Starp diviem nemetāliem notiek kovalenta saite, starp diviem metāliem rodas metāliska saite, un starp metālu un nemetālu rodas jonu saite . Kovalentā saite ietver elektronu dalīšanos, savukārt metāliskajām saitēm ir spēcīgas atrakcijas, un jonu saites ir saistītas ar elektronu pārvietošanu un pieņemšanu no valences apvalka.
Atoma pielipušais īpašums, lai sakārtotos stabilākajā modelī, piepildot to attālākos elektronus. Šī atomu asociācija veido molekulas, jonus vai kristālus, un to sauc par ķīmisko savienojumu.
Ir divu kategoriju ķīmiskās saites, ņemot vērā to stiprību, tās ir primārās vai stiprās saites un sekundārās vai vājās saites. Primārās saites ir kovalentās, metāliskās un jonu saites, turpretī sekundārās saites ir dipola-dipola mijiedarbība, ūdeņraža saites utt.
Pēc kvantu mehānikas un elektronu ieviešanas 20. gadsimtā tika izvirzīta ideja par ķīmisko savienošanu. Ar diskusiju par ķīmisko savienošanu var iegūt zināšanas par molekulu. Molekulas ir mazākā savienojuma vienība, un tās sniedz informāciju par savienojumiem.
Lai izceltu atšķirību starp trim obligāciju veidiem, mēs īsumā aprakstīsim to raksturu.
Salīdzināšanas tabula
| Salīdzināšanas pamats | Kovalentā obligācija | Metāliskā obligācija | Jonu Bonds |
|---|---|---|---|
| Nozīme | Kad starp diviem pozitīvi uzlādētiem kodoliem un dalītu elektronu pāri ir spēcīgs elektrostatiskais pievilcības spēks, to sauc par kovalento saiti. | Ja starp katjonu vai atomiem un delokalizētiem elektroniem divu metālu ģeometriskajā izvietojumā ir spēcīgs pievilcības elektrostatiskais spēks, to sauc par metālisko saiti. | Ja starp katjonu un elementu anjonu (diviem pretēji lādētiem joniem) ir spēcīgs elektrostatiskais pievilkšanās spēks, to sauc par jonu saiti. Šī saite veidojas starp metālu un nemetālu. |
| Esamība | Pastāv kā cietas vielas, šķidrumi un gāzes. | Pastāv tikai cietā stāvoklī. | Tie pastāv arī tikai cietā stāvoklī. |
| Notiek starp | Starp diviem nemetāliem. | Starp diviem metāliem. | Nemetāls un metāls. |
| Iesaistās | Elektronu dalīšana valences apvalkā. | Piesaiste starp delokalizētiem elektroniem, kas atrodas metālu režģī. | Elektronu pārnešana un pieņemšana no valences apvalka. |
| Vadītspēja | Ļoti zema vadītspēja. | Augsta siltuma un elektrības vadītspēja. | Zema vadītspēja. |
| Cietība | Tie nav ļoti grūti, lai gan izņēmumi ir silīcijs, dimants un ogleklis. | Tie nav grūti. | Tie ir grūti kristāliskā rakstura dēļ. |
| Kušanas un vārīšanās punkti | Zems. | Augsts. | Augstāks. |
| Kaļamība un elastība | Tie nav kaļami un nav kaļami. | Metāla saites ir kaļamas un kaļamas. | Jonu saites arī nav kaļamas un nav kaļamas. |
| Bonds | Tās ir virziena saites. | Saite ir bez virziena. | Bez virziena. |
| Obligācijas enerģija | Augstāka par metālisko saiti. | Zemāka par divām citām saitēm. | Augstāka par metālisko saiti. |
| Elektronegativitāte | Polārā kovalence: 0, 5-1, 7; Nepolārs <0, 5. | Nav pieejams. | > 1, 7. |
| Piemēri | Dimants, ogleklis, silīcija dioksīds, ūdeņraža gāze, ūdens, slāpekļa gāze utt. | Sudrabs, zelts, niķelis, varš, dzelzs utt. | NaCl, BeO, LiF utt. |
Kovalento obligāciju definīcija
Kovalento saiti novēro elementā, kas atrodas pa labi no periodiskās tabulas, kas nav metāli. Kovalentās saites ietver elektronu dalīšanos starp atomiem. Sadalītā elektrona savienošana pārī rada jaunu orbītu ap abu atomu kodoliem, ko dēvē par molekulu.
Starp diviem atoma kodoliem ir spēcīgas elektrostatiskas atrakcijas, un saite veidojas, kad kopējā enerģija, kamēr saite ir zemāka, nekā enerģija, kas agrāk bija kā atsevišķi atomi vai tuvumā esošās elektronegatīvās vērtības.
Kovalentās saites tiek sauktas arī par molekulārajām saitēm. Slāpeklis (N2), ūdeņradis (H2), ūdens (H2O), amonjaks (NH3), hlors (Cl2), fluors (F2) ir daži no savienojumu piemēriem ar kovalentām saitēm. Elektronu dalīšana ļauj atomiem iegūt stabilu ārējo elektronu apvalka konfigurāciju.
Pastāv divu veidu kovalentās saites: polārā un nepolārā . Šis dalījums notiek, pamatojoties uz elektronegativitāti, jo nepolāru saišu gadījumā atomiem ir vienāds elektronu skaits, jo atomi ir identiski un to elektronegativitātes starpība ir mazāka par 0, 4.
Piemēram, ūdenim, kura formula ir H2O, šajā gadījumā kovalentā saite atrodas starp katru ūdeņraža un skābekļa molekulu, kur divi ūdeņi ir sadalīti starp ūdeņradi un skābekli, pa vienam no katra.
Kā ūdeņraža molekula H2 satur divus ūdeņraža atomus, kurus kovalentā saite savieno ar skābekli. Tie ir pievilcīgie spēki starp atomiem, kas rodas elektronu lielākajā orbītā.
Metālisko saišu definīcija
Ķīmiskās saites veids, kas veidojas starp metāliem, metalloīdiem un sakausējumiem. Saikne veidojas starp pozitīvi lādētiem atomiem, kur elektronu dalīšanās notiek katjonu struktūrās. Tie tiek uzskatīti par labiem siltuma un elektrības vadītājiem.
Šāda veida valences elektroni nepārtraukti pārvietojas no viena atoma uz otru, jo katra metāla atoma elektronu ārējais apvalks pārklājas ar blakus esošajiem atomiem. Tātad mēs varam teikt, ka metālā valences elektroni nepārtraukti neatkarīgi pārvietojas no vienas vietas uz otru visā telpā.
Sakarā ar valences elektronu delokalizēto vai brīvo elektronu klātbūtni, Pols Drude 1900. gadā nāca klajā ar nosaukumu “ elektronu jūra ”. Metālu dažādās raksturīgās īpašības ir; tiem ir augsta kušanas un viršanas temperatūra, tie ir kaļami un kaļami, tiem ir labi elektrības vadītāji, spēcīgas metāliskas saites un zema nepastāvība.
Jonu saišu definīcija
Jonu saites definē kā saites starp pozitīvo jonu un negatīvo jonu, kam ir spēcīgs elektrostatiskais pievilkšanas spēks . Jonu saites tiek sauktas arī par elektrovalento saiti. Atomu, kas iegūst vai zaudē vienu vai vairākus elektronus, sauc par jonu. Atoms, kas zaudē elektronus, sasniedz pozitīvo lādiņu un tiek dēvēts par pozitīvo jonu, savukārt atoms, kas iegūst elektronus, sasniedz negatīvo lādiņu un tiek saukts par negatīvo jonu.
Šāda veida savienošanā pozitīvie joni tiek piesaistīti negatīvajiem joniem, un negatīvie joni tiek piesaistīti pozitīvajiem joniem. Tātad mēs varam teikt, ka pretējie joni piesaista viens otru un, piemēram, joni atgrūž. Tātad pretējie joni piesaista viens otru un veido jonu saiti, pateicoties jonu elektrostatiskajam pievilkšanās spēkam.
Metāliem ārējā orbītas lielākajā daļā ir tikai daži elektroni, tāpēc, zaudējot šādus elektronus, metāls iegūst cēlgāzes konfigurāciju un tādējādi izpilda okteta likumu. Bet, no otras puses, nemetālu valences apvalkā ir tikai 8 elektroni, un tāpēc, pieņemot elektronus, tie iegūst cēlgāzes konfigurāciju. Kopējai neto lādiņai jonu saitē jābūt nullei . Elektronu pieņemšana vai ziedošana var būt lielāka par 1, lai izpildītu okteta noteikumu.
Ņemsim izplatītu nātrija hlorīda (NaCl) piemēru, kur nātrija ārējā orbītā ir viens elektrons, bet hlora ārējā apvalkā ir septiņi elektroni.
Tātad hloram ir nepieciešams tikai viens elektrons, lai pabeigtu savu oktetu. Kad abi atomi (Na un Cl) ir novietoti tuvu viens otram, nātrijs savu elektronu ziedo hloram. Tādējādi, zaudējot vienu elektronu, nātrijs kļūst pozitīvi lādēts un, pieņemot vienu elektronu, hlors kļūst negatīvi lādēts un kļūst par hlorīda jonu.
Galvenās atšķirības starp kovalentajām, metāliskajām un jonu saitēm
Zemāk ir norādīti punkti, kas atšķir trīs spēcīgo vai primāro obligāciju veidus:
- Par kovalentajām saitēm var teikt, ja starp diviem pozitīvi lādētiem kodoliem un dalītu elektronu pāri ir spēcīgs pievilcību elektrostatiskais spēks. Kamēr metāliskajām saitēm ir spēcīgs elektrostatiskais pievilcības spēks starp katjonu vai atomiem un delokalizētajiem elektroniem divu metālu ģeometriskajā izvietojumā. Kad starp katjonu un elementu anjonu (diviem pretēji lādētiem joniem) ir spēcīgs elektrostatiskais pievilkšanās spēks, to sauc par jonu saiti un veidojas starp metālu un nemetālu.
- Kovalentā saikne pastāv, jo cietās vielas, šķidrumi un gāzes, metāliskās un jonu saites pastāv tikai cietā stāvoklī.
- Kovalentās saites notiek starp diviem nemetāliem, metāliskās saites ir starp diviem metāliem, bet jonu novēro starp nemetālu un metālu.
- Kovalentās saites ietver elektronu dalīšanos valences apvalkā, metāliskās saites ir pievilcība starp delokalizētajiem elektroniem, kas atrodas metālu režģī, un jonu saites tiek sauktas par elektronu pārvietošanu un pieņemšanu no valences apvalka.
- Kovalento un jonu saišu vadītspēja ir zema, lai arī augsta metāla savienojumu vadītspēja .
- Kovalentās saites nav ļoti cietas, lai arī izņēmumi ir silīcijs, dimants un ogleklis, pat metāliskās saites nav cietas, bet jonu saites ir cietas kristāliskā rakstura dēļ.
- Kovalentās saites kušanas un viršanas temperatūra ir zema, atšķirībā no metāliskajām un jonu saitēm, kurām ir augstāka.
- Metāliskās saites ir kaļamas un kaļamas, savukārt kovalentās un jonu saites nav kaļamas un nav kaļamas.
- Savienojumu enerģija ir augstāka kovalentās un jonu saitēs nekā metāliskās saites.
- Kovalento saišu piemēri ir dimants, ogleklis, silīcija dioksīds, ūdeņraža gāze, ūdens, slāpekļa gāze utt., Savukārt sudrabs, zelts, niķelis, varš, dzelzs utt. Ir metālisko saišu piemēri un NaCl, BeO, LiF utt. ir jonu saišu piemēri.
Līdzības
- Viņiem visiem ir pievilcību elektrostatiskais spēks, kas padara saites stiprākas.
- Viņi savieno vienu atomu ar citu.
- Saistot atomus, iegūst stabilu savienojumu.
- Visiem trim līmēšanas veidiem ir atšķirīgas īpašības, pēc tam oriģinālie elementi.
Secinājums
Šajā saturā mēs pētījām dažāda veida stiprās saites un to dažādās īpašības, ar kurām tās atšķiras viena no otras. Lai arī viņiem ir arī zināmas līdzības. Šo saišu izpēte ir būtiska, lai tos identificētu, un tos var uzmanīgi un visur, kur nepieciešams.
