Summary Physical Sciences

Molere struktuur Vorm: Hoekig
Molekules: poler
H O Binding: poler
Elektronnegatiwiteit
Die energie van gekombineerde atome is laer as die
verskil: 3,5 – 2,1
van individuele atome wat tot hoor stabiliteit gevolg
het
H =1,4
Vorm:Linier
Lewis-koldiagram: bepaal deur aantal valens Molekule: poler
elektrone wat atom het H Cl Binding: poler
ENV: 3,0 – 2,1


H H
=0.9
Vorm: trigonal
N pirimidaal
Molekule:poler
Binding:poler
Valenselektrone die elektrone in die hoogste
energievlak (kolom waarin le se nmr)
HHH ENV:3,0-2,1
=9,0
Vorm:trigonaal planer
Reels: kan bind as ongepaarde electron het
F Molekule: nie poler
: As 4 gepaarde/aleenpare het kan nie bind nie Binding: poler

: Kan meervoudige binding tussen aelf slegs twee
B ENV: 4,0 – 2,0
=2,0
elektrone vorm F F
Vorm: tetraedies
:atome met lee valenskil kan n aleenpaar van n Cl Molekule: nie poler
Binding: poler
ander atom deel om datief-kovalente binding te
Cl P Cl ENV: 3,0 – 2,5
form bv. NH+4 = 0,5
(beskryf vorming van datief kovalente binding
Cl
Vorm: trigonaal
deurmiddel van elektrondiagramme) F bipirimidaal
Molekule: nie poler

H F P F Binding: poler
ENV: 4,0 – 2,1
F F =1,9
H N H Vorm:oktraeidies
F Molekule: nie poler
H Binding: poler
F S F ENV:4.0 – 2,5
= 1,5

Valeensieskil-elektronpaarafstoting(VSEPA)-Model
FF F
 Molekules vorm bepaal deur afstotings tussen
elektronpare teenwoordig in die valensverskil
in sentrale atoom
 Lewis struktuur
 Vorm Afhanklik van getal bindingselektrone
en allenpare rondom sentrale atoom
 Vyf ideale vorme

, Aantrekking en afstoting tussen atome Tiepe intermolukulere kragte

1. Ioon-dipoolkrag

Ioon + kovalente binding

Bv Na+ + Cl-

2. Ioon-geindiseerdekrag
Hoe verder weg van mekaar hoe hoor is die potensial
Ioon + nie polere binding
verskil
Bv. NaCl + CCl4  tydelike vorm
Ver van mekaar= potensiaal verskil nul
3. Dipool-dipoolkrag
Nader aan mekaar= neem potensiele energie af
Poler + poler

Bv. HCl + H2O
Elektron negatiwiteit m polariteit te verduidelik

 Met n elektron negatiwieteits verskil >2 sal
die binding ionies wees. 4. Dipool geindiseerde krag
 Met n elektron negatiwieteits verskil >1 sal
Poler + nie polere binding
die binding poler kovalent wees.
 Met n elektron negatiwieteits verskil <1 sal Bv. HCl + CCl4  tydelike vorm
die binding swak poler kovalent wees.
 Met n elektron negatiwieteits verskil=0 sal die 5. Geindiseerde dipool-geindiseerde dipoolkrag
binding nie-poler kovelent wees. Nie poler + nie poler
Bindings energie en bindingslengtes (Londonkrag/dispersiekrag)

Sterkte van binding: Bv. I2 + CCl4

- Lengte van binding (sterker aantrekking nader 6. Waterstofbinding
aan mekaar)
Bv. Binding tussen – 2H2O
- Grootte van gebonde atome (bindinglengte
grootter tussen grootter atome) - 2HF
- Getal bindings tussen atome (sterkte van
bindings neem toe indien die getal bindings - 2NH 3
tussen die atome toeneem) Smeltpunt- verswak intermolukulere kragte
Bindings energie= Ereagens-Eproduk Kookpunt –breuk intermolukulere kragte
Eproduk/Ereagens = (bindinsenrgie)aantal bindings+ (sterker intermolukulere kragte=hoor kkokpunt)
(bindinsenrgie)aantal bindings+…
[hoogste kinetiese energie verdamp eerste]
Soorte intermolukulere kragte
{damp = natuurlike vorm n gas}
Intermolukulere kragteaantrekking tussen
Intermolukulere kragte neem toe
molekules
Londondipool-dipoolionieswaterstofbinding
Intramolukulere kragte  krag tussen atome
Grootter molekule = meer energie

Meer elektrone = sterker intermolukulere krag