Verschil tussen Bond Pair en Lone Pair
Share
Belangrijkste verschil - Bond Pair vs Lone Pair
Elke elementen hebben elektronen in hun atomen. Deze elektronen bevinden zich in schelpen die zich buiten de kern bevinden. Eén schaal kan een of meer orbitalen hebben. De orbits die zich het dichtst bij de kern bevinden zijn s, p en d orbitaal. Een orbitaal kan worden onderverdeeld in verschillende sub-orbitalen. Eén sub-orbitaal kan maximaal twee elektronen bevatten. Als er geen elektronen zijn, wordt dit een lege orbitaal genoemd. Wanneer er één elektron in een suborbitaal is, wordt dit een ongepaard elektron genoemd. Wanneer de suborbitaal is gevuld met maximaal twee elektronen, wordt dit een elektronenpaar genoemd. De elektronenparen kunnen in twee soorten worden gevonden als bondspaar en alleenstaand paar. Het belangrijkste verschil tussen bond pair en lone pair is dat bindingspaar bestaat uit twee elektronen die in een binding zitten terwijl eenzaam paar bestaat uit twee elektronen die geen binding hebben.
Key Areas Covered
1. Wat is een bondspaar
- Definitie, identificatie, voorbeelden
2. Wat is een Lone Pair
- Definitie, identificatie, voorbeelden
3. Wat is het verschil tussen Bond Pair en Lone Pair
- Vergelijking van belangrijke verschillen
Sleutelbegrippen: Bond Pair, Covalent Bond, Double Bond, Lone Pair, Non-bonding Electron Pair, Orbital, pi Bond, Sigma Bond, Single Bond, Unpaired Electrons, Valence Electrons
Wat is een bondspaar
Een bindingspaar is een paar elektronen die een binding hebben. Een enkele binding bestaat altijd uit twee elektronen die aan elkaar zijn gekoppeld. Deze twee elektronen samen worden het verbindingspaar genoemd. Bond-paren kunnen worden gezien in covalente verbindingen en coördinatieverbindingen. In covalente verbindingen bestaat de covalente binding uit een bindingspaar. In coördinatieverbindingen bestaat de coördinatiebinding uit een bindingspaar.
In coördinatieverbindingen doneren de liganden hun eenzame elektronenparen aan een centraal metaalatoom. Hoewel ze alleenstaande paren waren, vormen ze coördinatieverbindingen die vergelijkbaar zijn met covalente binding na de donatie; vandaar dat ze worden beschouwd als een paar obligaties. Dit komt omdat de twee elektronen worden gedeeld tussen twee atomen.
In covalente verbindingen delen twee atomen hun ongepaarde elektronen om ze te paren. Dit paar elektronen wordt het bindingspaar genoemd. Als er dubbele of drievoudige obligaties zijn, zijn er obligatieparen per obligatie. Als er bijvoorbeeld een dubbele binding is, zijn er twee paar bindingen. Omdat een covalente binding wordt gevormd door de hybridisatie van orbitalen van twee atomen, bevindt een bindingspaar zich in gehybridiseerde orbitalen. Deze gehybridiseerde orbitalen kunnen sigma-bindingen of pi-bindingen vormen. Daarom kunnen bindingsparen worden waargenomen in sigma-bindingen of pi-bindingen.
Figuur 1: De coördinatiebinding tussen NH3 en BF3
In het bovenstaande voorbeeld wordt het elektronenpaar op het N-atoom van het NH3-molecuul gedoneerd aan het B-atoom van het BF3-molecuul. Daarna lijkt de coördinatieverbinding op een covalente binding. Daarom is het elektronenpaar nu een bondspaar.
Wat is een Lone Pair
Lone pair is een paar elektronen die geen binding hebben. De elektronen van het eenzame paar behoren tot hetzelfde atoom. Daarom wordt een alleenstaand paar ook wel a genoemd niet-bindend elektronenpaar. Hoewel elektronen in de binnenste schillen ook zijn gekoppeld en niet deelnemen aan de binding, worden ze niet als alleenstaande paren beschouwd. De valentie-elektronen van een atoom die aan elkaar zijn gekoppeld, worden als alleenstaande paren beschouwd.
Soms kunnen deze alleenstaande paren worden gedoneerd aan een ander atoom dat lege orbitalen heeft. Dan vormt het een coördinatieband. Daarna wordt het niet als een alleenstaand paar beschouwd, aangezien het een paar vormt. Sommige elementen hebben slechts één alleenstaand paar. Sommige andere elementen hebben meer dan één alleenstaand paar. Stikstof (N) kan bijvoorbeeld maximaal drie covalente bindingen vormen. Maar het aantal valentie-elektronen dat het heeft is 5. Daarom worden drie elektronen gedeeld met andere atomen om bindingen te vormen, terwijl andere twee elektronen als een eenzaam paar blijven. Maar halogenen hebben 7 elektronen in hun buitenste orbitaal. Daarom hebben ze 3 alleenstaande paren samen met één ongepaard elektron. Daarom kunnen halogenen een covalente binding hebben door dit ongepaarde elektron te delen.
Eenzame paren veranderen de hoek van de bindingen in een molecuul. Beschouw bijvoorbeeld een lineair molecuul bestaande uit een centraal atoom met twee bindingen. Als er geen alleenstaande paren zijn, blijft het molecuul een lineair molecuul. Maar als er een of meer alleenstaande paren op het centrale atoom zijn, zou het molecuul niet langer lineair zijn. Vanwege de afstoting veroorzaakt door alleenstaande paren, worden de hechtingsparen afgestoten. Vervolgens wordt het molecuul hoekig in plaats van lineair.
Zoals te zien is in de bovenstaande afbeelding, heeft ammonia één alleenstaand paar, heeft het watermolecuul 2 alleenstaande paren en heeft HCl 3 alleenstaande paren.
Als een atoom lege orbitalen heeft, kunnen de alleenstaande paren worden gesplitst in ongepaarde elektronen door middel van hybridisatie van orbitalen en kunnen deelnemen aan binding. Maar als er geen lege orbitalen zijn, zullen alleenstaande paren overblijven als een paar elektronen en niet deelnemen aan binding.
Stikstof (N) is bijvoorbeeld samengesteld uit 5 elektronen in de buitenste orbitaal. Twee elektronen in 2s-orbitaal en andere drie bevinden zich in drie p-orbitalen. Aangezien stikstof geen lege orbitalen heeft, zal het elektronenpaar in de 2-bollenbaan als een alleenstaand paar blijven.
Figuur 3: Het orbitale diagram van stikstof (N)
Maar wanneer fosfor (P) wordt overwogen, heeft het ook 5 elektronen in de buitenste baan: 2 elektronen in 3s-orbitaal en andere 3 elektronen in drie p-orbitalen. Maar fosfor kan maximaal 5 bindingen vormen. Dat komt omdat het lege 3d orbitalen heeft.
Figuur 4: Het orbitale diagram voor fosfor en de mogelijke hybridisatie
Fosfor kan vijf bindingen hebben door de 5 elektronen op te nemen in sp3d1 gehybridiseerde orbitalen. Dan zijn er geen alleenstaande paren op fosfor.
Verschil tussen Bond Pair en Lone Pair
Definitie
Bond Pair: Bond-paar is een paar elektronen die in een binding zitten.
Lone Pair: Lone pair is een paar elektronen die geen binding hebben.
bonding
Bond Pair: Bond-paren hebben altijd obligaties.
Lone Pair: Lone pairs zijn niet in obligaties maar kunnen een band vormen door het eenzame paar te doneren (coördinatieverbindingen).
atomen
Bond Pair: De twee elektronen behoren tot twee atomen in bindingsparen.
Lone Pair: De twee elektronen behoren tot hetzelfde atoom in eenzame paren.
Oorsprong
Bond Pair: Een bindingspaar wordt gecreëerd door het delen van elektronen door twee atomen.
Lone Pair: Een alleenstaand paar wordt gemaakt vanwege de afwezigheid van lege orbitalen.
Conclusie
Bond-paar en alleen-paar zijn twee termen die worden gebruikt om gekoppelde elektronen te beschrijven. Deze elektronenparen veroorzaken de reactiviteit, polariteit, fysische toestand en chemische eigenschappen van verbindingen. Ionische verbindingen kunnen al dan niet bindingsparen en alleenstaande paren hebben. Covalente verbindingen en coördinatieverbindingen hebben in wezen bindingsparen. Ze kunnen al dan niet alleenstaande paren hebben. Het verschil tussen het paar en het paar is dat een paar bestaat uit twee elektronen die in een binding zitten, terwijl een enkel paar uit twee elektronen bestaat die geen binding hebben.
Referenties:
1. "Eenzaam paar." Wikipedia. Wikimedia Foundation, 9 juli 2017. Web. Beschikbaar Hier. 27 juli 2017.
2. "Definitie van bonding-paar - Chemistry Dictionary." Chemistry-Dictionary.com. N.p., n.d. Web. Beschikbaar Hier. 27 juli 2017.
Afbeelding met dank aan:
1. "NH3-BF3-adduct-bond-lengthening-2D-no-charges" By (สาธารณสมบัติ) via Commons Wikimedia
2. "ParSolitario" Door V8rik op en.wikipedia - Overgezet van en.wikipedia (Public Domain) via Commons Wikimedia
