Wiązanie kowalencyjne występuje między dwoma niemetalami, wiązanie metaliczne występuje między dwoma metalami, a wiązanie jonowe występuje między metalem i niemetalem. Wiązanie kowalencyjne obejmuje dzielenie się elektronami, podczas gdy wiązania metaliczne mają silne przyciąganie, a wiązania jonowe obejmują przenoszenie i przyjmowanie elektronów z powłoki walencyjnej.
Przylegająca właściwość atomu, aby ułożyć się w najbardziej stabilny wzór, wypełniając swoją najbardziej zewnętrzną orbitę elektronową. To połączenie atomów tworzy cząsteczki, jony lub kryształy i jest nazywane wiązaniem chemicznym.
Istnieją dwie kategorie wiązań chemicznych ze względu na ich wytrzymałość, są to wiązania pierwotne lub silne oraz wiązania wtórne lub słabe. Wiązania pierwotne to wiązania kowalencyjne, metaliczne i jonowe, natomiast wiązania wtórne to oddziaływania dipol-dipol, wiązania wodorowe itp.
Po wprowadzeniu mechaniki kwantowej i elektronów idea wiązania chemicznego pojawiła się w XX wieku. Dyskusja na temat wiązania chemicznego pozwala uzyskać wiedzę na temat cząsteczki. Cząsteczki są najmniejszą jednostką związku i dostarczają informacji dotyczących związków.
W celu podkreślenia różnicy między trzema rodzajami obligacji, dokonamy przeglądu ich natury wraz z krótkim opisem.
Wykres porównania
| Podstawa do porównania | Wiązanie kowalencyjne | Bond metaliczny | Wiązanie jonowe |
|---|---|---|---|
| Znaczenie | Gdy występuje silna siła elektrostatyczna przyciągania między dwoma dodatnio naładowanymi jądrami i wspólną parą elektronów, nazywa się to wiązaniem kowalencyjnym. | Gdy występuje silna siła elektrostatyczna przyciągania między kationem lub atomami a zdelokalizowanymi elektronami w układzie geometrycznym dwóch metali, nazywa się to wiązaniem metalicznym. | Gdy występuje silna siła elektrostatyczna przyciągania między kationem i anionem (dwa przeciwnie naładowane jony) pierwiastków, nazywa się to wiązaniem jonowym. Wiązanie to powstaje między metalem a niemetalem. |
| Istnienie | Występują jako ciała stałe, ciecze i gazy. | Występuje tylko w stanie stałym. | Istnieją również tylko w stanie stałym. |
| Występuje między | Między dwoma niemetalami. | Między dwoma metalami. | Niemetal i metal. |
| Obejmuje | Udostępnianie elektronów w powłoce walencyjnej. | Przyciąganie między zdelokalizowanymi elektronami obecnymi w sieci metali. | Transfer i akceptacja elektronów z powłoki walencyjnej. |
| Przewodność | Bardzo niska przewodność | Wysoka przewodność cieplna i elektryczna. | Niskie przewodnictwo |
| Twardość | Nie są to bardzo trudne, choć wyjątkami są krzem, diament i węgiel. | To nie są trudne. | Są trudne ze względu na krystaliczną naturę. |
| Temperatura topnienia i wrzenia | Niska. | Wysoki. | Wyższy. |
| Ciągliwość i ciągliwość | Są to nieciągliwe i nieciągliwe. | Wiązania metaliczne są plastyczne i ciągliwe. | Wiązania jonowe są również nieciągliwe i ciągliwe. |
| Więź | Są wiązaniem kierunkowym. | Wiązanie jest bezkierunkowe. | Bezkierunkowy. |
| Wiązanie energii | Wyższy niż wiązanie metaliczne. | Niższe niż pozostałe dwa wiązania. | Wyższy niż wiązanie metaliczne. |
| Elektroujemność | Kowalencyjny polarny: 0, 5-1, 7; Niepolarny <0, 5. | Niedostępne. | > 1, 7. |
| Przykłady | Diament, węgiel, krzemionka, gazowy wodór, woda, gazowy azot itp. | Srebro, złoto, nikiel, miedź, żelazo itp. | NaCl, BeO, LiF itp. |
Definicja Obligacje kowalencyjne
Wiązanie kowalencyjne obserwuje się w elemencie leżącym po prawej stronie układu okresowego, którym są niemetale. Wiązania kowalencyjne obejmują dzielenie elektronów między atomami. Parując wspólny elektron, powstaje nowa orbita wokół jąder obu atomów zwanych cząsteczkami.
Istnieją silne przyciągania elektrostatyczne między dwoma jądrami atomu, a wiązanie powstaje, gdy całkowita energia podczas wiązania jest mniejsza niż energia, która była wcześniej jako pojedyncze atomy lub pobliskie wartości elektroujemne.
Wiązania kowalencyjne są również znane jako wiązania molekularne. Azot (N2), wodór (H2), woda (H2O), amoniak (NH3), chlor (Cl2), fluor (F2) to tylko niektóre przykłady związków mających wiązania kowalencyjne. Dzielenie się elektronami pozwala atomom uzyskać stabilną konfigurację zewnętrznej powłoki elektronowej.
Istnieją dwa rodzaje wiązań kowalencyjnych, polarne i niepolarne . Podział ten oparty jest na elektroujemności, ponieważ w przypadku wiązań niepolarnych atomy mają taką samą liczbę elektronów, ponieważ atomy są identyczne i mają różnicę elektroujemności mniejszą niż 0, 4.
Na przykład woda o wzorze H2O, w tym wiązanie kowalencyjne znajduje się między każdą cząsteczką wodoru i tlenu, gdzie dwa elektrony są wspólne dla wodoru i tlenu, po jednym z każdego.
H2 jako cząsteczka wodoru zawiera dwa atomy wodoru połączone wiązaniem kowalencyjnym z tlenem. Są to siły przyciągające między atomami występujące na najbardziej zewnętrznej orbicie elektronów.
Definicja wiązań metalicznych
Rodzaj wiązania chemicznego, które powstaje między metalami, metaloidami i stopami. Wiązanie powstaje między dodatnio naładowanymi atomami, gdzie dzielenie elektronów odbywa się w strukturach kationów. Są to uważane za dobre przewodniki ciepła i energii elektrycznej.
W tym typie elektrony walencyjne nieustannie przemieszczają się z jednego atomu na drugi, ponieważ zewnętrzna powłoka elektronów każdego z atomów metalu zachodzi na sąsiednie atomy. Możemy więc powiedzieć, że w metalu elektrony walencyjne nieustannie poruszają się niezależnie z jednego miejsca do drugiego w całej przestrzeni.
Ze względu na obecność zdelokalizowanych lub wolnych elektronów walencyjnych elektronów, Paul Drude wymyślił nazwę „ morze elektronów ” w 1900 roku. Różne właściwości metali; mają wysokie temperatury topnienia i wrzenia, są plastyczne i ciągliwe, dobre przewodniki prądu elektrycznego, silne wiązania metaliczne i niską lotność.
Definicja wiązań jonowych
Wiązania jonowe są zdefiniowane jako wiązania między jonem dodatnim i jonem ujemnym, posiadające silną siłę elektrostatyczną przyciągania . Wiązania jonowe nazywane są również wiązaniami elektrowalencyjnymi. Atom, który zyskuje lub traci jeden lub więcej elektronów, nazywa się jonem. Atom, który traci elektrony, osiąga ładunek dodatni i jest znany jako jon dodatni, podczas gdy atom, który otrzymuje elektrony, osiąga ładunek ujemny i nazywany jest jonem ujemnym.
W tego rodzaju wiązaniu jony dodatnie są przyciągane w kierunku jonów ujemnych, a jony ujemne są przyciągane w kierunku jonów dodatnich. Możemy więc powiedzieć, że przeciwne jony przyciągają się i jak jony odpychają. Zatem przeciwne jony przyciągają się nawzajem i tworzą wiązanie jonowe z powodu obecności elektrostatycznej siły przyciągania między jonami.
Metale na najbardziej zewnętrznej orbicie mają tylko kilka elektronów, dlatego przez utratę takich elektronów metal osiąga konfigurację gazu szlachetnego i tym samym spełnia zasadę oktetu. Ale z drugiej strony powłoka walencyjna niemetali ma tylko 8 elektronów, a zatem akceptując elektrony, uzyskują konfigurację gazu szlachetnego. Całkowity ładunek netto w wiązaniu jonowym musi wynosić zero . Akceptacja lub darowizna elektronów może być większa niż 1, aby spełnić zasadę oktetu.
Weźmy powszechny przykład chlorku sodu (NaCl), w którym najbardziej zewnętrzna orbita sodu ma jeden elektron, podczas gdy chlor ma siedem elektronów w najbardziej zewnętrznej powłoce.
Chlor potrzebuje więc tylko jednego elektronu, aby ukończyć swój oktet. Kiedy dwa atomy (Na i Cl) są umieszczone blisko siebie, sód przekazuje swój elektron do chloru. Tak więc przez utratę jednego elektronu sód staje się dodatnio naładowany, a poprzez przyjęcie jednego elektronu chlor staje się ujemnie naładowany i staje się jonem chlorkowym.
Kluczowe różnice między wiązaniami kowalencyjnymi, metalicznymi i jonowymi
Poniżej podano punkty, które odróżniają trzy typy silnych lub pierwotnych wiązań:
- Wiązania kowalencyjne można powiedzieć, gdy występuje silna siła elektrostatyczna przyciągania między dwoma dodatnio naładowanymi jądrami i wspólną parą elektronów. Podczas gdy wiązania metaliczne mają silną siłę elektrostatyczną przyciągania między kationem lub atomami a zdelokalizowanymi elektronami w układzie geometrycznym dwóch metali. Gdy występuje silna siła elektrostatyczna przyciągania między kationem i anionem (dwa przeciwnie naładowane jony) pierwiastków, nazywa się je wiązaniem jonowym i powstaje między metalem a niemetalem.
- Wiązanie kowalencyjne istnieje, ponieważ ciała stałe, ciecze i gazy, wiązania metaliczne i wiązania jonowe istnieją tylko w stanie stałym.
- Wiązania kowalencyjne występują między dwoma niemetalami, wiązania metaliczne występują między dwoma metalami, natomiast jony obserwuje się między niemetalem i metalem.
- Wiązania kowalencyjne obejmują dzielenie elektronów w powłoce walencyjnej, wiązania metaliczne są przyciąganiem między zdelokalizowanymi elektronami obecnymi w sieci metali, a wiązania jonowe są nazywane przenoszeniem i przyjmowaniem elektronów z powłoki walencyjnej.
- Przewodność jest niska w wiązaniach kowalencyjnych i jonowych, chociaż wysoka w wiązaniach metalicznych.
- Wiązania kowalencyjne nie są bardzo twarde, chociaż wyjątkami są krzem, diament i węgiel, nawet wiązania metaliczne nie są twarde, ale wiązania jonowe są twarde z powodu natury krystalicznej.
- Temperatury topnienia i wrzenia wiązania kowalencyjnego są niskie w przeciwieństwie do wiązań metalicznych i wiązań jonowych, które mają wyższe.
- Wiązania metaliczne są ciągliwe i ciągliwe, podczas gdy wiązania kowalencyjne i wiązania jonowe nie są ciągliwe i ciągliwe.
- Energia wiązania jest wyższa w wiązaniach kowalencyjnych i jonowych niż wiązań metalicznych.
- Przykładami wiązań kowalencyjnych są diament, węgiel, krzemionka, gazowy wodór, woda, gazowy azot itp., Podczas gdy srebro, złoto, nikiel, miedź, żelazo itp. Są przykładami metalicznych wiązań i NaCl, BeO, LiF itp. są przykładami wiązań jonowych.
Podobieństwa
- Wszystkie mają siłę elektrostatyczną przyciągania, co powoduje, że wiązania są silniejsze.
- Łączą jeden atom z drugim.
- Wiązanie między atomami daje stabilny związek.
- Wszystkie trzy rodzaje klejenia dają różne właściwości, niż oryginalne elementy.
Wniosek
W tej treści zbadaliśmy różne rodzaje silnych wiązań i ich różne właściwości, którymi różnią się od siebie. Choć mają też pewne podobieństwa. Badanie tych więzi jest niezbędne do ich zidentyfikowania i można je wykorzystywać ostrożnie i wszędzie tam, gdzie jest to potrzebne.
