Kovalentné dlhopisy vs. iónové dlhopisy
Share
Existujú dva typy atómových väzieb - iónové väzby a Kovalentné väzby. Líšia sa svojou štruktúrou a vlastnosťami. Kovalentné väzby pozostávajú z párov elektrónov zdieľaných dvoma atómami a viažu atómy v pevnej orientácii. Na ich zlomenie sú potrebné relatívne vysoké energie (50 - 200 kcal / mol). To, či dva atómy môžu tvoriť kovalentnú väzbu, závisí od ich elektronegativity, t. J. Od sily atómu v molekule prilákať elektróny k sebe. Ak sa dva atómy ich elektronegativity značne líšia - podobne ako sodík a chlorid - jeden z atómov stratí svoj elektrón k druhému atómu. Výsledkom je kladne nabitý ión (katión) a záporne nabitý ión (anión). Väzba medzi týmito dvoma iónmi sa nazýva iónová väzba.
Porovnávacia tabuľka
| Kovalentné väzby | Iónové väzby | |
|---|---|---|
| polarita | nízky | vysoký |
| Tvorenie | Kovalentná väzba sa vytvára medzi dvoma nekovmi, ktoré majú podobnú elektronegativitu. Ani jeden atóm nie je „silný“ natoľko, aby prilákal elektróny od druhého. Kvôli stabilizácii zdieľajú svoje elektróny z vonkajšej molekulárnej obežnej dráhy s ostatnými. | Medzi kovom a nekovom je vytvorená iónová väzba. Nekovy (- ión) sú "silnejšie" ako kov (kladný ión) a môžu z kovu veľmi ľahko získať elektróny. Tieto dva protiľahlé ióny sa navzájom priťahujú a vytvárajú iónovú väzbu. |
| tvar | Určitý tvar | Žiadny definitívny tvar |
| Čo je to? | Kovalentná väzba je forma chemickej väzby medzi dvoma nekovovými atómami, ktorá sa vyznačuje zdieľaním párov elektrónov medzi atómami a inými kovalentnými väzbami.. | Iónová väzba, tiež známa ako elektródová väzba, je typ väzby tvorenej elektrostatickou príťažlivosťou medzi opačne nabitými iónmi v chemickej zlúčenine. Tieto druhy väzieb sa vyskytujú hlavne medzi kovovým a nekovovým atómom. |
| Bod topenia | nízky | vysoký |
| Príklady | Metán (CH4), kyselina chlorovodíková (HCl) | Chlorid sodný (NaCl), kyselina sírová (H2SO4) |
| Vyskytuje sa medzi | Dva nekovy | Jeden kov a jeden nekov |
| Bod varu | nízky | vysoký |
| Stav pri izbovej teplote | Kvapalina alebo plynná látka | tuhý |
Obsah: Covalent Bonds vs Ionic Bonds
- 1 O kovalentných a iónových dlhopisoch
- 2 Formácia a príklady
- 2.1 Príklady
- 3 Charakteristika dlhopisov
- 4 Referencie
O kovalentných a iónových dlhopisoch
Kovalentná väzba sa vytvára, keď dva atómy sú schopné zdieľať elektróny, zatiaľ čo iónová väzba sa vytvára, keď je „zdieľanie“ také nerovnomerné, že elektrón z atómu A je úplne stratený na atóm B, čo vedie k párom iónov..
Každý atóm sa skladá z protónov, neutrónov a elektrónov. V strede atómu zostávajú neutróny a protóny pohromade. Elektróny sa však točia na obežnej dráhe okolo stredu. Každý z týchto molekulárnych dráh môže mať určitý počet elektrónov, aby vytvorili stabilný atóm. Ale okrem inertného plynu táto konfigurácia nie je prítomná u väčšiny atómov. Aby sa atóm stabilizoval, každý atóm zdieľa polovicu svojich elektrónov.
Kovalentná väzba je forma chemickej väzby medzi dvoma nekovovými atómami, ktorá je charakterizovaná zdieľaním párov elektrónov medzi atómami a inými kovalentnými väzbami. Iónová väzba, tiež známa ako elektródová väzba, je typ väzby tvorenej elektrostatickou príťažlivosťou medzi opačne nabitými iónmi v chemickej zlúčenine. Tento druh väzieb sa vyskytuje hlavne medzi kovovým a nekovovým atómom.
Formovanie a príklady
Kovalentné väzby sa vytvárajú ako výsledok zdieľania jedného alebo viacerých párov väzbových elektrónov. Elektro negativita (schopnosť priťahovania elektrónov) dvoch viazaných atómov je rovnaká alebo rozdiel nie je väčší ako 1,7. Pokiaľ rozdiel elektro-negativity nie je väčší ako 1,7, atómy môžu zdieľať iba väzobné elektróny.
Model dvojitých a jednoduchých kovalentných väzieb uhlíka v benzénovom kruhu. Napríklad uvažujme o metánovej molekule, t.j.4. Uhlík má 6 elektrónov a jeho elektronická konfigurácia je 1s22s22p2, t.j. má 4 elektróny na svojej vonkajšej obežnej dráhe. Podľa oktátového pravidla (uvádza sa v ňom, že atómy majú tendenciu získavať, strácať alebo zdieľať elektróny, takže každý atóm má úplnú vonkajšiu energetickú hladinu, ktorá je zvyčajne 8 elektrónov.) Na to, aby bol v stabilnom stave, potrebuje ďalšie 4 elektróny. Vytvára tak kovalentnú väzbu s vodíkom (1s1) a zdieľaním elektrónov s vodíkom vytvára metán alebo CH4.
Ak je rozdiel elektro-negativity väčší ako 1,7, potom má vyšší elektronegatívny atóm schopnosť priťahovať elektróny, ktorá je dostatočne veľká na to, aby vynútila prenos elektrónov z menšieho elektronegatívneho atómu. To spôsobuje tvorbu iónových väzieb.
Sodík a chlór sa viažu ionicky za vzniku chloridu sodného. Napríklad v bežnej stolovej soli (NaCl) sú jednotlivé atómy sodík a chlór. Chlór má na svojej vonkajšej obežnej dráhe sedem valenčných elektrónov, ale na to, aby bol v stabilnom stave, potrebuje na vonkajšej obežnej dráhe osem elektrónov. Na druhej strane má sodík jeden valenčný elektrón a potrebuje tiež osem elektrónov. Pretože chlór má vysokú elektro-negativitu, 3,16 v porovnaní s 0,9 sodíka (takže rozdiel medzi ich elektro-negativitou je viac ako 1,7), chlór môže ľahko prilákať jeden valenčný elektrón sodný. Týmto spôsobom vytvárajú iónovú väzbu a zdieľajú si navzájom elektróny a oba budú mať vo svojom vonkajšom obale 8 elektrónov.
Príklady
Charakteristika dlhopisov
Kovalentné väzby majú jednoznačný a predvídateľný tvar a majú nízku teplotu topenia a teplotu varu. Môžu byť ľahko rozdelené do svojej primárnej štruktúry, pretože atómy sú blízko pri zdieľaní elektrónov. Sú to väčšinou plynné látky a dokonca aj malý negatívny alebo pozitívny náboj na opačných koncoch kovalentnej väzby im poskytuje molekulárnu polaritu.
Iónové väzby normálne tvoria kryštalické zlúčeniny a majú vyššie teploty topenia a teploty varu v porovnaní s kovalentnými zlúčeninami. Tieto vedú elektrinu v roztavenom stave alebo v stave roztoku a sú extrémne polárne väzby. Väčšina z nich je rozpustná vo vode, ale nerozpustná v nepolárnych rozpúšťadlách. Vyžadujú oveľa viac energie ako kovalentné spojenie, aby sa prerušilo spojenie medzi nimi.
Dôvod rozdielu teplôt topenia a teploty varu iónových a kovalentných väzieb možno ilustrovať na príklade NaCl (iónová väzba) a Cl.2 (kovalentná väzba). Tento príklad nájdete na stránke Cartage.org.
Referencie
- Wikipedia: Dvojitá väzba
- Kovalentné väzby - Mestská univerzita v New Yorku
- Chemické lepenie - Štátna univerzita v Georgii
- Kovalentné a iónové dlhopisy - Prístup k dokonalosti
- Elektronické zdieľanie a kovalentné dlhopisy - University of Oxford
- Wikipedia: Molekulárny orbitálny diagram
- Wikipedia: Elektrónová konfigurácia
- Iónový dlhopis - Encyklopédia Britannica
