Ковалентні облігації проти іонних облігацій

Існує два типи атомних зв’язків - іонні зв’язки і ковалентні зв’язки. Вони відрізняються за своєю будовою та властивостями. Ковалентні зв’язки складаються з пар електронів, поділених на два атоми, і зв'язують атоми у фіксованій орієнтації. Для їх розриву потрібні відносно високі енергії (50 - 200 ккал / моль). Чи можуть два атоми утворювати ковалентний зв’язок, залежить від їх електронегативності, тобто від сили атома в молекулі для залучення до себе електронів. Якщо два атоми значно відрізняються за своєю електронегативністю - як це роблять натрій та хлорид - то один з атомів втратить електрон до іншого атома. Це призводить до позитивно зарядженого іона (катіона) та негативно зарядженого іона (аніона). Зв'язок між цими двома іонами називається an іонний зв’язок.

Порівняльна діаграма

Ковалентні облігації порівняно з іонічними облігаціями

	Ковалентні облігації	Іонні облігації
Полярність	Низький	Високий
Становлення	Ковалентний зв’язок утворюється між двома неметалами, які мають подібні електронегативи. Жоден атом не є досить сильним, щоб притягнути електрони з іншого. Для стабілізації вони діляться своїми електронами з зовнішньої молекулярної орбіти з іншими.	Іонний зв’язок утворюється між металом і неметалом. Неметали (-ве іон) «сильніші», ніж метал (+ ve-іон) і можуть отримати електрони дуже легко з металу. Ці два протилежних іона притягують один одного і утворюють іонний зв’язок.
Форма	Визначена форма	Немає визначеної форми
Що це?	Ковалентний зв'язок - це форма хімічного зв’язку між двома неметалічними атомами, яка характеризується спільним розподілом пар електронів між атомами та іншими ковалентними зв’язками.	Іонний зв’язок, також відомий як електровалентний зв’язок, - це тип зв’язку, що утворюється внаслідок електростатичного потягу між протилежно зарядженими іонами в хімічній сполуці. Ці види зв’язків відбуваються переважно між металевим і неметалічним атомом.
Точка плавлення	низький	Високий
Приклади	Метан (CH4), хлористоводнева кислота (HCl)	Хлорид натрію (NaCl), сірчана кислота (H2SO4)
Трапляється між	Два неметали	Один металевий і один неметалічний
Точка кипіння	Низький	Високий
Стан при кімнатній температурі	Рідкі або газоподібні	Суцільний

Зміст: Ковалентні облігації проти іонних облігацій

• 1 Про ковалентні та іонні зв’язки
• 2 Формування та приклади
  • 2.1 Приклади
• 3 Характеристика облігацій
• 4 Список літератури

Про ковалентні та іонні зв’язки

Ковалентний зв’язок утворюється, коли два атоми здатні ділити електрони, тоді як іонний зв’язок утворюється, коли "спільний доступ" настільки нерівний, що електрон з атома А повністю втрачається до атома В, внаслідок чого утворюється пара іонів.

Кожен атом складається з протонів, нейтронів та електронів. У центрі атома нейтрони та протони залишаються разом. Але електрони обертаються на орбіті навколо центру. Кожна з цих молекулярних орбіт може мати певну кількість електронів для формування стійкого атома. Але, крім інертного газу, у цій конфігурації немає більшості атомів. Отже, щоб стабілізувати атом, кожен атом ділить половину його електронів.

Ковалентний зв’язок - це форма хімічного зв’язку між двома неметалічними атомами, яка характеризується спільним розподілом пар електронів між атомами та іншими ковалентними зв’язками. Іонний зв’язок, також відомий як електровалентний зв’язок, - це тип зв’язку, що утворюється внаслідок електростатичного потягу між протилежно зарядженими іонами в хімічній сполуці. Цей вид зв’язків відбувається переважно між металевим та неметалічним атомом.

Формування та приклади

Ковалентні зв’язки утворюються в результаті спільного використання однієї або декількох пар зв’язуючих електронів. Електронегативи (здатність притягування електронів) двох зв’язаних атомів або рівні, або різниця не більша 1,7. Поки різниця електронегативності не перевищує 1,7, атоми можуть розділяти лише зв'язуючі електрони.

Модель подвійних і одинарних ковалентних зв'язків вуглецю в бензольному кільці.

Наприклад, розглянемо молекулу метану, тобто СН₄. Карбон має 6 електронів, а його електронна конфігурація - 1s22s22p2, тобто він має 4 електрони на своїй зовнішній орбіті. Відповідно до правила Октату (В ньому йдеться про те, що атоми прагнуть набирати, втрачати або ділити електрони, щоб кожен атом мав повний зовнішній рівень енергії, який, як правило, становить 8 електронів), щоб бути в стабільному стані, йому потрібно ще 4 електрони. Таким чином, він утворює ковалентний зв’язок з Воднем (1s1), а при поділі електронів з воднем утворює Метан або СН₄.

Якщо різниця електронегативності більша за 1,7, то вищий електронегативний атом має здатність притягування електронів, яка достатньо велика, щоб примусити перенесення електронів від меншого електронегативного атома. Це викликає утворення іонних зв’язків.

Натрій і хлор зв’язуються іонно з утворенням хлориду натрію.

Наприклад, у спільній столовій солі (NaCl) окремими атомами є натрій та хлор. Хлор має на своїй зовнішній орбіті сім валентних електронів, але щоб бути у стабільному стані, йому потрібно вісім електронів на зовнішній орбіті. З іншого боку, натрій має один валентний електрон і йому також потрібно вісім електронів. Оскільки хлор має високий електронегативність, 3,16 порівняно з 0,9 натрію (тому різниця між їх електронегативністю перевищує 1,7) хлор може легко залучити один валентний електрон натрію. Таким чином вони утворюють іонний зв’язок і ділять один одного електронами, і обидва матимуть 8 електронів у своїй зовнішній оболонці.

Приклади

Характеристика облігацій

Ковалентні зв’язки мають певну і передбачувану форму і мають низькі температури плавлення і кипіння. Вони можуть бути легко розбиті на його первинну структуру, оскільки атоми поруч діляться електронами. Це здебільшого газоподібні і навіть незначний негативний або позитивний заряд на протилежних кінцях ковалентного зв'язку надає їм молекулярну полярність.

Іонні зв’язки зазвичай утворюють кристалічні сполуки і мають більш високі температури плавлення та температури кипіння порівняно з ковалентними сполуками. Вони проводять електрику в розплавленому стані або в стані розчину, і вони є надзвичайно полярними зв'язками. Більшість з них розчинні у воді, але нерозчинні у неполярних розчинниках. Для розриву зв'язку між ними потрібно набагато більше енергії, ніж ковалентний зв’язок.

Причину різниці в температурах плавлення і кипіння іонних та ковалентних зв'язків можна проілюструвати на прикладі NaCl (іонний зв’язок) та Cl₂ (ковалентний зв’язок). Цей приклад можна знайти на Cartage.org.

Список літератури

• Вікіпедія: Подвійний зв’язок
• Ковалентні облігації - Міський університет Нью-Йорка
• Хімічне скріплення - Державний університет Джорджії
• Ковалентні та іонічні зв’язки - Доступ до досконалості
• Обмін електронами та ковалентні зв’язки - Оксфордський університет
• Вікіпедія: Молекулярна орбітальна схема
• Вікіпедія: Конфігурація електронів
• Іонний Бонд - Енциклопедія Британіка