Hvad er forskellene mellem molekylære bindinger og ioniske bindinger?

molekylære bindinger (kovalente bindinger)

* dannelse: Atomer deler elektroner for at opnå en stabil elektronkonfiguration (normalt en fuld ydre skal).

* Elektronegativitet: Involverede atomer har lignende elektronegativiteter (tiltrækning for elektroner). Forskellen i elektronegativitet er lille, normalt mindre end 1,7.

* limningstype: Deling af elektroner.

* resulterende forbindelser: Normalt danner molekyler (diskrete enheder), ofte gasser eller væsker ved stuetemperatur.

* egenskaber:

* lavere smeltnings- og kogepunkter: Fordi obligationerne er svagere, er der behov for mindre energi for at bryde dem.

* Typisk ikke-ledende: Elektroner er lokaliseret i molekylet, ikke fri til at bevæge sig.

* kan være polær eller ikke-polær: Afhænger af symmetrien af ​​molekylet og elektronegativitetsforskellen mellem atomerne.

Eksempler:

* Vand (H₂O) - Brint- og iltatomerne deler elektroner.

* Methan (CH₄) - Carbon- og hydrogenatomer deler elektroner.

ioniske bindinger

* dannelse: Et atom (typisk et metal) mister en eller flere elektroner og bliver en positivt ladet ion (kation). Et andet atom (typisk et ikke-metal) får disse elektroner og bliver en negativt ladet ion (anion). Modsatte afgifter tiltrækker og danner obligationen.

* Elektronegativitet: Involverede atomer har signifikant forskellige elektronegativiteter. Forskellen i elektronegativitet er typisk større end 1,7.

* limningstype: Elektrostatisk tiltrækning mellem modsat ladede ioner.

* resulterende forbindelser: Formioniske forbindelser (salte), ofte krystallinske faste stoffer ved stuetemperatur.

* egenskaber:

* høje smelte- og kogepunkter: Stærke elektrostatiske kræfter kræver en masse energi for at bryde.

* ledende, når det er opløst eller smeltet: Frie ioner kan bære elektrisk strøm.

* ofte sprødt: Den stive struktur kan let brud.

Eksempler:

* Natriumchlorid (NaCl) - Natrium mister et elektron for at blive Na⁺, mens klor får et elektron til at blive Cl⁻.

* Magnesiumoxid (MGO) - Magnesium mister to elektroner til at blive Mg²⁺, og ilt får to elektroner til at blive O²⁻.

Nøglepunkt: Klassificeringen af ​​en binding som rent ionisk eller kovalent er ofte en forenkling. Mange obligationer har karakteristika for begge. Udtrykket "polær kovalent" bruges, når der er en ujævn deling af elektroner, hvilket fører til en lidt positiv og lidt negativ ende af molekylet.