Hovedforskel - Bond Pair vs Lone Pair

Alle grundstoffer har elektroner i deres atomer. Disse elektroner er i skaller, der er placeret uden for kernen. En skal kan have en eller flere orbitaler. De orbitaler, der er tættest på kernen, er s, p og d orbital. En orbital kan opdeles i flere sub-orbitaler. En sub-orbital kan maksimalt indeholde to elektroner. Når der ikke er elektroner, kaldes det en tom kredsløb. Når der er en elektron i en sub-orbital, kaldes den en uparret elektron. Når suborbitalet er fyldt med maksimalt to elektroner, kaldes det et elektronpar. Elektronparene findes i to typer som bindingspar og ensomme par. Hovedforskellen mellem bindingspar og ensomme par er det bindingspar består af to elektroner, der er i en binding hvorimod ensom par består af to elektroner, der ikke er i en binding.

Nøgleområder omfattet

1. Hvad er et Bond -par - Definition, identifikation, eksempler 2. Hvad er et ensomt par - Definition, identifikation, eksempler 3. Hvad er forskellen mellem Bond Pair og Lone Pair - Sammenligning af vigtige forskelle

Nøglebetingelser: Bond Pair, Covalent Bond, Double Bond, Lone Pair, Non-bonding Electron Pair, Orbital, pi Bond, Sigma Bond, Single Bond, Upaired Electrons, Valence Electrons

Hvad er et Bond -par

Et bindingspar er et par elektroner, der er i en binding. En enkelt binding er altid sammensat af to elektroner, der er parret med hinanden. Disse to elektroner tilsammen kaldes bindingsparret. Bindingspar kan ses i kovalente forbindelser og koordinationsforbindelser. I kovalente forbindelser består den kovalente binding af et bindingspar. I koordinationsforbindelser består koordinationsbindingen af ​​et bindingspar.

I koordineringsforbindelser donerer liganderne deres ensomme elektronpar til et centralt metalatom. Selvom de var ensomme par, danner de koordinationsbindinger, der ligner kovalent binding efter donationen; derfor betragtes de som et bindingspar. Dette skyldes, at de to elektroner deles mellem to atomer.

I kovalente forbindelser deler to atomer deres uparrede elektroner for at få dem parret. Dette elektronpar kaldes bindingsparret. Når der er dobbelte eller tredobbelte bindinger, er der bindingspar pr. Binding. For eksempel, hvis der er en dobbeltbinding, er der to bindingspar. Da en kovalent binding dannes ved hybridisering af orbitaler af to atomer, bor et bindingspar i hybridiserede orbitaler. Disse hybridiserede orbitaler kan danne enten sigma -bindinger eller pi -bindinger. Derfor kan bindingspar observeres i enten sigma -bindinger eller pi -bindinger.

Figur 1: Koordinationsbåndet mellem NH3 og BF3

I ovenstående eksempel doneres elektronparret på N -atomet i NH3 -molekylet til B -atomet i BF3 -molekylet. Derefter ligner koordineringsbindingen en kovalent binding. Derfor er elektronparret nu et bindingspar.

Hvad er et ensomt par

Ensomt par er et par elektroner, der ikke er i en binding. Elektronerne i det enlige par tilhører det samme atom. Derfor kaldes et ensomt par også a ikke-bindende elektronpar. Selvom elektroner i de inderste skaller også er koblet og ikke deltager i bindingen, betragtes de ikke som ensomme par. Valenselektronerne i et atom, der er koblet med hinanden, betragtes som ensomme par.

Nogle gange kan disse ensomme par doneres til et andet atom, der har tomme orbitaler. Derefter danner det et koordineringsbånd. Derefter betragtes det ikke som et ensomt par, da det bliver et bindingspar. Nogle elementer har kun et ensomt par. Nogle andre elementer har mere end et ensomt par. For eksempel kan nitrogen (N) maksimalt danne tre kovalente bindinger. Men antallet af valenselektroner, det har, er 5. Derfor deles tre elektroner med andre atomer for at danne bindinger, mens andre to elektroner forbliver som et ensomt par. Men halogener har 7 elektroner i deres yderste kredsløb. Derfor har de 3 ensomme par sammen med en uparret elektron. Derfor kan halogener have en kovalent binding ved at dele denne ene uparrede elektron.

Ensomme par ændrer bindingsvinklen i et molekyle. Overvej f.eks. Et lineært molekyle bestående af et centralt atom med to bindinger. Hvis der ikke er enlige par, forbliver molekylet som et lineært molekyle. Men hvis der er et eller flere ensomme par på det centrale atom, ville molekylet ikke længere være lineært. På grund af frastødningen forårsaget af ensomme par, bliver bindingsparene frastødt. Så bliver molekylet kantet i stedet for lineært.

Som vist i billedet ovenfor har ammoniak et ensomt par, vandmolekyle har 2 ensomme par og HCl har 3 ensomme par.

Hvis et atom har tomme orbitaler, kan de ensomme par opdeles i uparede elektroner ved hybridisering af orbitaler og kan deltage i binding. Men hvis der ikke er tomme orbitaler, vil ensomme par forblive som et par elektroner og ikke deltage i binding.

For eksempel består nitrogen (N) af 5 elektroner i den yderste orbital. To elektroner i 2s orbital og andre tre er i tre p orbitaler. Da nitrogen ikke har tomme orbitaler, vil elektronparret i 2s orbital forblive som et ensomt par.

Figur 3: Orbitaldiagrammet for nitrogen (N)

Men når man overvejer fosfor (P), har den også 5 elektroner i den yderste orbital: 2 elektroner i 3s orbital og andre 3 elektroner i tre p orbitaler. Men fosfor kan maksimalt danne 5 bindinger. Det er fordi den har tomme 3d orbitaler.

Figur 4: Orbitaldiagrammet for fosfor og den mulige hybridisering

Fosfor kan have fem bindinger ved at inkludere de 5 elektroner i sp³d¹ hybridiserede orbitaler. Derefter er der ingen ensomme par på fosfor.

Forskellen mellem Bond Pair og Lone Pair

Definition

Bond -par: Bindingspar er et par elektroner, der er i en binding.

Ensomt par: Ensomt par er et par elektroner, der ikke er i en binding.

Bonding

Bond -par: Bondpar er altid i obligationer.

Ensomt par: Ensomme par er ikke i bindinger, men kan danne bindinger ved at donere det enlige par (koordinationsbindinger).

Atomer

Bond -par: De to elektroner tilhører to atomer i bindingspar.

Ensomt par: De to elektroner tilhører det samme atom i ensomme par.

Oprindelse

Bond -par: Et bindingspar dannes på grund af deling af elektroner med to atomer.

Ensomt par: Et ensomt par skabes på grund af fravær af tomme orbitaler.

Konklusion

Bindingspar og ensomme par er to udtryk, der bruges til at beskrive koblede elektroner. Disse elektronpar forårsager forbindelsernes reaktivitet, polaritet, fysiske tilstand og kemiske egenskaber. Ioniske forbindelser kan have eller ikke have bindingspar og ensomme par. Kovalente forbindelser og koordinationsforbindelser har i det væsentlige bindingspar. De har måske eller måske ikke ensomme par. Forskellen mellem bindingspar og ensomme par er, at et bindingspar består af to elektroner, der er i en binding, hvorimod et ensomt par består af to elektroner, der ikke er i en binding.

Referencer:

1. ”Ensomt par.” Wikipedia. Wikimedia Foundation, 9. juli 2017. Web. Tilgængelig her. 27. juli 2017. 2. ”Definition af bonding pair - Chemistry Dictionary.” Kemi- Dictionary.com. N.p., n.d. Web. Tilgængelig her. 27. juli 2017.

Billede høflighed:

1. "NH3-BF3-addukt-binding-forlængelse-2D-ingen gebyrer" Af (สาธารณสมบัติ) via Commons Wikimedia2. “ParSolitario” Af V8rik på en.wikipedia - Overført fra en.wikipedia (Public Domain) via Commons Wikimedia