Διαφορά Μεταξύ Ομοιοπολικών, Μεταλλικών και Ιωνικών Ομολόγων

• 2020

Ο ομοιοπολικός δεσμός συμβαίνει μεταξύ των δύο μη-μετάλλων, μεταλλικός δεσμός συμβαίνει μεταξύ δύο μετάλλων και ο ιονικός δεσμός συμβαίνει μεταξύ του μετάλλου και του μη-μετάλλου. Ο ομοιοπολικός δεσμός περιλαμβάνει την κατανομή ηλεκτρονίων, ενώ οι μεταλλικοί δεσμοί έχουν ισχυρά σημεία έλξης και ιονικοί δεσμοί συνεπάγονται τη μεταφορά και αποδοχή ηλεκτρονίων από το κέλυφος σθένους.

Η προσκολλητική ιδιότητα ενός ατόμου, προκειμένου να τακτοποιήσει τον εαυτό του σε ένα πιο σταθερό μοτίβο γεμίζοντας την τροχιά των εξόρυξών τους. Αυτή η σύνδεση ατόμων σχηματίζει μόρια, ιόντα ή κρυστάλλους και αναφέρεται ως χημική σύνδεση.

Υπάρχουν δύο κατηγορίες χημικών δεσμών με βάση τη δύναμή τους, είναι πρωτογενείς ή ισχυροί δεσμοί και δευτερεύοντες ή αδύναμοι δεσμοί. Οι πρωτογενείς δεσμοί είναι ομοιοπολικοί, μεταλλικοί και ιονικοί δεσμοί, ενώ οι δευτερεύοντες δεσμοί είναι οι αλληλεπιδράσεις διπόλης-διπόλης, δεσμοί υδρογόνου κ.λπ.

Μετά την εισαγωγή της κβαντικής μηχανικής και των ηλεκτρονίων, η ιδέα της χημικής σύνδεσης τέθηκε κατά τη διάρκεια του 20ού αιώνα. Με τη συζήτηση για τον χημικό δεσμό, μπορεί κανείς να πάρει τη γνώση του μορίου. Τα μόρια είναι η μικρότερη μονάδα της ένωσης και παρέχουν πληροφορίες σχετικά με τις ενώσεις.

Στο δρόμο της προβολής της διαφοράς μεταξύ των τριών τύπων ομολόγων, θα εξετάσουμε τη φύση τους με σύντομη περιγραφή.

Συγκριτικό διάγραμμα

Ορισμός ομοιοπολικών ομολόγων

Ο ομοιοπολικός δεσμός παρατηρείται σε ένα στοιχείο που βρίσκεται προς τα δεξιά του περιοδικού πίνακα που είναι μη-μέταλλα. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί περιλαμβάνουν την κατανομή των ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων. Η σύζευξη του κοινού ηλεκτρονίου παράγει μια νέα τροχιά γύρω από τους πυρήνες και των δύο ατόμων που αναφέρονται ως μόρια.

Υπάρχουν ισχυρά ηλεκτροστατικά ελκυστικά σημεία μεταξύ των δύο πυρήνων ενός ατόμου και ο δεσμός σχηματίζεται όταν η συνολική ενέργεια ενώ η σύνδεση είναι χαμηλότερη από την ενέργεια που ήταν νωρίτερα ως μεμονωμένα άτομα ή κοντά σε ηλεκτροαρνητικές τιμές.

Οι ομοιοπολικοί δεσμοί είναι επίσης γνωστοί ως μοριακοί δεσμοί. Άζωτο (Ν2), υδρογόνο (Η2), νερό (Η2Ο), αμμωνία (ΝΗ3), χλώριο (Cl2), φθόριο (F2) είναι μερικά από τα παραδείγματα των ενώσεων που έχουν ομοιοπολικούς δεσμούς. Η κοινή χρήση ηλεκτρονίων επιτρέπει στα άτομα να αποκτήσουν τη σταθερή διαμόρφωση εξωτερικού κελύφους ηλεκτρονίων.

Υπάρχουν δύο τύποι ομοιοπολικών δεσμών, πολικοί και μη πολικοί . Αυτή η διαίρεση βασίζεται στην ηλεκτραρνητικότητα, καθώς στην περίπτωση των μη πολικών δεσμών τα άτομα μοιράζονται τον ίσο αριθμό ηλεκτρονίων καθώς τα άτομα είναι πανομοιότυπα και η διαφορά ηλεκτροναδραστικότητας είναι μικρότερη από 0, 4.

Για παράδειγμα, το νερό που έχει τον τύπο ως Η2Ο, σε αυτό ο ομοιοπολικός δεσμός είναι μεταξύ κάθε μορίου υδρογόνου και οξυγόνου, όπου δύο ηλεκτρόνια μοιράζονται μεταξύ υδρογόνου και οξυγόνου, ένα από το καθένα.

Ως μόριο υδρογόνου, το Η2 περιέχει δύο άτομα υδρογόνου τα οποία συνδέονται με τον ομοιοπολικό δεσμό με οξυγόνο. Αυτές είναι οι ελκυστικές δυνάμεις μεταξύ των ατόμων που εμφανίζονται στην εξωτερική περιφέρεια των ηλεκτρονίων.

Ορισμός των μεταλλικών δεσμών

Ο τύπος του χημικού δεσμού που σχηματίζεται μεταξύ των μετάλλων, των μεταλλοειδών και των κραμάτων. Ο δεσμός σχηματίζεται μεταξύ των θετικά φορτισμένων ατόμων, όπου η κατανομή των ηλεκτρονίων λαμβάνει χώρα στις δομές των κατιόντων. Αυτά θεωρούνται καλοί οδηγοί θερμότητας και ηλεκτρισμού.

Σε αυτό το είδος, τα ηλεκτρόνια σθένους μετακινούνται συνεχώς από ένα άτομο σε άλλο, καθώς το εξωτερικό κέλυφος των ηλεκτρονίων κάθε μεταλλικού ατόμου επικαλύπτει τα γειτονικά άτομα. Έτσι μπορούμε να πούμε ότι στο μέταλλο τα ηλεκτρόνια σθένους συνεχώς κινούνται ανεξάρτητα από το ένα μέρος στο άλλο σε όλο το χώρο.

Λόγω της παρουσίας των delocalized ή ελεύθερων ηλεκτρονίων των ηλεκτρονίων σθένους, Paul Drude ήρθε με το όνομα " θάλασσα των ηλεκτρονίων " το 1900. Οι διάφορες ιδιότητες χαρακτηριστικά των μετάλλων είναι? έχουν υψηλά σημεία τήξης και βρασμού, είναι εύκαμπτα και όλκιμα, καλούς αγωγούς ηλεκτρικής ενέργειας, ισχυροί μεταλλικοί δεσμοί και χαμηλή μεταβλητότητα.

Ορισμός των ιωνικών δεσμών

Ιωνικοί δεσμοί ορίζονται ως οι δεσμοί μεταξύ του θετικού ιόντος και του αρνητικού ιόντος, που έχουν την ισχυρή ηλεκτροστατική δύναμη έλξης . Οι ιωνικοί δεσμοί ονομάζονται επίσης ηλεκτροσθενείς δεσμοί. Το άτομο που κερδίζει ή χάνει ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια ονομάζεται ιόν. Το άτομο που χάνει τα ηλεκτρόνια επιτυγχάνει το θετικό φορτίο και είναι γνωστό ως θετικό ιόν, ενώ το άτομο που κερδίζει τα ηλεκτρόνια επιτυγχάνει το αρνητικό φορτίο και καλείται ως αρνητικό ιόν.

Σε αυτόν τον τύπο συγκόλλησης, τα θετικά ιόντα έλκονται προς τα αρνητικά ιόντα και τα αρνητικά ιόντα έλκονται προς τα θετικά ιόντα. Έτσι μπορούμε να πούμε ότι τα αντίθετα ιόντα προσελκύουν το ένα το άλλο και όπως τα ιόντα απωθεί. Έτσι τα αντίθετα ιόντα προσελκύουν το ένα το άλλο και κάνουν τον ιοντικό δεσμό εξαιτίας της παρουσίας ηλεκτροστατικής δύναμης έλξης μεταξύ των ιόντων.

Τα μέταλλα στην εξωτερική τροχιά έχουν μόνο μερικά ηλεκτρόνια, επομένως χάνοντας τέτοια ηλεκτρόνια το μέταλλο επιτυγχάνει τη διαμόρφωση του ευγενούς αερίου και έτσι ικανοποιεί τον κανόνα των οκτάδων. Αλλά από την άλλη πλευρά, το κέλυφος σθένους των μη-μετάλλων έχει μόνο 8 ηλεκτρόνια και ως εκ τούτου αποδεχόμενο τα ηλεκτρόνια επιτυγχάνουν διαμόρφωση ευγενούς αερίου. Το συνολικό καθαρό φορτίο στον ιοντικό δεσμό πρέπει να είναι μηδέν . Η αποδοχή ή η δωρεά των ηλεκτρονίων μπορεί να είναι μεγαλύτερη από 1, προκειμένου να ικανοποιηθεί ο κανόνας των οκτάδων.

Ας πάρουμε το κυρίαρχο παράδειγμα του χλωριούχου νατρίου (NaCl), όπου η εξώτατη τροχιά του νατρίου έχει ένα ηλεκτρόνιο, ενώ το χλώριο έχει επτά ηλεκτρόνια στο εξωτερικό κέλυφος.

Έτσι, το Χλώριο χρειάζεται μόνο ένα ηλεκτρόνιο για να ολοκληρώσει την οκτάδα του. Όταν τα δύο άτομα (Na και Cl) τοποθετούνται κοντά το ένα στο άλλο, το νάτριο δίδει το ηλεκτρόνιο του σε χλώριο. Έτσι χάνοντας ένα ηλεκτρόνιο το νάτριο γίνεται θετικά φορτισμένο και με την αποδοχή ενός ηλεκτρονίου το χλώριο καθίσταται αρνητικά φορτισμένο και γίνεται ιόν χλωρίου.

Βασικές διαφορές μεταξύ ομοιοπολικών, μεταλλικών και ιωνικών δεσμών

Ακολουθούν τα σημεία που διαφοροποιούν μεταξύ των τριών τύπων ισχυρών ή πρωτογενών ομολόγων:

1. Μπορούν να ειπωθούν ομοιοπολικοί δεσμοί όταν υπάρχει η ισχυρή ηλεκτροστατική δύναμη των ενδιαφερόντων μεταξύ δύο θετικά φορτισμένων πυρήνων και του κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων. Ενώ οι μεταλλικοί δεσμοί έχουν την ισχυρή ηλεκτροστατική δύναμη των ενδιαφερόντων μεταξύ του κατιόντος ή των ατόμων και των μετατοπισμένων ηλεκτρονίων στη γεωμετρική διάταξη των δύο μετάλλων. Όταν υπάρχει η ισχυρή ηλεκτροστατική δύναμη έλξης μεταξύ ενός κατιόντος και ενός ανιόντος (δύο αντίθετα φορτισμένα ιόντα) στοιχείων ονομάζεται ιονικός δεσμός και σχηματίζεται μεταξύ ενός μετάλλου και ενός μη-μετάλλου.
2. Ο ομοιοπολικός δεσμός υπάρχει ως στερεά, υγρά και αέρια, μεταλλικοί δεσμοί και ιονικοί δεσμοί υπάρχουν μόνο στη στερεά κατάσταση.
3. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί συμβαίνουν μεταξύ δύο μη-μετάλλων, οι μεταλλικοί δεσμοί είναι μεταξύ δύο μετάλλων, ενώ ιονικοί παρατηρούνται μεταξύ μη μεταλλικών και μετάλλων.
4. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί περιλαμβάνουν την κατανομή ηλεκτρονίων στο κέλυφος σθένους, οι μεταλλικοί δεσμοί είναι η έλξη μεταξύ των delocalized ηλεκτρονίων που υπάρχουν στο πλέγμα των μετάλλων και οι ιονικοί δεσμοί αναφέρονται ως μεταφορά και αποδοχή των ηλεκτρονίων από το κέλυφος σθένους.
5. Η αγωγιμότητα είναι χαμηλή σε ομοιοπολικούς και ιοντικούς δεσμούς, αν και είναι υψηλοί σε μεταλλικούς δεσμούς.
6. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί δεν είναι πολύ σκληροί, αν και εξαιρέσεις είναι το πυρίτιο, το διαμάντι και ο άνθρακας, ακόμη και οι μεταλλικοί δεσμοί δεν είναι σκληροί, αλλά οι ιονικοί δεσμοί είναι σκληροί, λόγω της κρυσταλλικής φύσης.
7. Τα σημεία τήξης και βρασμού του ομοιοπολικού δεσμού είναι χαμηλά σε αντίθεση με τους μεταλλικούς δεσμούς και τους ιονικούς δεσμούς που έχουν υψηλότερο.
8. Οι μεταλλικοί δεσμοί είναι εύκαμπτοι και όλκιμοι, ενώ οι ομοιοπολικοί δεσμοί και οι ιονικοί δεσμοί είναι μη εύκαμπτοι και μη όμοιοι.
9. Η ενέργεια δέσμευσης είναι υψηλότερη σε ομοιοπολικούς και ιοντικούς δεσμούς από τους μεταλλικούς δεσμούς.
10. Παραδείγματα ομοιοπολικών δεσμών είναι τα διαμάντια, ο άνθρακας, το διοξείδιο του πυριτίου, το αέριο υδρογόνο, το νερό, το αέριο άζωτο κλπ., Ενώ το αργύλιο, ο χρυσός, το νικέλιο, ο χαλκός, ο σίδηρος κλπ. Είναι παραδείγματα μεταλλικών δεσμών και NaCl, BeO, LiF κλπ. είναι τα παραδείγματα των ιοντικών δεσμών.

Ομοιότητες

• Όλοι έχουν την ηλεκτροστατική δύναμη των αξιοθέατων που κάνει τους δεσμούς πιο ισχυρούς.
• Συνδέουν ένα άτομο με άλλο.
• Η σύνδεση μεταξύ των ατόμων οδηγεί σε σχηματισμό μιας σταθερής ένωσης.
• Και οι τρεις τύποι συγκόλλησης αποφέρουν διαφορετικές ιδιότητες, τότε τα αρχικά στοιχεία.

συμπέρασμα

Σε αυτό το περιεχόμενο, μελετήσαμε τους διάφορους τύπους ισχυρών δεσμών και τις διάφορες ιδιότητές τους, με τους οποίους διαφέρουν μεταξύ τους. Αν και έχουν κάποιες ομοιότητες επίσης. Η μελέτη αυτών των δεσμών είναι απαραίτητη για την αναγνώρισή τους και μπορεί να τις χρησιμοποιήσει προσεκτικά και όπου χρειάζεται.