Kovalent binding oppstår mellom de to ikke-metaller, metallisk binding oppstår mellom to metaller og den ioniske bindingen oppstår mellom metallet og ikke-metallet. Kovalent binding innebærer deling av elektroner, mens metalliske bindinger har sterke attraksjoner og ioniske bindinger innebærer overføring og aksept av elektroner fra valensskallet.
Atomenes vedheftende egenskap for å ordne seg i et mest mulig stabilt mønster ved å fylle deres ytterste elektroner i bane. Denne foreningen av atomer danner molekyler, ioner eller krystaller og blir referert til som kjemisk binding.
Det er to kategorier av kjemisk binding på grunn av deres styrke, dette er primære eller sterke bindinger og sekundære eller svake bindinger. Primære bindinger er kovalente, metalliske og ioniske bindinger, mens sekundære bindinger er dipol-dipol-interaksjoner, hydrogenbindinger, etc.
Etter innføringen av kvantemekanikk og elektronene, ble ideen om den kjemiske bindingen presentert i løpet av 1900-tallet. Med diskusjonen om den kjemiske bindingen kan man få kunnskap om molekylet. Molekylene er den minste enheten av forbindelsen og gir informasjon angående forbindelsene.
På veien for å fremheve forskjellen mellom de tre typer obligasjoner, vil vi gjennomgå om deres art sammen med en kort beskrivelse.
Sammenligningstabell
| Grunnlag for sammenligning | Kovalent binding | Metallisk obligasjon | Ionic Bond |
|---|---|---|---|
| Betydning | Når det er en sterk elektrostatisk kraft av attraksjoner mellom to positivt ladede kjerner og det delte elektronparet kalles den kovalente bindingen. | Når det er den sterke elektrostatiske kraften til attraksjoner mellom kation eller atomer og de delokaliserte elektronene i det geometriske arrangementet av de to metallene, kalles det en metallisk binding. | Når det er en sterk elektrostatisk tiltrekningskraft mellom et kation og et anion (to motsatt ladede ioner) av elementer, kalles den ioniske bindingen. Denne bindingen dannes mellom et metall og et ikke-metall. |
| Eksistens | Eksisterer som faste stoffer, væsker og gasser. | Eksisterer bare i solid tilstand. | De finnes også bare i fast tilstand. |
| Oppstår mellom kl | Mellom to ikke-metaller. | Mellom to metaller. | Ikke-metall og metall. |
| Involverer | Deling av elektroner i valensskallet. | Attraksjonen mellom de delokaliserte elektronene som er til stede i metallgitteret. | Overføring og aksept av elektroner fra valensskallet. |
| ledningsevne | Svært lav ledningsevne. | Høy termisk og elektrisk ledningsevne. | Lav ledningsevne. |
| hardhet | Disse er ikke veldig harde, selv om unntak er silisium, diamant og karbon. | Dette er ikke vanskelig. | Disse er harde på grunn av den krystallinske naturen. |
| Smelte- og kokepunkter | Lav. | Høy. | Høyere. |
| Formbarhet og duktilitet | Disse er ikke-formbare og ikke-duktile. | Metalliske bindinger er formbare og smidige. | Ioniske bindinger er også ikke-formbare og ikke-duktile. |
| Knytte bånd | De er retningsbåndet. | Bindingen er ikke-retningsbestemt. | Ikke-retnings. |
| Bond energi | Høyere enn den metalliske bindingen. | Lavere enn de to andre bindingen. | Høyere enn den metalliske bindingen. |
| elektro | Polart kovalent: 0, 5-1, 7; Ikke-polare <0, 5. | Ikke tilgjengelig. | > 1, 7. |
| eksempler | Diamant, karbon, silika, hydrogengass, vann, nitrogengass, etc. | Sølv, gull, nikkel, kobber, jern, etc. | NaCl, BeO, LiF, etc. |
Definisjon kovalente obligasjoner
Den kovalente bindingen blir observert i et element som ligger til høyre for det periodiske systemet som er ikke-metaller. Kovalente bindinger innebærer deling av elektronene mellom atomene. Paringen av det delte elektronet produserer en ny bane rundt kjernene i begge atomene referert til som molekyl.
Det er sterke elektrostatiske attraksjoner mellom de to kjernene i et atom og bindingen dannes når den totale energien mens bindingen er lavere enn energien som var tidligere som individuelle atomer eller nærliggende elektronegative verdier.
De kovalente bindingene er også kjent som molekylære bindinger. Nitrogen (N2), hydrogen (H2), vann (H20), ammoniakk (NH3), klor (Cl2), fluor (F2) er noen av eksemplene på forbindelsene som har kovalente bindinger. Deling av elektronene gjør at atomene får den stabile ytre elektronskallkonfigurasjonen.
Det er to typer kovalente bindinger, polare og ikke-polare . Denne inndelingen er på grunnlag av elektronegativitet, da i tilfelle av ikke-polare bindinger atomer deler like antall elektroner ettersom atomene er identiske og har elektronegativitetsforskjellen mindre enn 0, 4.
For eksempel er vann som har formelen som H2O, i denne er den kovalente bindingen mellom hvert hydrogen og oksygenmolekyler, der to elektroner er delt mellom hydrogen og oksygen, en fra hver.
Som et hydrogenmolekyl inneholder H2 to hydrogenatom som er koblet av den kovalente bindingen med oksygen. Dette er de attraktive kreftene mellom atomene som forekommer i den ytre mest bane rundt elektronene.
Definisjon av metalliske obligasjoner
Den kjemiske typen som dannes mellom metaller, metalloider og legeringer. Bindingen dannes mellom de positivt ladede atomene, der delingen av elektroner skjer i strukturen til kationer. Dette regnes som gode ledere av varme og strøm.
I denne typen beveger valenselektronene seg kontinuerlig fra det ene atomet til det andre, da det ytterste skallet av elektroner fra hvert metallatom overlapper de nærliggende atomene. Så vi kan si at i metall, valenselektronene kontinuerlig beveger seg uavhengig fra et sted til et annet gjennom hele rommet.
På grunn av tilstedeværelsen av de delokaliserte eller frieelektronene til valenselektronene, kom Paul Drude med navnet " hav av elektroner " i 1900. Metallens forskjellige karakteristiske egenskaper er; de har høye smelte- og kokepunkter, de er formbare og smidige, gode ledere av strømmen, sterke metalliske bindinger og lav flyktighet.
Definisjon av Ionic Bonds
Ioniske bindinger er definert som bindingene mellom det positive ionet og det negative ionet, med den sterke elektrostatiske tiltrekningskraften . Ioniske bindinger kalles også som elektrovalent binding. Atomet som får eller mister en eller flere elektroner kalles et ion. Atomet som mister elektronene oppnår den positive ladningen og er kjent som det positive ionet, mens atomet som får elektronene oppnår den negative ladningen og kalles det negative ionet.
I denne typen binding tiltrekkes de positive ionene mot de negative ionene, og de negative ionene tiltrekkes mot de positive ionene. Så vi kan si at motsatte ioner tiltrekker hverandre og at ioner frastøter. Så de motsatte ionene tiltrekker hverandre og lager den ioniske bindingen på grunn av tilstedeværelsen av en elektrostatisk tiltrekningskraft mellom ionene.
Metallene i den ytre bane har bare noen få elektroner, og ved å miste slike elektroner oppnår metallet den edle gasskonfigurasjonen og tilfredsstiller således oktettregelen. Men på den annen side har valensskallet til ikke-metaller bare 8 elektroner og derfor ved å godta elektronene oppnår de edelgasskonfigurasjon. Den totale nettoladningen i den ioniske bindingen må være null . Aksepteringen eller donasjonen av elektronene kan være mer enn 1 for å tilfredsstille oktettregelen.
La oss ta det utbredte eksemplet på natriumklorid (NaCl), der den ytterste bane til natrium har ett elektron, mens klor har syv elektroner i det ytterste skallet.
Så, klor trenger bare ett elektron for å fullføre oktetten. Når de to atomene (Na og Cl) er plassert nær hverandre, donerer natriumet elektronet sitt til klor. Ved å miste ett elektron blir således natrium positivt ladet og ved å akseptere ett elektron blir klor negativt ladet og blir kloridion.
Viktige forskjeller mellom kovalente, metalliske og ioniske obligasjoner
Nedenfor er poengene som skiller mellom de tre typene sterke eller primære obligasjoner:
- Kovalente bindinger kan sies når det er den sterke elektrostatiske kraften i attraksjoner mellom to positivt ladede kjerner og det delte elektronparet. Mens metalliske bindinger har den sterke elektrostatiske kraften av attraksjoner mellom kation eller atomer og de delokaliserte elektronene i det geometriske arrangementet av de to metallene. Når det er den sterke elektrostatiske tiltrekningskraften mellom et kation og et anion (to motsatt ladede ioner) av elementer, kalles det ionisk binding og dannes mellom et metall og et ikke-metall.
- Kovalent binding eksisterer som faste stoffer, væsker og gasser, metalliske bindinger og ioniske bindinger eksisterer bare i fast tilstand.
- Kovalente bindinger oppstår mellom to ikke-metaller, metalliske bindinger er mellom to metaller, mens ioniske blir observert mellom ikke-metall og metall.
- Kovalente bindinger involverer deling av elektroner i valensskallet, metalliske bindinger er tiltrekningen mellom de delokaliserte elektronene som er til stede i gitteret til metallene, og ioniske bindinger blir referert til som overføring og aksept av elektroner fra valensskallet.
- Konduktiviteten er lav i kovalente og ioniske bindinger, men høy i metalliske bindinger.
- Kovalente bindinger er ikke veldig harde, selv om unntak er silisium, diamant og karbon, selv de metalliske bindinger er ikke harde, men ioniske bindinger er harde på grunn av den krystallinske natur.
- Smelte- og kokepunktene for den kovalente bindingen er lave i motsetning til de metalliske bindinger og ionebindinger som har høyere.
- Metalliske bindinger er formbare og duktile, mens kovalente bindinger og ionebindinger er ikke-formbare og ikke-duktile.
- Bindingsenergi er høyere i kovalente og ionebindinger enn metallbindingene.
- Eksempler på kovalente bindinger er diamant, karbon, silika, hydrogengass, vann, nitrogengass, etc., mens sølv, gull, nikkel, kobber, jern, etc. er eksempler på metallbindingene og NaCl, BeO, LiF, etc. er eksemplene på ionebindingene.
likheter
- De har alle den elektrostatiske kraften til attraksjoner som gjør bindingene sterkere.
- De kobler ett atom til et annet.
- Bindingen mellom atomene resulterer i dannelse av en stabil forbindelse.
- Alle tre typer liming gir forskjellige egenskaper, deretter de originale elementene.
Konklusjon
I dette innholdet studerte vi de forskjellige typene sterke bindinger og deres forskjellige egenskaper som de varierer fra hverandre. Selv om de også har visse likheter. Studiet av disse obligasjonene er viktig for å identifisere dem og kan bruke dem nøye og hvor det er nødvendig.
