Kovalentne obveznice proti jonskim obveznicam

Obstajata dve vrsti atomskih vezi - ionske vezi in kovalentne vezi. Razlikujejo se po svoji strukturi in lastnostih. Kovalentne vezi je sestavljen iz parov elektronov, ki si jih delita dva atoma, in vežeta atome v fiksni orientaciji. Za njihovo prekinitev so potrebne sorazmerno visoke energije (50 - 200 kcal / mol). Ali lahko dva atoma tvorita kovalentno vez, je odvisno od njihove elektronegativnosti, to je moči atoma v molekuli, da pritegne k sebi elektrone. Če se dva atoma bistveno razlikujeta v svoji elektronegativnosti - kot natrij in klorid -, bo eden izmed atomov izgubil svoj elektron na drugem atomu. Tako dobimo pozitivno nabit ion (kation) in negativno nabit ion (anion). Vezo med tema dvema ionoma imenujemo an ionska vez.

Primerjalna tabela

Primerjalna tabela kovalentnih obveznic v primerjavi z jonskimi obveznicami

	Kovalentne obveznice	Jonske vezi
Polarnost	Nizka	Visoka
Tvorba	Med dvema nekovinama, ki imata podobne elektronegativnosti, nastane kovalentna vez. Noben atom ni dovolj močan, da bi privabil elektrone iz drugega. Za stabilizacijo si delijo svoje elektrone iz zunanje molekularne orbite z drugimi.	Med kovino in nekovino nastane ionska vez. Nekovine (-ve ion) so "močnejše" od kovine (+ ve ion) in iz kovine lahko zelo enostavno dobijo elektrone. Ta dva nasprotna iona se privlačita in tvorita ionsko vez.
Oblika	Določena oblika	Brez določene oblike
Kaj je to?	Kovalentna vez je oblika kemične vezi med dvema kovinskima atomoma, za katero je značilno deljenje parov elektronov med atomi in drugimi kovalentnimi vezmi.	Ionska vez, znana tudi kot elektrovalentna vez, je vrsta vezi, ki nastane iz elektrostatične privlačnosti med nasprotno nabitimi ioni v kemični spojini. Te vrste vezi se pojavljajo predvsem med kovinskim in nekovinskim atomom.
Tališče	nizka	Visoka
Primeri	Metan (CH4), klorovodikova kislina (HCl)	Natrijev klorid (NaCl), žveplova kislina (H2SO4)
Pojavi se med	Dve nekovini	Ena kovinska in ena nekovinska
Vrelišče	Nizka	Visoka
Stanje pri sobni temperaturi	Tekoči ali plinasti	Trdna

Vsebina: Kovalentne obveznice proti jonskim obveznicam

• 1 O kovalentni in jonski vezi
• 2 Oblikovanje in primeri
  • 2.1 Primeri
• 3 Značilnosti obveznic
• 4 Reference

O kovalentni in jonski vezi

Kovalentna vez nastane, ko dva atoma lahko delita elektrone, medtem ko je ionska vez tvorjena, ko je "delitev" tako neenakomerna, da se elektron iz atoma A popolnoma izgubi na atom B, kar povzroči par ionov.

Vsak atom je sestavljen iz protonov, nevtronov in elektronov. V središču atoma nevtroni in protoni ostanejo skupaj. Toda elektroni se vrtijo v orbiti okoli središča. Vsaka od teh molekulskih orbitov ima lahko določeno število elektronov, da tvori stabilen atom. Toda razen Inert plina ta konfiguracija ni prisotna pri večini atomov. Torej za stabiliziranje atoma vsak atom deli polovico svojih elektronov.

Kovalentna vez je oblika kemične vezi med dvema kovinskima atomoma, za katero je značilno deljenje parov elektronov med atomi in drugimi kovalentnimi vezmi. Ionska vez, znana tudi kot elektrovalentna vez, je vrsta vezi, ki nastane iz elektrostatične privlačnosti med nasprotno nabitimi ioni v kemični spojini. Tovrstne vezi se pojavljajo predvsem med kovinskim in nekovinskim atomom.

Oblikovanje in primeri

Kovalentne vezi nastanejo kot posledica delitve enega ali več parov vezivnih elektronov. Elektro negativnosti (sposobnost privlačenja elektronov) obeh vezanih atomov sta enaki ali razlika ni večja od 1,7. Dokler razlika v elektro-negativnosti ni večja od 1,7, lahko atomi delijo le vezne elektrone.

Model dvojnih in enojnih kovalentnih vezi ogljika znotraj benzonskega obroča.

Razmislimo na primer o molekuli metana, to je CH₄. Ogljik ima 6 elektronov, njegova elektronska konfiguracija pa je 1s22s22p2, to pomeni, da ima v svoji zunanji orbiti 4 elektrone. V skladu s pravilom Oktat (Navaja, da atomi nabirajo, izgubljajo ali si delijo elektrone, tako da ima vsak atom popolno zunanjo energijsko raven, ki je običajno 8 elektronov.), Da je v stabilnem stanju, potrebuje še 4 elektrone. Torej tvori kovalentno vez z vodikom (1s1), z deljenjem elektronov z vodikom pa tvori metan ali CH₄.

Če je razlika v elektro-negativnosti večja od 1,7, ima višji elektronegativni atom privlačnost elektrona, ki je dovolj velika, da prisili prenos elektronov iz manjšega elektronegativnega atoma. To povzroči nastanek ionskih vezi.

Natrij in klor se ionsko vežeta, da tvorita natrijev klorid.

Na primer, v običajni namizni soli (NaCl) sta posamezna atoma natrij in klor. Klor ima v svoji zunanji orbiti sedem valenčnih elektronov, a da je v stabilnem stanju, potrebuje osem elektronov v zunanji orbiti. Po drugi strani ima natrij en valenčni elektron in potrebuje tudi osem elektronov. Ker ima klor visoko elektro-negativnost, 3,16 v primerjavi z natrijevim 0,9, (torej je razlika med njihovo elektro-negativnostjo večja od 1,7), klor zlahka pritegne natrijev en valenčni elektron. Na ta način tvorijo jonsko vez in si medsebojno delita elektrone in oba bosta imela v svoji zunanji lupini 8 elektronov.

Primeri

Značilnosti obveznic

Kovalentne vezi imajo dokončno in predvidljivo obliko ter imajo nizka tališča in vrelišča. Lahko se zlahka razbijejo v prvotno strukturo, saj so atomi blizu, da delijo elektrone. Ti so večinoma plinasti in celo rahel negativni ali pozitivni naboj na nasprotnih koncih kovalentne vezi jim daje molekularno polarnost.

Ionske vezi običajno tvorijo kristalne spojine in imajo višja tališča in vrelišča v primerjavi s kovalentnimi spojinami. Te vodijo električno energijo v staljenem stanju ali v raztopini in so izjemno polarne vezi. Večina jih je topnih v vodi, netopna pa v nepolarnih topilih. Za pretrganje vezi med njimi potrebujejo veliko več energije kot kovalentna vez.

Razlog za razliko v tališčih in vreliščih za ionske in kovalentne vezi lahko ponazorimo s primerom NaCl (ionska vez) in Cl₂ (kovalentna vez). Ta primer najdete na spletnem mestu Cartage.org.

Reference

• Wikipedia: Dvojna vez
• Kovalentne obveznice - Mestna univerza v New Yorku
• Kemično vezanje - Georgia State University
• Kovalentne in jonske vezi - Dostop do odličnosti
• Delitev elektronov in kovalentne vezi - Univerza v Oxfordu
• Wikipedija: Molekularni orbitalni diagram
• Wikipedija: Konfiguracija elektronov
• Jonska vez - Enciklopedija Britannica