Kovalentní dluhopisy vs. iontové dluhopisy
Share
Existují dva typy atomových vazeb - iontové vazby a kovalentní vazby. Liší se svou strukturou a vlastnostmi. Kovalentní vazby sestávají z párů elektronů sdílených dvěma atomy a vázají atomy v pevné orientaci. K jejich rozbití jsou zapotřebí relativně vysoké energie (50 - 200 kcal / mol). Zda mohou dva atomy tvořit kovalentní vazbu, závisí na jejich elektronegativitě, tj. Na síle atomu v molekule přitahovat elektrony k sobě. Pokud se dva atomy výrazně liší v jejich elektronegativitě - jako sodík a chlorid - - jeden z atomů ztratí svůj elektron k druhému atomu. Výsledkem je kladně nabitý ion (kation) a záporně nabitý ion (anion). Vazba mezi těmito dvěma ionty se nazývá an iontová vazba.
Srovnávací tabulka
| Kovalentní vazby | Iontové dluhopisy | |
|---|---|---|
| Polarita | Nízký | Vysoký |
| Formace | Kovalentní vazba je vytvořena mezi dvěma nekovy, které mají podobné elektronegativity. Ani jeden atom není dostatečně silný, aby přitahoval elektrony od ostatních. Pro stabilizaci sdílejí své elektrony z vnější molekulární oběžné dráhy s ostatními. | Iontová vazba je vytvořena mezi kovem a nekovem. Nekovy (-ve ion) jsou „silnější“ než kov (kladný ion) a mohou z kovu velmi snadno získat elektrony. Tyto dva protilehlé ionty se navzájem přitahují a vytvářejí iontovou vazbu. |
| Tvar | Určitý tvar | Žádný definitivní tvar |
| Co je to? | Kovalentní vazba je forma chemické vazby mezi dvěma nekovovými atomy, která je charakterizována sdílením párů elektronů mezi atomy a dalšími kovalentními vazbami. | Iontová vazba, známá také jako elektrodentická vazba, je typ vazby vytvořené elektrostatickou přitažlivostí mezi opačně nabitými ionty v chemické sloučenině. Tyto druhy vazeb se vyskytují hlavně mezi kovovým a nekovovým atomem. |
| Bod tání | nízký | Vysoký |
| Příklady | Methan (CH4), kyselina chlorovodíková (HCl) | Chlorid sodný (NaCl), kyselina sírová (H2SO4) |
| Vyskytuje se mezi | Dva nekovy | Jeden kov a jeden nekov |
| Bod varu | Nízký | Vysoký |
| Stav při pokojové teplotě | Kapalné nebo plynné | Pevný |
Obsah: Covalent Bonds vs Ionic Bonds
- 1 O kovalentních a iontových dluhopisech
- 2 Formace a příklady
- 2.1 Příklady
- 3 Charakteristika dluhopisů
- 4 Reference
O kovalentních a iontových dluhopisech
Kovalentní vazba se vytvoří, když dva atomy jsou schopny sdílet elektrony, zatímco iontová vazba se vytvoří, když je "sdílení" tak nerovnoměrné, že elektron z atomu A je zcela ztracen na atom B, což vede k dvojici iontů.
Každý atom se skládá z protonů, neutronů a elektronů. Ve středu atomu zůstávají neutrony a protony pohromadě. Ale elektrony se točí na oběžné dráze kolem středu. Každý z těchto molekulárních drah může mít určitý počet elektronů, aby vytvořil stabilní atom. Ale kromě Inertního plynu není tato konfigurace přítomna u většiny atomů. Aby se atom stabilizoval, sdílí každý atom polovinu svých elektronů.
Kovalentní vazba je forma chemické vazby mezi dvěma nekovovými atomy, která je charakterizována sdílením párů elektronů mezi atomy a dalšími kovalentními vazbami. Iontová vazba, také známá jako elektrovalentní vazba, je typ vazby vytvořené elektrostatickou přitažlivostí mezi opačně nabitými ionty v chemické sloučenině. K tomuto druhu vazeb dochází hlavně mezi kovovým a nekovovým atomem.
Formace a příklady
Kovalentní vazby se vytvářejí jako výsledek sdílení jednoho nebo více párů vazebných elektronů. Elektro negativita (schopnost přitahování elektronů) dvou vázaných atomů je buď stejná, nebo rozdíl není větší než 1,7. Dokud rozdíl elektro-negativity není větší než 1,7, atomy mohou sdílet pouze vazebné elektrony.
Model dvojných a jednoduchých kovalentních vazeb uhlíku v benzenovém kruhu. Uvažujme například methanovou molekulu, tj. CH4. Uhlík má 6 elektronů a jeho elektronická konfigurace je 1s22s22p2, tj. Má 4 elektrony na své vnější oběžné dráze. Podle Octatova pravidla (Říká se, že atomy mají tendenci získávat, ztrácet nebo sdílet elektrony tak, že každý atom má plnou nejvzdálenější energetickou hladinu, která je obvykle 8 elektronů.) Aby byl ve stabilním stavu, potřebuje 4 další elektrony. Tvoří tedy kovalentní vazbu s vodíkem (1s1) a sdílením elektronů s vodíkem vytváří methan nebo CH4.
Pokud je rozdíl elektro-negativity větší než 1,7, potom má vyšší elektronegativní atom schopnost přitahování elektronů, která je dostatečně velká, aby vynutila přenos elektronů z menšího elektronegativního atomu. To způsobuje tvorbu iontových vazeb.
Sodík a chlor iontově vázají za vzniku chloridu sodného. Například v běžné stolní soli (NaCl) jsou jednotlivé atomy sodík a chlor. Chlor má na své vnější oběžné dráze sedm valenčních elektronů, ale aby byl ve stabilním stavu, potřebuje na vnější oběžné dráze osm elektronů. Na druhé straně má sodík jeden valenční elektron a potřebuje také osm elektronů. Protože chlor má vysokou elektro-negativitu, 3,16 ve srovnání s 0,9 sodíku (takže rozdíl mezi jejich elektro-negativitou je více než 1,7), chlor může snadno přitahovat jeden valenční elektron sodíku. Tímto způsobem vytvoří iontovou vazbu a sdílejí si navzájem elektrony a oba budou mít ve vnějším obalu 8 elektronů.
Příklady
Charakteristika dluhopisů
Kovalentní vazby mají určitý a předvídatelný tvar a mají nízké teploty tání a teploty varu. Mohou být snadno rozděleny do své primární struktury, protože atomy jsou blízko, aby sdílely elektrony. Tito jsou většinou plynní a dokonce i mírný negativní nebo pozitivní náboj na opačných koncích kovalentní vazby jim dává molekulární polaritu.
Iontové vazby obvykle tvoří krystalické sloučeniny a mají vyšší teploty tání a teploty varu ve srovnání s kovalentními sloučeninami. Vedou elektřinu v roztaveném stavu nebo ve stavu roztoku a jsou extrémně polární vazby. Většina z nich je rozpustná ve vodě, ale nerozpustná v nepolárních rozpouštědlech. Vyžadují mnohem více energie než kovalentní svazek, aby přerušili svazek mezi nimi.
Důvod rozdílu v bodech tání a varu pro iontové a kovalentní vazby lze ilustrovat na příkladu NaCl (iontová vazba) a Cl2 (kovalentní vazba). Tento příklad lze nalézt na webu Cartage.org.
Reference
- Wikipedia: Dvojitá vazba
- Kovalentní vazby - Městská univerzita v New Yorku
- Chemické lepení - Státní univerzita v Georgii
- Kovalentní a iontové dluhopisy - Přístup k dokonalosti
- Elektronické sdílení a kovalentní dluhopisy - University of Oxford
- Wikipedia: Molekulární orbitální diagram
- Wikipedia: Elektronová konfigurace
- Ionic Bond - Encyklopedie Britannica
