Kovalente obligationer vs. ioniske obligationer
Share
Der er to typer atombindinger - ioniske bindinger og kovalente bindinger. De adskiller sig i deres struktur og egenskaber. Kovalente bindinger består af par af elektroner, der er delt af to atomer, og binder atomerne i en fast orientering. Der kræves relativt høje energier for at nedbryde dem (50 - 200 kcal / mol). Hvorvidt to atomer kan danne en kovalent binding afhænger af deres elektronegativitet, dvs. kraften fra et atom i et molekyle til at tiltrække elektroner til sig selv. Hvis to atomer adskiller sig markant i deres elektronegativitet - som natrium og klorid gør - vil det ene af atomer miste sit elektron til det andet atom. Dette resulterer i en positivt ladet ion (kation) og negativt ladet ion (anion). Bindingen mellem disse to ioner kaldes en ionisk binding.
Sammenligningstabel
| Kovalente obligationer | Ioniske obligationer | |
|---|---|---|
| polaritet | Lav | Høj |
| dannelse | En kovalent binding dannes mellem to ikke-metaller, der har lignende elektronegativiteter. Ingen af atomerne er "stærke" nok til at tiltrække elektroner fra den anden. For stabilisering deler de deres elektroner fra den ydre molekylære bane med andre. | En ionisk binding dannes mellem et metal og et ikke-metal. Ikke-metaller (-ve ion) er "stærkere" end metallet (+ ve-ion) og kan meget let hente elektroner fra metallet. Disse to modsatte ioner tiltrækker hinanden og danner den ioniske binding. |
| Form | Definitiv form | Ingen bestemt form |
| Hvad er det? | Kovalent binding er en form for kemisk binding mellem to ikke-metalliske atomer, der er kendetegnet ved delingen af par af elektroner mellem atomer og andre kovalente bindinger. | Ionisk binding, også kendt som elektrovalent binding, er en type binding dannet fra den elektrostatiske tiltrækning mellem modsat ladede ioner i en kemisk forbindelse. Disse slags bindinger forekommer hovedsageligt mellem et metallisk og et ikke-metallisk atom. |
| Smeltepunkt | lav | Høj |
| eksempler | Methan (CH4), saltsyre (HCI) | Natriumchlorid (NaCI), svovlsyre (H2SO4) |
| Findes mellem | To ikke-metaller | Et metal og et ikke-metal |
| Kogepunkt | Lav | Høj |
| Angiv ved stuetemperatur | Flydende eller luftformigt | Solid |
Indhold: Kovalente obligationer vs ioniske obligationer
- 1 Om kovalente og ioniske obligationer
- 2 Dannelse og eksempler
- 2.1 Eksempler
- 3 Egenskaber ved obligationerne
- 4 Henvisninger
Om kovalente og ioniske obligationer
Den kovalente binding dannes, når to atomer er i stand til at dele elektroner, hvorimod den ioniske binding dannes, når "delingen" er så ulig, at et elektron fra atom A går helt tabt til atom B, hvilket resulterer i et par ioner.
Hvert atom består af protoner, neutroner og elektroner. I midten af atomet forbliver neutroner og protoner sammen. Men elektroner drejer i kredsløb omkring midten. Hver af disse molekylære kredsløb kan have et vist antal elektroner til at danne et stabilt atom. Men bortset fra inert gas, er denne konfiguration ikke til stede hos de fleste atomer. Så for at stabilisere atomet deler hvert atom halvdelen af dets elektroner.
Kovalent binding er en form for kemisk binding mellem to ikke-metalliske atomer, som er kendetegnet ved delingen af par af elektroner mellem atomer og andre kovalente bindinger. Ionisk binding, også kendt som elektrovalent binding, er en type binding dannet fra den elektrostatiske tiltrækning mellem modsat ladede ioner i en kemisk forbindelse. Denne type bindinger forekommer hovedsageligt mellem et metallisk og et ikke-metallisk atom.
Dannelse og eksempler
Kovalente bindinger dannes som et resultat af delingen af et eller flere par bindingselektroner. Elektro negativiteterne (elektrontiltrækningsevne) for de to bundne atomer er enten lige, eller forskellen er ikke større end 1,7. Så længe forskellen på elektro-negativitet ikke er større end 1,7, kan atomerne kun dele bindingselektronerne.
En model af dobbelt- og enkeltkovalente bindinger af kulstof i en benzenring. Lad os f.eks. Overveje et metanmolekyle, dvs. CH4. Carbon har 6 elektroner, og dets elektroniske konfiguration er 1s22s22p2, dvs. det har 4 elektroner i sin ydre bane. I henhold til Octate-reglen (det hedder, at atomer har tendens til at vinde, miste eller dele elektroner, så hvert atom har et fuldt yderste energiniveau, som typisk er 8 elektroner.) For at være i en stabil tilstand, har det brug for yderligere 4 elektroner. Så det danner kovalent binding med brint (1s1), og ved at dele elektroner med brint danner det metan eller CH4.
Hvis elektro-negativitetsforskellen er større end 1,7, har det højere elektronegative atom en elektrontiltrækkende evne, der er stor nok til at tvinge overførsel af elektroner fra det mindre elektronegative atom. Dette forårsager dannelse af ioniske bindinger.
Natrium- og klorbinding ionisk til dannelse af natriumchlorid. For eksempel er de individuelle atomer i almindeligt bordsalt (NaCl) natrium og chlor. Klor har syv valenselektroner i sin ydre bane, men for at være i en stabil tilstand har den brug for otte elektroner i den ydre bane. På den anden side har Sodium en valenselektron, og den har også brug for otte elektroner. Da klor har en høj elektro-negativitet, 3,16 sammenlignet med natrium's 0,9, (så forskellen mellem deres elektro-negativitet er mere end 1,7) kan klor let tiltrække natrium's én valenselektron. På denne måde danner de en ionisk binding og deler hinandens elektroner, og begge har 8 elektroner i deres ydre skal.
eksempler
Egenskaber ved obligationerne
Kovalente bindinger har en bestemt og forudsigelig form og har lave smelte- og kogepunkter. De kan let bruges i dens primære struktur, da atomerne er i nærheden for at dele elektronerne. Disse er for det meste gasformige, og endda en svag negativ eller positiv ladning i modsatte ender af en kovalent binding giver dem molekylær polaritet.
Ioniske bindinger danner normalt krystallinske forbindelser og har højere smeltepunkter og kogepunkter sammenlignet med kovalente forbindelser. Disse leder elektricitet i smeltet tilstand eller opløsningstilstand, og de er ekstremt polære bindinger. De fleste af dem er opløselige i vand, men uopløselige i ikke-polære opløsningsmidler. De kræver meget mere energi end kovalent binding for at bryde bindingen mellem dem.
Årsagen til forskellen i smelte- og kogepunkterne for ioniske og kovalente bindinger kan illustreres ved hjælp af et eksempel på NaCI (ionisk binding) og Cl.2 (kovalent binding). Dette eksempel findes på Cartage.org.
Referencer
- Wikipedia: Dobbeltbinding
- Kovalente obligationer - City University of New York
- Kemisk binding - Georgia State University
- Kovalente og ioniske obligationer - Adgangskvalitet
- Elektrondeling og kovalente obligationer - University of Oxford
- Wikipedia: Molekylært orbitalt diagram
- Wikipedia: Elektronkonfiguration
- Ionic Bond - Encyclopedia Britannica
