EN | ES | DE | NL | RU


Buy Printed or E-Book Version

Invoering
 
Materie En Eigenschappen Van Materie
 
Atoom Structuur Met Voorbeelden
 
Periodiek Systeem
 
Het Mol Concept Met Voorbeelden
 
Gassen Met Voorbeelden
 
Chemische Reacties Met Voorbeelden
 
Nucleaire Chemie (Radioactiviteit)
 
Oplossingen
 
Zuren En Basen
 
Thermochemie
 
Reactiesnelheid (Chemische Kinetiek)
 
Chemisch Evenwicht
 
Chemische Banden
 
--Polariteit Van Banden
 
--Metaal En Moleculaire Banden
 
--Cheatsheet Voor Chemische Bindingen
 
Chemie Examens En Probleem Oplossingen
 


Menu

Metaal En Moleculaire Banden


Metaal En Moleculaire Banden

Metaalbanden


Bond die metaalatomen bij elkaar houdt, wordt metaalbinding genoemd. In metalen;
  •      Aantal valentie-elektronen is kleiner dan het aantal valentie-orbitalen. Ze hebben dus veel lege valentie-orbitalen.
  •      Hun ionisatie-energieën zijn klein en ze worden zwak aangetrokken door de kern.
Valence-elektronen van metalen kunnen naar de valentieorbitalen van het andere atoom springen. Deze vrije beweging van elektronen maakt metalen goede geleider van elektriciteit en warmte. Alle valentie-elektronen van metalen kunnen zich zo gedragen.
  •      In het periodiek systeem, als we van boven naar beneden gaan in de metaalgroep, nemen de sterkte van de metaalbinding en het smeltpunt af.
  •      In periodiek systeem, als we van links naar rechts gaan in dezelfde periode, nemen de sterkte van de metaalbinding en het smeltpunt toe.
Moleculaire Binding

Atomen gebonden met covalente bindingen produceren moleculen en deze moleculen trekken elkaar aan en vormen secundaire bindingen. Moleculaire bindingen bepalen fysische eigenschappen zoals smeltpunt, kookpunt van zaken. Bovendien bepalen ze ook de fysieke staat van zaken. We onderzoeken deze bindingen onder drie titels, Vander Waals Bond, Dipole-Dipole Interactions en Hydrogen Bond.

1) Van der Waals Bonds:

We zien deze bindingen in moleculen met% 100 niet-polaire bindingen zoals, I2, Cl2, H2 en moleculen met polaire bindingen maar niet-polaire moleculen zoals CO2. Wanneer niet-polaire moleculen zoals CO2 dichterbij komen, stoten ze elkaar af en wordt de symmetrie van de molecule verbroken. En dan worden positieve en negatieve dipolen gevormd in een molecuul. Een directe aantrekkingskracht van deze dipolen op elkaar wordt Van der Waals obligaties genoemd. Toenemende molaire massa verhoogt de sterkte van van der waals bindingen.

2) Dipole-Dipole Interactie:

Dit soort binding wordt gezien tussen polaire moleculen in vaste en vloeibare fasen zoals HCl, SO2, H2S, PH3. Omdat er geen symmetrie is in polaire moleculen, zijn er polen met negatieve en positieve ladingen. De aantrekkingskracht tussen deze polen in moleculen wordt dipool-dipool interactie genoemd. Deze krachten zijn niet tijdelijk, zoals in het geval van va der waals obligaties. Aldus zijn dipool-dipool interacties sterker dan van der waals bindingen. Moleculen met nauwere molmassa's hebben verschillende kookpunten. Polaire moleculen hebben een hoger kookpunt dan niet-polaire moleculen vanwege de sterke punten van dipool-dipool-interacties.

3) Waterstofbindingen:

Chemische bindingen gevormd tussen H en atomen met een hoge elektronegativiteit zoals F, NO zijn sterker dan dipool-dipool interacties. We kunnen dit verklaren;

Omdat O een hoge elektronegativiteit heeft, trekt het H in H-O-binding sterk aan en deze bindingen worden waterstofbinding genoemd. Met andere woorden, aantrekking tussen H-atoom van het ene molecuul en O-atoom van een ander molecuul wordt waterstofbinding genoemd. We kunnen een schema van waterstofbinding in water laten zien, zoals hieronder gegeven;


Verbindingen met inbegrip van waterstofbindingen hebben hogere kook- en smeltpunten dan verbindingen met van der waals-bindingen en dipool-dipool-interacties.

Obligaties In Vaste Staat:

We kunnen obligaties in vaste stoffen onder vier categorieën analyseren.

1) Ionische Vaste Stoffen:

Vaste stoffen die zijn gebonden met ionische bindingen worden ionische vaste stoffen genoemd. Ze ;

  •      hebben hoge smeltpunten
  •      geleiden geen elektriciteit in vaste fase maar in vloeibare fase en oplossingen geleiden ze elektrische stroom
  •      zijn hard en breekbaar en kunnen niet worden gevormd
  •      kan oplossen in polaire oplosmiddelen zoals water, maar kan niet oplossen in niet-polaire oplosmiddelen zoals CCl4.
2) Covalent Vaste Stoffen:

Het zijn enorme moleculen gevormd door covalente bindingen. diamant, grafiet, SiC zijn voorbeelden van covalente vaste stoffen. Ze;
  •      te hoge smeltpunten hebben
  •      zijn te hard en kwetsbaar
  •      geleid geen elektrische stroom
  •      lost geen polaire of niet-polaire materie op
3) Moleculaire Vaste Stoffen:

Het zijn vaste stoffen, waaronder van der waals-bindingen, dipool-dipool-interacties of waterstofbindingen. Ze;
  •      lage smeltpunten hebben
  •      kan gemakkelijk sublimeren
  •      zijn kwetsbaar
  •      geleid geen elektrische stroom in vaste en vloeibare fasen, maar wanneer ze oplossen in water produceren ze ionen en geleiden ze elektriciteit
  •      hebben verschillende oplosbaarheid veranderen met de bindingen van oplosmiddel, polariteit van oplosmiddel etc.
4) Metallische Vaste Stoffen:

Metalen inclusief metaalbinding vormen deze groep. Deze stolling is terug te zien in alle pure metalen en legeringen. Fe, Au, Ag, Cr zijn enkele veel voorkomende voorbeelden van metallische vaste stoffen. Ze;
  •      zijn goede geleiders van warmte en elektrische stroom
  •      zijn ductiel
  •      lage smeltpunten hebben
  •      kan alleen oplossen in andere metalen


Chemische Bindingen Examens En Probleem Oplossingen


The Original Author:




labels:


© Copyright www.ChemistryTutorials.org, Reproduction in electronic and written form is expressly forbidden without written permission of www.ChemistryTutorials.org. Privacy Policy