Kovalente obligasjoner vs ioniske obligasjoner

Det er to typer atomobligasjoner - ioniske bindinger og kovalente bindinger. De varierer i struktur og egenskaper. Kovalente bindinger bestå av par elektroner delt av to atomer, og binder atomer i en fast orientering. Forholdsvis høye energier kreves for å bryte dem (50 - 200 kcal / mol). Hvorvidt to atomer kan danne en kovalent binding, avhenger av deres elektronegativitet, dvs. kraften av et atom i et molekyl for å tiltrekke seg elektroner til seg selv. Hvis to atomer adskiller seg betydelig i deres elektronegativitet - som natrium og klorid gjør - så vil et av atomene miste sin elektron til det andre atomet. Dette resulterer i en positivt ladet ion (kation) og negativt ladet ion (anion). Forbindelsen mellom disse to ioner kalles en ionisk binding.

Sammenligningstabell

Kovalent Bonds versus Ionic Bond sammenligning diagram

	Kovalente bindinger	Ioniske obligasjoner
polaritet	Lav	Høy
dannelse	En kovalent binding dannes mellom to ikke-metaller som har tilsvarende elektronegativiteter. Ingen av atomene er "sterke" nok til å tiltrekke seg elektroner fra den andre. For stabilisering deler de sine elektroner fra ytre molekylære bane med andre.	Et ionbinding dannes mellom et metall og et ikke-metall. Ikke-metaller (-ve ion) er "sterkere" enn metallet (+ ve ion) og kan få elektroner veldig enkelt fra metallet. Disse to motsatte ioner tiltrekker hverandre og danner ionbindingen.
Form	Definitiv form	Ingen bestemt form
Hva er det?	Kovalent binding er en form for kjemisk binding mellom to ikke-metalliske atomer som er karakterisert ved deling av par av elektroner mellom atomer og andre kovalente bindinger.	Jonisk binding, også kjent som elektrovalent binding, er en type binding dannet fra elektrostatisk tiltrekning mellom motsatt ladede ioner i en kjemisk forbindelse. Disse typer bindinger forekommer hovedsakelig mellom et metallisk og et ikke-metallisk atom.
Smeltepunkt	lav	Høy
eksempler	Metan (CH4), Hydroklorsyre (HCl)	Natriumklorid (NaCl), svovelsyre (H2SO4)
Oppstår mellom	To ikke-metaller	Ett metall og ett ikke-metall
Kokepunkt	Lav	Høy
Tilstand ved romtemperatur	Flytende eller gassformig	Fast

Innhold: Kovalente obligasjoner mot ioniske obligasjoner

• 1 Om kovalente og ioniske bindinger
• 2 Formasjon og eksempler
  • 2.1 Eksempler
• 3 Egenskaper for obligasjonene
• 4 referanser

Om kovalente og ioniske bindinger

Den kovalente bindingen dannes når to atomer er i stand til å dele elektroner mens ionbindingen dannes når "delingen" er så ulik at en elektron fra atom A helt er tapt for atom B, noe som resulterer i et par ioner.

Hvert atom består av protoner, nøytroner og elektroner. I midten av atomet forblir nøytroner og protoner sammen. Men elektroner dreier seg omkrets rundt senteret. Hver av disse molekylære baner kan ha et visst antall elektroner for å danne et stabilt atom. Men bortsett fra inertgass, er denne konfigurasjonen ikke tilstede med de fleste av atomene. Så for å stabilisere atomet, deler hvert atom halvparten av sine elektroner.

Kovalent binding er en form for kjemisk binding mellom to ikke-metalliske atomer som er karakterisert ved deling av par av elektroner mellom atomer og andre kovalente bindinger. Jonisk binding, også kjent som elektrovalent binding, er en type binding dannet fra elektrostatisk tiltrekning mellom motsatt ladede ioner i en kjemisk forbindelse. Denne typen obligasjoner forekommer hovedsakelig mellom et metallisk og et ikke-metallisk atom.

Formasjon og eksempler

Kovalente bindinger dannes som et resultat av delingen av ett eller flere par av bindingselektroner. De elektriske negativiteter (elektron tiltrekker evne) av de to bundet atomer er enten like eller forskjellen er ikke større enn 1,7. Så lenge elektro-negativitetsforskjellen ikke er større enn 1,7, kan atomene bare dele bindingselektronene.

En modell av de doble og enkle kovalente bindingene av karbon i en benzenring.

For eksempel, la oss vurdere et metanmolekyl, d.v.s.CH₄. Karbon har 6 elektroner, og den elektroniske konfigurasjonen er 1s22s22p2, dvs. den har 4 elektroner i sin ytre bane. Ifølge oktatregelen (Det står at atomer har en tendens til å vinne, miste eller dele elektroner slik at hvert atom har fullt ytre energinivå som vanligvis er 8 elektroner.) For å være i stabil tilstand trenger den 4 flere elektroner. Så danner den kovalent binding med hydrogen (1s1), og ved å dele elektroner med hydrogen dannes det metan eller CH₄.

Hvis elektro-negativitetsforskjellen er større enn 1,7, har det høyere elektronegative atom en elektrontiltrengende evne som er stor nok til å tvinge overføringen av elektroner fra det mindre elektronegative atom. Dette fører til dannelse av ioniske bindinger.

Natrium og klor binder ionisk til dannelse av natriumklorid.

For eksempel, i vanlig bordsalt (NaCl) er de enkelte atomer natrium og klor. Klor har syv valenselektroner i sin ytre bane, men for å være i stabil tilstand trenger den åtte elektroner i ytre bane. På den annen side har natrium et valenselektron og det trenger også åtte elektroner. Siden klor har en høy elektro-negativitet, 3,16 sammenlignet med natriums 0,9, (så forskjellen mellom deres elektro-negativitet er mer enn 1,7) kan klor lett tiltrekke seg natriums valenceelektron. På denne måten danner de en ionisk binding, og deler hverandres elektroner og begge vil ha 8 elektroner i deres ytre skall.

eksempler

Egenskaper av obligasjonene

Kovalente bindinger har en bestemt og forutsigbar form og har lavt smeltepunkt og kokepunkter. De kan lett brytes inn i sin primære struktur som atomer er like ved å dele elektronene. Disse er for det meste gassformige og til og med en liten negativ eller positiv ladning i motsatte ender av et kovalent bindemiddel gir dem molekylærpolaritet.

Joniske bindinger danner vanligvis krystallinske forbindelser og har høyere smeltepunkter og kokepunkt i forhold til kovalente forbindelser. Disse utfører elektrisitet i smeltet eller løsningsmodus, og de er ekstremt polare bindinger. De fleste av dem er oppløselige i vann, men uoppløselige i ikke-polare løsningsmidler. De krever mye mer energi enn kovalent binding for å bryte båndet mellom dem.

Årsaken til forskjellen i smelte- og kokpunktene for ioniske og kovalente bindinger kan illustreres gjennom et eksempel på NaCl (ionisk binding) og Cl₂ (kovalent binding). Dette eksemplet finnes på Cartage.org.

referanser

• Wikipedia: Dobbeltbinding
• Kovalente bindinger - The City University of New York
• Kjemisk binding - Georgia State University
• Kovalente og ioniske bindinger - Tilgang Excellence
• Elektrondeling og kovalente obligasjoner - University of Oxford
• Wikipedia: Molekylært orbitalt diagram
• Wikipedia: Elektronkonfigurasjon
• Ionic Bond - Encyclopedia Britannica