gtfdyuyi

Materie en Materiale

• Materie bestaan in drie toestande: vast, vloeibaar en gas.
• Verandering van toestand vind plaas deur die byvoeging of verwydering van hitte.
• Smelting is die proses waar 'n vastestof 'n vloeistof word by die smeltpunt.
• Vries is die proses waar 'n vloeistof 'n vastestof word by die vriespunt.
• Verdamping is die proses waar 'n vloeistof 'n gas word by die kookpunt.
• Verdamping vind vinnig plaas met die vorming van borrels.
• Kondensasie is die proses waar 'n gas 'n vloeistof word.
• Sublimasie is die proses waar 'n vastestof direk 'n gas word.
• Deposissie is die proses waar 'n gas direk 'n vastestof word.
• Die kinetiese molekulêre teorie verduidelik die eienskappe van materie deur die energie en beweging van partikels.
• Diffusie is die beweging van partikels van 'n hoë na 'n lae konsentrasie area, wat lei tot 'n eweredige verspreiding.
• Brown se beweging is die ewekansige beweging van partikels in 'n vloeistof.
• Hierdie beweging is die gevolg van konstante termiese beweging van partikels en die diffusie van baie partikels.
• In vastestowwe is partikels dig gepak in 'n vaste rangskikking en kan slegs in plek vibreer.
• In vloeistowwe is partikels dig gepak, maar kan verby mekaar beweeg, wat die vloeistof toelaat om te vloei.
• In gasse is partikels ver uitmekaar en beweeg vrylik en vul die houer.
• Robert Brown het Brown se beweging in 1828 waargeneem.

Die kinetiese molekulêre teorie

• Die teorie verskaf 'n raamwerk om die bestaan van verskillende materie fases te verduidelik.
• Alle materie bestaan uit partikels (atome of molekules).
• Partikels het verskillende hoeveelhede energie wat hul beweging beïnvloed.
• Energie vlak is direk verwant aan die temperatuur.
• Daar is spasies tussen partikels en aantrekkingskragte tree op wanneer hulle naby is.

Materie toestande

• In vaste stowwe het partikels lae energie en vibreer rondom vaste posisies.
• Hulle is dig gepak in 'n rooster struktuur, wat hulle onsaamdrukbaar en rigied maak.
• In vloeistowwe het partikels meer energie en kan verby mekaar beweeg.
• Aantrekkingskragte is swakker as in vaste stowwe, maar sterk genoeg vir samehorigheid.
• In gasse het partikels hoë energie, beweeg vinnig en is wyd gespasieer.
• Dit maak gasse maklik saamdrukbaar met lae digthede.
• Koperatome vibreer in plek met min beweging in vaste koper.
• Wanneer vaste koper verhit word, kry die atome genoeg energie om vry te breek van hul vaste posisies, wat oorgaan na die vloeibare toestand.
• Wanneer vloeibare koper verder verhit word, kry die atome genoeg energie om oor te gaan na die gasvormige toestand.

Fase-oorgange

• Smelting is wanneer 'n vastestof hitte absorbeer en 'n vloeistof word by die smeltpunt.
• Vries is die omgekeerde, waar 'n vloeistof hitte verloor en 'n vastestof word by die vriespunt.
• Verdamping is wanneer 'n vloeistof 'n gas word, vinnig met borrels by die kookpunt.
• Kondensasie is die omgekeerde, waar 'n gas afkoel en 'n vloeistof word.
• Sublimasie is direkte oorgang van 'n vastestof na 'n gas.
• Deposissie is die omgekeerde, waar 'n gas direk 'n vastestof word.
• Tydens smelting kry partikels energie, vibreer kragtiger en breek uiteindelik vry van hul vaste posisies.
• Tydens vriespunt verloor partikels energie, vertraag en rangskik hulself in 'n vaste, ordelike struktuur.
• Tydens verdamping kry partikels genoeg energie om aantrekkingskragte te oorkom en beweeg vrylik as 'n gas.
• Tydens kondensasie verloor gasdeeltjies energie terwyl hulle nader aan mekaar beweeg, wat toelaat dat aantrekkingskragte hulle in 'n vloeibare toestand intrek.
• Tydens sublimasie kry partikels genoeg energie om vry te breek van die vaste struktuur en versprei as 'n gas.
• Tydens afsetting verloor gasdeeltjies vinnig energie en vorm 'n vaste struktuur.

Klassifikasie van Materie

• Enigiets wat massa het en ruimte inneem, word as materie gedefinieer.
• Materie word geklassifiseer as óf suiwer stowwe óf mengsels.
• Die toestand van materie (vastestof, vloeistof, gas) is 'n afsonderlike klassifikasie gebaseer op fisiese vorm, terwyl die klassifikasie op samestelling fokus.
• Die klassifikasie hang af van die teenwoordigheid van verskillende tipes partikels en of hulle chemies gebind is.

Suiwer Stowwe

• 'n Suiwer stof bestaan uit slegs een tipe partikel en het 'n eenvormige samestelling.
• Kan nie deur fisiese metodes geskei word nie.
• Elemente bestaan uit slegs een tipe atoom en kan nie deur chemiese middele afgebreek word nie.
• Elemente word gedefinieer deur hul atoomgetal en gelys in die Periodieke Tabel.
• Elemente kan as atome of molekules bestaan.
• 'n Samestelling bestaan uit twee of meer verskillende elemente chemies gebind in 'n vaste verhouding.
• Chemiese bindings hou elemente saam (kovalent of ionies).
• Kan slegs deur chemiese reaksies geskei word en het verskillende eienskappe as die samestellende elemente.
• 'n Samestelling het 'n definitiewe chemiese formule wat die elemente en hul verhoudings voorstel.
• Voorbeelde: Water (H₂O), Koolstofdioksied (CO₂), Natriumchloried (NaCl).

Mengsels

• 'n Mengsel bevat twee of meer stowwe fisies gekombineer, maar nie chemies gebind nie.
• Elke komponent behou sy eie eienskappe.
• Daar is geen vaste verhouding tussen komponente nie.
• Kan deur fisiese metodes geskei word.
• Homogene mengsels het 'n eenvormige samestelling en word ook oplossings genoem.
• Die partikels is op molekulêre vlak en sak nie mettertyd uit nie.
• Heterogene mengsels het 'n nie-eenvormige samestelling.
• Die verskillende stowwe kan afsonderlik gesien word en die mengsel wissel van een deel na 'n ander.
• Heterogene mengsels het twee of meer fases ('n area van 'n ander samestelling).
• Voorbeelde van homogene mengsels: Seewater, lug, legerings (bv. geelkoper, staal).
• Voorbeelde van heterogene mengsels: Slaai, olie en water, granietsteen.

Metodes om Mengsels te Skei

• Aangesien mengsels fisies gekombineer is, kan hulle fisies geskei word deur verskillende tegnieke gebaseer op partikelgrootte, kookpunt, oplosbaarheid en magnetisme.
• Filtreer: onoplosbare vaste stowwe van vloeistowwe.
• Distillasie: vloeistowwe met verskillende kookpunte.
• Verdamping: opgeloste vaste stowwe van oplossings.
• Chromatografie: verskillende stowwe in 'n mengsel (verskille in oplosbaarheid).
• Skeidende Tregter (Dekantasie): onmengbare vloeistowwe.
• Magnetiese Skeiding: magnetiese stowwe van nie-magnetiese stowwe.
• Sif: vaste stowwe van verskillende groottes.

Fisiese vs. Chemiese Eienskappe

• Fisiese eienskappe kan waargeneem of gemeet word sonder om die stof se identiteit te verander.
• Voorbeelde sluit in kleur, reuk, digtheid, smeltpunt, kookpunt, elektriese en termiese geleidingsvermoë, smeebaarheid en rekbaarheid.
• Chemiese eienskappe beskryf hoe 'n stof met ander stowwe reageer en kan slegs tydens 'n chemiese reaksie waargeneem word.
• Voorbeelde sluit in reaktiwiteit, vlambaarheid en korrosie.
• Fisiese veranderinge vorm geen nuwe stof nie.
• Chemiese veranderinge vorm 'n nuwe stof.

Model van die Atoom

• Die moderne begrip van die atoom het oor eeue ontwikkel deur die bydraes van baie wetenskaplikes.
• Demokritus en Leucippus het voorgestel dat alle materie uit klein, ondeelbare partikels (atome) bestaan.
• John Dalton het voorgestel dat alle materie uit klein, ondeelbare partikels (atome) bestaan.
• Elke element bestaan uit een tipe atoom.
• Samestellings is kombinasies van verskillende tipes atome in vaste verhoudings.
• J.J. Thomson het die elektron ontdek en die "pruimpoedingmodel" voorgestel.
• Atome is sfere van positiewe lading met negatiewe elektrone daarin.
• Ernest Rutherford het voorgestel dat atome 'n digte, positief gelaaide kern het met elektrone wat daaroor wentel.
• Niels Bohr het voorgestel dat elektrone in vaste energievlakke om die kern wentel.
• Atome gee lig uit of absorbeer dit wanneer elektrone tussen energievlakke beweeg.
• James Chadwick het die neutron ontdek, wat saam met protone die atoomkern vorm.
• Die kwantummeganiese model beskryf elektrone as bestaande in waarskynlike orbitale.
• Gebruik wiskundige vergelykings om die gedrag van elektrone te beskryf.
• Democritus en Leucippus het die konsep van atome in die vyfde eeu v.C. bekendgestel.
• Dalton se model: Materie bestaan uit klein, ondeelbare partikels wat atome genoem word, elke element bestaan uit een tipe atoom, en verbindings is kombinasies van verskillende tipes atome in vaste verhoudings
• Thomson se pruimpoedingmodel: Atome bestaan uit elektrone wat in 'n "sop" van positiewe lading ingebed is.
• Rutherford se kernmodel: Atome bestaan uit 'n digte, positief gelaaide kern omring deur wentelende elektrone.
• Bohr se model: Elektrone wentel om die kern in vaste energievlakke, atome gee lig uit of absorbeer dit wanneer elektrone tussen hierdie vlakke beweeg.
• Kwantummeganiese model: Elektrone bestaan in waarskynlike orbitale met golfdeeltjiesdualiteit, beskryf deur kwantummeganika.

Atoom Massa en Diameter

• Die massa van 'n koolstofatoom is ongeveer (1.99 \times 10^{-26}) kg.
• Die massa van 'n waterstofatoom is ongeveer (1.67 \times 10^{-27}) kg.
• Die atoommassa-eenheid (amu) is gebaseer op die koolstof-12 isotoop, wat 'n massa van presies 12,0 u toegewys is.
• Die waarde van 1 atoommassa-eenheid is (1.67 \times 10^{-24}) gram of (1.67 \times 10^{-27}) kilogram.
• Die atoomkern is baie klein in vergelyking met die algehele grootte daarvan.
• Die relatiewe atoommassa van 'n element is die gemiddelde massa van al die natuurlike isotope van daardie element, uitgedruk in atoommassa-eenhede.
• Die atoommassa van koolstof is 12.0 u, stikstof is 14.0 u, broom is 79.9 u, magnesium is 24.3 u, kalium is 39.1 u, kalsium is 40.1 u, en suurstof is 16.0 u.
• As 'n atoom die grootte van 'n sokkerstadion was, sou die kern die grootte van 'n ertjie wees wat in die middel van die stadion geleë is.

Atoom struktuur

• Elektrone het 'n massa van (9.11 \times 10^{-31}) kg en 'n negatiewe lading van (1.6 \times 10^{-19}) C.
• Die atoomkern bevat protone en neutrone (nukleone).
• Protone het 'n positiewe lading van (+1.6 \times 10^{-19}) C en 'n massa van (1.6726 \times 10^{-27}) kg.
• Neutrone is neutraal, met 'n massa van (1.6749 \times 10^{-27}) kg.
• Die atoomgetal (Z) is die aantal protone, wat die element definieer.
• Die atoommassagetal (A) is die totale aantal nukleone (protone + neutrone).
• Isotope het dieselfde atoomgetal maar verskillende atoommassagetalle.
• Neutrale atome het gelyke getalle elektrone en protone.
• Ione word gevorm wanneer atome elektrone verloor (katione, positief gelaai) of wen (anione, negatief gelaai).
• Protons en neutrone is in die kern geleë, terwyl elektrone om die kern wentel in verskeie energievlakke.
• Die aantal protone in die atoomkern bepaal die atoomgetal (Z), en die identiteit en chemiese eienskappe daarvan.
• Die atoommassagetal (A) is die som van die protone en neutrone in die kern van 'n atoom.
• Standaardnotasie vir die voorstelling van 'n element bevat sy atoomgetal, atoommassagetal en chemiese simbool.
• Koolstof kan voorgestel word as (^{12}_{6}C), waar 12 die atoommassagetal, 6 die atoomgetal is, en C die chemiese simbool is.
• As 'n atoom elektrone verloor, word dit 'n positief gelaaide ioon of katioon.
• As 'n atoom elektrone verkry, word dit 'n negatief gelaaide ioon of anioon.

Isotope

• Isotope het dieselfde atoomgetal (Z) maar verskillende getalle neutrone (verskillende atoommassagetal, A).
• Die term "isotoop" kom van die Griekse woorde "isos" (gelyk) en "topos" (plek).
• Isotope het dieselfde chemiese eienskappe, maar verskillende fisiese eienskappe (stabiliteit).
• Isotopes word voorgestel met die element simbool en die atoommassagetal (bv. (^{35}_{17}Cl) of Cl-35).
• Verskillende isotope van 'n element kom in die natuur in verskillende persentasies voor.
• Chloor het twee algemene isotope:
  • (^{35}_{17}Cl) of Cl-35, wat 17 protone en 18 neutrone het.
  • (^{37}_{17}Cl) of Cl-37, wat 17 protone en 20 neutrone het.
• Isotope beset dieselfde plek op die periodieke tabel omdat hulle dieselfde aantal protone het en dus aan dieselfde element behoort, alhoewel hulle verskillende getalle neutrone het.

Die gemiddelde atoommassa word bereken:

• Gemiddelde Atoom Massa = (% Isotoop 1 × Atoom Massa van Isotoop 1) + (% Isotoop 2 × Atoom Massa van Isotoop 2)
• Isotope speel 'n belangrike rol in kernreaksies, mediese beeldvorming en klimaatsveranderingstudies.
• Gemiddelde atoommassa van chloor word bereken as volg: ( \text{Gemiddelde Atoom Massa} = (0.75 \times 35 , \text{u}) + (0.25 \times 37 , \text{u}) = (26.25 , \text{u}) + (9.25 , \text{u}) = 35.5 , \text{u} )

Elektroniese Konfigurasie

• Elektrone in 'n atoom het verskillende energieë en word in energievlakke rondom die atoomkern geplaas.
• Die eerste energievlak kan twee elektrone hou.
• Die tweede energievlak kan tot agt elektrone hou.
• Binne elke energievlak beset elektrone orbitale.
• 'n Orbitaal is 'n streek rondom 'n atoom waar 'n elektron waarskynlik gevind sal word.
• Die elektronkonfigurasie beskryf die rangskikking van elektrone in 'n atoom se energievlakke en orbitale.
• Elke orbitaal kan twee elektrone hou (elektronpaar).
• Elektrone bevoordeel dit om alleen in 'n orbitaal te wees, maar sal saambind indien nodig voordat hulle na 'n hoër energie orbitaal beweeg.
• Aufbau-diagramme en spektroskopiese notasie word gebruik om elektronkonfigurasies voor te stel.
• Hund se reël verklaar dat elektrone verkies om orbitale enkel te beset eerder as om te paar.
• Pauli se uitsluitingsbeginsel bevestig dat elektrone 'n eienskap het wat spin genoem word.
• Twee elektrone in dieselfde orbitaal moet teenoorgestelde draaie hê.
• Orbitale het verskillende vorms (sferies vir s-orbitale, haltervormig vir p-orbitale).
• Valenselektrone (in die buitenste energievlak) bepaal 'n element se chemiese eienskappe.
• Kernelektrone is in die binneste energievlakke.
• Dit is fundamenteel om elektronkonfigurasie te verstaan om 'n element se chemiese gedrag te voorspel en te verduidelik.
• Atome is die stabielste as hul valensiedoppe vol is, wat dikwels bereik word deur chemiese bindings te vorm.
• Atome wissel in wisselwerking deur hul valenselektrone gedurende chemiese reaksies.
• Elektrone met die laagste energie word die naaste aan die kern gevind, waar die aantrekkingskrag van die positief gelaaide kern die sterkste is.
• Elektrone met hoër energie word verder weg gevind, aangesien hul energie hulle in staat stel om die aantrekkingskrag van die kern te oorkom.
• Litium (Li) het 3 elektrone. Die eerste twee elektrone beset die eerste energievlak, en die derde elektron woon in die tweede energievlak.
• Fluoor (F) het 9 elektrone. Die eerste twee elektrone vul die eerste energievlak, en die oorblywende sewe elektrone vul die tweede energievlak.
• Neon (Ne) het 10 elektrone. Die eerste twee elektrone vul die eerste energievlak, en die oorblywende agt elektrone vul die tweede energievlak.
• Die eerste energievlak bevat slegs een s orbitaal, die tweede energievlak bevat een s orbitaal en drie p orbitale, en die derde energievlak bevat een s orbitaal, drie p orbitale en vyf d orbitale.
• Die elektronkonfigurasie van fluoor (9 elektrone) word geskryf as 1s² 2s² 2p⁵, elektronkonfigurasie van argon (18 elektrone) word geskryf as 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶.
• Die valensiedop bevat 8 elektrone.

Periodieke Tabel

• Dmitri Mendeleev het die eerste wyd erkende periodieke tabel in 1869 geskep.
• Elemente is gerangskik in stygende atoomgetal.
• Kolomme word groepe genoem, rye word periodes genoem.
• Atoomradius neem af oor 'n periode (van links na regs) en neem toe af in 'n groep.
• Ionisasie-energie neem toe oor 'n periode en neem af in 'n groep.
• Elektronegatiwiteit neem toe oor 'n periode en neem af in 'n groep.
• Elemente in dieselfde groep het soortgelyke chemiese eienskappe (dieselfde aantal valenselektrone).
• Groep 1 is alkalimetale.
• Groep 2 is aardalkalimetale.
• Groep 17 is halogene.
• Groep 18 is edelgasse.
• Boor (B) is in periode 2 en groep 13.
• Fosfor (P) is in periode 3 en groep 15, het elektronkonfigurasie [Ne]3s²3p³.
• Natrium (Na) het 'n laer ionisasie-energie en groter atoomradius in vergelyking met chloor (Cl).

Groepe se chemiese eienskappe

• Alkalimetale (Groep 1) is hoogs reaktief met water, sag en word vinnig dof.
• Aardalkalimetale (Groep 2) is minder reaktief as alkalimetale, maar steeds redelik reaktief.
• Oorgangsmetale (Groepe 3-12) is minder reaktief, vorm dikwels gekleurde verbindings.
• Groep 13 bevat metale en metalloïede met verskillende reaktiwiteit.
• Groep 14 bevat nie-metale, metalloïede en metale met wisselende chemiese eienskappe.
• Pnictogene (Groep 15) bevat nie-metale, metalloïede en metale.
• Chalcogene (Groep 16) bevat nie-metale en metalloïede (suurstof is noodsaaklik vir asemhaling).
• Halogene (Groep 17) is baie reaktiewe nie-metale wat soute vorm.
• Edelgasse (Groep 18) is inerte (nie-reaktiewe) gasse met volledige valenselektronskille.
• Atoomradius neem af in 'n groep.
• Ionisasie-energie en elektronegatiwiteit neem af in 'n groep.
• Smelt- en kookpunte wissel wyd.
• Digtheid neem gewoonlik toe in 'n groep.
• Valenselektrone is geredelik verloor om katione met 'n +1 lading te vorm in groep 1.
• Reaktiwiteit neem toe soos jy in die Groep afbeweeg.
• Chloor- en oksied vorm verbindings met chloor (chlorides) en suurstof (oksiedes) in voorspelbare verhoudings (bv. NaCl, K₂O).
• Atoomradius neem toe, eerste ionisasie-energie, elektronegatiwiteit, smelt- en kookpunte neem almal af, en digtheid neem toe soos jy af in die groep beweeg.
• General elektronkonfigurasie vir Groep 1 is [edelgas]ns¹.
• General elektronkonfigurasie vir Groep 2 is [edelgas]ns².
• General elektronkonfigurasie vir Groep 13 is [edelgas]ns²np¹.
• General elektronkonfigurasie vir Groep 14 is [edelgas]ns²np².
• General elektronkonfigurasie vir Groep 15 is [edelgas]ns²np³.
• General elektronkonfigurasie vir Groep 16 is [edelgas]ns²np⁴.
• General elektronkonfigurasie vir Groep 17 is [edelgas]ns²np⁵.
• General elektronkonfigurasie vir Groep 18 is [edelgas]ns²np⁶ (behalwe vir Helium, wat 1s² is).
• Halogene se reaktiwiteit neem af in die groep.

Chemiese Binding

• Valenselektrone is die elektrone in die buitenste energievlak (dop) van die atoom se elektroniese struktuur.
• Waterstofatoom(H) -- eenvalenselektron word voorgestel met 'n enkele punt langs die simbool.
• Chlooratoom(Cl) -- sewe valenselektrone word voorgestel met sewe kolletjies gerangskik in pare om die elektronkonfigurasie weer te gee.
• Enkelbinding – 'n enkele kovalente binding word gevorm wanneer twee elektrone gedeel word (een van elke atoom), aangedui deur 'n paar kolletjies.
• Dubbelbinding -- 'n dubbele kovalente binding word gevorm wanneer vier elektrone gedeel word (twee pare), aangedui deur twee pare kolletjies.
• Drievoudige binding – 'n drievoudige kovalente binding word gevorm wanneer ses elektrone gedeel word (drie pare), aangedui deur drie pare kolletjies.
• In waterstofchloried deel 'n waterstofatoom een elektron met 'n chlooratoom, wat 'n enkele kovalente binding vorm.
• Jodium atoom het sewe valenselektrone en deel een elektron met 'n ander jodiumatoom, wat 'n enkele kovalente binding vorm.
• Die suurstofatoom in water deel elektrone met twee waterstofatome, wat twee enkele kovalente bindings vorm.
• Die koolstofatoom in koolstofdioksied deel twee pare elektrone met elk van twee suurstofatome, wat twee dubbel kovalente bindings vorm.
• Die koolstofatoom in waterstofsianied deel drie pare elektrone met 'n stikstofatoom, wat 'n drievoudige binding vorm, en een paar met 'n waterstofatoom, wat 'n enkele binding vorm.

Kovalente Binding

• Kovalente binding vind plaas tussen nie-metaalatome waar elektrone tussen atome gedeel word.
• Buitende orbitale oorvleuel en elektrone word gedeel.
• Die gedeelde elektrone beweeg in orbitale rondom beide atome.
• Die gedeelde negatiewe elektrone skep 'n aantrekking tussen hulle en die positiewe atoomkern.
• Enkelbinding word gevorm wanneer twee elektrone gedeel word.
• Dubbelbinding word gevorm wanneer vier elektrone gedeel word.
• Drievoudigebinding word gevorm wanneer ses elektrone gedeel word.
• Valensie dui die aantal elektrone aan wat gebruik kan word om bindings te vorm.
• Kovalente verbindings het laer smelt- en kookpunte.
• Meer buigsaam, nie baie oplosbaar in water nie, geleid nie elektrisiteit nie wanneer dit in water opgelos word nie.
• Kovalente binding is 'n vorm van chemiese binding waar pare elektrone tussen atome gedeel word.
• Valensie is die aantal elektrone in die buitenste vlak van 'n atoom wat gebruik kan word om bindings met ander atome te vorm.
• Hierdie is voorbeelde van molekules met kovalente bindings:
  • Waterstofchloried (HCl): Die waterstofatoom (H) is deur 'n enkele paar gedeelde elektrone aan die chlooratoom (Cl) gebind.
  • Jodiummolekule (I₂): Twee jodiumatome (I) is deur 'n enkele paar gedeelde elektrone gebind.
  • Water (H₂O): Die suurstofatoom (O) is gebind aan twee waterstofatome (H) deur twee pare gedeelde elektrone, een paar met elke waterstof.
  • Koolstofdioksied (CO₂): Die koolstofatoom (C) is gebind aan twee suurstofatome (O) deur twee dubbel kovalente bindings (twee pare gedeelde elektrone met elke suurstof).
  • Stikstofmolekule (N₂): Twee stikstofatome (N) is gebind deur drie pare gedeelde elektrone, wat 'n drievoudige kovalente binding vorm.

Ioniese Binding

• Ioniese binding vind plaas wanneer elektrone van een atoom na 'n ander oorgedra word, tipies tussen metaal- en nie-metaalatome.
• Elektronegatiwiteit is die dryfveer agter ioniese binding.
• Atoom met 'n onderste elektronegatiwiteit (metaal) verloor elektrone en word 'n kation (positief gelaai).
• Atoom met 'n hoër elektronegatiwiteit (nie-metaal) neem elektrone op en word 'n anioon (negatief gelaai).
• Ione word aangetrek deur sterk elektrostatiese kragte, wat 'n ioniese binding vorm.
• Ioniese verbindings bestaan nie as afsonderlike molekules nie, maar vorm 'n kristalroosterstruktuur.
• Hulle het 'n hoë smelt- en kookpunt.
• Breekbaar en kan breek.
• Geleid nie elektrisiteit in 'n soliede toestand nie, maar kan wel wanneer opgelos of gesmelt.
• 'n Ioniese binding vind plaas wanneer een of meer elektrone van een atoom na 'n ander oorgedra word.
• Wanneer die verskil in elektronegatiwiteit tussen twee atome meer as 1.7 is, is ioniese binding waarskynliker.
• 'n Kristalroosterstruktuur is 'n herhalende driedimensionele rangskikking van ione.
• In natriumchloried (NaCl) word elke natriumioon omring deur ses chloriedione en omgekeerd, wat 'n kubiese rooster vorm.
• Soliede ioniese verbindings gelei nie elektrisiteit omdat die ione in plek vas is binne die rooster.
• Wanneer opgelos in water of gesmelt, gelei ioniese verbindings wel elektrisiteit as gevolg van die beweeglikheid van die vrye ione in die oplossing of gesmelte toestand.

Metaliese Binding

• Metaliese binding is 'n binding wat in metale voorkom.
• Valenselektrone is nie aan een atoom vas nie, maar beweeg vrylik deur die hele struktuur.
• Hierdie "see van elektrone" skep 'n elektrostatiese aantrekkingskrag met positiewe metaalione.
• Gedeëlokaliseerde elektrone absorbeer en heruitstraal lig, wat metale laat blink.
• Die vrye beweging van elektrone gee metale elektriese Geleidingsvermoë.
• Hoë digtheid a.g.v. 'n nou pakking van atome in die rooster.
• Metale kan in dun blaaie gehamer word (smeebaarheid).
• In drade getrek word (rekbaarheid) omdat atome verby mekaar kan gly sonder om die metaaliese binding te breek.
• Metale kan verskillende tipes kristalroosters vorm: liggaamsgesentreerde kubieke (BCC), vlakgesentreerde kubieke (FCC) en heksagonale noupak (HCP).
• Materiaal kan gebruik word om 'n fisiese model te bou, met gekleurde balle wat positiewe metaalione verteenwoordig en stokkies wat die gedelokaliseerde elektrone illustreer.
• Die "see van elektrone" skep 'n elektrostatiese aantrekkingskrag met positiewe metaalione.
• Liggaamsgesentreerde kubieke (BCC): Elke atoom is op die hoeke van 'n kubus met een atoom in die middel van die kubus.
• Vlakgesentreerde kubieke (FCC): Elke atoom is op die hoeke van 'n kubus met atome in die middel van elke vlak van die kubus.
• Heksagonale noupak (HCP): Atome word dig saamgepak in 'n heksagonale rangskikking.
• 'n Model moet balle (of lekkergoed soos jellytots) gebruik om positiewe metaalione voor te stel en stokkies (of tandestokkies) om die gedelokaliseerde elektrone te illustreer.

Formules Skryf

• Dit is noodsaaklik om die totale positiewe lading en negatiewe lading te balanseer om te verseker dat die verbinding elektries neutraal is.
• 'n Ioniese spesie met 'n negatiewe lading -Anioon
• 'n Ioniese spesie met 'n positiewe lading -Katioon
• Bepaal eers die lading van elke ioon.
• Kombineer dan die ione tot die lading gebalanseer het.
• Gebruik die kruismetode -- wisselladings oor deur dit as onderskrifte vir die teenoorgestelde ioon te gebruik (bv. Al+3 en O-2 word Al2O3).
• Formulemassa word bereken deur al die atoommassas in die formule bymekaar te tel.
• Wanneer 'n formule vir 'n verbinding geskryf word, is dit noodsaaklik om die totale positiewe en negatiewe ladings te balanseer om te verseker dat die verbinding elektries neutraal is.
• As die ladings nie balanseer nie, sal die verbinding nie in 'n stabiele vorm bestaan nie.
• Die konsolidasievermoë dui aan hoeveel elektrone 'n ioon kan kry, verloor of deel om 'n volle buitenste vlak te bereik.

Algemene Anione:

• Acetaat (etanoaat): ( \text{CH}_3\text{COO}^ )
• Karbonaat: ( \text{CO}_3^{2} )
• Chloraat: ( \text{ClO}_3^ )
• Chromaati: ( \text{CrO}_4^{2} )
• Sianied: ( \text{CN}^ )
• Dihidrogeenfosfaat: ( \text{H}_2\text{PO}_4^ )
• Waterstofkarbonaat (bikarbonaat): ( \text{HCO}_3^ )
• Waterstoffosfaat: ( \text{HPO}_4