Skirtumas tarp vandenilio ir joninių jungčių

pagrindinis skirtumas tarp vandenilio ir joninės jungties yra kad joniniai ryšiai egzistuoja tarp nuolatinių anijonų ir katijonų, tuo tarpu vandenilio ryšiai egzistuoja tarp dalinių teigiamų ir dalinių neigiamų krūvių.

Cheminiai ryšiai kartu laiko atomus ir molekules. Ryšiai yra svarbūs nustatant molekulių ir atomų cheminį ir fizinį elgesį. Kaip pasiūlė amerikietis chemikas G.N.Lewis, atomai yra stabilūs, kai jų valentiniame apvalkale yra aštuoni elektronai. Daugelio atomų valentiniai apvalkalai turi mažiau nei aštuonis elektronus (išskyrus periodinių lentelių 18 grupės taurias dujas); todėl jie nėra stabilūs. Šie atomai linkę reaguoti tarpusavyje, kad taptų stabilūs. Taigi kiekvienas atomas gali pasiekti tauriųjų dujų elektroninę konfigūraciją. Joninės jungtys yra viena iš tokių cheminių jungčių, jungiančių atomus cheminiuose junginiuose. Vandenilio ryšiai yra tarpmolekulinės atrakcijos tarp molekulių.

TURINYS

1. Apžvalga ir svarbiausias skirtumas
2. Kas yra vandenilio jungtis? 
3. Kas yra joninis obligacija
4. Šalutinis palyginimas - vandenilio ir jonų jungtis lentelės pavidalu
5. Santrauka

Kas yra vandenilio jungtis?

Kai vandenilis yra prijungtas prie elektroneigiamo atomo, pavyzdžiui, fluoro, deguonies ar azoto, jis sukuria polinį ryšį. Dėl elektronegatyvumo, elektronai, esantys jungtyje, labiau traukia elektroneigiamas atomas, o ne vandenilio atomas. Todėl vandenilio atomas įgys dalinį teigiamą krūvį, tuo tarpu elektronegatyvesnis atomas gaus dalinį neigiamą krūvį. Kai dvi molekulės, turinčios šį krūvio atskyrimą, yra arti, tarp vandenilio ir neigiamai įkrauto atomo kyla traukos jėga. Mes tai vadiname vandenilio jungimu.

Vandenilio ryšiai yra santykinai stipresni nei kitų dipolių sąveikos ir jie lemia molekulinę elgseną. Pavyzdžiui, vandens molekulės turi tarpmolekulinius vandenilio ryšius. Viena vandens molekulė gali sudaryti keturis vandenilio ryšius su kita vandens molekulėmis. Kadangi deguonis turi dvi vienišas poras, jis gali sudaryti du vandenilio ryšius su teigiamai įkrautu vandeniliu. Tada abi vandens molekules galime vadinti dimeriais. Dėl vandens jungimosi galimybių kiekviena vandens molekulė gali jungtis su kitomis keturiomis molekulėmis. Tai lemia aukštesnį vandens virimo tašką, net jei vandens molekulė turi mažą molekulinę masę. Todėl energija, reikalinga vandenilio ryšiams nutraukti, kai jie eina į dujinę fazę, yra didelė.

01 paveikslas: Vandenilio jungtys tarp vandens molekulių

Be to, vandenilio jungtys ledo kristalinę struktūrą lemia. Unikalus ledo grotelių išdėstymas padeda jam plūduriuoti vandenyje; taigi, apsaugant vandens gyvūnus žiemos laikotarpiu. Be to, vandenilio jungimasis vaidina gyvybiškai svarbų vaidmenį biologinėse sistemose. Trimatė baltymų ir DNR struktūra yra pagrįsta tik vandenilio jungtimis. Be to, vandenilio ryšius gali sunaikinti kaitinimas ir mechaninės jėgos.

Kas yra joninis obligacija?

Atomai gali įgyti arba prarasti elektronus ir sudaryti atitinkamai neigiamas arba teigiamai įkrautas daleles. Šios dalelės vadinamos jonais. Tarp jonų vyksta elektrostatinė sąveika. Joninis ryšys yra patraukli jėga tarp šių priešingai įkrautų jonų. Elektrostatinių sąveikų stiprumui didelę įtaką daro joninių ryšių atomų elektronegatyvumo vertės. Elektronegatyvumas išmatuoja atomų afinitetą elektronams. Atomas, pasižymintis dideliu elektronegatyvumu, gali pritraukti elektronus iš atomo, kurio elektronegatyvumas yra mažas, kad sudarytų joninę jungtį.

02 pav. Joninių jungčių susidarymas natrio chloride

Pavyzdžiui, natrio chloridas turi joninę jungtį tarp natrio ir chlorido jonų. Natris yra metalas; todėl, palyginti su chloru (3.0), jis turi labai mažą elektronegatyvumą (0,9). Dėl šio elektronegatyvumo skirtumo, chloras gali pritraukti elektrą iš natrio ir sudaryti Cl- ir Na + jonus. Dėl šios priežasties abu atomai įgyja stabilią, tauriųjų dujų elektroninę konfigūraciją. Cl- ir Na + laikomi kartu labai stipriomis patraukliomis elektrostatinėmis jėgomis, tokiu būdu sudarydami joninę jungtį.

Kuo skiriasi vandenilio ir jonų jungtys??

Vandenilio jungtys yra tarpmolekulinės atrakcijos, o joninės jungtys yra patrauklios elektrostatinės jėgos. Pagrindinis skirtumas tarp vandenilio ir joninių jungčių yra tas, kad joniniai ryšiai egzistuoja tarp nuolatinių anijonų ir katijonų, tuo tarpu vandenilio ryšiai egzistuoja tarp dalinių teigiamų ir dalinių neigiamų krūvių. Be to, joninės jungtys yra stipresnės nei vandenilio jungtys.

Be to, vandenilio jungtys atsiranda, kai yra vandenilio atomas ir elektroneigiamas atomas, o joniniai ryšiai yra tarp bet kurio metalo ir nemetalinio atomo. Taigi, tai yra reikšmingas skirtumas tarp vandenilio ir joninės jungties. Be to, dar vienas skirtumas tarp vandenilio ir joninių jungčių yra tas, kad vandenilio ryšius lengva nutraukti, nes jie yra arba tarpmolekulinės, arba vidinės molekulės traukos jėgos, tačiau joninės jungtys yra stiprios cheminės jungtys, kurias sunku sulaužyti..

Santrauka - vandenilio ir jonų jungtis

Joniniai junginiai atsiranda jonų junginiuose. Vandenilio jungtys yra tarpmolekulinės jungtys. Pagrindinis skirtumas tarp vandenilio ir joninių jungčių yra tas, kad joniniai ryšiai egzistuoja tarp nuolatinių anijonų ir katijonų, tuo tarpu vandenilio ryšiai egzistuoja tarp dalinių teigiamų ir dalinių neigiamų krūvių..

Nuoroda:

1. Helmenstine, Anne Marie. „Vandenilio obligacijų apibrėžimas ir pavyzdžiai“. „ThoughtCo“, gegužė. 2019 m., 6 d., Galima rasti čia.
2. Helmenstine, Anne Marie. „Joninių obligacijų apibrėžimas“. „ThoughtCo“, 2019 m. Sausio 26 d., Galima rasti čia.

Vaizdo mandagumas:

1. „Vandenilio rišimas vandenyje-2D“ (viešas domenas) per „Commons Wikimedia“
2. „NaCl joninė jungtis“, autorius Mhowison - savo darbas (viešasis domenas) per „Commons Wikimedia“