Chemiese binding: Verskil tussen weergawes
Content deleted Content added
Jcwf (besprekings | bydraes) |
Jcwf (besprekings | bydraes) No edit summary |
||
Lyn 42:
In die algemeen is die binding gelokaliseer en kan mens dus praat oor 'hierdie een kovalente binding' en nie net oor 'kovalente binding' as verskynsel nie. Die elektrone kan min of meer as deeltjies beskou word en nie as golwe nie. Gelokaliseerde kovalente bindings kan enkel (soos in Cl-Cl), dubbel (O=O) of drievoudig (N≡N)<ref>Viervoudig is moontlik maar taamlik uisonderlik.</ref> wees. Veral by die element koolstof kan kovalente binding tot die vorming van lang kettings lei. In polimere kan die kettinglengte honderde atome of meer wees. Die hoek tussen twee bindings in 'n C-C-C ketting is gewoonlik 109 grade groot, terwyl in byvoorbeeld C=C-C dit ongeveer 120 grade en 180 grade in C≡C-C sal wees. VSEPR-teorie, wat 'n uitbreiding van Lewisteorie is verklaar dit. Kovalente binding is ''gerigte'' binding, in teenstelling tot ioniese (of metalliese) binding.
Soms is ook kovalente binding nie heeltemal gelokaliseer nie, soos in die [[benseen]]-molekuul {{chem|C|6|H|6}} waar party van die elektrone oor die ses koolstofatome gedelokaliseer is. Die dualiteit is essensieel om dit te begryp. Golwe is eintlik altyd gedelokaliseer, soms kan hulle mos die hele oseaan bedek. As mens dus die elektrone as golwe beskou is dit nie so vreemd nie. In die meeste nie-molekulêre vastestowwe gaan hierdie delokalisatie baie verder as net oor ses atome. In halfgeleiers is die elektrone in toestande wat die hele kristal omvat, maar dit vorm energiebande wat of heeltemal vol of
Die berekening van die bansstruktuur van 'n halfgeleier is eintlik net 'n uitbreiding van molekulêre-orbitaalteorie, behalwe dat periodieke randvoorwaardes in die berekenings in ag geneem word.
==Metaalbinding==
Ook metaalbinding is uiters gedelokaliseer en nes by ioniese binding lei dit tot vastestowwe. Nes by ioniese binding kan mens ook hier nie oor 'een metaalbinding' praat nie. Die binding is kollektief.
Die elemente links van koolstof -en dit is die grootste deel van die tabel- het min valenselektrone. Byvoorbeeld silikon het 4 en dit lei tot 'n halfgeleier met volle en leë bande. Aluminium egter het net drie valenselektrone en die gevolg is dat daar baie meer toestande is as elektrone. By metaalbinding is die bande daardeur slegs gedeeltelik gevul en dit het belangrike gevolge:
| |||