Skirtumas tarp elektrovalento ir kovalentinio ryšio

Pagrindinis skirtumas tarp elektrovalentinės ir kovalentinės jungties yra tas elektrovalentinis ryšys atsiranda perduodant elektronus iš vieno atomo į kitą kadangi kovalentinis ryšys atsiranda dalijantis valentiniams elektronams tarp atomų. Joninė jungtis taip pat vadinama elektrovalentine jungtimi. Valentiniai elektronai, kurie yra elektronai, esantys pačiuose atomo išoriniuose korpusuose, dalyvauja abiejų tipų cheminiuose ryšiuose..

Cheminis sujungimas yra raktas į įvairių rūšių cheminių junginių susidarymą. Tai veikia kaip klijai, skirti kartu laikyti atomus ar molekules. Pagrindinis cheminio sujungimo tikslas yra gauti stabilų cheminį junginį. Susidarius cheminiam ryšiui, energija išsiskiria ir sudaro stabilų junginį. Yra trys pagrindiniai cheminių jungčių tipai, žinomi kaip joninis ryšys, kovalentinis ryšys ir metalinis arba nekovalentinis ryšys.

TURINYS
1. Apžvalga ir svarbiausias skirtumas
2. Kas yra elektrovalentinė obligacija
3. Kas yra kovalentinis obligacija
4. Šalutinis palyginimas - elektrovalentinis ir kovalentinis ryšys
5. Santrauka

Kas yra elektrovalentinis obligacija?

Elektrovalentinis arba joninis ryšys yra tam tikros rūšies cheminė jungtis, kuri susidaro perkeliant elektronus iš vieno atomo į kitą. Dėl šio perkėlimo vienas atomas gauna teigiamą krūvį, o kitas - neigiamai. Elektronų donoro atomas tampa teigiamai įkrautas; taigi, jis vadinamas katijonu, kadangi elektronus gaunantis atomas tampa neigiamai įkrautas ir vadinamas anijonu. Dėl priešingų elektros krūvių tarp šio katijono ir anijono atsiranda elektrostatinė traukos jėga. Didelis dviejų atomų elektronegatyvumo skirtumas lemia tai, kad jungiasi. Šiame sujungime dalyvauja tiek metaliniai, tiek nemetaliniai atomai.

Tačiau nė viena iš elektrovalentinių jungčių nėra grynos joninės jungtys. Kiekvienas joninis junginys gali turėti tam tikrą kovalentinio jungimosi procentą. Taigi paaiškėja, kad joninis junginys turi didesnį joninį pobūdį ir mažai kovalentinį pobūdį. Tačiau yra keletas junginių, pasižyminčių dideliu kovalentiniu pobūdžiu. Tokio tipo jungtys vadinamos polinėmis kovalentinėmis jungtimis.

Elektrovalentiškojo jungimo būdu pagamintų junginių charakteristikos skiriasi nuo junginių, pagamintų iš kovalentiniojo ryšio. Atsižvelgiant į fizikines savybes, paprastai galima pastebėti aukštesnius virimo ir lydymosi taškus. Tačiau tirpumas vandenyje ir elektrinio laidumo savybės yra labai aukštos. Junginių su joninėmis jungtimis pavyzdžiai gali būti metalų halogenidai, metalų oksidai, metalų sulfidai ir kt.

01 paveikslas: Elektrovalentinis ryšys

Kas yra kovalentinis obligacija?

Kovalentinis ryšys yra tam tikro tipo cheminis ryšys, kuris susidaro elektronų poroms pasidalijus tarp nemetalo atomų. Šis elektronų pasidalijimas įvyko dėl mažo elektronegatyvumo skirtumo tarp dviejų atomų, susijusių su jungimu. Kovalentiniame rišime paprastai dalyvauja nemetalo atomai. Šių atomų išorinėje orbitoje elektronų konfigūracija yra neišsami, taigi, nesusiję elektronai dalijasi, kad elektronų konfigūracija būtų panaši į tauriųjų dujų. Taip yra todėl, kad nepilna elektronų konfigūracija daro tam tikrą atomą nestabilų. Skirtingai nuo joninių jungčių, kovalentinis ryšys gali turėti viengubus, dvigubus ar trigubus ryšius tarp dviejų atomų. Šios jungtys yra suformuotos taip, kad du atomai paklūsta okteto taisyklei. Ryšys atsiranda per atominių orbitų sutapimą. Vienoji jungtis susidaro, kai pasidalija du elektronai. Dviguba jungtis susidaro, kai pasidalija keturi elektronai. Padalinus šešis elektronus, gali atsirasti trigubas ryšys.

Kovalentinius ryšius turinčių junginių charakteristikos apima stiprią jungtį tarp dviejų atomų dėl panašių elektronegatyvumo verčių. Taigi tirpumas ir elektrinis laidumas (tirpioje būsenoje) yra prastas arba jo nėra. Šie junginiai, palyginti su joniniais junginiais, taip pat turi žemesnę lydymosi ir virimo temperatūrą. Daugybė organinių ir neorganinių junginių gali būti laikomi junginių su kovalentiniu ryšiu pavyzdžiais.

02 paveikslas: Kovalentinis ryšys

Kuo skiriasi elektrovalentinė obligacija nuo kovalentinės obligacijos?

Elektrovalentinis obligacija vs kovalentinis obligacija
Elektrovalentinis ryšys yra cheminis ryšys tarp dviejų atomų, atsirandantis dėl elektronų (-ų) perkėlimo iš vieno atomo į kitą.	Kovalentinis ryšys yra tam tikros rūšies cheminis ryšys, atsirandantis dėl elektronų porų pasidalijimo tarp atomų.
Metalai prieš nemetalus
Tarp metalų ir nemetalų gali būti stebimi elektrovalentiniai ryšiai.	Kovalentinius ryšius paprastai galima pastebėti tarp dviejų nemetalų.
Elektronegatyvumo skirtumas
Dviejų atomų elektronegatyvumo skirtumas yra didesnis, kai jungiasi elektrovalentingai.	Dviejų atomų elektronegatyvumo skirtumas yra palyginti mažesnis.
Tirpumas vandenyje ir elektrinis laidumas
Tirpumas vandenyje ir elektrinis laidumas yra didesnis junginiuose, turinčiuose elektrovalentinį ryšį.	Tirpumas vandenyje ir elektrinis laidumas yra palyginti mažesni junginiuose, turinčiuose kovalentinį ryšį.
Virimo ir lydymosi taškai
Elektrovalentinio klijavimo metu virimo ir lydymosi taškai yra aukštesni.	Kovalentinio sujungimo metu virimo ir lydymosi temperatūra yra palyginti žemesnė.

Santrauka - elektrovalentiniai ir kovalentiniai ryšiai

Elektrovalentinės ir kovalentinės jungtys yra dviejų tipų cheminės jungtys, kurios skiriasi viena nuo kitos. Pagrindinis skirtumas tarp elektrovalentinių ir kovalentinių ryšių yra jų pobūdis; elektrovalentinis ryšys yra elektrostatinis traukos būdas tarp dviejų atomų, tuo tarpu kovalentinis ryšys dalijasi elektronų poromis tarp dviejų atomų.

Nuoroda:

1. „Elektrovalentinis klijavimas“. „EMedicalPrep“. N.p., n.d. Žiniatinklis. 2017 m. Gegužės 25 d. <>
2. „Kovalentinis obligacija“. Cheminio ugdymo skyriaus grupės. Purdue universitetas, n.d. Žiniatinklis. 2017 m. Gegužės 25 d. <>
3. „Cheminiai ryšiai“. Khano akademija, n.d. Žiniatinklis. 2017 m. Gegužės 25 d. <>

Vaizdo mandagumas:

1. „NaCl joninė jungtis“, autorius Mhowison - savo darbas (viešasis domenas) per „Commons Wikimedia“
2. „Kovalentinis vandenilio jungtis“, autorius Jacek FH - Savas darbas (CC BY-SA 3.0) per „Commons Wikimedia“