Kovalentinės obligacijos ir joninės jungtys

Yra dviejų tipų atominės jungtys - joninės jungtys ir kovalentiniai ryšiai. Jie skiriasi savo struktūra ir savybėmis. Kovalentiniai ryšiai susideda iš elektronų porų, kurias dalijasi du atomai, ir suriša atomus fiksuota orientacija. Norint jas sulaužyti, reikalinga palyginti didelė energija (50 - 200 kcal / mol). Ar du atomai gali sudaryti kovalentinę jungtį, priklauso nuo jų elektronegatyvumo, t. Y. Molekulės atomo galios pritraukti elektronus prie savęs. Jei du atomai labai skiriasi savo elektronegatyvumu (kaip tai daro natris ir chloridas), tada vienas iš atomų praras savo elektroną kitam atomui. Tai lemia teigiamai įkrautą joną (katijoną) ir neigiamai įkrautą joną (anijoną). Ryšys tarp šių dviejų jonų vadinamas an joninis ryšys.

Palyginimo diagrama

Kovalentinių obligacijų ir joninių obligacijų palyginimo lentelė

	Kovalentinės obligacijos	Joninės jungtys
Poliškumas	Žemas	Aukštas
Formavimas	Kovalentinis ryšys susidaro tarp dviejų nemetalų, kurių elektronegatyvumas yra panašus. Nei vienas atomas nėra pakankamai stiprus, kad priviliotų elektronus iš kitų. Stabilizavimui jie dalijasi savo elektronais iš išorinės molekulinės orbitos su kitais.	Tarp metalo ir nemetalo susidaro joninė jungtis. Nemetalai (-ve jonai) yra „stipresni“ nei metalas (+ ve jonas) ir gali lengvai gauti metalus iš metalo. Šie du priešingi jonai traukia vienas kitą ir sudaro joninį ryšį.
Figūra	Neabejotina forma	Nėra apibrėžtos formos
Kas tai?	Kovalentinis ryšys yra cheminio sujungimo tarp dviejų nemetalinių atomų forma, kuriai būdingas elektronų porų pasidalijimas tarp atomų ir kitų kovalentinių ryšių..	Joninė jungtis, dar vadinama elektrovalentine jungtimi, yra tam tikros rūšies jungtis, susiformavusi elektrostatiniu potraukiu tarp priešingai įkrautų jonų cheminiame junginyje. Šios rūšies jungtys daugiausia vyksta tarp metalo ir nemetalo atomo.
Lydymosi temperatūra	žemas	Aukštas
Pavyzdžiai	Metanas (CH4), druskos chlorido rūgštis (HCl)	Natrio chloridas (NaCl), sieros rūgštis (H2SO4)
Pasitaiko tarp	Du nemetalai	Vienas metalas ir vienas nemetalas
Virimo taškas	Žemas	Aukštas
Būkite kambario temperatūroje	Skystas arba dujinis	Kieta

Turinys: kovalentinės obligacijos vs joninės jungtys

• 1 Apie kovalentinius ir joninius ryšius
• 2 Formavimas ir pavyzdžiai
  • 2.1 Pavyzdžiai
• 3 Obligacijų charakteristika
• 4 literatūros sąrašas

Apie kovalentinius ir joninius ryšius

Kovalentinis ryšys susidaro, kai du atomai gali dalintis elektronus, tuo tarpu joninė jungtis susidaro, kai „dalijimasis“ yra toks nevienodas, kad A atomo elektronas yra visiškai prarastas atomo B, todėl susidaro jonų pora.

Kiekvienas atomas susideda iš protonų, neutronų ir elektronų. Atomo centre neutronai ir protonai lieka kartu. Bet elektronai sukasi orbitoje aplink centrą. Kiekviena iš šių molekulinių orbitų gali turėti tam tikrą skaičių elektronų, kad sudarytų stabilų atomą. Tačiau išskyrus inertines dujas, šios konfigūracijos nėra daugumoje atomų. Taigi, norint atomą stabilizuoti, kiekvienas atomas dalijasi puse savo elektronų.

Kovalentinis ryšys yra cheminio sujungimo tarp dviejų nemetalinių atomų forma, kuriai būdingas elektronų porų pasidalijimas tarp atomų ir kitų kovalentinių ryšių. Joninė jungtis, dar vadinama elektrovalentine jungtimi, yra jungties rūšis, susidaranti iš elektrostatinio traukos tarp priešingai įkrautų jonų cheminiame junginyje. Šios rūšies jungtys daugiausia vyksta tarp metalo ir nemetalo atomo.

Formavimas ir pavyzdžiai

Kovalentiniai ryšiai susidaro pasidalijus vienai ar daugiau porų rišančių elektronų. Dviejų surištų atomų elektro negatyvumas (sugebėjimas pritraukti elektroną) yra lygus arba skirtumas ne didesnis kaip 1,7. Kol elektronegatyvumo skirtumas yra ne didesnis kaip 1,7, atomai gali dalytis tik rišančiaisiais elektronais.

Dvigubų ir vienatūrių anglies jungčių, esančių benzeno žiede, modelis.

Pavyzdžiui, apsvarstykime metano molekulę, t.y., CH₄. Anglis turi 6 elektronus, o jo elektroninė konfigūracija yra 1s22s22p2, t.y., jo išorinėje orbitoje yra 4 elektronai. Pagal Oktato taisyklę (joje teigiama, kad atomai yra linkę įgyti, prarasti ar dalintis elektronus taip, kad kiekvieno atomo energijos lygis yra visas (paprastai 8 elektronai).) Norint būti stabilioje būsenoje, jam reikia dar 4 elektronų. Taigi jis sudaro kovalentinį ryšį su vandeniliu (1s1), o pasidalijęs elektronus vandeniliu, sudaro metaną arba CH₄.

Jei elektronegatyvumo skirtumas yra didesnis nei 1,7, tada aukštesnysis elektroneigiamas atomas turi pakankamai patrauklų elektroną, kuris yra pakankamas, kad priverstų elektronus perkelti iš mažesniojo elektronegatyvaus atomo. Tai sukelia joninių ryšių susidarymą.

Natris ir chloras joniškai jungiasi, sudarydami natrio chloridą.

Pavyzdžiui, įprastoje stalo druskoje (NaCl) atskiri atomai yra natris ir chloras. Chloras turi septynis valentinius elektronus savo išorinėje orbitoje, tačiau, kad būtų stabilios būklės, jam reikia aštuonių elektronų išorinėje orbitoje. Kita vertus, natris turi vieną valentinį elektroną, jam taip pat reikia aštuonių elektronų. Kadangi chloras turi aukštą elektronegatyvumą, 3,16, palyginti su natrio 0,9 (taigi skirtumas tarp jų elektronegatyvumo yra didesnis nei 1,7), chloras lengvai pritraukia natrio vienos valentės elektronus. Tokiu būdu jie sudaro joninę jungtį ir dalijasi vienas kito elektronais. Abiejų jų išoriniame apvalkale bus 8 elektronai.

Pavyzdžiai

Obligacijų charakteristikos

Kovalentiniai ryšiai turi aiškią ir nuspėjamą formą, turi mažą lydymosi ir virimo temperatūrą. Juos galima lengvai suskaidyti į pirminę struktūrą, nes atomai yra arti dalijimosi elektronų. Tai dažniausiai yra dujiniai ir net nedidelis neigiamas ar teigiamas krūvis priešinguose kovalentinės jungties galuose suteikia jiems molekulinį poliškumą.

Joninės jungtys paprastai sudaro kristalinius junginius, jų lydymosi ir virimo taškai yra aukštesni nei kovalentinių junginių. Jie praleidžia elektrą išlydyto arba tirpalo būsenoje ir yra ypač poliariniai. Dauguma jų tirpsta vandenyje, bet netirpsta nepoliniuose tirpikliuose. Norint nutraukti ryšį tarp jų, reikia daug daugiau energijos nei kovalentinės jungties.

Joninių ir kovalentinių ryšių lydymosi ir virimo taškų skirtumo priežastis galima paaiškinti NaCl (jonų jungties) ir Cl pavyzdžiu₂ (kovalentinis ryšys). Šį pavyzdį galite rasti tinklalapyje Cartage.org.

Nuorodos

• Vikipedija: dviguba jungtis
• Kovalentinės obligacijos - Niujorko miesto universitetas
• Cheminis klijavimas - Džordžijos valstybinis universitetas
• Kovalentiniai ir joniniai ryšiai - Prieiga prie meistriškumo
• Elektronų dalijimasis ir kovalentiniai ryšiai - Oksfordo universitetas
• Vikipedija: molekulinės orbitos schema
• Vikipedija: elektronų konfigūracija
• Joninis obligacija - Enciklopedija „Britannica“