Hlavný rozdiel - Bond Pair vs. Lone Pair

Každý prvok má vo svojich atómoch elektróny. Tieto elektróny sú v škrupinách, ktoré sa nachádzajú mimo jadra. Jedna škrupina môže mať jeden alebo viac orbitálov. Orbitaly, ktoré sú najbližšie k jadru, sú orbitálne s, p a d. Orbitál je možné rozdeliť na niekoľko suborbitálov. Jeden suborbitál môže obsahovať maximálne dva elektróny. Ak nie sú žiadne elektróny, nazýva sa to prázdny orbitál. Keď je v suborbitáli jeden elektrón, nazýva sa to nepárový elektrón. Keď je suborbitál naplnený maximálne dvoma elektrónmi, nazýva sa to elektrónový pár. Elektrónové páry možno nájsť v dvoch typoch ako pár väzieb a osamelý pár. Hlavný rozdiel medzi párovým párom a osamelým párom je ten väzbový pár sa skladá z dvoch elektrónov, ktoré sú vo väzbe keďže osamelý pár sa skladá z dvoch elektrónov, ktoré nie sú vo väzbe.

Pokryté kľúčové oblasti

1. Čo je to dlhopisový pár - Definícia, identifikácia, príklady 2. Čo je to osamelý pár - Definícia, identifikácia, príklady 3. Aký je rozdiel medzi dlhopisovým párom a osamelým párom - Porovnanie kľúčových rozdielov

Kľúčové pojmy: dvojica dlhopisov, kovalentná väzba, dvojitá väzba, osamelá dvojica, neväzbový elektrónový pár, orbitál, pi bond, sigma dlhopis, jednoduchý zväzok, nespárované elektróny, valenčné elektróny

Čo je to dlhopisový pár

Väzbový pár je pár elektrónov, ktoré sú vo väzbe. Jednoduchá väzba je vždy zložená z dvoch elektrónov, ktoré sú navzájom spárované. Tieto dva elektróny dohromady sa nazývajú pár väzieb. Páry väzieb je možné vidieť v kovalentných zlúčeninách a koordinačných zlúčeninách. V kovalentných zlúčeninách je kovalentná väzba zložená z páru väzieb. V koordinačných zlúčeninách sa koordinačná väzba skladá z páru väzieb.

V koordinačných zlúčeninách ligandy darujú svoje osamelé elektrónové páry centrálnemu atómu kovu. Napriek tomu, že išlo o osamelé páry, vytvárajú po darovaní koordinačné väzby, ktoré sú podobné kovalentným väzbám; preto sú považované za pár väzieb. Dôvodom je, že tieto dva elektróny sú zdieľané medzi dvoma atómami.

V kovalentných zlúčeninách zdieľajú dva atómy svoje nepárové elektróny, aby boli spárované. Tento pár elektrónov sa nazýva pár väzieb. Ak existujú dvojité alebo trojité väzby, na každú väzbu existujú páry väzieb. Napríklad, ak existuje dvojitá väzba, existujú dva páry väzieb. Pretože kovalentná väzba vzniká hybridizáciou orbitálov dvoch atómov, pár väzieb sa nachádza v hybridizovaných orbitáloch. Tieto hybridizované orbitaly môžu vytvárať buď sigma väzby alebo pi väzby. Páry väzieb je preto možné pozorovať buď vo väzbách sigma alebo pi.

Obrázok 1: Koordinačná väzba medzi NH3 a BF3

Vo vyššie uvedenom príklade je elektrónový pár na atóme N molekuly NH3 darovaný atómu B molekuly BF3. Potom koordinačná väzba vyzerá ako kovalentná väzba. Preto je elektrónový pár teraz párom väzieb.

Čo je to osamelý pár

Osamelý pár je pár elektrónov, ktoré nie sú vo väzbe. Elektróny osamelého páru patria k rovnakému atómu. Osamelý pár sa preto nazýva aj a neväzbový elektrónový pár. Napriek tomu, že elektróny v najvnútornejších škrupinách sú tiež spriahnuté a nezúčastňujú sa na väzbe, nepovažujú sa za osamelé páry. Valenčné elektróny atómu, ktoré sú navzájom spojené, sa považujú za osamelé páry.

Niekedy môžu byť tieto osamelé páry darované inému atómu, ktorý má prázdne orbitaly. Potom vytvorí koordinačné puto. Potom sa nepovažuje za osamelý pár, pretože sa stáva párom zväzkov. Niektoré prvky majú iba jeden osamelý pár. Niektoré ďalšie prvky majú viac ako jeden osamelý pár. Napríklad dusík (N) môže tvoriť maximálne tri kovalentné väzby. Počet valenčných elektrónov, ktoré má, je 5. Preto sú tri elektróny zdieľané s inými atómami za vzniku väzieb, zatiaľ čo ďalšie dva elektróny zostávajú ako osamelý pár. Halogény však majú vo svojom najvzdialenejšom orbitáli 7 elektrónov. Preto majú 3 osamelé páry spolu s jedným nepárovým elektrónom. Halogény preto môžu mať jednu kovalentnú väzbu zdieľaním tohto jedného nepárového elektrónu.

Osamelé páry menia uhol väzieb v molekule. Uvažujme napríklad o lineárnej molekule zloženej z centrálneho atómu s dvoma väzbami. Ak neexistujú žiadne osamelé páry, molekula zostane ako lineárna molekula. Ale ak je na centrálnom atóme jeden alebo viac osamelých párov, molekula by už nebola lineárna. V dôsledku odpudivosti spôsobenej osamotenými pármi sa páry väzieb odpudzujú. Potom sa molekula stane uhlovou namiesto lineárnej.

Ako je znázornené na obrázku vyššie, amoniak má jeden osamelý pár, molekula vody má 2 osamelé páry a HCl má 3 osamelé páry.

Ak má atóm prázdne orbitaly, osamelé páry sa dajú rozdeliť na nepárové elektróny hybridizáciou orbitálov a môžu sa zúčastniť väzby. Ak však neexistujú žiadne prázdne orbitaly, osamelé páry zostanú ako pár elektrónov a nebudú sa podieľať na spájaní.

Napríklad dusík (N) pozostáva z 5 elektrónov v najvzdialenejšom orbitáli. Dva elektróny v 2s orbitáli a ďalšie tri sú v troch p orbitáloch. Pretože dusík nemá prázdne orbitaly, elektrónový pár na orbitáli 2 s zostane ako osamelý pár.

Obrázok 3: Orbitálny diagram dusíka (N)

Ale keď vezmeme do úvahy fosfor (P), má tiež 5 elektrónov v najvzdialenejšom orbitáli: 2 elektróny v 3s orbitáli a ďalšie 3 elektróny v troch p orbitáloch. Fosfor však môže vytvoriť maximálne 5 väzieb. Dôvodom je, že má prázdne 3d orbitály.

Obrázok 4: Orbitálny diagram pre fosfor a možná hybridizácia

Fosfor môže mať päť väzieb zahrnutím 5 elektrónov do sp³d¹ hybridizované orbitaly. Potom neexistujú žiadne osamotené páry na fosforu.

Rozdiel medzi párom dlhopisov a párom osamelých

Definícia

Bond Pair: Bondový pár je pár elektrónov, ktoré sú vo väzbe.

Osamelý pár: Osamelý pár je pár elektrónov, ktoré nie sú vo väzbe.

Lepenie

Bondový pár: Páry dlhopisov sú vždy v dlhopisoch.

Osamelý pár: Osamelé páry nie sú vo zväzkoch, ale môžu vytvárať putá darovaním osamelého páru (koordinačné väzby).

Atómy

Bond Pair: Tieto dva elektróny patria k dvom atómom v pároch väzieb.

Osamelý pár: Dva elektróny patria k rovnakému atómu v osamelých pároch.

Pôvod

Bond Pair: Väzbový pár je vytvorený zdieľaním elektrónov dvoma atómami.

Osamelý pár: Osamelý pár je vytvorený kvôli absencii prázdnych orbitálov.

Záver

Bondový pár a osamelý pár sú dva pojmy používané na opis spojených elektrónov. Tieto elektrónové páry spôsobujú reaktivitu, polaritu, fyzikálny stav a chemické vlastnosti zlúčenín. Iónové zlúčeniny môžu, ale nemusia mať dvojice väzieb a osamelé páry. Kovalentné a koordinačné zlúčeniny majú v podstate páry väzieb. Môžu, ale nemusia mať osamelé páry. Rozdiel medzi párom väzieb a osamelým párom je v tom, že pár väzieb sa skladá z dvoch elektrónov, ktoré sú vo väzbe, zatiaľ čo osamelý pár sa skladá z dvoch elektrónov, ktoré nie sú vo väzbe.

Referencie:

1. „Osamelý pár.“ Wikipedia. Nadácia Wikimedia, 9. júla 2017. Web. K dispozícii tu. 27. júla 2017. 2. „Definícia väzbového páru - chemický slovník.“ Chemistry-Dictionary.com. N.p., n.d. Web. K dispozícii tu. 27. júla 2017.

Obrázok so súhlasom:

1. „NH3-BF3-adduct-bond-extend-2D-no-poplatky“ Autor (สาธารณสมบัติ) cez Commons Wikimedia2. „ParSolitario“ od V8rika na en.wikipedia - Prevedené z en.wikipedia (Public Domain) cez Commons Wikimedia