Peamine erinevus ioonsete ja kovalentsete sidemete vahel on see, et ioonilised sidemed tekivad aatomite vahel, millel on väga erinev elektronegatiivsus, samas kui kovalentsed sidemed esinevad aatomite vahel, millel on sarnased või väga väikesed elektronegatiivsuse erinevused.

Ameerika keemiku ettepanekul tegi GNLewis ettepaneku, et aatomid oleksid stabiilsed, kui nende valentskestas on kaheksa elektroni. Enamiku aatomite valentskestades on vähem kui kaheksa elektroni (välja arvatud perioodilise tabeli rühmas 18 sisalduvad väärisgaasid); seetõttu pole nad stabiilsed. Need aatomid kipuvad üksteisega reageerima, muutudes stabiilseks. Seega saab iga aatom saavutada väärisgaasi elektroonilise konfiguratsiooni. Ioonilised ja kovalentsed sidemed on kaks peamist keemiliste sidemete tüüpi, mis ühendavad aatomid keemilises ühendis.

Ioonsete ja kovalentsete sidemete erinevus - võrdluskokkuvõte

SISU

1. Ülevaade ja olulisemad erinevused 2. Mis on ioonilised võlakirjad 3. Whare on kovalentsed võlakirjad 4. Võrdlus võrdlusega - ioonilised vs kovalentsed võlakirjad tabelina 5. Kokkuvõte

Mis on ioonilised võlakirjad?

Aatomid võivad võita või kaotada elektrone ja moodustada negatiivseid või positiivselt laetud osakesi; mida me kutsume ioonideks. Ioonide vahel on elektrostaatilised vastastikmõjud. Iooniline side on atraktiivseks jõuks nende vastandlikult laetud ioonide vahel. Ioonsidemes olevate aatomite elektronegatiivsus mõjutab suuresti ioonide vahelise elektrostaatilise interaktsiooni tugevust.

Elektronegatiivsus on aatomite afiinsuse elektronide suhtes mõõtmine. Suure elektronegatiivsusega aatom võib meelitada ioonsideme moodustamiseks elektronid madala elektronegatiivsusega aatomist. Näiteks on naatriumkloriidil iooniline side naatriumiooni ja kloriidiiooni vahel. Naatrium on metall ja kloor on mittemetall; seetõttu on sellel väga madal elektronegatiivsus (0,9) võrreldes klooriga (3,0). Selle elektronegatiivsuse erinevuse tõttu võib kloor meelitada naatriumist elektroni ja moodustada Cl–. Samal ajal moodustab naatrium Na + ioone. Seetõttu saavad mõlemad aatomid stabiilse väärisgaasi elektroonilise konfiguratsiooni. Cl– ja Na + hoitakse koos atraktiivsete elektrostaatiliste jõududega, moodustades ioonse sideme; Na-Cl side.

Mis on kovalentsed võlakirjad?

Kui kaks aatomit, millel on sarnane või väga madal elektronegatiivsuse erinevus, reageerivad koos, moodustavad nad elektronide jagamise kaudu kovalentse sideme. Nii saavad mõlemad aatomid väärisgaasi elektroonilise konfiguratsiooni elektronide jagamise teel. Molekul on toode, mis tuleneb aatomite vahel kovalentsete sidemete moodustumisest. Näiteks ühinevad sama elemendi aatomid molekulide moodustamiseks nagu Cl2, H2 või P4, iga aatom seostub teisega kovalentse sideme kaudu.

Metaanimolekulil (CH4) on ka kovalentsed sidemed süsiniku ja vesiniku aatomite vahel; ühe keskse süsinikuaatomi ja nelja vesinikuaatomi vahel on neli kovalentset sidet (neli CH-sidet). Metaan on näide molekulist, millel on väga madala elektronegatiivsuse erinevusega aatomite vahel kovalentsed sidemed.

Mis vahe on ioonsetel ja kovalentsetel sidemetel?

Ioonilised vs kovalentsed sidemed
Keemiline seos kahe aatomi vahel, mille põhjustab ioonses ühendis vastassuunas laetud ioonide elektrostaatiline jõud.Keemiline seos kahe aatomi või iooni vahel, kus elektronide paarid on nende vahel jagatud.
Aatomite arv
Esineda metallide ja mittemetallide vahel.Kõige sagedamini esineb kahe mittemetallide vahel.
Elektronide arv
Toimub täielik elektronide ülekanne.Tekib siis, kui kaks (või enam) elementi jagavad elektrone.
Ühendid
Tavaliselt peetakse seda kristallideks, milles negatiivse laenguga iooni ümbritsevad vähesed positiivselt laetud ioonid.Kovalentsete sidemetega seotud aatomid eksisteerivad molekulidena, mis toatemperatuuril eksisteerivad peamiselt gaaside või vedelikena.
Polaarsus
Ioonilistel sidemetel on kõrge polaarsus.Kovalentsetel võlakirjadel on madal polaarsus.
Füüsikalised omadused
Ioonsetel ühenditel on kovalentsete molekulidega võrreldes väga kõrge sulamis- ja keemistemperatuur.Kovalentsetel molekulidel on ioonsete ühenditega võrreldes madalad sulamis- ja keemistemperatuurid.
Lahustuvus vees
Polaarsetes lahustites (näiteks vees) lahustavad ioonühendid vabastavad ioonid; sellised lahendused on võimelised elektrit juhtima.Polaarsetes lahustites ei lahustu kovalentsed molekulid märkimisväärselt; seetõttu ei suuda need lahendused elektrit juhtida.

Kokkuvõte - ioonilised vs kovalentsed sidemed

Ioonilised ja kovalentsed sidemed on ühendites esinevad peamised kahte tüüpi keemilised sidemed. Ioonilise ja kovalentse sideme erinevus seisneb selles, et ioonilised sidemed tekivad aatomite vahel, millel on väga erinevad elektronegatiivsused, samas kui kovalentsed sidemed esinevad aatomite vahel, millel on sarnased või väga väikesed elektronegatiivsuse erinevused.

Viide:

1. Helmenstine, doktorikraad Anne Marie "Ioonilise võlakirja määratlus." ThoughtCo, 10. veebruar 2017. Saadaval siin 2. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. “Kovalentse võlakirja määratlus.” ThoughtCo, 7. veebruar 2018. Saadaval siin

Pilt viisakalt:

1.'IonicBondingRH11'By Rhannosh - Oma töö, (CC BY-SA 3.0) Commonsi Wikimedia vahendusel.