'n Chemiese binding
• Definieer 'n chemiese binding as 'n wedersydse aantrekking tussen twee atome as gevolg van die gelyktydige aantrekking tussen hulle kerne en buite-elektrone. (LET WEL: Die energie van die gekombineerde atome is laer as dié van die individuele atome wat hoër stabiliteit tot gevolg het.)
• Teken Lewis-kol-diagramme van elemente.
'n Lewis-kol-diagram is 'n struktuurformule waarin valenselektrone deur kolle of kruisies voorgestel word. Dit staan ook bekend as 'n elektronkolformule of 'n Lewis-formule of 'n elektrondiagram.
• Bepaal die getal valenselektrone in 'n atoom van 'n element.
Valenselektrone of buite-elektrone is elektrone in die hoogste energievlak van 'n atoom waarin daar elektrone voorkom.
• Verduidelik, ten opsigte van elektrostatiese kragte tussen protone en elektrone, en ten opsigte van energie-oorwegings, waarom:
o Twee H-atome 'n H2-molekuul vorm
o He nie He2 vorm nie
Vertolk die grafiek van potensiële energie teenoor afstand tussen die kerne vir twee naderende waterstofatome.
• Definieer 'n kovalente binding as die deel van elektrone tussen twee atome om 'n molekuul te vorm.
Molekuul: 'n Groep van twee of meer atome wat kovalent gebind is en as 'n eenheid funksioneer.
• Teken Lewisdiagramme, gegewe die formule en met gebruik van elektronkonfigurasies, vir eenvoudige molekule, bv. H2, F2, H2O, NH3, HF, OF2, HOCℓ en molekule met meervoudige bindings, bv. N2, O2 en HCN.
• Beskryf reëls vir bindingvorming:
o Verskillende atome, elk met 'n ongepaarde valenselektron, kan hierdie elektrone deel om 'n chemiese binding te vorm, bv. twee H-atome vorm 'n H2-molekuul deur die deling van 'n elektronpaar.
o Verskillende atome met gepaarde valenselektrone, wat alleenpare genoem word, kan nie hierdie vier elektrone deel nie en kan nie 'n chemiese binding vorm nie, bv. geen binding vorm tussen twee He-atome nie.
o Verskillende atome, met ongepaarde valenselektrone, kan hierdie elektrone deel en 'n chemiese binding vorm vir elke elektronpaar wat gedeel word. Die twee atome kan meervoudige bindings tussen hulle vorm. Indien twee elektronpare gedeel word, vorm 'n dubbelbinding, bv. tussen twee O-atome om O2 te vorm.
o Atome met 'n leë valensskil kan 'n alleenpaar elektrone van 'n ander atoom deel om 'n koördinaat- of datief-kovalente binding te vorm, bv. in NH4+ word die alleenpaar van stikstof gedeel met H+ en in H3O+ word die alleenpaar van suurstof gedeel met H+.
• Definieer 'n bindingspaar as 'n elektronpaar wat tussen twee atome in 'n kovalente binding gedeel word.
Definieer 'n alleenpaar as 'n elektronpaar in die valensskil van 'n atoom wat nie met 'n ander atoom gedeel word nie.
• Beskryf die vorming van die datief-kovalente (of koördinaat-kovalente) binding deur middel van elektrondiagramme deur NH4+ en H3O+ as voorbeelde te gebruik.
• Noem die vernaamste beginsels wat in die VSEPA gebruik word: (HIERDIE IS VERWYDER IN 2021 AGV COVID-19)
o Molekulêre vorm word bepaal deur die afstotings tussen elektronpare teenwoordig in die valensskil van die sentrale atoom.
o Die getal elektronpare rondom die sentrale atoom kan bepaal word deur die Lewis-struktuur vir die molekuul te skryf.
o Die vorm van die molekuul is afhanklik van die getal bindingselektrongroepe (of atome gebind aan die sentrale atoom) en die getal alleenpare op die sentrale atoom.
o A word gebruik om die sentrale atoom voor te stel en X word gebruik om die terminale atome voor te stel.
o Daar is vyf ideale vorms wat voorkom wanneer daar GEEN alleenpare op die sentrale atoom is nie, maar SLEGS bindingspare.
• Gebruik die VSEPA-teorie om gegewe molekule as een van die vyf ideale vorms te klassifiseer deur die getal atome gebind aan die sentrale atoom in molekule waar daar GEEN alleenpare op die sentrale atoom is nie, te bepaal. Indien hierdie getal gelyk is aan:
o Twee, is die molekulêre vorm lineêr – AX2
Voorbeelde: CO2, BeCℓ2, C2H2
o Drie, is die molekulêre vorm trigonaal-planêr – AX3
Voorbeelde: BF3
o Vier, is die molekulêre vorm tetrahedries – AX4
Voorbeelde: CH4, CCℓ4
o Vyf, is die molekulêre vorm trigonaal-bipiramidaal – AX5
Voorbeeld: PCℓ5
o Ses, is die molekulêre vorm oktahedries – AX6
Voorbeeld: SF6
• Gebruik die VSEPA-teorie om die vorms van molekule met alleenpare op die sentrale atoom (H2O, NH3, SO2), en wat NIE een van die ideale vorms kan hê nie, te bepaal.
Elektronegatiwiteit van atome om polariteit van bindings te verduidelik
• Definieer elektronegatiwiteit as 'n maatstaf van die neiging van 'n atoom in 'n molekuul om bindingselektrone aan te trek.
• Beskryf 'n nie-polêre kovalente binding as 'n binding waarin die elektrondigtheid gelykop tussen die twee atome gedeel word. 'n Voorbeeld is die binding tussen twee H-atome.
• Beskryf 'n polêr kovalente binding as 'n binding waarin die elektrondigtheid ongelyk tussen twee atome gedeel word. 'n Voorbeeld is die binding tussen 'n H-atoom en 'n Cℓ-atoom.
• Toon polariteit van bindings deur gedeeltelike ladings te gebruik, bv. δ+ H - Cℓ δ-
• Vergelyk die polariteit van chemiese bindings deur 'n tabel van elektronegatiwiteite te gebruik:
o Met 'n verskil in elektronegatiwiteit ∆EN > 2,1 sal elektronoordrag plaasvind en die binding sal ionies wees.
o Met 'n verskil in elektronegatiwiteit ∆EN > 1 sal die binding polêr kovalent wees.
o Met 'n verskil in elektronegatiwiteit ∆EN < 1 sal die binding baie swak polêr kovalent wees.
o Met 'n verskil in elektronegatiwiteit ∆EN = 0 sal die binding nie-polêr kovalent wees.
• Verduidelik dat die karakter van 'n binding wissel van suiwer kovalent (wanneer ∆EN = 0) tot feitlik suiwer ionies (wanneer ∆EN > 3). Die verskille in elektronegatiwiteit hierbo is slegs 'n riglyn, baie bindings het beide ioniese en kovalente karakter.
• Gebruik die verskil in elektronegatiwiteit en molekulêre vorm om te verduidelik dat polêre bindings nie altyd polêre molekule tot gevolg het nie.
Bindingsenergie en bindingslengte
• Definieer bindingsenergie van 'n verbinding as die energie benodig om een mol van sy molekule in aparte atome op te breek.
• Definieer bindingslengte as die gemiddelde afstand tussen die kerne van twee gebonde atome.
• Verduidelik die verwantskap tussen bindingsenergie en bindingslengte, d.i. bindings met 'n korter bindingslengte benodig meer energie om te breek as bindings met 'n langer bindingslengte.
• Verduidelik die verwantskap tussen die sterkte van 'n chemiese binding tussen twee atome en die:
o Lengte van die binding tussen hulle .
Indien die aantrekkingskrag tussen twee atome sterk is, kom die kerne baie naby aan mekaar wat 'n korter bindingslengte tot gevolg het.
o Grootte van die gebonde atome
Die bindingslengte tussen groter atome is langer as die bindingslengte tussen kleiner atome.
o Getal bindings (enkel, dubbel, tripel) tussen die atome
Sterkte van bindings neem toe indien die getal bindings tussen atome toeneem, d.i. tripelbindings is sterker as dubbelbindings wat sterker is as enkelbindings.