Gr 11 | Chemie | Kwartaal 4
Chemie kwartaal 4:
Materie en materiale:
Chemiese binding: elektrostatiese kragte + energie:
• Tydens chemiese reaksie → bestaande bindings tussen atome, molekules / ione gebreek + nuwe bindings =
gevorm
• Wnr 2 atome mekaar nader + met mekaar bots is daar verskeie elektrostatiese kragte tussen hulle werksaam:
1. Aantrekkingskrag:
➢ Tussen kern v atoom + sy eie elektronwolk
➢ Tussen kern v 1 atoom + elektronwolk vd ander
2. Afstotingskrag:
➢ Tussen +gelaaide kerne vd 2 atome
➢ Tussen -gelaaide elektronwolke vd 2 atome
• Netto elektrostatiese krag = verkry deur afsonderlike kragte saam te voeg.
• Chemiese binding vind plaas as daar netto aantrekkende krag tussen d + en – ladings is
• Elektronpaar = dan tussen 2 atoomkerne gedeel + kovalente binding gevorm
Energie + bindingslengte:
Lading besit elektriese potensiële energie agv posisie ten opsigte v ander ladings Alles in heelal neig na laagste
NB Aantrekkingskragte tussen ladings verlaag potensiële energie ; afstotingskragte potensiële energie toestand
verhoog Ep
Netto aantrekkingskrag bring verlaging in potensiële energie teweeg + lei tot meer stabiele toestand
Deeltjies het Ep relatief tot ander
deeltjies
Nader aan mekaar, gee potensiële
energie af
• Trek eie e- aan + ander atoom se e- aan Verder v mekaar = meer Ep
• Stoot ook mekaar af +
Beskou 2 waterstofatome wat nader aan mekaar beweeg word:
As 2 atome ver v mekaar af is, is potensiële energie nul KJ. Min afstoting + aantrekking tussen hulle.
Wnr 2 atome nader aan mekaar beweeg, neem beide aantrekkingskragte + afstotingskragte toe
Gebeur dat aantrekkingskragte d afstotingskragte opheers + dat daar netto aantrekking tussen atome
ontstaan. Ep v sisteem neem af (word -) + meer satbiele energietoestand ontstaan
Atome sal mekaar nader tot laagste, mees stabiele energietoestand = bereik. In posisie oorvleuel 1s orbitale
v 2 atome + chemiese binding ontstaan → meer stabiele eenheid *Kovalente bindings deel valenselektrone
(waterstofmolekule) te vorm
As atome mekaar nog nader, sou afstotingskragte toeneem + Ep v sisteem weer skerp toeneem (A tot B)
Bindingspaar: 2 elektrone wat gedeel word tydens kovalente binding
Bindingsenergie: d energie opgeneem om ‘n bestaande binding te breek of die energie afgegee tydens d
vorming v ‘n nuwe binding
Chemiese binding: d elektrostatiese aantrekking tussen atome / ione om ‘n nuwe, meer stabiele eenheid te
vorm
Page 1 of 47
, Gr 11 | Chemie | Kwartaal 4
• Hoe verder deeltjies uitmekaar = Ep
is meer
• Hoe nader deeltjies = Ep word
minder
Energie = - energie → afgegee
= + energie → opgeneem
Afstand tussen 2 atoomkerne, waar energie laagste is + binding vorm = bindingslengte genoem
Vrystelling v energie tydens vorming v binding veroorsaak afname in Ep = bindingsenergie (in KJ.mol-1
gemeet) genoem. Dis ook d energie opgeneem om bestaande binding tussen 2 atome te breek.
Bindingsenergie tussen 2 H-atome = as 432 KJ.mol-1 + bindingslengte = 74pm geneem. Party atome bind
sterker + het hoër bindingsenergie. = meer stabiel + reageer nie maklik nie
Hoe korter d bindingslengte, hoe sterker d bindings + hoe hoër d bindingsenergie. Kleiner atome kan nader
aan mekaar beweeg, het daarom korter bindingslengte + vorm sterker bindings
Dubbel- + drievoudige bindings = baie sterker as enkelbindings + meer energie = vrygestel wnr so binding
vorm / opgeneem om so binding te breek
Dubbel binding is sterker as enkel
H-atoom vs He-atoom:
• Atome met onvolledige buitenste energievlakke = onstabiel + probeer om vlakke te vul deur
elektronpaardeling (kovalente binding) of deur afgee / opneem v elektrone (ioonvorming)
• Wnr 2 H-atome bind om diatomiese H2-molekule te vorm, deel hulle elektronpaar tussen atoomkerne + kry
elkeen volledig gevulde buitenste energievlak
Page 2 of 47
, Gr 11 | Chemie | Kwartaal 4
• He-atome besit volledig gevulde buitenste energievlakke + is meer stabiel. 2 afsonderlike He-atome besit laer
energie as He2-molekule + dus bind He-atome nie geredelik met mekaar nie. He = monatomiese gas
Kovalente chemiese binding:
• Vorm wnr 2 atome se halfgevulde valensorbitale oorvleuel + hulle elektronpaar tussen kerne deel
Gedeelde elektronpaar beweeg rondom albei atoomkerne
2 atome word in kovalente binding bymekaar gehou deur netto elektrostatiese aantrekkingskrag tussen
bewegende elektrone + + atoomkerne
Kovalente bindings vorm gewoonlik tussen nie-metaalatome waarvan verskil in elektronegatiwiteit < 2,1
is
Reëls vir d teken v ‘n Lewis-diagram
• D onderstaande stappe kan gevolg word wnr 2+ atome kovalent bind
1. Kies d sentrale atoom:
wnr 2+ atome bind, kom 1 atoom in d middel (sentrale atoom) + d ander op d punte (terminale atome). D
element met d laagste elektronegatiwiteit is d sentrale atoom
2. Bepaal d totale aantal valenselektrone vd atome betrokke in d verbinding
3. Rangskik d valenselektrone rondom d atome sodat 8 elektrone rondom d terminale atome geplaas word
met 1 gedeelde elektronpaar tussen d sentrale + terminale atome
Teken Lewis-diagramme vir d volgende molekules:
Page 3 of 47
, Gr 11 | Chemie | Kwartaal 4
Molekulêre vorms:
Koördinatiewe (datief-) kovalente bindings:
• Onvolledige valensenergievlakke atome (leë orbitale) kan enkelpaar elektrone v ander atoom deel. 1 atoom
verskaf albei elektrone wat tussen hul kerne deel. Binding = datief kovalente
•
Elektronegatiwiteit + polariteit v bindings:
• Verskil in elektronegatiwiteit (EN) tussen 2 atome in binding betrokke, gebruik word → voorspel of binding
= kovalent / ionies.
• Binding = kovalent → verder onderskei tussen nie-polêr (suiwer kovalent) + polêr kovalent
Bepaling v Elektronegatiwiteitsverskil (EN)
EN = Eneg(A) – Eneg(B)
A + B = 2 elemente en A = d meer elektronegatiewe element
• Wnr 1+ atoom v ‘n soort aan sentrale atoom gebind het, bv H2O, NH3, ens word d EN v elke binding
afsonderlik bepaal, bv EN v ‘n N – H binding: EN = N -H = 3,0 -2,1 = 0,9
Page 4 of 47
Chemie kwartaal 4:
Materie en materiale:
Chemiese binding: elektrostatiese kragte + energie:
• Tydens chemiese reaksie → bestaande bindings tussen atome, molekules / ione gebreek + nuwe bindings =
gevorm
• Wnr 2 atome mekaar nader + met mekaar bots is daar verskeie elektrostatiese kragte tussen hulle werksaam:
1. Aantrekkingskrag:
➢ Tussen kern v atoom + sy eie elektronwolk
➢ Tussen kern v 1 atoom + elektronwolk vd ander
2. Afstotingskrag:
➢ Tussen +gelaaide kerne vd 2 atome
➢ Tussen -gelaaide elektronwolke vd 2 atome
• Netto elektrostatiese krag = verkry deur afsonderlike kragte saam te voeg.
• Chemiese binding vind plaas as daar netto aantrekkende krag tussen d + en – ladings is
• Elektronpaar = dan tussen 2 atoomkerne gedeel + kovalente binding gevorm
Energie + bindingslengte:
Lading besit elektriese potensiële energie agv posisie ten opsigte v ander ladings Alles in heelal neig na laagste
NB Aantrekkingskragte tussen ladings verlaag potensiële energie ; afstotingskragte potensiële energie toestand
verhoog Ep
Netto aantrekkingskrag bring verlaging in potensiële energie teweeg + lei tot meer stabiele toestand
Deeltjies het Ep relatief tot ander
deeltjies
Nader aan mekaar, gee potensiële
energie af
• Trek eie e- aan + ander atoom se e- aan Verder v mekaar = meer Ep
• Stoot ook mekaar af +
Beskou 2 waterstofatome wat nader aan mekaar beweeg word:
As 2 atome ver v mekaar af is, is potensiële energie nul KJ. Min afstoting + aantrekking tussen hulle.
Wnr 2 atome nader aan mekaar beweeg, neem beide aantrekkingskragte + afstotingskragte toe
Gebeur dat aantrekkingskragte d afstotingskragte opheers + dat daar netto aantrekking tussen atome
ontstaan. Ep v sisteem neem af (word -) + meer satbiele energietoestand ontstaan
Atome sal mekaar nader tot laagste, mees stabiele energietoestand = bereik. In posisie oorvleuel 1s orbitale
v 2 atome + chemiese binding ontstaan → meer stabiele eenheid *Kovalente bindings deel valenselektrone
(waterstofmolekule) te vorm
As atome mekaar nog nader, sou afstotingskragte toeneem + Ep v sisteem weer skerp toeneem (A tot B)
Bindingspaar: 2 elektrone wat gedeel word tydens kovalente binding
Bindingsenergie: d energie opgeneem om ‘n bestaande binding te breek of die energie afgegee tydens d
vorming v ‘n nuwe binding
Chemiese binding: d elektrostatiese aantrekking tussen atome / ione om ‘n nuwe, meer stabiele eenheid te
vorm
Page 1 of 47
, Gr 11 | Chemie | Kwartaal 4
• Hoe verder deeltjies uitmekaar = Ep
is meer
• Hoe nader deeltjies = Ep word
minder
Energie = - energie → afgegee
= + energie → opgeneem
Afstand tussen 2 atoomkerne, waar energie laagste is + binding vorm = bindingslengte genoem
Vrystelling v energie tydens vorming v binding veroorsaak afname in Ep = bindingsenergie (in KJ.mol-1
gemeet) genoem. Dis ook d energie opgeneem om bestaande binding tussen 2 atome te breek.
Bindingsenergie tussen 2 H-atome = as 432 KJ.mol-1 + bindingslengte = 74pm geneem. Party atome bind
sterker + het hoër bindingsenergie. = meer stabiel + reageer nie maklik nie
Hoe korter d bindingslengte, hoe sterker d bindings + hoe hoër d bindingsenergie. Kleiner atome kan nader
aan mekaar beweeg, het daarom korter bindingslengte + vorm sterker bindings
Dubbel- + drievoudige bindings = baie sterker as enkelbindings + meer energie = vrygestel wnr so binding
vorm / opgeneem om so binding te breek
Dubbel binding is sterker as enkel
H-atoom vs He-atoom:
• Atome met onvolledige buitenste energievlakke = onstabiel + probeer om vlakke te vul deur
elektronpaardeling (kovalente binding) of deur afgee / opneem v elektrone (ioonvorming)
• Wnr 2 H-atome bind om diatomiese H2-molekule te vorm, deel hulle elektronpaar tussen atoomkerne + kry
elkeen volledig gevulde buitenste energievlak
Page 2 of 47
, Gr 11 | Chemie | Kwartaal 4
• He-atome besit volledig gevulde buitenste energievlakke + is meer stabiel. 2 afsonderlike He-atome besit laer
energie as He2-molekule + dus bind He-atome nie geredelik met mekaar nie. He = monatomiese gas
Kovalente chemiese binding:
• Vorm wnr 2 atome se halfgevulde valensorbitale oorvleuel + hulle elektronpaar tussen kerne deel
Gedeelde elektronpaar beweeg rondom albei atoomkerne
2 atome word in kovalente binding bymekaar gehou deur netto elektrostatiese aantrekkingskrag tussen
bewegende elektrone + + atoomkerne
Kovalente bindings vorm gewoonlik tussen nie-metaalatome waarvan verskil in elektronegatiwiteit < 2,1
is
Reëls vir d teken v ‘n Lewis-diagram
• D onderstaande stappe kan gevolg word wnr 2+ atome kovalent bind
1. Kies d sentrale atoom:
wnr 2+ atome bind, kom 1 atoom in d middel (sentrale atoom) + d ander op d punte (terminale atome). D
element met d laagste elektronegatiwiteit is d sentrale atoom
2. Bepaal d totale aantal valenselektrone vd atome betrokke in d verbinding
3. Rangskik d valenselektrone rondom d atome sodat 8 elektrone rondom d terminale atome geplaas word
met 1 gedeelde elektronpaar tussen d sentrale + terminale atome
Teken Lewis-diagramme vir d volgende molekules:
Page 3 of 47
, Gr 11 | Chemie | Kwartaal 4
Molekulêre vorms:
Koördinatiewe (datief-) kovalente bindings:
• Onvolledige valensenergievlakke atome (leë orbitale) kan enkelpaar elektrone v ander atoom deel. 1 atoom
verskaf albei elektrone wat tussen hul kerne deel. Binding = datief kovalente
•
Elektronegatiwiteit + polariteit v bindings:
• Verskil in elektronegatiwiteit (EN) tussen 2 atome in binding betrokke, gebruik word → voorspel of binding
= kovalent / ionies.
• Binding = kovalent → verder onderskei tussen nie-polêr (suiwer kovalent) + polêr kovalent
Bepaling v Elektronegatiwiteitsverskil (EN)
EN = Eneg(A) – Eneg(B)
A + B = 2 elemente en A = d meer elektronegatiewe element
• Wnr 1+ atoom v ‘n soort aan sentrale atoom gebind het, bv H2O, NH3, ens word d EN v elke binding
afsonderlik bepaal, bv EN v ‘n N – H binding: EN = N -H = 3,0 -2,1 = 0,9
Page 4 of 47
