Chemie Teorie (Nie ideale gasse nie)

Verduidelik, ten opsigte van elektrostatiese kragte tussen protone en elektrone, en ten opsigte van energie-oorwegings, waarom:

o Twee H-atome 'n H2-molekuul vorm

o He nie He2 vorm nie

Beskryf die reëls vir bindingvorming

o Verskillende atome, elk met 'n ongepaarde valenselektron, kan hierdie elektrone deel om 'n chemiese binding te vorm, bv. twee H-atome vorm 'n H2-molekuul deur die deling van 'n elektronpaar.

o Verskillende atome met gepaarde valenselektrone, wat alleenpare genoem word, kan nie hierdie vier elektrone deel nie en kan nie 'n chemiese binding vorm nie, bv. geen binding vorm tussen twee He-atome nie.

o Verskillende atome, met ongepaarde valenselektrone, kan hierdie elektrone deel en 'n chemiese binding vorm vir elke elektronpaar wat gedeel word. Die twee atome kan meervoudige bindings tussen hulle vorm. Indien twee elektronpare gedeel word, vorm 'n dubbelbinding, bv. tussen twee O-atome om O2 te vorm.

o Atome met 'n leë valensskil kan 'n alleenpaar elektrone van 'n ander atoom deel om 'n koördinaat- of datief-kovalente binding te vorm, bv. in NH+4 word die alleenpaar van stikstof gedeel met H+ en in H3O+ word die alleenpaar van suurstof gedeel met H+.

Beskryf die vorming van die datief-kovalente (of koördinaat-kovalente) binding deur middel van elektrondiagramme deur NH+4 en H3O+ as voorbeelde te gebruik.

Noem die vernaamste beginsels wat in die VSEPA gebruik word:

o Molekulêre vorm word bepaal deur die afstotings tussen elektronpare teenwoordig in die valensskil van die sentrale atoom.

o Die getal elektronpare rondom die sentrale atoom kan bepaal word deur die Lewis-struktuur vir die molekuul te skryf.

o Die vorm van die molekuul is afhanklik van die getal bindingselektrongroepe (of atome gebind aan die sentrale atoom) en die getal alleenpare op die sentrale atoom.

o A word gebruik om die sentrale atoom voor te stel en X word gebruik om die terminale atome voor te stel.

o Daar is vyf ideale vorms wat voorkom wanneer daar GEEN alleenpare op die sentrale atoom is nie, maar SLEGS bindingspare.

Verduidelik hoe die verskil in elektronegatiwiteit (∆EN) tussen twee atome die aard van die binding wat tussen hulle gevorm word, beïnvloed.

Die karakter van ’n binding wissel van suiwer kovalent (wanneer ∆EN = 0) tot feitlik suiwer ionies (wanneer ∆EN > 3). Die verskille in elektronegatiwiteit is slegs ’n riglyn, en baie bindings het beide ioniese en kovalente karakter.

Verduidelik die verwantskap tussen bindingsenergie en bindingslengte

Bindings met 'n korter bindingslengte benodig meer energie om te breek as bindings met 'n langer

bindingslengte.

Verduidelik die verwantskap tussen die sterkte van 'n chemiese binding tussen twee atome en die Lengte van die binding tussen hulle.

Indien die aantrekkingskrag tussen twee atome sterk is, kom die kerne baie naby aan mekaar wat 'n korter bindingslengte tot gevolg het.

Verduidelik die verwantskap tussen die sterkte van 'n chemiese binding tussen twee atome en die Grootte van die gebonde atome.

Die bindingslengte tussen groter atome is langer as die bindingslengte tussen kleiner atome.

Verduidelik die verwantskap tussen die sterkte van 'n chemiese binding tussen twee atome en die Getal bindings (enkel, dubbel, tripel) tussen die atome.

Sterkte van bindings neem toe indien die getal bindings tussen atome toeneem, d.i.

tripelbindings is sterker as dubbelbindings wat sterker is as enkelbindings.

Noem en verduidelik die verskillende intermolekulêre kragte (Van der Waals-kragte):

1. Wedersyds geïnduseerde dipoolkragte/ Londonkragte: Kragte tussen nie-polêre molekule

2. Dipool-dipool-kragte: Kragte tussen twee polêre molekule

3. Dipool-geïnduseerde dipoolkragte: Kragte tussen polêre en nie-polêre molekule

4. Waterstofbindings: Kragte tussen molekule waarin waterstof kovalent gebind is aan stikstof, suurstof of fluoor – 'n spesiale geval van dipool-dipool-kragte

5. Ioon-dipoolkragte: Kragte tussen ione en polêre molekule

Beskryf die verskil tussen intermolekulêre kragte en interatomiese kragte (intramolekulêre kragte), deur 'n diagram van 'n groep klein molekule te gebruik, en in woorde.

• Intramolekulêr (interatomies): sterk C–H kovalente bindings hou atome in een molekule bymekaar.

• Intermolekulêr: swak London-dispersiekragte hou verskillende CH₄-molekules.

Noem die verwantskap tussen intermolekulêre kragte en molekulêre massa.

Vir nie-polêre molekule neem die sterkte van geïnduseerde dipoolkragte toe met molekulêre massa.

• In nie-polêre molekules is die enigste intermolekulêre kragte London-dispersiekragte (geïnduseerde dipoolkragte).

• Die sterkte van hierdie kragte neem toe soos die molekulêre massa (en dus die aantal elektrone) toeneem.

• Groter molekulêre massa → meer elektrone → makliker polariseerbaar → sterker geïnduseerde dipole.

• Gevolg: kook- en smeltpunte van nie-polêre molekules styg met toename in molekulêre massa.

Verduidelik die invloed van intermolekulêre kragte op kookpunt.

• Kookpunt: Die temperatuur waarby die dampdruk van 'n stof gelyk is aan atmosferiese druk. Hoe sterker die intermolekulêre kragte, hoe hoër die kookpunt.

Verduidelik die invloed van intermolekulêre kragte op smeltpunt.

• Smeltpunt: Die temperatuur waarby die vaste- en vloeistoffases van 'n stof in ewewig is. Hoe sterker die intermolekulêre kragte, hoe hoër die smeltpunt.

Verduidelik die invloed van intermolekulêre kragte op dampdruk.

• Dampdruk: Die druk uitgeoefen deur 'n damp in ewewig met sy vloeistof in 'n geslote sisteem. Hoe sterker die intermolekulêre kragte, hoe laer die dampdruk.

Verduidelik die invloed van intermolekulêre kragte op oplosbaarheid.

Oplosbaarheid: Die eienskap van 'n chemiese stof in die vaste fase, vloeistoffase of gasfase (opgeloste stof) om in 'n oplosmiddel in die vaste fase, vloeistoffase of gasfase op te los om 'n homogene oplossing te vorm.

Verduidelik wat die pH-skaal is.

'n Skaal met nommers van 0 tot 14 wat gebruik word om die waterstofioon-konsentrasie uit te druk.