OpenStax-CNX module: m39158 1 Atoomkombinasies: elektronegatiwiteit en ioniese binding * Free High School Science Texts Project Based on Atomic combinations: Electronegativity and ionic bonding by Free High School Science Texts Project This work is produced by OpenStax-CNX and licensed under the Creative Commons Attribution License 3.0 1 Eletronegatiwiteit Elektronegatiwiteit word gebruik om te beskryf hoe sterk 'n spesieke atoom 'n eletronpaar na hom toe aantrek. Die tabel hieronder wys die elektronegatiwiteite (vanaf www.thecatalyst.org/electabl.html) van 'n paar elemente. Element Waterstof (H) 2.1 Natrium (Na) 0.9 Magnesium (Mg) 1.2 Kalsium (Ca) 1.0 Chloor (Cl) 3.0 Broom (Br) 2.8 Elektronegatiwiteit Table 1: Tabel van elektronegatiwiteite van 'n paar elemente Denisie 1: Elektronegatiwiteit Elektronegatiwiteit is 'n chemiese eienskap wat die vermoë van 'n atoom om elektrone na die atoom toe aan te trek, te beskryf. Hoe groter die elektronegatiwiteit van 'n element, hoe sterker is die element se vermoë om elektrone na die atoom toe aan te trek. In 'n molekule waterstofbromied (HBr), byvoorbeeld, is die elektronegatiwiteit * Version 1.1: Jul 30, 2011 6:30 am -0500 http://cnx.org/content/m38898/1.1/ http://creativecommons.org/licenses/by/3.0/
OpenStax-CNX module: m39158 2 van die broom (2.8) hoër as die van die waterstof (2.1), en die gedeelde elektrone sal meer tyd naby aan die broomatoom spandeer. Broom sal 'n klein negatiewe lading dra, en waterstof 'n klein positiewe lading. In 'n molekule soos waterstof ( H 2 ) waar die elektronegatiwiteite van die atome dieselfde is, het beide atome 'n neutrale lading. note: Die konsep van elektronegatiwiteit is deur Linus Pauling in 1932 voorgestel. Hierdie konsep het dit baie makliker gemaak om die soort bindings tussen atome in molekules te voorspel. In 1939, het hy 'n boek met die titel 'The Nature of the Chemical Bond' gepubliseer, wat tot vandag toe een van die mees belangrike chemiese boeke wat ooit gepubliseer is. Pauling het die Nobelprys vir Chemiese in 1954 vir hierdie werk ontvang. Hy het ook in 1962 die Nobelprys vir Vrede ontvang vir die werk wat hy gedoen het om bogrondse toetse van kernkragwapens te laat verban. 1.1 Nie-polêre en polêre kovalente bindings Elektronegatiwiteit kan gebruik word om die verskil tussen twee tipes kovalente bindings te verduidelik. Nie-polêre kovalente bindings kom voor tussen twee identiese nie-metaal atome, bv. H 2, Cl 2 and O 2. Omdat die twee atome dieselfde eletronegatiwiteit het, word elektronpaar gelyk gedeel tussen die twee atome. Aan die ander kant, wanneer twee verskillende nie-metaal atome bind, sal die gedeelde elektronpaar sterker aangetrek word na die atoom met die hoogste elektronegatiwiteit. 'n Polêre kovalente binding word dan gevorm, waar een atoom 'n klein negatiewe lading en die ander atoom 'n klein positewe lading het. Dit word voorgestel deur die simbole + (eens positief) and (eens negatief). In 'n molekule soos waterstofchloried (HCl), is waterstof H + en chloor is Cl. 1.2 Polêre molekules Sommige molekules met polêre kovalente bindings is polêre molekules, e.g. H 2 O. Maar nie alle molekules met polêre kovalente bindings is polêre molekules nie. 'n Voorbeeld is CO 2. Alhoewel CO 2 twee polêre kovalente bindings het (tussen die C + atoom en die twee O atome), is die molekule nie polêr nie. Die rede is dat CO 2 'n linieêre molekule is, en dus simmetries is. Daar is dan geen verskil in lading tussen die twee punte van die molekule nie. Die polariteit van molekules beïnvloed eienskappe soos oplosbaarheid, smeltpunt en kookpunt. Denisie 2: Polêre en nie-polêre molekules 'n Polêre molekule is 'n molekule wat een end het met 'n eense positiewe lading, en een end met 'n eense negatiewe lading. 'n Nie-polêre molekule is 'n molekule waar die lading gelyk versprei is oor die molekule. This media object is a Flash object. Please view or download it at <http://static.slidesharecdn.com/swf/ssplayer2.swf?doc=polarmolecules-100512064938- phpapp01&stripped_title=polar-molecules&username=kwarne> Figuur 2 1.2.1 Elektronegatiwiteit 1. In 'n molekule soutsuur (HCl), a. Wat is die elektronegatiwiteit van waterstof?
OpenStax-CNX module: m39158 3 b. Wat is die elektronegatiwiteit van chloor? c. Watter atoom in die molekule sal 'n eense positiewe lading hê, en watter atoom sal 'n eense negatiewe lading hê? d. Is die binding 'n nie-polêre of 'n polêre binding? e. Is die molekule polêr of nie-polêr? 2. Voltooi die onderstaande tabel: Molekule Verskil in elektronegatiwiteit tussen atome H 2 O HBr F 2 CH 4 Nie-polêre/Polêre kovalente binding Nie-polêre/Polêre molekule Table 2 2 Ioniese binding 2.1 Die aard van die ioniese binding Jy sal onthou dat, wanneer atome bind, die elektrone óf gedeel óf oorgedra word tussen die atome wat bind. In kovalente bindings word elektrone gedeel tussen die bindings. Daar is 'n ook 'n ander tipe binding, waar elektrone oorgedra word van een atoom na 'n ander. Hierdie tipe bindings word ioniese bindings genoem. Ioniese binding vind plaas wanneer die verskil in elektronegatiwiteit tussen die atome wat bind meer as 1.7 is. Dit gebeur gewoonlik wanneer 'n metaalatoom met 'n nie-metaalatoom bind. Wanneer die verskil in elektronegatiwiteit groot is, word die elektronpaar so sterk deur een atoom aangetrek dat die elektrone van een atoom na 'n ander oorgedra word. Denisie 3: Ioniese binding 'n Ioniese binding is 'n tipe chemiese binding wat op die elektrostatiese kragte tussen twee teenoorgesteld gelaaide ione gebasseer is. Wanneer ioniese bindings vorm, skenk die metaal (die atoom met die laer elektronegatiwiteit) een of meer elektrone, en vorm dan 'n positiewe ioon of katioon. Die nie-metaalatoom het 'n hoër elektronegatiwiteit, en ontvang dan die elektrone om 'n negatiewe ioon of anioon te vorm. Die twee ione word na mekaar toe aangetrek deur elektrostatiese kragte. Voorbeeld 1: Die verskil in elektronegatiwiteit tussen die atome in NaCl is 2.1. Natrium het slegs een valenselektron, terwyl chloor sewe valenselektrone het. Aangesien die elektronegatiwiteit van chloor hoër is as die van natrium, sal die chloor die valenselektron van chloor baie sterk aantrek. Die elektron word dan van die + natrium na die chloor toe oorgedra. Natrium verloor 'n elektron en vorm 'n N a ioon. Chloor ontvang 'n elektron en vorm 'n Cl ioon. Die aantrekkende krag tussen die positiewe en negatiewe ione hou die molekule bymekaar. Die gebalanseerde vergelyking vir die reaksie is: Dit kan soos volg in die Lewis-notasie geskryf word: Na + Cl NaCl (3)
OpenStax-CNX module: m39158 4 Figuur 3: Ioniese binding in natriumchloried Voorbeeld 2: Nog 'n voorbeeld van ioniese binding kom voor tussen magnesium (Mg) en suurstof (O), wat bind om magnesiumoksied (MgO) te vorm. Magnesium het twee valenselektrone en 'n elektronegatiwiteit van 1.2, terwyl suurstof ses valenselektrone en 'n elektronegatiwiteit van 3.5 het. Aangesien suurstof 'n hoër elektronegatiwiteit het, trek dit die twee valenselektrone van magnesium aan, en die elektrone word oorgedra van die magnesiumatoom na die suurstofatoom. Magnesium verloor twee elektrone en vorm Mg 2 +, en suurstof ontvang twee elektrone om O 2 te vorm. Die aantrekkende kragte tussen die twee ione hou die molekule bymekaar. Die gebalanseerde vergelyking vir die reaksie is: 2Mg + O 2 2MgO (3) Aangesien suurstof 'n diatomiese molekule is, word twee magnesiumatome benodig om met een suurstofmolekule (wat uit twee suurstofatome bestaan) te kombineer om dan twee molekules magnesiumoksied (MgO) te vorm. Figuur 3: Ioniese binding in magnesiumoksied tip: Let op dat die aantal elektrone wat verloor of ontvang word deur 'n atoom in ioniese binding, dieselfde is as die valensie van die element. 2.1.1 Ioniese verbindings 1. Verduidelik die verskil tussen 'n kovalente en 'n ioniese binding. 2. Magnesium en chloried reageer om magnesiumchloried te vorm. a. Wat is die verskil in elektronegatiwiteit tussen die twee elemente? b. Gee die chemiese formule vir: 'n magnesiumioon 'n choriedioon die ioniese verbinding wat vorm tydens die reaksie c. Skryf 'n gebalanseerde chemiese vergelyking vir die reaksie wat plaasvind. 3. Teken Lewisstrukture om die volgende ioniese verbindings voor te stel: a. natriumjodied (NaI)
OpenStax-CNX module: m39158 5 b. kalsiumbromied (CaBr 2 ) c. kaliumchloried (KCl) 2.2 Die kristalstruktuur van ioniese bindings Ioniese verbindings bestaan eintlik uit 'n groot aantal ione wat saamgebind word in een baie groot molekule. Hierdie rangskikking van ione in 'n herhalende geometriese struktuur word 'n kristalrooster genoem. NaCl bevat dus nie net een Na en een Cl atoom nie, maar eerder 'n groot aantal van hierdie atome wat in 'n kristalrooster gerangskik is, waar die ratio van Na- tot Cl-ione 1:1 is. Die struktuur van 'n kristalrooster word gewys in Figuur 3. Figuur 3: Die kristalrooster van 'n ioniese verbinding (bv. NaCl) 2.3 Eienskappe van Ioniese Verbindings Ioniese verbindings het 'n aantal kenmerkende eienskappe: Ione word in 'n kristalrooster rangskik Ioniese vaste stowwe is kristallyn by kamertemperatuur Die ioniese binding het 'n sterk elektriese aantrekkingskrag. Dit veroorsaak dat ioniese verbindings gewoonlik hard is, en hoë smeltpunte en kookpunte het Ioniese verbindings is bros, en bindings word langs vlakke gebreek wanneer die verbinding aan eksterne kragte blootgestel word Ioniese vaste stowwe gelei nie elektrisiteit nie, maar ioniese oplossings is wel geleidend