Kovalentsed võlakirjad vs ioonilised võlakirjad

Aatomisidemeid on kahte tüüpi - ioonilised sidemed ja kovalentsed sidemed. Need erinevad oma struktuuri ja omaduste poolest. Kovalentsed sidemed koosnevad kahe aatomiga jagatud elektronide paaridest ja seovad aatomeid fikseeritud orientatsioonis. Nende purustamiseks on vaja suhteliselt kõrgeid energiaid (50 - 200 kcal / mol). Kas kaks aatomit suudavad moodustada kovalentse sideme, sõltub nende elektronegatiivsusest, st molekulis oleva aatomi võimest meelitada elektrone enda juurde. Kui kaks aatomit erinevad oma elektronegatiivsuse osas märkimisväärselt - nagu naatrium ja kloriid -, kaotab üks aatomitest teise aatomiga elektroni. Selle tulemuseks on positiivselt laetud ioon (katioon) ja negatiivselt laetud ioon (anioon). Nende kahe iooni vahelist sidet nimetatakse an-iks iooniline side.

Võrdlusdiagramm

Kovalentsete võlakirjade ja iooniliste võlakirjade võrdlustabel

	Kovalentsed võlakirjad	Ioonilised võlakirjad
Polaarsus	Madal	Kõrge
Moodustamine	Kovalentne side moodustatakse kahe mittemetalli vahel, millel on sarnane elektronegatiivsus. Kumbki aatom pole piisavalt tugev, et meelitada elektronid teisest küljest. Stabiliseerimiseks jagavad nad oma välise molekulaarse orbiidi elektrone teistega.	Ioonside on moodustatud metalli ja mittemetalli vahel. Mittemetallid (-ve ioon) on "tugevamad" kui metall (+ ve ioon) ja saavad metallist metalle väga hõlpsalt. Need kaks vastassuunalist iooni meelitavad üksteist ja moodustavad ioonsideme.
Kuju	Kindel kuju	Pole kindlat kuju
Mis see on?	Kovalentne side on kahe mittemetallilise aatomi vahelise keemilise sideme vorm, mida iseloomustab elektronide paaride jagamine aatomite ja teiste kovalentsete sidemete vahel.	Iooniline side, tuntud ka kui elektrovalentne side, on teatud tüüpi side, mis moodustub keemilises ühendis vastassuunas laetud ioonide vahelise elektrostaatilise tõmbega. Seda tüüpi sidemed esinevad peamiselt metalli ja mittemetalse aatomi vahel.
Sulamispunkt	madal	Kõrge
Näited	Metaan (CH4), vesinikkloriidhape (HCl)	Naatriumkloriid (NaCl), väävelhape (H2SO4)
Toimub vahemikus	Kaks mittemetalli	Üks metall ja üks mittemetall
Keemispunkt	Madal	Kõrge
Seisund toatemperatuuril	Vedel või gaasiline	Tahke

Sisu: kovalentsed võlakirjad vs ioonilised sidemed

• 1 Kovalentsete ja ioonsete sidemete kohta
• 2 Kujundamine ja näited
  • 2.1 Näited
• 3 Võlakirjade omadused
• 4 viidet

Kovalentsete ja iooniliste sidemete kohta

Kovalentne side moodustub siis, kui kaks aatomit on võimelised elektrone jagama, samas kui iooniline side moodustub siis, kui "jagamine" on nii ebavõrdne, et aatomi A elektron kaob täielikult aatomile B, mille tulemuseks on ioonide paar.

Iga aatom koosneb prootonitest, neutronitest ja elektronidest. Aatomi keskmes püsivad neutronid ja prootonid. Kuid elektronid pöörlevad keskpunkti ümber orbiidil. Igal neist molekulaarsetest orbiitidest võib olla kindel arv elektrone, et moodustada stabiilne aatom. Kuid peale inertse gaasi pole seda konfiguratsiooni enamiku aatomite korral. Nii et aatomi stabiliseerimiseks jagab iga aatom poole oma elektronidest.

Kovalentne side on kahe mittemetallilise aatomi vahelise keemilise sideme vorm, mida iseloomustab elektronide paaride jagamine aatomite ja teiste kovalentsete sidemete vahel. Iooniline side, mida nimetatakse ka elektrovalentseks sidemeks, on teatud tüüpi side, mis moodustub keemilises ühendis vastassuunas laetud ioonide vahelise elektrostaatilise tõmbega. Seda tüüpi sidemed esinevad peamiselt metalli ja mittemetalse aatomi vahel.

Moodustamine ja näited

Kovalentsed sidemed moodustuvad ühe või mitme sidumis-elektronide paari jagamise tagajärjel. Kahe seotud aatomi elektronegatiivsused (elektronide ligimeelitamise võime) on kas võrdsed või erinevus ei ole suurem kui 1,7. Kuni elektronegatiivsuse erinevus pole suurem kui 1,7, saavad aatomid jagada ainult sidumiselektrone.

Benseinitsüklis sisalduvate süsiniku kahe- ja ühekovalentsete sidemete mudel.

Vaatleme näiteks metaani molekuli, st CH₄. Süsinikul on 6 elektronit ja selle elektrooniline konfiguratsioon on 1s22s22p2, see tähendab, et selle välimisel orbiidil on 4 elektronit. Vastavalt Octate'i reeglile (see väidab, et aatomitel on kalduvus võita, kaotada või jagada elektrone nii, et igal aatomil on täielik äärepoolseim energia tase, mis on tavaliselt 8 elektroni.), Et olla stabiilses olekus, vajab see veel 4 elektroni. Nii moodustab see vesinikuga (1s1) kovalentse sideme ja, jagades elektronid vesinikuga, moodustab metaan või CH₄.

Kui elektronegatiivsuse erinevus on suurem kui 1,7, on kõrgemal elektronegatiivsel aatomil elektronide ligimeelitamise võime, mis on piisavalt suur, et sundida elektronide ülekandmist väiksematest elektronegatiivsetest aatomitest. See põhjustab ioonsidemete moodustumist.

Naatrium ja kloor seovad iooniliselt naatriumkloriidi moodustamiseks.

Näiteks tavalises lauasoolas (NaCl) on üksikuteks aatomiteks naatrium ja kloor. Klooril on välimisel orbiidil seitse valentselektroni, kuid stabiilse seisundi saamiseks vajab ta välimisel orbiidil kaheksat elektroni. Teisest küljest on naatriumil üks valentselektron ja see vajab ka kaheksat elektroni. Kuna klooril on kõrge elektronegatiivsus, 3,16, võrreldes naatriumi 0,9-ga (seega on erinevus nende elektronegatiivsuse vahel suurem kui 1,7), võib kloor kergesti meelitada naatriumi ühe valentselektroni. Sel viisil moodustavad nad ioonilise sideme ja jagavad üksteise elektrone ning mõlemal on väliskestal 8 elektroni.

Näited

Võlakirjade iseloomustus

Kovalentsed sidemed on kindla ja etteaimatava kujuga ning madala sulamis- ja keemistemperatuuriga. Neid saab hõlpsalt lõhustada selle põhistruktuuriks, kuna aatomid asuvad elektronide läheduses üksteise lähedal. Need on enamasti gaasilised ja isegi kerge negatiivne või positiivne laeng kovalentse sideme vastaskülgedes annab neile molekulaarse polaarsuse.

Ioonilised sidemed moodustavad tavaliselt kristalseid ühendeid ja neil on kõrgemad sulamis- ja keemistemperatuurid kui kovalentsetel ühenditel. Need juhivad elektrienergiat sula või lahuse olekus ja need on äärmiselt polaarsed sidemed. Enamik neist on vees lahustuvad, kuid mittepolaarsetes lahustites lahustumatud. Nendevahelise sideme purustamiseks vajavad nad palju rohkem energiat kui kovalentsed sidemed.

Ioonsete ja kovalentsete sidemete sulamis- ja keemistemperatuuride erinevuse põhjust saab illustreerida NaCl (iooniline side) ja Cl₂ (kovalentne side). Selle näite leiate veebisaidilt Cartage.org.

Viited

• Vikipeedia: kaksikside
• Kovalentsed võlakirjad - New Yorgi linnaülikool
• Keemiline liimimine - Georgia Riiklik Ülikool
• Kovalentsed ja ioonilised sidemed - Juurdepääs tipptasemele
• Elektroni jagamine ja kovalentsed sidemed - Oxfordi ülikool
• Vikipeedia: molekulaarse orbitaalskeem
• Vikipeedia: elektronide konfiguratsioon
• Iooniline võlakiri - Entsüklopeedia Britannica