Razlika med Bond Pair in Lone Pair - Razlika Med

Razlika med Bond Pair in Lone Pair

Glavna razlika - Bond Pair vs Lone Pair

Vsak element ima v svojih atomih elektrone. Ti elektroni so v lupinah, ki se nahajajo zunaj jedra. Ena lupina ima lahko eno ali več orbital. Orbitale, ki so najbližje jedru, so s, p in d orbital. Orbital je mogoče razdeliti na več sub-orbital. Ena sub-orbitalna lahko vsebuje največ dva elektrona. Ko ni elektronov, se imenuje prazna orbita. Kadar je v sub-orbitalu en elektron, se imenuje neparni elektron. Ko je sub-orbitalna napolnjena z največ dvema elektronima, se imenuje elektronski par. Elektronske pare lahko najdemo v dveh vrstah, kot sta vezni par in en par. Glavna razlika med obvezniškim parom in osamljenim parom je ta vezni par je sestavljen iz dveh elektronov, ki sta v vezi ker Sam par je sestavljen iz dveh elektronov, ki nista v vezi.  

Pokrita ključna območja

1. Kaj je Para Bond
      - Opredelitev, identifikacija, primeri
2. Kaj je Lone Pair
      - Opredelitev, identifikacija, primeri
3. Kakšna je razlika med Bond Pair in Lone Pair
      - Primerjava ključnih razlik

Ključni pojmi: Bond Pair, Kovalent Bond, Double Bond, Lone Pair, Non-bonding Electron Pair, Orbital, Pi Bond, Sigma Bond, Single Bond, Neparni elektroni, Valenčni elektroni


Kaj je Para Bond

Povezovalni par je par elektronov, ki so v vezi. Posamezna vez je vedno sestavljena iz dveh elektronov, ki sta med seboj povezana. Ta dva elektrona skupaj se imenujejo vezni par. Bond pari je mogoče videti v kovalentnih spojinah in koordinacijskih spojinah. V kovalentnih spojinah je kovalentna vez sestavljena iz veznega para. V koordinacijskih spojinah je koordinacijska vez sestavljena iz veznega para.

V koordinacijskih spojinah ligandi oddajo svoj osamljeni elektronski par centralnemu atomu kovine. Čeprav so bili samo par, tvorijo koordinacijske vezi, ki so podobne kovalentni vezi po donaciji; zato se obravnavajo kot obvezniški par. To je zato, ker se oba elektrona delita med dvema atomoma.

Pri kovalentnih spojinah dva atoma delita svoje neparne elektrone, da ju povežeta. Ta par elektronov se imenuje vezni par. Če obstajajo dvojne ali trojne vezi, obstajajo vezni parovi za vsako vez. Na primer, če obstaja dvojna vez, obstajata dve vezni pari. Ker se kovalentna vez oblikuje s hibridizacijo orbitalov dveh atomov, je vezni par v hibridiziranih orbitalih. Te hibridizirane orbitale lahko tvorijo sigma vezi ali pi vezi. Zato je mogoče opaziti pare obveznic v sigma obveznicah ali vezih pi.


Slika 1: Koordinacijska vez med NH3 in BF3

V zgornjem primeru je elektronski par na N atomu molekule NH3 darovan B atomu molekule BF3. Nato koordinacijska vez izgleda kot kovalentna vez. Zato je elektronski par zdaj vezni par.

Kaj je Lone Pair

Lone pair je par elektronov, ki niso v vezi. Elektroni samotnega para pripadajo istemu atomu. Zato se en sam par imenuje tudi a nevezujoči elektronski par. Čeprav so elektroni v notranjih lupinah tudi sklopljeni in ne sodelujejo pri vezavi, se ne štejejo za osamljene pare. Valenčni elektroni atoma, ki so med seboj povezani, se štejejo za osamljene pare.

Včasih lahko te osamljene pare podarimo drugemu atomu, ki ima prazne orbite. Nato oblikuje koordinacijsko vez. Nato se ne šteje kot osamljeni par, ker postane par obveznic. Nekateri elementi imajo samo en par. Nekateri drugi elementi imajo več kot en sam par. Na primer, dušik (N) lahko tvori največ tri kovalentne vezi. Toda število valentnih elektronov, ki jih ima, je 5. Zato se trije elektroni delijo z drugimi atomi, da tvorijo vezi, medtem ko ostala dva elektrona ostajata kot osamljeni par. Vendar imajo halogeni 7 elektronov v svoji najbolj oddaljeni orbiti. Torej imajo tri samske pare skupaj z enim neparnim elektronom. Zato imajo lahko halogeni eno kovalentno vez z deljenjem tega neparnega elektrona.

Lone pari spremenijo kot vez v molekuli. Na primer, razmislite o linearni molekuli, sestavljeni iz osrednjega atoma, ki ima dve vezi. Če ne obstaja osamljen par, bo molekula ostala linearna molekula. Če pa je na osrednjem atomu en ali več samotnih parov, molekula ne bi bila več linearna. Zaradi odbijanja, ki ga povzročajo osamljeni pari, se parovi vezi zavrnejo. Potem postane molekula kotna, namesto linearna.


Kot je prikazano na zgornji sliki, ima amoniak en sam par, molekula vode ima 2 samotonska para in HCl ima 3 enolične pare.

Če ima atom prazne orbitale, se lahko osamljeni pari razdelijo na neparne elektrone s hibridizacijo orbitalov in lahko sodelujejo pri vezavi. Toda, če ne obstajajo prazne orbitale, bodo osamljeni pari ostali kot elektroni in ne bodo sodelovali pri vezavi.

Na primer, dušik (N) je sestavljen iz 5 elektronov v najbolj oddaljeni orbiti. Dva elektrona v 2s orbitalni in drugi trije v treh p orbitalih. Ker dušik nima praznih orbitalov, bo elektronski par v orbiti 2s ostal kot osamljen par.


Slika 3: Orbitalna shema dušika (N)

Toda pri obravnavi fosforja (P) ima tudi 5 elektronov v najbolj oddaljeni orbitalni: 2 elektrona v 3s orbitalni in drugih 3 elektronov v treh p orbitalih. Toda fosfor lahko tvori največ 5 vezi. To je zato, ker ima prazne 3d orbitale.


Slika 4: Orbitalni diagram fosforja in možna hibridizacija

Fosfor ima lahko pet vezi z vključitvijo 5 elektronov v sp3d1 hibridizirane orbitale. Nato na fosforju ni osamljenih parov.

Razlika med Bond Pair in Lone Pair

Opredelitev

Bond Pair: Par obveznic je par elektronov, ki so v vezi.

Lone Pair: Lone pair je par elektronov, ki niso v vezi.

Lepljenje

Bond Pair: Pari obveznic so vedno v obveznicah.

Lone Pair: Lone pari niso v obveznicah, temveč lahko oblikujejo obveznice z doniranjem osamljenega para (koordinacijske vezi).

Atomi

Bond Pair: Elektrona pripadata dvema atomoma v veznih parih.

Lone Pair: Dva elektrona pripadata istemu atomu v parih.

Izvor

Bond Pair: Povezovalni par nastane zaradi delitve elektronov z dvema atomoma.

Lone Pair: Lone par se ustvari zaradi odsotnosti praznih orbitalov.

Zaključek

Bondov par in osamljeni par sta dva izraza, uporabljena za opis vezanih elektronov. Ti elektronski pari povzročajo reaktivnost, polarnost, fizikalno stanje in kemijske lastnosti spojin. Ionske spojine imajo ali ne smejo imeti parove vezi in enolične pare. Kovalentne spojine in koordinacijske spojine imajo v bistvu vezne pare. Imajo ali ne smejo imeti samskih parov. Razlika med parom obveznic in osamljenim parom je v tem, da je vezni par sestavljen iz dveh elektronov, ki sta v vezi, medtem ko je osamljen par sestavljen iz dveh elektronov, ki nista v vezi.

Reference:

1. “Lone pair.” Wikipedija. Fundacija Wikimedia, 9. julij 2017. Splet.