Kovalenta Obligationer mot Joniska Obligationer

Det finns två typer av atomobligationer - jonbindningar och kovalenta bindningar. De skiljer sig åt i sin struktur och egenskaper. Kovalenta bindningar bestå av par av elektroner delade av två atomer, och binda atomer i en fast orientering. Relativt höga energier krävs för att bryta dem (50-200 kcal / mol). Huruvida två atomer kan bilda en kovalent bindning beror på deras elektronegativitet, dvs kraften hos en atom i en molekyl för att attrahera elektroner till sig själv. Om två atomer skiljer sig avsevärt i sin elektronegativitet - som natrium och klorid gör - kommer en av atomer att förlora sin elektron till den andra atomen. Detta resulterar i en positivt laddad jon (katjon) och negativt laddad jon (anjon). Banden mellan dessa två joner kallas en jonbindning.

Jämförelsediagram

Kovalent Obligationer jämfört med Ioniska Obligations jämförelse diagram
Kovalenta ObligationerJoniska bindningar
polaritet Låg Hög
Bildning En kovalent bindning bildas mellan två icke-metaller som har liknande elektronegativiteter. Varken atom är "stark" nog för att locka elektroner från den andra. För stabilisering delar de sina elektroner från yttre molekylära omlopp med andra. En jonbindning bildas mellan en metall och en icke-metall. Icke-metaller (-vejon) är "starkare" än metall (+ vejon) och kan få elektroner mycket enkelt från metallen. Dessa två motsatta joner lockar varandra och bildar jonbindningen.
Form Definitiv form Ingen bestämd form
Vad är det? Kovalent bindning är en form av kemisk bindning mellan två icke-metalliska atomer som kännetecknas av fördelningen av par av elektroner mellan atomer och andra kovalenta bindningar. Jonisk bindning, även känd som elektrovalent bindning, är en typ av bindning som bildas från den elektrostatiska attraktionen mellan motsatt laddade joner i en kemisk förening. Dessa typer av bindningar uppträder huvudsakligen mellan en metallisk och en icke-metallisk atom.
Smältpunkt låg Hög
exempel Metan (CH4), Hydrokloridsyra (HCl) Natriumklorid (NaCl), svavelsyra (H2S04)
Förekommer mellan Två icke-metaller En metall och en icke-metall
Kokpunkt Låg Hög
Ange vid rumstemperatur Vätska eller gasformig Fast

Innehåll: Kovalenta Obligationer mot Joniska Obligationer

  • 1 Om kovalenta och joniska bindningar
  • 2 Formation och exempel
    • 2.1 Exempel
  • 3 Kännetecken för obligationerna
  • 4 referenser

Om kovalenta och joniska bindningar

Den kovalenta bindningen bildas när två atomer kan dela elektroner medan jonbindningen bildas när "delningen" är så ojämn att en elektron från atom A helt förloras för atom B, vilket resulterar i ett par joner.

Varje atom består av protoner, neutroner och elektroner. I mitten av atomen håller neutroner och protoner ihop. Men elektroner kretsar i omlopp runt mitten. Var och en av dessa molekylära banor kan ha ett visst antal elektroner för att bilda en stabil atom. Men förutom inertgas är denna konfiguration inte närvarande med de flesta av atomerna. Så för att stabilisera atomen delar varje atom hälften av dess elektroner.

Kovalent bindning är en form av kemisk bindning mellan två icke-metalliska atomer som kännetecknas av delningen av par av elektroner mellan atomer och andra kovalenta bindningar. Jonisk bindning, även känd som elektrovalent bindning, är en typ av bindning som bildas från den elektrostatiska attraktionen mellan motsatt laddade joner i en kemisk förening. Denna typ av bindningar uppträder huvudsakligen mellan en metallisk och en icke-metallisk atom.

Formation och exempel

Kovalenta bindningar bildas som ett resultat av delningen av ett eller flera par bindingselektroner. De elektriska negativiteterna (elektrontilldragande förmåga) hos de två bundna atomen är antingen lika eller skillnaden är inte större än 1,7. Så länge som elektro-negativitetsskillnaden inte är större än 1,7, kan atomerna bara dela bindningselektronerna.

En modell av de dubbla och enkla kovalenta bindningarna av kol i en bensenring.

Låt oss exempelvis överväga en metanmolekyl, dvs CH4. Kol har 6 elektroner och dess elektroniska konfiguration är 1s22s22p2, dvs den har 4 elektroner i dess yttre omlopp. Enligt Octat-regeln (det står att atomer tenderar att vinna, förlora eller dela elektroner så att varje atom har fullständig yttersta energinivå, som typiskt är 8 elektroner.) För att vara i ett stabilt tillstånd behöver den 4 mer elektroner. Så bildar den kovalent bindning med väte (1s1), och genom att dela elektroner med väte bildar den metan eller CH24.

Om elektro-negativitetsskillnaden är större än 1,7, har den högre elektronegativa atomen en elektrontillträngande förmåga som är tillräckligt stor för att tvinga överföringen av elektroner från den mindre elektronegativa atomen. Detta medför bildning av jonbindningar.

Natrium och klorbindning joniskt för att bilda natriumklorid.

Till exempel, i vanligt bordsalt (NaCl) är de enskilda atomen natrium och klor. Klor har sju valenselektroner i sin yttre omlopp men för att vara i ett stabilt tillstånd behöver den åtta elektroner i yttre omlopp. Å andra sidan har Natrium en valenselektron och den behöver också åtta elektroner. Eftersom klor har en hög elektro-negativitet, är 3,16 jämfört med natrium 0,9, så skillnaden mellan deras elektro-negativitet är mer än 1,7. Klor kan lätt locka natriums en valenselektron. På så sätt bildar de en jonisk bindning och delar varandra elektroner och båda kommer att ha 8 elektroner i deras yttre skal.

exempel

Kännetecken för obligationerna

Kovalenta bindningar har en bestämd och förutsägbar form och har låga smältnings- och kokpunkter. De kan lätt brytas in i sin primära struktur eftersom atomerna ligger i närheten för att dela elektronerna. Dessa är mest gasformiga och även en liten negativ eller positiv laddning vid motsatta ändar av ett kovalent bindemedel ger dem molekylpolaritet.

Joniska bindningar bildar normalt kristallina föreningar och har högre smältpunkter och kokpunkter jämfört med kovalenta föreningar. Dessa leder elektricitet i smält eller lösnings tillstånd och de är extremt polära bindningar. De flesta är lösliga i vatten men olösliga i icke-polära lösningsmedel. De kräver mycket mer energi än kovalent bindning för att bryta bindningen mellan dem.

Anledningen till skillnaden i smält- och kokpunkten för joniska och kovalenta bindningar kan illustreras genom ett exempel på NaCl (jonbindning) och Cl2 (kovalent bindning). Detta exempel finns på Cartage.org.

referenser

  • Wikipedia: Dubbelbindning
  • Kovalenta Obligationer - City University of New York
  • Kemisk bindning - Georgia State University
  • Kovalenta och joniska bindningar - Access Excellence
  • Elektrondelning och kovalenta obligationer - Oxfords universitet
  • Wikipedia: Molecular orbital diagram
  • Wikipedia: Elektronkonfiguration
  • Jonic Bond - Encyclopedia Britannica