Rozdíl mezi dvojitým a jednoduchým dluhopisem

klíčový rozdíl mezi dvojnou vazbou a jednoduchou vazbou je to, v jedné vazbě, dva atomy sdílejí jeden pár elektronů pouze mezi tím, že ve dvojité vazbě dva atomy sdílejí dva páry elektronů.

Jak navrhl americký chemik G.N. Lewis, atomy jsou stabilní, když ve své valenční schránce obsahují osm elektronů. Většina atomů má ve valenčních nábojích méně než osm elektronů (kromě vzácných plynů ve skupině 18 periodické tabulky); proto nejsou stabilní. Tyto atomy mají tendenci navzájem reagovat a stávat se stabilními. Každý atom tak může dosáhnout elektronické konfigurace vzácného plynu. K tomu může dojít vytvořením iontových vazeb, kovalentních vazeb nebo kovových vazeb. Mezi nimi je speciální kovalentní spojení. Do této kategorie dluhopisů spadají jednoduché a dvojné dluhopisy.

OBSAH

1. Přehled a klíčový rozdíl
2. Co je to Double Bond
3. Co je to Single Bond
4. Porovnání vedle sebe - Double Bond vs Single Bond v podobě tabulky
5. Shrnutí

Co je Double Bond?

Dvojitá vazba se vytvoří, když dva atomy sdílejí dva páry elektronů mezi nimi, aby vyplnily valenční orbitaly. Dvojité dluhopisy jsou kratší než jednotlivé dluhopisy, ale silnější než ty. Sp² hybridizace umožňuje atomům tvořit dvojné vazby.

Dvojné vazby mohou být dvou typů. Z těchto dvou svazků je jedna vazba sigma. Tvoří se přes lineární překrývání dvou sp² hybridizované orbitaly. Za druhé, další svazek (který se nazývá pi svazek) tvoří prostřednictvím bočního překrývání dvou orbitálů.

Obrázek 01: Dvojitý dluhopis v červené barvě

Běžným příkladem molekuly s dvojnou vazbou je ethylen. V ethylenu je dvojná vazba mezi dvěma atomy uhlíku. Tento typ vazeb se však může tvořit i mezi různými atomy, například v příkladech karbonylového uhlíku (C = O), iminů (C = N), azosloučenin (N = N) atd..

Co je to Single Bond?

Jednotná vazba se vytvoří, když dva atomy s podobným nebo nízkým rozdílem v elektronegativitě sdílejí jeden pár elektronů. Tyto dva atomy mohou být stejného typu nebo různých typů. Například, když se stejný typ atomů spojí a vytvoří molekuly jako Cl₂, H₂, nebo P₄, každý atom se váže s jiným jednoduchou kovalentní vazbou.

Molekula metanu (CH₄) má jednoduchou kovalentní vazbu mezi dvěma typy prvků (atomy uhlíku a vodíku). Dále, metan je příkladem molekuly mající kovalentní vazby mezi atomy s velmi nízkým rozdílem v elektronegativitě.

Obrázek 02: Struktura molekuly metanu

Jednotlivé kovalentní vazby nazýváme také sigma. Jediná vazba dává molekule schopnost podstoupit rotaci kolem této vazby vůči sobě. Tato rotace tedy umožňuje, aby molekula měla různé konformační struktury. Také tento typ vazeb tvoří sp³ hybridizované atomy molekuly. Když se dvě stejné sp³ hybridizované molekuly se lineárně překrývají, tvoří se jednoduchá vazba.

Jaký je rozdíl mezi Double Bond a Single Bond?

Kovalentní vazby jsou hlavně tří typů; jednoduché vazby, dvojné vazby a trojné vazby. Klíčový rozdíl mezi dvojnou vazbou a jednoduchou vazbou je ten, že v jedné vazebné formaci je mezi dvěma atomy sdílen pouze jeden pár elektronů, zatímco ve formaci dvojné vazby jsou sdíleny dva páry elektronů.

Navíc zásadní rozdíl mezi dvojnou vazbou a jednoduchou vazbou spočívá v tom, že jednoduchá vazba je výsledkem překrývání dvou sp3 hybridizovaných orbitálů, zatímco dvojná vazba je výsledkem lineárního překrývání dvou sp2 hybridizovaných orbitálů a bočním překrýváním orbitálů.

Kromě toho jednoduchá vazba obsahuje jednu sigma vazbu, zatímco dvojná vazba obsahuje jednu sigma vazbu a jednu pí vazbu. To tedy ovlivňuje délku vazby mezi atomy. Proto vede k dalšímu rozdílu mezi dvojnou a jednoduchou vazbou. To je; délka jednoduché vazby je větší než délka dvojné vazby. Dále je energie disociace dvojné vazby relativně vyšší než energie disociace jedné vazby.

Shrnutí - Double Bond vs Single Bond

Dvojné vazby a jednoduché vazby jsou typy kovalentních chemických vazeb. Klíčový rozdíl mezi dvojnou vazbou a jednoduchou vazbou je ten, že v jedné vazebné formaci je mezi dvěma atomy sdílen pouze jeden pár elektronů, zatímco ve formaci dvojné vazby jsou sdíleny dva páry elektronů.

Odkaz:

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. "Definice a příklady dvojných dluhopisů v chemii." ThoughtCo, 5. prosince 2018. K dispozici zde

Obrázek se svolením:

1. „Skeletální formule-terminál-dvojná vazba“ (Public Domain) přes Commons Wikimedia  
2. „Methane-2D-square“ (Public Domain) prostřednictvím Commons Wikimedia