Tärkein ero - Bond Pair vs Lone Pair

Jokaisen elementin atomissa on elektroneja. Nämä elektronit ovat kuorissa, jotka sijaitsevat ytimen ulkopuolella. Yhdellä kuorella voi olla yksi tai useampi orbitaali. Kiertoradat, jotka ovat lähimpänä ydintä, ovat orbitaalit s, p ja d. Orbitaali voidaan jakaa useisiin osa-orbitaaleihin. Yksi osa-orbitaali voi sisältää enintään kaksi elektronia. Kun elektroneja ei ole, sitä kutsutaan tyhjäksi kiertorataksi. Kun osa-orbitaalissa on yksi elektroni, sitä kutsutaan parittomaksi elektroniksi. Kun osa-orbitaali on täytetty enintään kahdella elektronilla, sitä kutsutaan elektronipariksi. Elektronipareja löytyy kahta tyyppiä sidosparina ja yksinäisenä parina. Suurin ero sidosparin ja yksinäisen parin välillä on se sidospari koostuu kahdesta sidoksessa olevasta elektronista kun taas yksinäinen pari koostuu kahdesta elektronista, jotka eivät ole sidoksessa.

Keskeiset alueet

1. Mikä on Bond -pari - Määritelmä, tunnistaminen, esimerkit 2. Mikä on Lone Pair - Määritelmä, tunnistaminen, esimerkit 3. Mikä on ero Bond Pairin ja Lone Pairin välillä? - Keskeisten erojen vertailu

Keskeiset termit: Bond-pari, kovalenttinen joukkovelkakirjalaina, kaksoissidos, yksinäinen pari, ei-sitova elektronipari, orbitaali, pi Bond, Sigma-joukkovelkakirjalaina, yksittäinen joukkovelkakirjalaina, parittomat elektronit, valenssielektronit

Mikä on Bond -pari

Sidospari on elektroni, joka on sidoksessa. Yksi sidos koostuu aina kahdesta elektronista, jotka on yhdistetty toisiinsa. Näitä kahta elektronia yhdessä kutsutaan sidospariksi. Sidosparit voidaan nähdä kovalenttisissa yhdisteissä ja koordinaatioyhdisteissä. Kovalenttisissa yhdisteissä kovalenttinen sidos koostuu sidosparista. Koordinointiyhdisteissä koordinaatioside koostuu sidosparista.

Koordinointiyhdisteissä ligandit lahjoittavat yksinäiset elektroniparinsa keskeiselle metalliatomille. Vaikka he olivat yksinäisiä pareja, ne muodostavat koordinointisidoksia, jotka ovat samanlaisia ​​kuin kovalenttinen sidos luovutuksen jälkeen; siksi niitä pidetään sidosparina. Tämä johtuu siitä, että nämä kaksi elektronia jaetaan kahden atomin kesken.

Kovalenttisissa yhdisteissä kaksi atomia jakaa parittomat elektroninsa pariksi. Tätä elektroniparia kutsutaan sidospariksi. Kun on kaksois- tai kolmoissidoksia, on joukkovelkakirjalainapareja kutakin sidosta kohden. Jos esimerkiksi on kaksoissidos, on olemassa kaksi sidosparia. Koska kovalenttinen sidos muodostuu kahden atomin orbitaalien hybridisaation kautta, sidospari asuu hybridisoituneilla orbitaaleilla. Nämä hybridisoidut orbitaalit voivat muodostaa joko sigma- tai pi -sidoksia. Siksi sidosparit voidaan havaita joko sigma- tai pi -sidoksissa.

Kuva 1: NH3: n ja BF3: n välinen koordinointiside

Yllä olevassa esimerkissä NH3 -molekyylin N -atomin elektronipari lahjoitetaan BF3 -molekyylin B -atomille. Sen jälkeen koordinointiside näyttää kovalenttisidokselta. Siksi elektronipari on nyt sidospari.

Mikä on yksinäinen pari

Yksinäinen pari on elektroni, joka ei ole sidoksessa. Yksinäisen parin elektronit kuuluvat samaan atomiin. Siksi yksinäistä paria kutsutaan myös a: ksi ei-sitova elektronipari. Vaikka sisimpien kuorien elektronit ovat myös kytkettyjä eivätkä ne osallistu sitoutumiseen, niitä ei pidetä yksinäisinä pareina. Atomin valenssielektroneja, jotka on kytketty toisiinsa, pidetään yksinäisinä pareina.

Joskus nämä yksinäiset parit voidaan lahjoittaa toiselle atomille, jolla on tyhjät kiertoradat. Sitten se muodostaa koordinaatiosidoksen. Sen jälkeen sitä ei pidetä yksinäisenä parina, koska siitä tulee sidospari. Joillakin elementeillä on vain yksi yksinäinen pari. Joillakin muilla elementeillä on useampi kuin yksi yksinäinen pari. Esimerkiksi typpi (N) voi muodostaa enintään kolme kovalenttista sidosta. Mutta sen valenssielektronien lukumäärä on 5. Siksi kolme elektronia jaetaan muiden atomien kanssa sidosten muodostamiseksi, kun taas kaksi muuta elektronia pysyvät yksinäisenä parina. Halogeenien uloimmalla kiertoradalla on kuitenkin 7 elektronia. Siksi heillä on 3 yksinäistä paria yhdessä yhden parittoman elektronin kanssa. Siksi halogeeneilla voi olla yksi kovalenttinen sidos jakamalla tämä pariton elektroni.

Yksinäiset parit muuttavat molekyylin sidosten kulmaa. Tarkastellaan esimerkiksi lineaarista molekyyliä, joka koostuu keskusatomista, jossa on kaksi sidosta. Jos yksinäisiä pareja ei ole, molekyyli pysyy lineaarisena molekyylinä. Mutta jos keskiatomissa on yksi tai useampia yksinäisiä pareja, molekyyli ei olisi enää lineaarinen. Yksinäisten parien aiheuttaman vastenmielisyyden vuoksi sidosparit hylätään. Sitten molekyylistä tulee kulmikas lineaarisen sijasta.

Kuten yllä olevassa kuvassa näkyy, ammoniakilla on yksi yksinäinen pari, vesimolekyylillä on 2 yksinäistä paria ja HCl: llä on 3 yksinäistä paria.

Jos atomilla on tyhjät kiertoradat, yksinäiset parit voidaan jakaa parittomiksi elektroneiksi orbitaalien hybridisaation avulla ja ne voivat osallistua sitoutumiseen. Mutta jos tyhjiä orbitaaleja ei ole, yksinäiset parit pysyvät elektroniparina eivätkä osallistu sitoutumiseen.

Esimerkiksi typpi (N) koostuu viidestä elektronista uloimmalla kiertoradalla. Kaksi elektronia 2 sekunnin kiertoradalla ja muut kolme elektronia kolmella p -kiertoradalla. Koska typellä ei ole tyhjiä orbitaaleja, elektronipari 2 sekunnin kiertoradalla pysyy yksinäisenä parina.

Kuva 3: Typen kiertorata (N)

Mutta kun otetaan huomioon fosfori (P), sillä on myös 5 elektronia uloimmalla kiertoradalla: 2 elektronia 3 sekunnin kiertoradalla ja muut 3 elektronia kolmella p -orbitaalilla. Mutta fosfori voi muodostaa enintään 5 sidosta. Tämä johtuu siitä, että sillä on tyhjät 3D -orbitaalit.

Kuva 4: Fosforin kiertorata ja mahdollinen hybridisaatio

Fosforilla voi olla viisi sidosta sisällyttämällä 5 elektronia sp³d¹ hybridisoidut orbitaalit. Tällöin fosforilla ei ole yksinäisiä pareja.

Ero Bond Pairin ja Lone Pairin välillä

Määritelmä

Bond -pari: Sidospari on elektroni, joka on sidoksessa.

Yksinäinen pari: Yksinäinen pari on elektroni, joka ei ole sidoksessa.

Sidonta

Bond -pari: Joukkolainat ovat aina joukkovelkakirjoissa.

Yksinäinen pari: Yksinäiset parit eivät ole sidoksissa, mutta voivat muodostaa siteitä lahjoittamalla yksinäisen parin (koordinointisidokset).

Atomit

Bond -pari: Kaksi elektronia kuuluvat kahteen atomiin sidospareissa.

Yksinäinen pari: Nämä kaksi elektronia kuuluvat samaan atomiin yksinäisissä pareissa.

Alkuperä

Bond -pari: Sidospari syntyy, koska elektronit jakavat kaksi atomia.

Yksinäinen pari: Yksinäinen pari luodaan tyhjien orbitaalien puuttumisen vuoksi.

Johtopäätös

Sidospari ja yksinäinen pari ovat kaksi termiä, joita käytetään kuvaamaan kytkettyjä elektroneja. Nämä elektroniparit aiheuttavat yhdisteiden reaktiivisuuden, napaisuuden, fysikaalisen tilan ja kemialliset ominaisuudet. Ioniyhdisteillä voi olla sidospareja ja yksinäisiä pareja. Kovalenttisilla yhdisteillä ja koordinaatioyhdisteillä on oleellisesti sidosparit. Heillä voi olla yksinäisiä pareja tai ei. Ero sidosparin ja yksinäisen parin välillä on, että sidospari koostuu kahdesta sidoksessa olevasta elektronista, kun taas yksinäinen pari koostuu kahdesta elektronista, jotka eivät ole sidoksessa.

Viitteet:

1. "Yksinäinen pari." Wikipedia. Wikimedia Foundation, 9. heinäkuuta 2017. Web. Saatavana täältä. 27. heinäkuuta 2017. 2. ”Sidosparin määritelmä - Chemistry Dictionary.” Chemistry-Dictionary.com. N.p., n.d. Web. Saatavana täältä. 27. heinäkuuta 2017.

Kuva:

1. ”NH3-BF3-addukt-bond -lenglenging-2D-no-charge” Tekijä (สาธารณสมบัติ) Commons Wikimedia2: n kautta. “ParSolitario” V8rik osoitteessa en.wikipedia - Siirretty en.wikipediasta (Public Domain) Commons Wikimedian kautta