Obligacje kowalencyjne a obligacje jonowe

Istnieją dwa rodzaje wiązań atomowych - wiązania jonowe i wiązania kowalencyjne. Różnią się budową i właściwościami. Wiązania kowalencyjne składają się z par elektronów wspólnych dla dwóch atomów i wiążą atomy w ustalonej orientacji. Do ich złamania potrzebne są stosunkowo wysokie energie (50-200 kcal / mol). To, czy dwa atomy mogą tworzyć wiązanie kowalencyjne, zależy od ich elektroujemności, tj. Mocy atomu w cząsteczce, aby przyciągnąć elektrony do siebie. Jeśli dwa atomy różnią się znacznie elektroujemnością - podobnie jak sodu i chloru - wówczas jeden z atomów straci swój elektron na drugim atomie. Powoduje to dodatnio naładowany jon (kation) i ujemnie naładowany jon (anion). Wiązanie między tymi dwoma jonami nazywa się an wiązanie jonowe.

Wykres porównania

Tabela porównawcza obligacji kowalencyjnych a obligacji jonowych

	Wiązania kowalencyjne	Wiązania jonowe
Biegunowość	Niska	Wysoki
Tworzenie	Wiązanie kowalencyjne powstaje między dwoma niemetalami o podobnych elektroujemnościach. Żaden atom nie jest „wystarczająco silny”, aby przyciągać elektrony od drugiego. Dla stabilizacji dzielą elektrony z zewnętrznej orbity molekularnej z innymi.	Wiązanie jonowe powstaje między metalem a niemetalem. Niemetale (jon ujemny) są „silniejsze” niż metal (jon dodatni) i mogą bardzo łatwo wydobywać elektrony z metalu. Te dwa przeciwne jony przyciągają się i tworzą wiązanie jonowe.
Kształt	Określony kształt	Brak określonego kształtu
Co to jest?	Wiązanie kowalencyjne to forma wiązania chemicznego między dwoma atomami niemetalicznymi, która charakteryzuje się dzieleniem par elektronów między atomami i innymi wiązaniami kowalencyjnymi.	Wiązanie jonowe, znane również jako wiązanie elektrowalentne, jest rodzajem wiązania utworzonego z przyciągania elektrostatycznego między przeciwnie naładowanymi jonami w związku chemicznym. Tego rodzaju wiązania występują głównie między atomem metalicznym a niemetalicznym.
Temperatura topnienia	Niska	Wysoki
Przykłady	Metan (CH4), kwas chlorowodorowy (HCl)	Chlorek sodu (NaCl), kwas siarkowy (H2SO4)
Występuje między	Dwa niemetale	Jeden metal i jeden niemetal
Temperatura wrzenia	Niska	Wysoki
Stan w temperaturze pokojowej	Ciecz lub gaz	Solidny

Zawartość: Obligacje kowalencyjne vs. Obligacje jonowe

• 1 O wiązaniach kowalencyjnych i jonowych
• 2 Formacja i przykłady
  • 2.1 Przykłady
• 3 Charakterystyka obligacji
• 4 referencje

O wiązaniach kowalencyjnych i jonowych

Wiązanie kowalencyjne powstaje, gdy dwa atomy są w stanie dzielić elektrony, natomiast wiązanie jonowe powstaje, gdy „dzielenie” jest tak nierówne, że elektron z atomu A jest całkowicie tracony do atomu B, w wyniku czego powstaje para jonów.

Każdy atom składa się z protonów, neutronów i elektronów. W centrum atomu neutrony i protony pozostają razem. Ale elektrony krążą na orbicie wokół centrum. Każda z tych orbit molekularnych może mieć pewną liczbę elektronów, tworząc stabilny atom. Ale oprócz gazu obojętnego ta konfiguracja nie występuje w przypadku większości atomów. Aby więc ustabilizować atom, każdy atom dzieli połowę swoich elektronów.

Wiązanie kowalencyjne jest formą wiązania chemicznego między dwoma atomami niemetalicznymi, która charakteryzuje się dzieleniem par elektronów między atomami i innymi wiązaniami kowalencyjnymi. Wiązanie jonowe, znane również jako wiązanie elektrowalentne, jest rodzajem wiązania utworzonego z przyciągania elektrostatycznego między przeciwnie naładowanymi jonami w związku chemicznym. Ten rodzaj wiązań występuje głównie między atomem metalicznym a niemetalicznym.

Formacja i przykłady

Wiązania kowalencyjne powstają w wyniku podziału jednej lub więcej par elektronów wiążących. Negatywy elektro-ujemne (zdolność przyciągania elektronów) dwóch związanych atomów są albo równe, albo różnica nie jest większa niż 1,7. Dopóki różnica elektro-negatywności nie jest większa niż 1,7, atomy mogą dzielić tylko elektrony wiążące.

Model podwójnych i pojedynczych wiązań kowalencyjnych węgla w pierścieniu benzenowym.

Rozważmy na przykład cząsteczkę metanu, tj. CH₄. Węgiel ma 6 elektronów, a jego konfiguracja elektroniczna to 1s22s22p2, tj. Ma 4 elektrony na swojej zewnętrznej orbicie. Zgodnie z zasadą Octate (stwierdza, że ​​atomy mają tendencję do zyskiwania, tracenia lub dzielenia elektronów, tak że każdy atom ma pełny najbardziej zewnętrzny poziom energii, który zwykle wynosi 8 elektronów.), Aby być w stanie stabilnym, potrzebuje 4 dodatkowych elektronów. Tworzy więc wiązanie kowalencyjne z wodorem (1s1), a dzieląc elektrony z wodorem, tworzy metan lub CH₄.

Jeśli różnica elektro-negatywności jest większa niż 1,7, wówczas wyższy atom elektroujemny ma zdolność przyciągania elektronów, która jest wystarczająco duża, aby wymusić przeniesienie elektronów z mniejszego atomu elektroujemnego. Powoduje to tworzenie wiązań jonowych.

Wiązanie sodu i chloru jonowo z wytworzeniem chlorku sodu.

Na przykład w zwykłej soli kuchennej (NaCl) poszczególnymi atomami są sód i chlor. Chlor ma siedem elektronów walencyjnych na zewnętrznej orbicie, ale aby być w stabilnym stanie, potrzebuje ośmiu elektronów na zewnętrznej orbicie. Z drugiej strony Sód ma jeden elektron walencyjny i potrzebuje również ośmiu elektronów. Ponieważ chlor ma wysoką elektro-negatywność, 3,16 w porównaniu do 0,9 sodu (więc różnica między ich elektro-negatywnością wynosi ponad 1,7), chlor może łatwo przyciągać jeden elektron wartościowości sodu. W ten sposób tworzą wiązanie jonowe i dzielą się elektronami, a oba będą miały 8 elektronów w swojej zewnętrznej powłoce.

Przykłady

Charakterystyka obligacji

Wiązania kowalencyjne mają określony i przewidywalny kształt oraz mają niską temperaturę topnienia i wrzenia. Można je łatwo rozbić na podstawową strukturę, ponieważ atomy znajdują się w pobliżu, aby dzielić elektrony. Są to w większości gazowe, a nawet niewielki ładunek ujemny lub dodatni na przeciwległych końcach wiązania kowalencyjnego nadaje im polaryzację molekularną.

Wiązania jonowe zwykle tworzą związki krystaliczne i mają wyższe temperatury topnienia i wrzenia w porównaniu do związków kowalencyjnych. Przewodzą one prąd w stanie stopionym lub w roztworze i są wiązaniami niezwykle polarnymi. Większość z nich jest rozpuszczalna w wodzie, ale nierozpuszczalna w rozpuszczalnikach niepolarnych. Wymagają znacznie więcej energii niż wiązanie kowalencyjne, aby zerwać więź między nimi.

Przyczynę różnicy temperatur topnienia i wrzenia dla wiązań jonowych i kowalencyjnych można zilustrować na przykładzie NaCl (wiązanie jonowe) i Cl₂₎ (wiązanie kowalencyjne). Ten przykład można znaleźć na Cartage.org.

Bibliografia

• Wikipedia: Podwójna więź
• Wiązania kowalencyjne - City University of New York
• Wiązanie chemiczne - Georgia State University
• Wiązania kowalencyjne i jonowe - Dostęp do doskonałości
• Udostępnianie elektronów i obligacje kowalencyjne - Uniwersytet Oksfordzki
• Wikipedia: Molekularny schemat orbitalny
• Wikipedia: Konfiguracja elektronów
• Wiązanie jonowe - Encyklopedia Britannica