Wanneer twee atome dus elektrone deel, moet die elektrone teenoorgestelde spin hê.

Transcriptie

1 Volgens Pauli se uitsluitingsbeginsel kan twee elektrone slegs in dieselfde orbitaal om die kern beweeg as hulle teenoorgestelde spin het, aangesien elektrone mekaar eintlik moet afstoot. As hulle egter teenoorgestelde spin het, kan hulle in dieselfde orbitaal gehuisves word. Wanneer twee atome dus elektrone deel, moet die elektrone teenoorgestelde spin hê. Die deling vind plaas op die basis van die oorvleueling van halfgevulde orbitale (of elektronwolke) van die twee atome, soos in die volgende skets gesien kan word: Die elektronwolk waarvan ons hier praat is die posisies waar die elektron kan wees op enige gegewe tydstip, en waarop dit dus neerkom is dat die linkerkantste atoom se ongepaarde elektron moontlik ook nou daar kan wees waar die regterkantste atoom n elektron sou wou hê, en daarom kan ons sê die atome deel hulle elektrone met mekaar. Dit is dus nie regtig die elektron wat om altwee kerne wentel nie, maar meer die waarskynlikheid wat groter is om elektrone by altwee kerne op te spoor. Jy moet egter nie te veel bekommer hieroor nie hierdie feite kom uit n vakgebied wat bekend staan as Kwantumfisika, en dit is geweldig meer ingewikkeld as wat jy nou nodig het om te weet.

2 Om terug te kom na die kovalente binding : Die paring van elektrone uit halfgevulde orbitale van verskillende atome en die gevolglike deling van hierdie nuwe paar elektrone met teenoorgestelde spin onder mekaar vorm die kovalente binding. Dit kan gebeur dat n kovalente binding gevorm word tussen twee eenderse atome, bv. tussen twee suurstofatome (O) om n diatomiese suurstofmolekuul O 2 te vorm. In n geval soos hierdie is die gedeelde elektronpaar presies tussen hierdie twee kerne, en die molekuul as n geheel het nie n polariteit nie, met ander woorde dit het geen punt waar die positiewe of negatiewe lading sterker is as op n ander plek nie. Wanneer die deling egter plaasvind tussen twee verskillende atome, soos byvoorbeeld tussen waterstof (H) en chloor (Cl) om soutsuur(hcl) te vorm, dan veroorsaak die sterker positiewe aantrekkingskrag van die groter chloor atoom dat die gedeelde elektronpaar nader aan die chloor-kern sal wees as aan die waterstof-kern, en dit gee aan die molekuul n polariteit, sodat die een kant van die molekuul altyd n effense negatiewe lading sal hê, omdat die negatiewe elektrone daardie kant van die molekuul is. In die eerste geval praat ons dus van n nie-polêre kovalente binding en in die tweede geval van n polêre kovalente binding.

3 Ons gebruik die uitdrukking delta positief ( +) en delta negatief ( -) wanneer ons praat van iets wat baie klein is. Die simbool delta ( ) dui dus n baie klein hoeveelheid aan Daar is twee gewilde maniere om die kovalente binding mee voor te stel, naamlik die Lewis-notasie en die Couper-notasie. Kom ons kyk gou na die twee skryfstyle: Lewis-notasie: In hierdie skryfstyl word die valensie elektrone as kolletjies en/of kruisies om die element se simbool aangedui, bv Dit is dan duidelik van hierdie voorstelling dat waterstof en chloor met mekaar kan bind, want waterstof het een elektron om te verloor, en chloor het een nodig, dus sal die molekuul van soutsuur (HCl) soos volg lyk:

4 Couper-notasie Hierdie notasie is baie dieselfde as Lewis-notasie, met die verskil dat die bindingspaar aangedui word met n strepie, en nie n kolletjie-en-kruisie nie. In die geval van HCL sal die notasie dus soos volg lyk: En die binding van n watermolekuul sal met die volgende voorstelling gedoen word : In Organiese Chemie word die Couper-notasie verkies bo die Lewis-notasie.

5 Kyk gou na die volgende tabel van voorbeelde : Formule Lewis Notasie Couper Notasie Ons kan aanvaar dat wanneer twee eenderse atome met mekaar verbind, bv H 2, dan sal die molekuul soos volg lyk : Ons sê hierdie molekuul is lineêr, omdat die twee atome in n reguit lyn langs mekaar lê.

6 Wat gebeur egter nou in die geval van die watermolekule? Wat is die hoek waarteen die atome met mekaar verbind? n Amerikaanse wetenskaplike met die naam Linus Pauling het baie navorsing hieroor gedoen en bevind dat verskillende molekules met verskillende hoeke sal bind, maar altyd n simmetriese vorm sal hê. Hy het gevind dat die watermolekuul soos volg lyk: In die geval van die metaan (CH 4 ) molekule raak die situasie so n bietjie meer ingewikkeld. Daar is nou een koolstof atoom en 4 waterstowwe wat met mekaar moet bind, maar altyd in drie dimensies simmetries moet bly. Die molekuul lyk dan soos hieronder: Ons noem hierdie tipe voorwerp n reëlmatige tetraëder, en dit kan ook soos volg lyk: Die hoek tussen enige twee van die bene is altyd 109,5.

7 Die NH 3 molekuul vorm weer n piramidale voorwerp, wat soos volg lyk Die hoek tussen enige van die lyne wat die waterstof atome met mekaar vorm vanaf die stikstof atoom af gemeet, is altyd 107,3. Ons het vroeër gewys op die neiging van kovalente bindings om n polariteit te openbaar as twee verskillende atome met mekaar bind. Die bindingspaar sal nader aan een van die atome wees, en daar is n reël wat sê dat die atoom met die grootste elektronegatiwiteit die een sal wees wat die bindingspaar die naaste aan hom sal hê. Elektronegatiwiteit is n maatstaf van die neiging van n atoom in n molekuul of in n groep atome om die bindingselektrone nader te trek om n polêre binding te vorm. Elektronegatiwiteit kan nie direk gemeet word nie, en daarom het wetenskaplikes teoretiese elektronegatiwiteitswaardes vir elemente bereken.

8 Kyk na die volgende tabel vir die waardes van elektronegatiwiteit wat deur Linus Pauling afgelei is, en wat vandag die meeste gebruik word: I II III IV V VI VII 0 H He 2,1 Li Be B C N O F 1,01,5 2,02,5 3,0 3,54,0 Ne Na Mg Al Si P S Cl 0,91,2 1,51,8 2,1 2,53,0 Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 0,81,01,3 1,51,61,61,5 1,8 1,8 1,8 1,91,61,61,8 2,0 2,42,8 Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Te Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 0,81,01,2 1,41,61,81,9 2,2 2,2 2,2 1,91,71,71,8 1,9 2,12,5 Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 0,70,91,1 1,31,51,71,9 2,2 2,2 2,2 2,41,91,81,8 1,9 2,02,2 Rn Fr Ra Ac 0,70,91,1 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Yb Dy Ho Er Tm Yb Lu 1,1 1,11,21,1 1,2 1,1 1,1 1,2 1,2 1,2 1,2 1,2 1,2 1,2 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lw 1,31,51,71,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3

9 Kom ons bekyk nou gou die soutsuur (HCl) molekule: Elektronegatiwiteit 2,1 3,0 Verskil 0,9 Aangesien die grootste elektronegatiwiteit by die chloor atoom lê, sal die bindingspaar nader aan die chloor-atoom se kant lê, en dus sal hierdie molekuul altyd n negatiewe kant en n positiewe kant hê, amper soos n flitssel. Kyk ons egter na die waterstof fluoried-molekuul (HF) sien ons dat dieselfde gebeur, maar dat die verskil groter is: Fluoor Waterstof Elektronegatiwiteit 4,0 2,1 Verskil 1,9

10 Die groter verskil wat gegee word dui dan ook daarop dat die HF molekuul n groter polariteit sal hê as die HCl molekuul, of anders gestel, dit sou n sterker battery (flitssel) gemaak het. Die elektronegatiwiteit is egter nie al faktor by die vorming van molekule nie. Kom ons kyk gou na spesifieke gevalle: Eerstens die koolstofdioksied-molekuul, CO 2 Hierdie is n lineêre molekuul, en as ons die elektronegatiwiteitsverskil bereken kry ons aan weerskante van die molekuul n neiging na negatief: Elektronegatiwiteit : 3,5 2,5 3,5 Verskil 1 1 Dit is egter onmoontlik om twee negatiewe pole te hê, dus is die CO 2 molekuul eintlik nie-polêr, as gevolg van die simmetrie van die molekuul self Dieselfde sal gebeur met die metaan-molekuul, CH 4. Water is egter n ander saak. Die vorm van die molekuul leen homself daartoe dat die waterstof atome aan die een kant van die suurstof atoom saamdrom, en dus n negatiewe kant van die molekuul skep.

11 Kom ons kyk na die opvallendste verskil tussen die koolstof atoom en die suurstof atoom in hierdie bindings, en ons probeer om n patroon raak te sien: Die koolstofatoom het n valensie van 4, en dus sal die 4 waterstof atome mooi simmetries bind in die metaan molekule, en in die geval van CO 2 sal die volgende gebeur, wat ook weer vir mooi simmetrie sorg: Kyk ons nou egter na die suurstof atoom, dan sien ons dat dit slegs n valensie van 2 het, wat beteken die bindingsmoontlikheid is soos in die skets. Dit is dus duidelik dat die waterstof atome net aan die een kant van die suurstof atoom kan bind, en dus nie simmetrie kan volg nie. Wanneer die binding sterk polêr is, praat ons eerder van n ioniese binding. Kyk na die volgende tabel:

12 Verskil in elektronegatiwiteit Persentasie ioniese geaardheid Persentasie kovalente geaardheid , Uit hierdie tabel kan ons aflei dat, wanneer die verskil in elektronegatiwiteit 1,7 is, daar n skeidslyn getrek kan word. Indien die elektronegatiwiteit meer as 1,7 is, sal die molekuul ionies wees, en andersom. Dit is belangrik om te onthou dat die elektronegatiwiteit van n binding nie al faktor is wat die polêre aard van n molekuul bepaal nie. Daar is ook ander faktore soos die dipoolmoment Wanneer die verskil in elektronegatiwiteit meer is as 1,7 praat ons nie meer van n kovalente binding nie, maar n ioniese binding van die verbindings, maar dit val buite die bestek van hierdie kursus Die Ioniese Binding Waar daar by kovalente bindings sprake was van elektrondeling tussen atome, is daar by die ioniese binding eerder n elektron oordrag Wanneer twee atome bind, wat n verskil in elektronegatiwiteit van meer as 1,7 het, dan maak die sterker atoom soveel aanspraak op die bindingspaar dat die ander atoom gesien kan word as n elektronskenker of elektrondonor, en die ander as die elektronontvanger of elektronakseptor. Kom ons som gou op watter vereistes noodsaaklik is vir die vorming van ioniese bindings:

13 Een van die elemente moet n lae ionisasie-energie hê, dus dit moet maklik n elektron kan afstaan Daar moet n redelike verskil in elektronegatiwiteit wees Die energie wat tydens die bindingsproses vrygestel word, moet meer wees as die energie wat vir sommige stappe in die proses benodig word (anders gestel : die binding moet by n laer energietoestand wees as die samestellende elemente voor die binding). Energie wat by ioniese bindings betrokke is Vir die ioniese binding (soos die vorming van sout uit natrium (Na) en chloor (Cl)) om plaas te vind, is dit nodig dat die afsonderlike reagerende stowwe eers as gasvormige atome beskikbaar sal wees. Hiervoor word die volgende energieë benodig: sublimasie-energie wat nodig is om die natrium atome in gasvorm om te sit dissosiasie-energie wat nodig is om die chloorgas in afsonderlike gas-atome op te breek Sublimering beteken die direkte oorgang vanaf n vaste stof na n gas, sonder om eers deur die vloeistoffase te gaan Tydens die vorming van natrium ione en chloor ione (weggee en opneem van elektrone) tree die volgende energieveranderinge in: Die weggee proses van n elektron deur die natrium atoom benodig ionisasie energie Wanneer die elektron deur die chloor atoom opgeneem word, word elektron affiniteit energie vrygestel Wanneer die ione in gasfase hulleself in die kristalrooster rangskik, word n groot hoeveelheid roosterenergie vrygestel. Die totale netto hoeveelheid energie tussen al hierdie stappe staan bekend as die BINDINGSENERGIE.

14 In ioniese bindings word energie gewoonlik vrygestel wat redelik hoog is. Ioniese bindings het gewoonlik hoë bindingsenergiewaardes wat daarop dui dat die kragte tussen die ione in die kristalrooster baie groot is, en daarom sal ons hoë smeltpunte verwag. Kyk dus na die volgende tabel: Verbinding Smeltpunt LiCl 614 C NaCl 801 C KCl 776 C RbCl 715 C NaF 988 C NaCl 801 C NaBr 755 C NaI 651 C BeO 2530 C MgO 2800 C CaO 2580 C BaO 1923 C