Kovalentās obligācijas salīdzinājumā ar jonu obligācijām

Pastāv divu veidu atomu saites - jonu saites un kovalentās saites. Tie atšķiras pēc struktūras un īpašībām. Kovalentās saites sastāv no elektronu pāriem, kurus dala divi atomi, un saista atomus fiksētā orientācijā. Lai tos sadalītu, ir vajadzīgas samērā lielas enerģijas (50 - 200 kcal / mol). Tas, vai divi atomi var veidot kovalento saiti, ir atkarīgs no to elektronegativitātes, t.i., atoma spēka molekulā, lai piesaistītu elektronus sev. Ja divi atomi ievērojami atšķiras pēc to elektronegativitātes - kā to dara nātrijs un hlorīds -, tad viens no atomiem zaudēs savu elektronu otram atomam. Tā rezultātā rodas pozitīvi lādēts jons (katjons) un negatīvi lādēts jons (anjons). Saikni starp šiem diviem joniem sauc par jonu saite.

Salīdzināšanas tabula

Kovalento obligāciju un jonu obligāciju salīdzināšanas tabula

	Kovalentās obligācijas	Jonu saites
Polaritāte	Zems	Augsts
Veidošanās	Starp diviem nemetāliem, kuriem ir līdzīga elektronegativitāte, veidojas kovalenta saite. Neviens atoms nav pietiekami spēcīgs, lai piesaistītu elektronus no otra. Stabilizēšanai viņi dalās ar citiem elektroniem no ārējās molekulārās orbītas.	Starp metālu un nemetālu veidojas jonu saite. Nemetāli (-ve joni) ir "stiprāki" nekā metāls (+ ve jons) un no metāla var ļoti viegli iegūt elektronus. Šie divi pretējie joni piesaista viens otru un veido jonu saiti.
Forma	Noteikta forma	Nav noteiktas formas
Kas tas ir?	Kovalentais savienojums ir ķīmiskas savienošanas veids starp diviem nemetāliskiem atomiem, ko raksturo elektronu pāru dalīšanās starp atomiem un citām kovalentām saitēm..	Jonu saite, kas pazīstama arī kā elektrovalentā saite, ir tāda veida saite, kas veidojas no elektrostatiskās pievilcības starp pretēji lādētiem joniem ķīmiskā savienojumā. Šāda veida saites galvenokārt rodas starp metālisko un nemetālisko atomu.
Kušanas punkts	zems	Augsts
Piemēri	Metāns (CH4), sālsskābe (HCl)	Nātrija hlorīds (NaCl), sērskābe (H2SO4)
Notiek starp	Divi nemetāli	Viens metāls un viens nemetāls
Vārīšanās punkts	Zems	Augsts
Gatavo istabas temperatūrā	Šķidrs vai gāzveida	Ciets

Saturs: Kovalentās saites pret jonu saitēm

• 1 Par kovalentajām un jonu saitēm
• 2 Veidošana un piemēri
  • 2.1. Piemēri
• 3 Obligāciju raksturojums
• 4 atsauces

Par kovalentajām un jonu saitēm

Kovalentā saite veidojas, kad divi atomi spēj dalīties ar elektroniem, savukārt jonu saite veidojas, kad "dalīšana" ir tik nevienlīdzīga, ka elektrons no atoma A tiek pilnībā zaudēts atomam B, kā rezultātā rodas jonu pāris.

Katrs atoms sastāv no protoniem, neitroniem un elektroniem. Atoma centrā neitroni un protoni paliek kopā. Bet elektroni griežas orbītā ap centru. Katrā no šīm molekulārajām orbītām var būt noteikts skaits elektronu, lai veidotu stabilu atomu. Bet, izņemot inerto gāzi, šī konfigurācija nav sastopama lielākajā daļā atomu. Tātad, lai stabilizētu atomu, katrs atoms dala pusi no saviem elektroniem.

Kovalentais savienojums ir ķīmiskas savienošanas veids starp diviem nemetāliskiem atomiem, ko raksturo elektronu pāru dalīšanās starp atomiem un citām kovalentām saitēm. Jonu saite, kas pazīstama arī kā elektrovalentā saite, ir tāda veida saite, kas veidojas no elektrostatiskās pievilcības starp pretēji lādētiem joniem ķīmiskā savienojumā. Šāda veida saites galvenokārt notiek starp metālisko un nemetālisko atomu.

Veidošanās un piemēri

Kovalentās saites veidojas, sadaloties vienam vai vairākiem saistošo elektronu pāriem. Abu saistīto atomu elektronegativitātes (elektronu piesaistes spēja) ir vai nu vienādas, vai arī starpība nav lielāka par 1,7. Kamēr elektronegatīvības starpība nav lielāka par 1,7, atomi var dalīties tikai savienojošos elektronus.

Oglekļa divkāršo un vien kovalento saišu modelis benzola gredzenā.

Piemēram, ņemsim vērā metāna molekulu, t.i., CH₄. Ogleklim ir 6 elektroni, un tā elektroniskā konfigurācija ir 1s22s22p2, t.i., tā ārējā orbītā ir 4 elektroni. Saskaņā ar Oktāta likumu (Tas nosaka, ka atomiem ir tendence iegūt, zaudēt vai dalīties ar elektroniem tā, ka katram atomam ir pilns ārējais enerģijas līmenis, kas parasti ir 8 elektroni.), Lai tas būtu stabilā stāvoklī, tam nepieciešami vēl 4 elektroni. Tātad tas veido kovalento saiti ar ūdeņradi (1s1), un, daloties elektroniem ar ūdeņradi, veido metānu vai CH₄.

Ja elektronegativitātes starpība ir lielāka par 1,7, tad augstākam elektronegatīvajam atomam ir elektronu pievilināšanas spēja, kas ir pietiekami liela, lai piespiestu elektronu pārnešanu no mazākā elektronegatīvā atoma. Tas izraisa jonu saišu veidošanos.

Nātrijs un hlors joniski savienojas, veidojot nātrija hlorīdu.

Piemēram, kopējā galda sāls (NaCl) atsevišķie atomi ir nātrijs un hlors. Hloram ir septiņi valences elektroni ārējā orbītā, bet, lai tas būtu stabilā stāvoklī, ārējā orbītā tam nepieciešami astoņi elektroni. No otras puses, nātrijam ir viens valences elektrons, un tam nepieciešami arī astoņi elektroni. Tā kā hloram ir augsta elektronegativitāte, 3,16, salīdzinot ar nātrija 0,9 (tātad atšķirība starp to elektronegatīvām ir lielāka par 1,7), hlors var viegli piesaistīt nātrija vienas valences elektronu. Tādā veidā tie veido jonu saiti un dala viens otra elektronus, un abiem ārējā apvalkā būs 8 elektroni.

Piemēri

Obligāciju raksturojums

Kovalentām saitēm ir noteikta un paredzama forma, un tām ir zema kušanas un viršanas temperatūra. Tos var viegli sadalīt tā primārajā struktūrā, jo atomi atrodas tuvu, lai dalītos ar elektroniem. Tie galvenokārt ir gāzveida un pat neliels negatīvs vai pozitīvs lādiņš kovalentās saites pretējos galos dod tiem molekulāro polaritāti.

Jonu saites parasti veido kristāliskus savienojumus, un tām ir augstāka kušanas un viršanas temperatūra nekā kovalentiem savienojumiem. Tie vada elektrību izkusušā vai šķīduma stāvoklī un ir ārkārtīgi polāras saites. Lielākā daļa no tām šķīst ūdenī, bet nešķīst nepolāros šķīdinātājos. Lai izjauktu saiti starp tām, ir nepieciešams daudz vairāk enerģijas nekā kovalentā saite.

Jonu un kovalento saišu kušanas un viršanas punktu atšķirības iemeslu var parādīt, izmantojot NaCl (jonu saite) un Cl₂ (kovalentā saite). Šis piemērs atrodams vietnē Cartage.org.

Atsauces

• Wikipedia: dubultā saite
• Kovalentās obligācijas - Ņujorkas pilsētas universitāte
• Ķīmiskā līmēšana - Džordžijas štata universitāte
• Kovalentās un jonu saites - Piekļuve izcilībai
• Elektronu dalīšana un kovalentās saites - Oksfordas universitāte
• Wikipedia: molekulārā orbītas diagramma
• Wikipedia: elektronu konfigurācija
• Jonu Bonds - Enciklopēdija Britannica