Kovalentinis ryšys įvyksta tarp dviejų nemetalų, tarp dviejų metalų - metalinis ryšys, o joninis ryšys - tarp metalo ir nemetalo. Kovalentinis ryšys apima elektronų dalijimąsi, tuo tarpu metaliniai ryšiai turi stiprias atrakcijas, o joninės jungtys apima elektronų perkėlimą ir priėmimą iš valentinės apvalkalo.
Priklijuojanti atomo savybė, kad jie galėtų susitvarkyti pagal stabiliausią modelį, užpildydami tolimiausią elektronų orbitą. Ši atomų asociacija sudaro molekules, jonus ar kristalus ir yra vadinama cheminiu ryšiu.
Atsižvelgiant į jų stiprumą, yra dvi cheminių jungčių kategorijos: tai yra pirminės arba stiprios jungtys ir antrinės arba silpnos jungtys. Pirminės jungtys yra kovalentinės, metalinės ir joninės jungtys, tuo tarpu antrinės jungtys yra dipolio-dipolio sąveikos, vandenilio jungtys ir kt.
Įvedus kvantinę mechaniką ir elektronus, cheminio sujungimo idėja buvo iškelta XX a. Diskusijoje apie cheminį rišimą galima sužinoti apie molekulę. Molekulės yra mažiausias junginio vienetas ir teikia informaciją apie junginius.
Norėdami pabrėžti trijų tipų obligacijų skirtumą, trumpai aprašysime jų pobūdį.
Palyginimo diagrama
| Palyginimo pagrindas | Kovalentinis obligacija | Metalinis obligacija | Joninis obligacija |
|---|---|---|---|
| Reikšmė | Kai tarp dviejų teigiamai įkrautų branduolių ir bendros elektronų poros yra stipri elektrostatinė traukos jėga, vadinama kovalentine jungtimi. | Kai tarp katijono ar atomų ir delokalizuotų elektronų yra stipri elektrostatinė traukos jėga dviejų metalų geometriniame išdėstyme, vadinama metaline jungtimi. | Kai tarp katijono ir anijonų (dviejų priešingai įkrautų jonų) elementų yra stipri elektrostatinė traukos jėga, vadinama jonine jungtimi. Ši jungtis susidaro tarp metalo ir nemetalo. |
| Egzistavimas | Egzistuoja kaip kietos medžiagos, skysčiai ir dujos. | Egzistuoja tik kieto pavidalo. | Jie taip pat egzistuoja tik tvirtoje būsenoje. |
| Pasitaiko tarp | Tarp dviejų nemetalų. | Tarp dviejų metalų. | Nemetalo ir metalo. |
| Apima | Dalijimasis elektronais valentiniame apvalkale. | Trauka tarp delokalizuotų elektronų, esančių metalų tinklelyje. | Elektronų perkėlimas ir priėmimas iš valentinio apvalkalo. |
| Laidumas | Labai mažas laidumas. | Didelis šilumos ir elektros laidumas. | Mažas laidumas. |
| Kietumas | Tai nėra labai sunku, nors išimtys yra silicis, deimantas ir anglis. | Tai nėra sunku. | Tai sunku dėl kristalinio pobūdžio. |
| Lydymosi ir virimo taškai | Žemas. | Aukštas. | Aukštojo. |
| Tvirtumas ir lankstumas | Tai nėra kaliojo ir netampraus pavidalo. | Metalinės jungtys yra kaliojo ir kaliojo. | Joninės jungtys taip pat yra netampomos ir neplastos. |
| Obligacija | Jie yra kryptinė jungtis. | Ryšys nėra kryptinis. | Ne kryptinis. |
| Obligacijų energija | Didesnis nei metalinis ryšys. | Žemesnė už kitas dvi jungtis. | Didesnis nei metalinis ryšys. |
| Elektronegatyvumas | Poliarinis kovalentas: 0, 5–1, 7; Nepolinis <0, 5. | Nepasiekiamas. | > 1, 7. |
| Pavyzdžiai | Deimantas, anglis, silicio dioksidas, vandenilio dujos, vanduo, azoto dujos ir kt. | Sidabras, auksas, nikelis, varis, geležis ir kt. | NaCl, BeO, LiF ir kt. |
Apibrėžimas Kovalentinės obligacijos
Kovalentinis ryšys stebimas elemente, kuris yra ne iš metalų, o iš periodinės lentelės dešinės pusės. Kovalentiniai ryšiai apima elektronų pasidalijimą tarp atomų. Pasidalijusio elektrono poravimas sukuria naują orbitą aplink abiejų atomų branduolius, vadinamus molekulėmis.
Tarp dviejų atomo branduolių yra stiprūs elektrostatiniai atotrūkiai ir jungtis susidaro, kai bendra energija, kai jungiasi, yra mažesnė už energiją, kuri anksčiau buvo atskirais atomais ar šalia esančiomis elektronegatyviomis vertėmis.
Kovalentiniai ryšiai taip pat žinomi kaip molekuliniai ryšiai. Azotas (N2), vandenilis (H2), vanduo (H2O), amoniakas (NH3), chloras (Cl2), fluoras (F2) yra keli junginių, turinčių kovalentinius ryšius, pavyzdžiai. Dalijimasis elektronais leidžia atomams gauti stabilią išorinę elektronų apvalkalo konfigūraciją.
Yra dviejų tipų kovalentiniai ryšiai: poliniai ir nepoliniai . Šis padalijimas grindžiamas elektronegatyvumu, nes nepolinių jungčių atveju atomai turi tą patį elektronų skaičių, nes atomai yra identiški ir jų elektronegatyvumo skirtumas yra mažesnis kaip 0, 4.
Pavyzdžiui, vanduo, kurio formulė yra H2O, šioje kovalentinėje jungtyje yra kiekvienos vandenilio ir deguonies molekulės, kuriose du vandenilis ir deguonis yra du elektronai, po vieną iš kiekvienos.
H2, kaip vandenilio molekulė, turi du vandenilio atomus, sujungtus kovalentiniu ryšiu su deguonimi. Tai yra patraukli jėga tarp atomų, vykstančių elektronų išorinėje orbitoje.
Metalinių jungčių apibrėžimas
Cheminių jungčių, kurios susidaro tarp metalų, metaloidų ir lydinių, tipas. Ryšys susidaro tarp teigiamai įkrautų atomų, kur elektronai dalijasi katijonų struktūrose. Jie laikomi gerais šilumos ir elektros laidininkais.
Šio tipo valentiniai elektronai nuolat juda iš vieno atomo į kitą, nes kiekvieno metalo atomų elektronų išorinis apvalkalas sutampa su kaimyniniais atomais. Taigi galime pasakyti, kad metalo valentiniai elektronai nuolat juda iš vienos vietos į kitą visoje erdvėje.
Dėl valentinių elektronų delokalizuotų arba laisvųjų elektronų buvimo Paulius Drude 1900 m. Sugalvojo pavadinimą „ elektronų jūra “. Įvairios metalų savybės yra; jie turi aukštą lydymosi ir virimo temperatūrą, yra kaliojo ir kaliojo, gerai laidžia elektros energiją, tvirtus metalinius ryšius ir mažą nepastovumą.
Joninių jungčių apibrėžimas
Joninės jungtys yra apibrėžtos kaip jungtys tarp teigiamojo ir neigiamojo jonų, turinčios stiprią elektrostatinę traukos jėgą . Joninės jungtys taip pat vadinamos elektrovalentinėmis jungtimis. Atomas, kuris įgyja arba praranda vieną ar daugiau elektronų, vadinamas jonu. Atomas, kuris praranda elektronus, pasiekia teigiamąjį krūvį ir yra žinomas kaip teigiamas jonas, o atomas, kuris įgauna elektronus, pasiekia neigiamą krūvį ir vadinamas neigiamu jonu.
Tokio tipo jungimosi metu teigiami jonai traukiami link neigiamų jonų, o neigiami jonai - prie teigiamų jonų. Taigi galime pasakyti, kad priešingi jonai traukia vienas kitą ir tarsi jonai atstumia. Taigi priešingi jonai pritraukia vienas kitą ir sukuria jonų ryšį dėl to, kad tarp jonų yra elektrostatinė traukos jėga.
Išorinėje orbitos dalyje esantys metalai turi tik keletą elektronų, todėl prarasdamas tokius elektronus metalas gauna tauriųjų dujų konfigūraciją ir taip tenkina okteto taisyklę. Bet, kita vertus, nemetalų valentinis apvalkalas turi tik 8 elektronus, todėl priimdami elektronus jie pasiekia tauriųjų dujų konfigūraciją. Bendras grynasis joninės jungties krūvis turi būti lygus nuliui . Norint įvykdyti okteto taisyklę, elektronų priėmimas ar paaukojimas gali būti didesnis nei 1.
Paimkime vyraujantį natrio chlorido (NaCl) pavyzdį, kai tolimiausioje natrio orbitos orbitoje yra vienas elektronas, o chloro yra septyni elektronai išoriniame apvalkale.
Taigi chlore reikia tik vieno elektrono, kad būtų galima užpildyti savo oktetą. Kai du atomai (Na ir Cl) yra arti vienas kito, natris paaukoja savo elektroną į chlorą. Taigi, praradęs vieną elektroną, natris tampa teigiamai įkrautas, o priėmus vieną elektroną - chloras tampa neigiamai įkrautas ir tampa chlorido jonu.
Pagrindiniai kovalentinių, metalinių ir joninių jungčių skirtumai
Žemiau pateikiami punktai, kurie išskiria tris stiprių ar pirminių obligacijų tipus:
- Kovalentinius ryšius galima pasakyti, kai tarp dviejų teigiamai įkrautų branduolių ir bendros elektronų poros yra stipri elektrostatinė jėga. Nors metaliniai ryšiai turi stiprią elektrostatinę traukos jėgą tarp katijono ar atomų ir delokalizuotų elektronų, esant geometriniam dviejų metalų išdėstymui. Kai tarp katijono ir anijonų (dviejų priešingai įkrautų jonų) elementų yra stipri elektrostatinė traukos jėga, vadinama jonine jungtimi ir susidaro tarp metalo ir nemetalo.
- Kovalentinis ryšys egzistuoja kaip kietos būsenos kietos medžiagos, skysčiai ir dujos, metalinės jungtys ir joninės jungtys.
- Kovalentiniai ryšiai įvyksta tarp dviejų nemetalų, metaliniai ryšiai yra tarp dviejų metalų, o joniniai stebimi tarp nemetalo ir metalo.
- Kovalentiniai ryšiai apima elektronų pasidalijimą valentiniame apvalkale, metaliniai ryšiai yra traukos taškas tarp delokalizuotų elektronų, esančių metalų tinklelyje, o joninės jungtys vadinamos elektronų perkėlimu ir priėmimu iš valentinės apvalkalo.
- Žemas kovalentinių ir joninių jungčių laidumas, nors ir metalinių jungčių.
- Kovalentiniai ryšiai nėra labai kieti, nors išimtys yra silicis, deimantas ir anglis, net metaliniai ryšiai nėra kieti, tačiau joninės jungtys yra kietos dėl kristalinio pobūdžio.
- Kovalentinių ryšių lydymosi ir virimo taškai yra žemi, skirtingai nei metaliniai ir joniniai ryšiai, kurie turi aukštesnę.
- Metalinės jungtys yra kaliojo ir kaliojo, o kovalentinės ir joninės jungtys - ne kaliojo ir netampiosios.
- Ryšio energija yra didesnė kovalentinėse ir joninėse jungtyse nei metalinėse jungtyse.
- Kovalentinių ryšių pavyzdžiai yra deimantas, anglis, silicio dioksidas, vandenilio dujos, vanduo, azoto dujos ir kt., O sidabras, auksas, nikelis, varis, geležis ir kt. Yra metalinių jungčių pavyzdžiai ir NaCl, BeO, LiF ir kt. yra joninių ryšių pavyzdžiai.
Panašumai
- Jie visi turi elektrostatinę traukos jėgą, kuri daro ryšius stipresnius.
- Jie jungia vieną atomą prie kito.
- Ryšys tarp atomų sudaro stabilų junginį.
- Visi trys klijavimo tipai suteikia skirtingas savybes, tada originalūs elementai.
Išvada
Šiame turinyje mes ištyrėme skirtingus stiprių jungčių tipus ir skirtingas jų savybes, kuriomis jie skiriasi. Nors jie turi ir tam tikrų panašumų. Šių jungčių tyrimas yra būtinas norint jas identifikuoti ir gali jas atsargiai ir visur, kur reikia.
