Kovalentne obveznice prema jonskim obvezama
Share
Postoje dvije vrste atomskih veza - ionske veze i kovalentne veze. Razlikuju se po svojoj strukturi i svojstvima. Kovalentne veze sastoje se od parova elektrona koji dijele dva atoma i vežu atome u fiksnoj orijentaciji. Za njihovo razbijanje potrebno je relativno velika energija (50 - 200 kcal / mol). Mogu li dva atoma formirati kovalentnu vezu ovisi o njihovoj elektronegativnosti, tj. Snazi atoma u molekuli da privuče elektrone u sebe. Ako se dva atoma značajno razlikuju u svojoj elektronegativnosti - kao što to čine natrij i klorid - jedan od atoma će izgubiti svoj elektron na drugom atomu. To rezultira pozitivno nabijenim ionom (kationom) i negativno nabijenim ionom (anionom). Veza između ta dva iona naziva se an ionska veza.
Usporedni grafikon
| Kovalentne veze | Jonske veze | |
|---|---|---|
| Polaritet | nizak | visok |
| formacija | Kovalentna veza nastaje između dva nemetala koji imaju slične elektronegativnosti. Nijedan atom nije dovoljno jak da privuče elektrone iz drugog. Za stabilizaciju dijele svoje elektrone iz vanjske molekularne orbite s drugima. | Ionska veza nastaje između metala i nemetala. Nemetali (-ve ion) su "jači" od metala (+ ve ion) i iz metala se mogu vrlo lako dobiti elektroni. Ova dva suprotna iona privlače jedni druge i tvore ionsku vezu. |
| Oblik | Definitivan oblik | Nema određenog oblika |
| Što je? | Kovalentna veza je oblik kemijske veze dvaju nemetalnih atoma koji je karakteriziran dijeljenjem parova elektrona između atoma i ostalih kovalentnih veza. | Jonska veza, poznata i kao elektronovalentna veza, je vrsta veze nastala elektrostatičkim privlačenjem između nasuprot nabijenih iona u kemijskom spoju. Te se vrste uglavnom javljaju između metalnog i nemetalnog atoma. |
| Talište | nizak | visok |
| Primjeri | Metan (CH4), klorovodična kiselina (HCl) | Natrijev klorid (NaCl), sumporna kiselina (H2SO4) |
| Dolazi između | Dva nemetala | Jedna metalna i jedna nemetalna |
| Vrelište | nizak | visok |
| Stajati na sobnoj temperaturi | Tekući ili gasoviti | solidan |
Sadržaj: Kovalentne obveznice prema jonskim obveznicama
- 1 O kovalentnim i jonskim vezama
- 2 Formiranje i primjeri
- 2.1 Primjeri
- 3 Karakteristike obveznica
- 4 Reference
O kovalentnim i jonskim vezama
Kovalentna veza nastaje kada dva atoma mogu dijeliti elektrone dok ionska veza nastaje kada je "dijeljenje" toliko nejednako da se elektron iz atoma A potpuno gubi na atomu B, što rezultira u parom iona.
Svaki se atom sastoji od protona, neutrona i elektrona. U središtu atoma neutroni i protoni ostaju zajedno. Ali elektroni se vrte u orbiti oko središta. Svaka od ovih molekularnih orbita može imati određeni broj elektrona da bi tvorio stabilan atom. No, osim Inert plina, ova konfiguracija nije prisutna kod većine atoma. Dakle, radi stabilizacije atoma, svaki atom dijeli polovicu svojih elektrona.
Kovalentna veza je oblik kemijske veze dvaju nemetalnih atoma koji je karakteriziran dijeljenjem parova elektrona između atoma i ostalih kovalentnih veza. Jonska veza, poznata i kao elektronovalentna veza, je vrsta veze nastala elektrostatičkim privlačenjem između nasuprot nabijenih iona u kemijskom spoju. Ova vrsta veza odvija se uglavnom između metalnog i nemetalnog atoma.
Formiranje i primjeri
Kovalentne veze nastaju kao rezultat dijeljenja jednog ili više parova vezivnih elektrona. Elektro negativnosti (sposobnost privlačenja elektrona) dva vezana atoma su jednake ili razlika nije veća od 1,7. Sve dok razlika elektro-negativnosti nije veća od 1,7, atomi mogu dijeliti samo vezujuće elektrone.
Model dvostrukih i jednostrukih kovalentnih veza ugljika unutar benzenskih prstena. Na primjer, razmotrimo molekulu metana, tj. CH4. Ugljik ima 6 elektrona i njegova je elektronska konfiguracija 1s22s22p2, tj. Ima 4 elektrona u svojoj vanjskoj orbiti. Prema Octate pravilu (Kaže da atomi teže dobijati, gubiti ili dijeliti elektrone tako da svaki atom ima potpunu vanjsku razinu energije, koja je obično 8 elektrona.) Da bi bio u stabilnom stanju, potrebna su mu još 4 elektrona. Tako tvori kovalentnu vezu s Vodikom (1s1), a dijeljenjem elektrona s vodikom formira Metan ili CH4.
Ako je razlika elektro-negativnosti veća od 1,7, tada viši elektronegativni atom ima sposobnost privlačenja elektrona koja je dovoljno velika da prisiljava prijenos elektrona iz manjeg elektronegativnog atoma. To uzrokuje stvaranje ionskih veza.
Natrij i klor se ionsko vežu kako bi tvorili natrijev klorid. Na primjer, u uobičajenoj stolnoj soli (NaCl) pojedinačni su atomi natrij i klor. Klor ima sedam valentnih elektrona u svojoj vanjskoj orbiti, ali da bi bio u stabilnom stanju, potrebno mu je osam elektrona u vanjskoj orbiti. S druge strane, natrij ima jedan valentni elektron i potrebno mu je i osam elektrona. Budući da klor ima visoku elektro-negativnost, 3,16 u usporedbi s natrijevim 0,9, (tako da je razlika između njihove elektro-negativnosti veća od 1,7), klor može lako privući natrijev jedan valentni elektron. Na taj način oni tvore jonsku vezu i dijele jedni druge elektrone i oba će imati 8 elektrona u svojoj vanjskoj ljusci.
Primjeri
Karakteristike obveznica
Kovalentne veze imaju definitivan i predvidljiv oblik i imaju niske talište i vrelište. Oni se lako mogu razbiti u njegovu primarnu strukturu jer su atomi blizu dijeljenja elektrona. To su uglavnom plinoviti, pa čak i blagi negativni ili pozitivni naboj na suprotnim krajevima kovalentne veze daje im molekularni polaritet.
Ionske veze obično tvore kristalne spojeve i imaju veće točke tališta i vrelišta u odnosu na kovalentne spojeve. Oni provode električnu energiju u rastopljenom stanju ili stanju otopine i oni su izrazito polarne veze. Većina ih je topivih u vodi, ali netopljivih u nepolarnim otapalima. Za raskidanje veze među njima im je potrebno mnogo više energije nego kovalentna veza.
Razlog razlike u talištu i vrelištu ionske i kovalentne veze može se ilustrirati primjerom NaCl (ionska veza) i Cl2 (kovalentna veza). Ovaj primjer možete pronaći na Cartage.org.
Reference
- Wikipedia: Dvostruka veza
- Kovalentne veze - Gradsko sveučilište u New Yorku
- Kemijsko vezivanje - Sveučilište Georgia
- Kovalentne i jonske veze - Pristupite izvrsnosti
- Dijeljenje elektrona i kovalentne veze - Sveučilište u Oxfordu
- Wikipedija: Molekularni orbitalni dijagram
- Wikipedija: Konfiguracija elektrona
- Jonska veza - Enciklopedija Britannica
