oipokhgt7

Chemiese Bindings

• Atome vorm bindings om 'n stabieler elektronkonfigurasie te bereik, soortgelyk aan edelgasse met volle valenselektronskille.
• Valenselektrone is die elektrone in die buitenste energievlak van 'n atoom.
• Wanneer twee atome naby mekaar kom, is daar drie hoofkragte:
  • Afstootlike krag tussen die elektrone van die atome.
  • Aantreklike krag tussen die kern van een atoom en die elektrone van 'n ander.
  • Afstootlike krag tussen die twee positief gelaaide kerne.
• Die interaksie van hierdie kragte bepaal of 'n binding sal vorm:
  • As aantrekkingskragte oorheers, vorm 'n binding.
  • As afstootlike kragte oorheers, vorm geen binding nie.
• Lewis-diagramme gebruik kolletjies of kruise om die valenselektrone rondom 'n atoom se chemiese simbool voor te stel.
• Spektroskopiese notasie dui die elektronkonfigurasie van 'n atoom aan en toon die rangskikking van elektrone in verskillende energievlakke.
• Kovalente binding: 'n Chemiese binding waar pare elektrone tussen atome gedeel word.
• Elektrone in die buitenste orbitale oorvleuel, wat dit moontlik maak om ongepaarde elektrone te deel, wat lei tot 'n gevulde buitenste energiedop vir die bindende atome.

Tipes Kovalente Bindings

• Enkelbindings: Gevorm wanneer een paar elektrone tussen twee atome gedeel word.
• Dubbelbindings: Gevorm wanneer twee pare elektrone tussen twee atome gedeel word.
• Drievoudige bindings: Gevorm wanneer drie pare elektrone tussen twee atome gedeel word.
• Datief Kovalente Binding: 'n Tipe kovalente binding waar beide elektrone in die binding van dieselfde atoom afkomstig is.

Molekulêre Vorm

• Molekulêre vorm bepaal hoe molekules interaksie het en met ander molekules reageer.
• Dit beïnvloed eienskappe soos kookpunt en smeltpunt.
• Die vorm van 'n molekule is deurslaggewend vir sy funksie en eienskappe.
• VSEPR-teorie word gebruik om die vorm van molekules te voorspel: Valensdop elektronpaar afstoting.
• Dit stel dat valenselektronpare rondom 'n sentrale atoom hulself rangskik om afstoting te verminder.
• Die meetkunde van 'n molekule word bepaal deur afstoting tussen elektronpare (binding en nie-binding) rondom 'n sentrale atoom.

Bepaling van Molekulêre Vorm

• Teken die Lewis-diagram: Teken die molekule met 'n Lewis-diagram, wat alle valenselektrone rondom die sentrale atoom toon.
• Tel elektronpare: Tel die aantal elektronpare (binding en alleenpare) rondom die sentrale atoom.
• Bepaal meetkunde: Gebruik die aantal elektronpare om die basiese meetkunde van die molekule te bepaal deur VSEPR-teorie te gebruik.
• Lineêr: 1 of 2 bindende pare, 0 alleenpare, algemene formule AX of AX₂.
• Gebuig of Hoekig: 2 bindende pare, 2 alleenpare, algemene formule AX₂E₂.
• Trigonaal Planêr: 3 bindende pare, 0 alleenpare, algemene formule AX₃.
• Trigonaal Piramidaal: 3 bindende pare, 1 alleenpaar, algemene formule AX₃E.
• Tetraëdries: 4 bindende pare, 0 alleenpare, algemene formule AX₄.
• Trigonaal Bipiramidaal: 5 bindende pare, 0 alleenpare, algemene formule AX₅.
• Oktaëdries: 6 bindende pare, 0 alleenpare, algemene formule AX₆.
• Die vorm van 'n molekule kan in 3D gevisualiseer word:
  • Groen balle verteenwoordig alleenpare (E).
  • Wit balle verteenwoordig terminale atome (X).
  • Rooi balle verteenwoordig die sentrale atoom (A).

Stappe om Molekulêre Vorm te Voorspel

• Maak seker dat alle valenselektrone rondom die sentrale atoom getoon word.
• Bepaal die totale aantal bindende pare en alleenpare.
• Gebruik die elektronpaartelling om die molekulêre vorm te identifiseer deur VSEPR-teorie te gebruik.
• Stel die vasgestelde vorm van die molekule.
• BeCl₂: 2 bindende pare, 0 alleenpare, Lineêr.
  • Lewis Diagram: [ \text{Cl} \cdot \cdot \text{Be} \cdot \cdot \text{Cl} ]
• BF₃: 3 bindende pare, 0 alleenpare, Trigonaal Planêr.
  • Lewis Diagram: [ \text{F} \cdot \cdot \text{B} \cdot \cdot \text{F} \cdot \cdot \text{F} ]
• NH₃: 3 bindende pare, 1 alleenpaar, Trigonaal Piramidaal.
  • Lewis Diagram: [ \text{H} \cdot \cdot \text{N} \cdot \cdot \text{H} \cdot \cdot \text{H} ]

Elektronegatiwiteit

• Elektronegatiwiteit is 'n chemiese eienskap wat die vermoë van 'n atoom beskryf om elektrone na homself aan te trek.
• Dit is 'n dimensielose hoeveelheid wat van kardinale belang is om die aard van bindings tussen atome te bepaal.
• Dit help om te voorspel hoe atome in 'n molekule sal interaksie hê, beïnvloed die polariteit van molekules en beïnvloed eienskappe soos oplosbaarheid, smeltpunte en kookpunte.
• Laat chemici toe om molekulêre gedrag in chemiese reaksies en interaksies met ander molekules te voorspel.
• Die konsep van elektronegatiwiteit is in 1932 deur Linus Pauling bekendgestel.
• Pauling se verduideliking van die aard van bindings tussen atome in molekules het hom die Nobelprys vir Chemie in 1954 besorg.
• Elektronegatiwiteit verduidelik hoekom sommige atome elektrone sterker aantrek as ander, wat lei tot die vorming van polêre bindings.
• Elke element (behalwe edelgasse) het 'n elektronegatiwiteitswaarde tussen 0 en 4.
• Hoër elektronegatiwiteitswaardes dui op 'n sterker vermoë om elektrone aan te trek.

Berekening van Elektronegatiwiteit Verskille

• Identifiseer die elektronegatiwiteitswaardes van die twee atome.
• Trek die kleiner waarde van die groter waarde af.
• Nie-polêre kovalente binding: Elektronegatiwiteitsverskil is 0.
• Swak polêre kovalente binding: Elektronegatiwiteitsverskil tussen 0.1 en 1.
• Sterk polêre kovalente binding: Elektronegatiwiteitsverskil tussen 1.1 en 2.
• Ioonbinding: Elektronegatiwiteitsverskil groter as 2.1.
• Nie-polêre kovalente bindings vind plaas tussen twee identiese nie-metaalatome, wat lei tot gelyke deling van die elektronpaar.
• Polêre kovalente bindings vind plaas tussen verskillende nie-metaalatome.
• Die atoom met 'n hoër elektronegatiwiteit trek die gedeelde elektronpaar sterker aan, wat lei tot gedeeltelike ladings (δ+ en δ-).
• Polêre Molekules: Het een kant met 'n effens positiewe lading en een kant met 'n effens negatiewe lading as gevolg van ongelyke elektrondistribusie.
  • Die teenwoordigheid van polêre kovalente bindings en die molekule se vorm dra by tot sy algehele polariteit.
• Nie-polêre Molekules: Het 'n selfs verspreiding van ladings, óf omdat hulle saamgestel is uit nie-polêre bindings óf omdat hulle simmetries is, wat enige dipoolmomente kanselleer.

Bepaling van Molekulêre Polariteit

• Gebruik die VSEPR-teorie om die molekulêre meetkunde te vind.
• Simmetriese molekules is gewoonlik nie-polêr.
• Bepaal die verskille vir elke binding in die molekule.
• Evalueer die verspreiding van ladings om te bepaal of die molekule polêr of nie-polêr is.
• Oplosbaarheid: Polêre molekules is geneig om goed op te los in polêre oplosmiddels (soos water), terwyl nie-polêre molekules beter oplos in nie-polêre oplosmiddels (soos heksaan).
• Smelt- en Kookpunte: Polêre molekules het oor die algemeen hoër smelt- en kookpunte in vergelyking met nie-polêre molekules as gevolg van sterker intermolekulêre kragte (soos waterstofbinding) wat in polêre molekules voorkom.
• Elektronegatiwiteit beïnvloed bindingstipe en molekulêre eienskappe.

Tipes bindings

• Nie-polêre Kovalent: Gelyke deling van elektrone.
• Polêre Kovalent: Ongelyke deling van elektrone.
• Ionies: Volledige oordrag van elektrone.
• Molekulêre polariteit beïnvloed fisiese eienskappe en interaksies met ander molekules.

Energie en Binding

• Bindingslengte: Die afstand tussen die kerne van twee aangrensende atome wanneer hulle 'n binding vorm.
• Dit is spesifiek vir elke paar gebonde atome en word bepaal deur die balans tussen aantreklike en afstootlike kragte wanneer die atome in hul laagste energietoestand is.
• Bindingsenergie: Die hoeveelheid energie wat nodig is om 'n binding tussen twee atome te breek.
• Dit is 'n maatstaf van die binding se sterkte en weerspieël die stabiliteit van 'n molekule.
• Hoër bindingsenergieë dui op sterker bindings en groter stabiliteit.
• Bindingssterkte verwys na hoe sterk een atoom aan 'n ander in 'n chemiese binding gehou word.

Faktore wat Bindingssterkte Beïnvloed

• Bindingslengte: Korter bindingslengtes stem tipies ooreen met sterker bindings omdat die atome nader aan mekaar is, wat lei tot sterker aantrekkingskragte.
• Atoomgrootte: Kleiner atome vorm sterker bindings omdat hul kerne nader aan die gedeelde elektrone is, wat die aantrekking verhoog.
• Aantal Bindings: Meervoudige bindings (dubbel- of drievoudige bindings) is sterker as enkelbindings omdat meer elektrone tussen die atome gedeel word, wat die aantrekkingskrag verhoog.

Energieveranderinge in Bindingsvorming

• Wanneer atome nader aan mekaar kom, tree drie hoofkragte op:
  • Afstootlike Krag Tussen Elektrone: Elektrone in die buitenste skille van die atome stoot mekaar af as gevolg van hul negatiewe ladings.
  • Aantreklike Krag Tussen Kern en Elektrone: Die positief gelaaide kern van een atoom trek die negatief gelaaide elektrone van die ander atoom aan.
  • Afstootlike Krag Tussen Kerne: Die positief gelaaide kerne stoot mekaar af.
• Dalende Energie: Soos atome nader beweeg, oorheers aantrekkingskragte aanvanklik, wat veroorsaak dat die stelsel se energie afneem.
• Minimum Energiepunt (Bindingsvorming): Op 'n sekere afstand bereik die stelsel minimum energie waar aantreklike en afstootlike kragte balanseer.
  • Dit is waar die bindingslengte gevestig is, en die binding vorm.
• Toenemende Energie: As atome nader as die bindingslengte beweeg, oorheers afstootlike kragte, wat die stelsel se energie verhoog en die atome weer uitmekaar laat beweeg.

Grafiese Voorstelling

• 'n Grafiek van energieveranderinge soos atome mekaar nader, toon tipies:
• Energie Minimum (X): Die punt waar die binding vorm, wat die bindingslengte en bindingsenergie voorstel.
• Energie Toename Verby X: Dui aan dat afstootlike kragte dominant word as die atome nader aanmekaar gedruk word.
• Bindingsenergie: Die energieverskil tussen die gebonde toestand en die toestand waar atome ver uitmekaar is, wat die energie voorstel wat nodig is om die binding te breek.

Bindingseienskappe in Molekules

• Koolstofmonoksied (CO): Die bindingslengte word gemeet tussen die koolstof- en suurstofatome.
• Koolstofdioksied (CO₂): Elke C=O bindingslengte word individueel gemeet, wat konstante bindingslengtes toon as gevolg van identiese bindingomgewings rondom die koolstofatoom.