Forskjellen mellom Bondepair og Lone Pair
Share
Hovedforskjell - Bond Pair vs Lone Pair
Hvert element har elektroner i sine atomer. Disse elektronene er i skall som ligger utenfor kjernen. Ett skall kan ha en eller flere orbitaler. Orbitalene som er nærmest kjernen er s, p og d orbitale. Et orbital kan deles inn i flere sub-orbitaler. En sub-orbitale kan holde maksimalt to elektroner. Når det ikke er elektroner, kalles det et tomt orbital. Når det er en elektron i et sub-orbitalt, kalles det en upparet elektron. Når sub-orbitalen er fylt med maksimalt to elektroner, kalles det et elektronpar. Elektronparene finnes i to typer som bindepar og lone par. Hovedforskjellen mellom obligasjonspar og lone par er det Obligasjonspar består av to elektroner som er i et bånd mens ensomme par består av to elektroner som ikke er i et bånd.
Nøkkelområder dekket
1. Hva er en Bond Pair
- Definisjon, Identifikasjon, Eksempler
2. Hva er en Lone Pair
- Definisjon, Identifikasjon, Eksempler
3. Hva er forskjellen mellom Bondepair og Lone Pair?
- Sammenligning av nøkkelforskjeller
Nøkkelbetingelser: Obligasjonspar, Kovalent Obligasjon, Dobbelt Obligasjon, Lone Par, Ikke-bindende Elektronpar, Orbitalt, Pi Bond, Sigma Bond, Enkelt Bond, Uppared Elektroner, Valenselektroner
Hva er en Bond Pair
Et bindingspar er et par elektroner som er i et bånd. Et enkeltbinding er alltid sammensatt av to elektroner som er parret med hverandre. Disse to elektronene sammen kalles obligasjonsparet. Bondpar kan ses i kovalente forbindelser og koordinasjonsforbindelser. I kovalente forbindelser er den kovalente binding sammensatt av et bindingspar. I koordinasjonsforbindelser er koordinasjonsbindingen sammensatt av et bindingspar.
I koordineringsforbindelser donerer ligandene deres ensomme elektronpar til et sentralt metallatom. Selv om de var ensomme par, danner de koordinasjonsbindinger som ligner på kovalent binding etter donasjonen; derfor betraktes de som et obligasjonspar. Dette skyldes at de to elektronene deles mellom to atomer.
I kovalente forbindelser deler to atomer deres upparerte elektroner for å få dem til å parres. Dette paret elektroner kalles obligasjonsparet. Når det er dobbelt eller trippel obligasjoner, er det bindingspar per hver binding. For eksempel, hvis det er et dobbeltbinding, er det to bindingspar. Siden en kovalent binding dannes gjennom hybridiseringen av orbitaler av to atomer, ligger et bindingspar i hybridiserte orbitaler. Disse hybridiserte orbitaler kan danne enten sigma-bindinger eller pi-bindinger. Derfor kan bindingspar observeres i enten sigma-bindinger eller pi-bindinger.
Figur 1: Samordningsbinding mellom NH3 og BF3
I eksemplet ovenfor doneres elektronparet på N-atomet av NH3-molekylet til B-atomet av BF3-molekylet. Deretter ser koordineringsbonden ut som en kovalent binding. Derfor er elektronparet nå et obligasjonspar.
Hva er en Lone Pair
Lone par er et par elektroner som ikke er i et bånd. Elektronene til det ensomme paret tilhører det samme atom. Derfor kalles et ensomt par også a ikke-bindende elektronpar. Selv om elektroner i de innerste skallene også er koblet og ikke deltar i bindingen, regnes de ikke som ensomme par. Valenselektronene til et atom som er koblet til hverandre betraktes som lone par.
Noen ganger kan disse ensomme parene bli donert til et annet atom som har tomme orbitaler. Deretter danner det en koordineringsbinding. Deretter regnes det ikke som et ensomt par siden det blir et obligasjonspar. Noen elementer har bare ett ensomt par. Noen andre elementer har mer enn ett ensomt par. For eksempel kan nitrogen (N) danne maksimalt tre kovalente bindinger. Men antall valenselektroner den har er 5. Derfor deles tre elektroner med andre atomer for å danne bindinger mens andre to elektroner forblir som en enslig par. Men halogener har 7 elektroner i deres ytre omløp. Derfor har de 3 ensomme par sammen med en upparet elektron. Derfor kan halogener ha en kovalent binding ved å dele denne en upparerte elektronen.
Lone par endrer vinkelen av bindinger i et molekyl. For eksempel, vurder et lineært molekyl bestående av et sentralt atom med to bindinger. Hvis det ikke finnes noen ensomme par, vil molekylet forbli som et lineært molekyl. Men hvis det er ett eller flere ensomme par på det sentrale atom, ville molekylet ikke lenger være lineært. På grunn av avstøtningen forårsaket av ensomme par, blir bindingsparene avstøtet. Da blir molekylet vinkel i stedet for lineært.
Som vist i bildet ovenfor har ammoniakk et ensomt par, vannmolekylet har 2 lone par og HC1 har 3 lone par.
Hvis et atom har tomme orbitaler, kan de ensomme parene deles inn i upparerte elektroner gjennom hybridisering av orbitaler og kan delta i liming. Men hvis det ikke er noen tomme orbitaler, vil ensomme par forbli som et par elektroner og ikke delta i liming.
For eksempel er nitrogen (N) sammensatt av 5 elektroner i ytterste omløp. To elektroner i 2s orbitale og andre tre er i tre p orbitaler. Siden nitrogen ikke har noen tomme orbitaler, forblir elektronparet i 2s-omløp som et ensartet par.
Figur 3: Det orbitale diagrammet av nitrogen (N)
Men når man vurderer fosfor (P), har den også 5 elektroner i ytterste bane: 2 elektroner i 3-bane og andre 3 elektroner i tre p orbitaler. Men fosfor kan danne maksimalt 5 obligasjoner. Det er fordi det har tomme 3d orbitaler.
Figur 4: Orbitaldiagrammet for fosfor og mulig hybridisering
Fosfor kan ha fem bindinger ved å inkludere 5 elektroner i sp3d1 hybridiserte orbitaler. Da er det ingen ensomme par på fosfor.
Forskjellen mellom Bondepair og Lone Pair
Definisjon
Bondepar: Bond-paret er et par elektroner som er i et bånd.
Lone Pair: Lone par er et par elektroner som ikke er i et bånd.
bonding
Bondepar: Obligasjonspar er alltid i obligasjoner.
Lone Pair: Lone par er ikke i obligasjoner, men kan danne obligasjoner ved å donere det ensomme paret (koordinasjonsobligasjoner).
atomer
Bondepar: De to elektronene tilhører to atomer i bindingspar.
Lone Pair: De to elektronene tilhører samme atom i ensomme par.
Opprinnelse
Bondepar: Et bindingspar er opprettet på grunn av deling av elektroner med to atomer.
Lone Pair: Et ensartet par er opprettet på grunn av mangel på tomme orbitaler.
Konklusjon
Bond pair og lone pair er to termer som brukes til å beskrive koblede elektroner. Disse elektronparene forårsaker forbindelsens reaktivitet, polaritet, fysiske tilstand og kjemiske egenskaper. Joniske forbindelser kan eller ikke har bindingspar og lone par. Kovalente forbindelser og koordineringsforbindelser har i hovedsak bindingspar. De kan eller ikke har ensomme par. Forskjellen mellom bindingspar og lone par er at et bindingspar består av to elektroner som er i en binding, mens et ensartet par består av to elektroner som ikke er i en obligasjon.
referanser:
1. "Lone pair." Wikipedia. Wikimedia Foundation, 9. juli 2017. Web. Tilgjengelig her. 27. juli 2017.
2. "Definisjon av bindingspar - Kjemisk ordbok." Kjemi-Dictionary.com. N.p., n.d. Web. Tilgjengelig her. 27. juli 2017.
Bilde Courtesy:
1. "NH3-BF3-adduct-bond-lengthening-2D-no-charges" Av (สาธารณสมบัติ) via Commons Wikimedia
2. "ParSolitario" Av V8rik på en.wikipedia - Overført fra en.wikipedia (Public Domain) via Commons Wikimedia
