Ковалентне обвезнице вс јонске обвезнице

Постоје две врсте атомских веза - јонске везе и ковалентне везе. Разликују се по својој структури и својствима. Ковалентне везе састоје се од парова електрона који деле два атома и везују атоме у фиксној оријентацији. За њихово разбијање потребно је релативно велика енергија (50 - 200 кцал / мол). Да ли два атома могу формирати ковалентну везу, зависи од њихове електронегативности, тј. Снаге атома у молекули да привуче електроне у себе. Ако се два атома значајно разликују у својој електронегативности - као што су натријум и хлорид - један од атома ће изгубити свој електрон на другом атому. То резултира позитивно наелектрисаним јоном (катионом) и негативно наелектрисаним јоном (анионом). Веза између ова два јона назива се ан јонска веза.

Упоредни графикон

Упоредни графикон ковалентних обвезница према јонским обвезницама

	Ковалентне обвезнице	Јонске обвезнице
Поларитет	Ниска	Високо
Формација	Ковалентна веза настаје између два неметала који имају сличне електронегативности. Ниједан атом није довољно јак да привуче електроне са другог. За стабилизацију деле своје електроне из спољне молекуларне орбите са другима.	Јонска веза настаје између метала и не метала. Неметали (-ве јон) су "јачи" од метала (+ венски јони) и могу лако добити метал из метала. Ова два супротна јона привлаче једни друге и формирају јонску везу.
Облик	Дефинитиван облик	Нема дефинитивног облика
Шта је то?	Ковалентна веза је облик хемијске везе између два неметална атома који је окарактерисан дељењем парова електрона између атома и других ковалентних веза.	Јонска веза, такође позната као електроновалентна веза, је врста везе која настаје из електростатичке привлачности између супротно наелектрисаних јона у хемијском једињењу. Ове врсте веза јављају се углавном између металног и неметалног атома.
Тачка топљења	ниска	Високо
Примери	Метан (ЦХ4), хлороводонична киселина (ХЦл)	Натријум-хлорид (НаЦл), сумпорна киселина (Х2СО4)
Долази између	Два неметала	Једна метална и једна нековинска
Тачка кључања	Ниска	Високо
Ставите на собну температуру	Течни или гасовити	Чврст

Садржај: Ковалентне обвезнице вс јонске обвезнице

• 1 О ковалентним и јонским везама
• 2 Формирање и примери
  • 2.1 Примери
• 3 Карактеристике обвезница
• 4 Референце

О ковалентним и јонским везама

Ковалентна веза настаје када су два атома у стању да деле електроне док је јонска веза формирана када је „дељење“ толико неравноправно да је електрон из атома А потпуно изгубљен у атому Б, што резултира у пару јона..

Сваки атом се састоји од протона, неутрона и електрона. У центру атома, неутрони и протони остају заједно. Али електрони се окрећу у орбити око центра. Свака од ових молекуларних орбита може имати одређени број електрона да би формирао стабилан атом. Али, осим инертног гаса, ова конфигурација није присутна код већине атома. Тако да стабилизује атом, сваки атом дели половину својих електрона.

Ковалентна веза је облик хемијске везе између два неметална атома који је окарактерисан дељењем парова електрона између атома и других ковалентних веза. Јонска веза, такође позната као електроновалентна веза, је врста везе која настаје из електростатичке привлачности између супротно наелектрисаних јона у хемијском једињењу. Ова врста веза јавља се углавном између металног и неметалног атома.

Формирање и примери

Ковалентне везе настају као резултат дељења једног или више парова везујућих електрона. Електро негативности (способност привлачења електрона) два везана атома су или једнаки или разлика није већа од 1,7. Све док разлика електро-негативности није већа од 1,7, атоми могу делити само везујуће електроне.

Модел двоструких и једноструких ковалентних веза угљеника унутар бензонског прстена.

На пример, размотримо молекул метана, тј. ЦХ₄. Угљик има 6 електрона и његова електронска конфигурација је 1с22с22п2, тј. Има 4 електрона у својој спољној орбити. Према Оцтате правилу (Каже да атоми имају тенденцију да добијају, губе или деле електроне тако да сваки атом има потпуно спољни ниво енергије који је обично 8 електрона) да би био у стабилном стању, потребна су му још 4 електрона. Тако формира ковалентну везу са водоником (1с1), а дељењем електрона са водоником формира метан или ЦХ₄.

Ако је разлика електро-негативности већа од 1,7, онда виши електронегативни атом има способност привлачења електрона која је довољно велика да форсира пренос електрона из мањег електронегативног атома. То узрокује стварање јонских веза.

Натријум и хлор се јонски вежу и формирају натријум хлорид.

На пример, у уобичајеној столној соли (НаЦл) појединачни атоми су натријум и хлор. Клор има седам валентних електрона у својој спољној орбити, али да би био у стабилном стању, потребно му је осам електрона у спољној орбити. Са друге стране, натријум има један валентни електрон и потребно му је и осам електрона. Пошто хлор има високу електро-негативност, 3,16 у поређењу са натријумовом 0,9, (тако да је разлика између њихове електро-негативности већа од 1,7), хлор може лако да привуче натријум-један валентни електрон. На тај начин формирају јонску везу и деле међусобно електроне и оба ће имати 8 електрона у својој спољној љусци.

Примери

Карактеристике обвезница

Ковалентне везе имају дефинитиван и предвидљив облик и имају ниске тачке топљења и кључања. Они се лако могу разбити у његову примарну структуру, јер су атоми у близини да деле електроне. То су углавном гасовити и чак мали негативни или позитивни набој на супротним крајевима ковалентне везе даје им молекуларни поларитет.

Јонске везе обично формирају кристална једињења и имају веће тачке топљења и тачке кључања у поређењу с ковалентним једињењима. Оне воде електричну енергију у растопљеном стању или стању раствора и изузетно су поларне везе. Већина њих је растворљива у води, али нетопљива у неполарним растварачима. За прекид везе између њих потребно је много више енергије него ковалентна веза.

Разлог разлике у талишту и врелишту за јонске и ковалентне везе може се илустровати примером НаЦл (јонска веза) и Цл₂ (ковалентна веза). Овај пример можете наћи на Цартаге.орг.

Референце

• Википедија: Дупла веза
• Ковалентне обвезнице - Градски универзитет у Њујорку
• Хемијско везивање - Универзитет Џорџија
• Ковалентне и јонске везе - Приступите изврсности
• Дељење електрона и ковалентне везе - Универзитет у Окфорду
• Википедија: Молекуларни орбитални дијаграм
• Википедија: Конфигурација електрона
• Јонска веза - Енцицлопедиа Британница