Kovalent binding forekommer mellem de to ikke-metaller, metallisk binding forekommer mellem to metaller, og den ioniske binding forekommer mellem metallet og det ikke-metal. Kovalent binding involverer deling af elektroner, mens metalliske bindinger har stærke attraktioner, og ioniske bindinger involverer overførsel og accept af elektroner fra valensskallen.
Atomets klæbende egenskaber for at arrangere sig selv i et mest stabilt mønster ved at udfylde deres yderste elektroner bane. Denne forening af atomer danner molekyler, ioner eller krystaller og kaldes kemisk binding.
Der er to kategorier af kemisk binding på baggrund af deres styrke, dette er primære eller stærke bindinger og sekundære eller svage bindinger. Primære bindinger er kovalente, metalliske og ioniske bindinger, hvorimod sekundære bindinger er dipol-dipolinteraktioner, hydrogenbindinger osv.
Efter introduktionen af kvantemekanik og elektronerne blev ideen om den kemiske binding fremkommet i løbet af det 20. århundrede. Med diskussionen om den kemiske binding kan man få kendskab til molekylet. Molekylerne er den mindste enhed af forbindelsen og giver information om forbindelserne.
På vejen til at fremhæve forskellen mellem de tre typer obligationer vil vi gennemgå deres art sammen med en kort beskrivelse.
Sammenligningstabel
| Grundlag for sammenligning | Kovalent binding | Metallisk obligation | Ionic Bond |
|---|---|---|---|
| Betyder | Når der er en stærk elektrostatisk kraft af attraktioner mellem to positivt ladede kerner og det delte elektronpar, kaldes den kovalente binding. | Når der er den stærke elektrostatiske kraft af attraktioner mellem kation eller atomer og de delokaliserede elektroner i det geometriske arrangement af de to metaller, kaldes en metallisk binding. | Når der er en stærk elektrostatisk tiltrækningskraft mellem en kation og en anion (to modsat ladede ioner) af elementer kaldes den ioniske binding. Denne binding dannes mellem et metal og et ikke-metal. |
| eksistens | Eksisterer som faste stoffer, væsker og gasser. | Eksisterer kun i fast tilstand. | De findes også kun i fast tilstand. |
| Findes mellem | Mellem to ikke-metaller. | Mellem to metaller. | Ikke-metal og metal. |
| involverer | Deling af elektroner i valensskallen. | Tiltrækningen mellem de delokaliserede elektroner, der findes i metalgitteret. | Overførsel og accept af elektroner fra valensskallen. |
| Ledningsevne | Meget lav ledningsevne. | Høj termisk og elektrisk ledningsevne. | Lav ledningsevne. |
| Hårdhed | Disse er ikke meget hårde, selvom undtagelser er silicium, diamant og kulstof. | Disse er ikke svære. | Disse er hårde på grund af den krystallinske natur. |
| Smelte- og kogepunkter | Lav. | Høj. | Højere. |
| Formbarhed og duktilitet | Disse er ikke-formbare og ikke-duktile. | Metalliske obligationer er formbare og duktile. | Ioniske bindinger er også ikke-formbare og ikke-duktile. |
| Bånd | De er retningsbåndet. | Bindingen er ikke-retningsbestemt. | Ikke-retningsbestemt. |
| Bond energi | Højere end den metalliske binding. | Lavere end de to andre bindinger. | Højere end den metalliske binding. |
| elektronegativitet | Polært kovalent: 0, 5-1, 7; Upolært <0, 5. | Ikke tilgængelig. | > 1.7. |
| eksempler | Diamant, kulstof, silica, brintgas, vand, nitrogengas osv. | Sølv, guld, nikkel, kobber, jern osv. | NaCl, BeO, LiF osv. |
Definition kovalente obligationer
Den kovalente binding observeres i et element, der ligger til højre for den periodiske tabel, der er ikke-metaller. Kovalente bindinger involverer delingen af elektronerne mellem atomerne. Parringen af det delte elektron producerer en ny bane omkring kernerne i begge atomer, der omtales som molekyle.
Der er stærke elektrostatiske attraktioner mellem de to kerner i et atom, og bindingen dannes, når den samlede energi, mens binding er lavere, end energien, der tidligere var som individuelle atomer eller nærliggende elektronegative værdier.
De kovalente bindinger er også kendt som molekylære bindinger. Nitrogen (N2), hydrogen (H2), vand (H20), ammoniak (NH3), chlor (Cl2), fluor (F2) er nogle af eksemplerne på forbindelserne med kovalente bindinger. Deling af elektroner tillader atomer at opnå den stabile ydre elektronskalkonfiguration.
Der er to typer kovalente bindinger, polære og ikke-polære . Denne opdeling er på grundlag af elektronegativitet, da atomerne har ikke-polære bindinger det samme antal elektroner, da atomerne er identiske og har elektronegativitetsforskellen mindre end 0, 4.
F.eks. Er vand med formlen som H2O, i denne er den kovalente binding mellem hvert hydrogen- og iltmolekyl, hvor to elektroner deles mellem hydrogen og ilt, en fra hver.
Som et brintmolekyle indeholder H2 to hydrogenatom, som er forbundet med den kovalente binding med ilt. Dette er de attraktive kræfter mellem atomerne, der forekommer i den ydre mest bane om elektronerne.
Definition af metalliske obligationer
Den type kemiske binding, der dannes mellem metaller, metalloider og legeringer. Bindingen dannes mellem de positivt ladede atomer, hvor delingen af elektroner finder sted i strukturer af kationer. Disse betragtes som gode ledere af varme og elektricitet.
I denne type bevæger valenselektronerne sig kontinuerligt fra et atom til et andet, da den yderste skal af elektroner fra hvert metalatomer overlapper de tilstødende atomer. Så vi kan sige, at i metallet bevæges valenselektronerne kontinuerligt uafhængigt fra et sted til et andet gennem hele rummet.
På grund af tilstedeværelsen af de delokaliserede eller fritelektroner af valenselektronerne, kom Paul Drude med navnet " hav af elektroner " i 1900. Metallernes forskellige egenskaber er; de har høje smelte- og kogepunkter, de er formbare og duktile, gode ledere af elektriciteten, stærke metalliske bindinger og lav flygtighed.
Definition af ioniske obligationer
Ioniske bindinger er defineret som bindingerne mellem den positive ion og den negative ion med den stærke elektrostatiske tiltrækningskraft . Ioniske bindinger kaldes også som elektrovalent binding. Atomet der vinder eller mister en eller flere elektroner kaldes en ion. Atomet, der mister elektronerne, opnår den positive ladning og er kendt som den positive ion, mens det atom, der vinder elektronerne, når den negative ladning og kaldes den negative ion.
I denne type binding tiltrækkes de positive ioner mod de negative ioner, og de negative ioner tiltrækkes mod de positive ioner. Så vi kan sige, at modsatte ioner tiltrækker hinanden og som ioner frastøder. Så de modsatte ioner tiltrækker hinanden og skaber den ioniske binding på grund af tilstedeværelsen af en elektrostatisk tiltrækningskraft mellem ionerne.
Metallerne i den yderste mest bane har kun få elektroner, og derfor mister metallet den ædelgaskonfiguration ved at miste sådanne elektroner og således tilfredsstille octetreglen. Men på den anden side har valensskallen af ikke-metaller kun 8 elektroner, og derfor ved at acceptere elektronerne opnår de ædelgaskonfiguration. Den samlede nettoladning i den ioniske binding skal være nul . Accept eller donation af elektronerne kan være mere end 1 for at tilfredsstille octetreglen.
Lad os tage det fremherskende eksempel på natriumchlorid (NaCl), hvor den yderste bane af natrium har et elektron, mens klor har syv elektroner i den yderste skal.
Så klor har kun brug for en elektron for at fuldføre sin oktet. Når de to atomer (Na og Cl) anbringes tæt på hinanden, donerer natrium dets elektron til klor. Ved at miste et elektron bliver natrium positivt ladet, og ved at acceptere et elektron bliver chlor negativt ladet og bliver chloridion.
Vigtige forskelle mellem kovalente, metalliske og ioniske obligationer
Nedenfor er de punkter, der adskiller mellem de tre typer stærke eller primære obligationer:
- Kovalente bindinger kan siges, når der er den stærke elektrostatiske kraft af attraktioner mellem to positivt ladede kerner og det delte elektronpar. Mens metalliske bindinger har den stærke elektrostatiske kraft af attraktioner mellem kation eller atomer og de delokaliserede elektroner i det geometriske arrangement af de to metaller. Når der er den stærke elektrostatiske tiltrækningskraft mellem en kation og en anion (to modsat ladede ioner) af elementer kaldes ionisk binding og dannes mellem et metal og et ikke-metal.
- Kovalent binding findes som faste stoffer, væsker og gasser, metalliske bindinger og ioniske bindinger findes kun i fast tilstand.
- Kovalente bindinger forekommer mellem to ikke-metaller, metalliske bindinger er mellem to metaller, mens ioniske observeres mellem ikke-metal og metal.
- Kovalente bindinger involverer deling af elektroner i valensskallen, metalliske bindinger er tiltrækningen mellem de delokaliserede elektroner, der er til stede i gitteret af metallerne, og ioniske bindinger kaldes overførsel og accept af elektroner fra valensskallen.
- Konduktiviteten er lav i kovalente og ioniske bindinger, skønt den er høj i metalliske bindinger.
- Kovalente bindinger er ikke særlig hårde, selvom undtagelser er silicium, diamant og carbon, selv de metalliske bindinger er ikke hårde, men ioniske bindinger er hårde på grund af den krystallinske karakter.
- Smelte- og kogepunkter for den kovalente binding er lave i modsætning til de metalliske bindinger og ioniske bindinger, der har højere.
- Metalliske bindinger er formbare og duktile, mens kovalente bindinger og ioniske bindinger er ikke-formbare og ikke-duktile.
- Bindingsenergi er højere i kovalente og ioniske bindinger end de metalliske bindinger.
- Eksempler på kovalente bindinger er diamant, carbon, silica, hydrogengas, vand, nitrogengas osv., Hvorimod sølv, guld, nikkel, kobber, jern osv. Er eksempler på de metalliske bindinger og NaCl, BeO, LiF osv. er eksemplerne på de ioniske bindinger.
ligheder
- De har alle den elektrostatiske kraft af attraktioner, der gør bindingerne stærkere.
- De forbinder et atom til et andet.
- Bindingen mellem atomerne resulterer i dannelse af en stabil forbindelse.
- Alle tre typer limning giver forskellige egenskaber, derefter de originale elementer.
Konklusion
I dette indhold studerede vi de forskellige typer stærke bindinger og deres forskellige egenskaber, som de varierer fra hinanden. Selvom de også har visse ligheder. Undersøgelsen af disse bindinger er vigtig for at identificere dem og kan bruge dem omhyggeligt og hvor det er nødvendigt.
