Ιωνικός δεσμός εναντίον ομοιοπολικού δεσμού

Artículo revisado y aprobado por nuestro equipo editorial, siguiendo los criterios de redacción y edición de YuBrain.


Υπάρχουν βασικά τρεις τύποι χημικών δεσμών στη φύση που συγκρατούν άτομα, μόρια και ιόντα μαζί. Αυτοί είναι ο ιονικός δεσμός, ο ομοιοπολικός δεσμός και ο μεταλλικός δεσμός. Από τους τρεις, οι ιοντικοί και ομοιοπολικοί δεσμοί είναι οι πιο συνηθισμένοι και είναι υπεύθυνοι για την ύπαρξη σχεδόν όλων των οργανικών και ανόργανων ουσιών που γνωρίζουμε.

Αυτοί οι δύο δεσμοί είναι πολύ διαφορετικοί και δημιουργούν ιοντικές ενώσεις ή ουσίες και ομοιοπολικές ενώσεις ή ουσίες που έχουν μια σειρά από σημαντικά διαφορετικά χαρακτηριστικά και ιδιότητες.

Αργότερα, θα κάνουμε μια σύγκριση του ιοντικού δεσμού με τον ομοιοπολικό δεσμό, επισημαίνοντας τις πιο σημαντικές διαφορές μεταξύ αυτών των δύο τύπων δεσμών και των χημικών ουσιών που τους διαθέτουν. Ωστόσο, πριν φτάσουμε σε αυτό το σημείο και για να το καταλάβουμε καλύτερα, είναι απαραίτητο να κατανοήσουμε γιατί τα άτομα συνδέονται μεταξύ τους και τι καθορίζει τον τύπο του δεσμού που εμφανίζεται μεταξύ δύο ατόμων.

Γιατί τα άτομα συνδέονται μεταξύ τους;

Η ύπαρξη του χημικού δεσμού έχει να κάνει με τη σταθερότητα των ατόμων και, ειδικότερα, με την ηλεκτρονική τους διαμόρφωση. Αυτό αναφέρεται στον συγκεκριμένο τρόπο με τον οποίο τα ηλεκτρόνια κατανέμονται γύρω από τον πυρήνα ενός ατόμου.

Αποδεικνύεται ότι, όσον αφορά τις διαμορφώσεις ηλεκτρονίων, ορισμένες είναι καλύτερες από άλλες, και μόνο τα στοιχεία της ομάδας των ευγενών αερίων (ομάδα 18 του περιοδικού πίνακα) έχουν αυτό που μπορούμε να ονομάσουμε σταθερή διαμόρφωση ηλεκτρονίων. Αυτή η ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηρίζεται από το ότι τα τροχιακά του φλοιού σθένους s και p είναι πλήρως γεμάτα με 8 ηλεκτρόνια.

Κανένα άλλο στοιχείο στον περιοδικό πίνακα δεν έχει αυτή τη σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση, έτσι τα άλλα άτομα επιδιώκουν να ενωθούν μεταξύ τους για να ικανοποιήσουν την ανάγκη τους να περιβληθούν με 8 και μόνο 8 ηλεκτρόνια σθένους, όπως ακριβώς τα ευγενή αέρια, που προκαλούν τη Χημική δεσμός.

Η ανάγκη να περιβάλετε τον εαυτό σας με 8 ηλεκτρόνια σθένους ονομάζεται κανόνας οκτάδας και υπάρχουν βασικά δύο τρόποι για να το πετύχετε: να εγκαταλείψετε (όταν έχετε πάρα πολλά) ή να αφαιρέσετε (όταν σας λείπουν) ηλεκτρόνια σθένους από ένα άλλο άτομο ή να μοιραστείτε τα ηλεκτρόνια σθένους για αμοιβαία ικανοποίηση της ίδιας ανάγκης. Ανάλογα με την περίπτωση, θα σχηματιστεί ένας ιοντικός ή ένας ομοιοπολικός δεσμός.

ιοντικός δεσμός

Ένας ιοντικός δεσμός είναι ο τύπος του χημικού δεσμού που βρίσκεται σε ιοντικές ενώσεις. Είναι ένας σύνδεσμος που προκύπτει λόγω της δύναμης της ηλεκτροστατικής έλξης που υπάρχει μεταξύ σωματιδίων με αντίθετα φορτία που ονομάζονται ιόντα, και εξ ου και το όνομά του. Τα θετικά φορτισμένα ιόντα ονομάζονται κατιόντα, ενώ τα αρνητικά ονομάζονται ανιόντα.

Σχηματισμός ιοντικού δεσμού μεταξύ χλωρίου και νατρίου για να σχηματιστεί χλωριούχο νάτριο.
Σχηματισμός ιοντικού δεσμού μεταξύ χλωρίου και νατρίου για να σχηματιστεί χλωριούχο νάτριο.

Ένας ιονικός δεσμός σχηματίζεται όταν ένα εξαιρετικά ηλεκτραρνητικό, μη μεταλλικό άτομο αφαιρεί ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια από ένα εξαιρετικά ηλεκτροθετικό άτομο (συνήθως ένα μέταλλο). Όταν συμβεί αυτό, το αμέταλλο μένει με αρνητικό φορτίο, οπότε γίνεται ανιόν, ενώ το μέταλλο μένει με θετικό φορτίο και γίνεται κατιόν. Έχοντας αντίθετα φορτία, αυτά τα ιόντα έλκονται μεταξύ τους, σχηματίζοντας τον ιοντικό δεσμό.

ο ομοιοπολικός δεσμός

Ο ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας τύπος δεσμού που εμφανίζεται κυρίως μεταξύ ατόμων παρόμοιων στοιχείων, σχεδόν πάντα μη μετάλλων. Σε αντίθεση με τον ιοντικό δεσμό, στον ομοιοπολικό δεσμό δεν υπάρχει καθαρή μεταφορά ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο, καθώς αυτό θα βοηθούσε μόνο το ένα άτομο να ολοκληρώσει την οκτάδα, αλλά όχι το άλλο. Αντίθετα, τα άτομα μοιράζονται τα ηλεκτρόνια σθένους τους, μέσω των οποίων καταφέρνουν να ολοκληρώσουν την οκτάδα και των δύο ατόμων ταυτόχρονα.

Το 1-οκτένιο είναι ένα παράδειγμα ένωσης με ομοιοπολικούς δεσμούς.
Το 1-οκτένιο είναι ένα παράδειγμα ένωσης με ομοιοπολικούς δεσμούς.

Διαφορές μεταξύ ιοντικού και ομοιοπολικού δεσμού

Έχει ήδη διευκρινιστεί τι είναι χημικός δεσμός και έχουν οριστεί οι ιοντικοί και ομοιοπολικοί δεσμοί. Τώρα θα αναλύσουμε τις κύριες διαφορές μεταξύ αυτών των δύο τύπων δεσμών και μεταξύ των ενώσεων που τους περιέχουν.

Τύποι στοιχείων που ενώνουν

ιοντικός δεσμός Ομοιοπολικό δεσμό
Πάντα ανάμεσα σε διαφορετικά στοιχεία και επίσης διαφορετικών τύπων. Γενικά, εμφανίζεται μεταξύ μετάλλων και μη μετάλλων. Παράδειγμα: Εμφανίζεται μεταξύ ατόμων του ίδιου στοιχείου ή πολύ όμοιων στοιχείων με παρόμοιες ηλεκτραρνητικότητες. Εμφανίζεται σχεδόν πάντα ανάμεσα σε αμέταλλα και αμέταλλα.

Οι ιοντικοί δεσμοί εμφανίζονται κυρίως μεταξύ μετάλλων και μη. Ο λόγος είναι ότι τα πρώτα έχουν πάντα κάποια ηλεκτρόνια που περισσεύουν σε σύγκριση με τα ευγενή αέρια, ενώ τα μη μέταλλα γενικά στερούνται κάποια ηλεκτρόνια. Για το λόγο αυτό, όταν ένα μέταλλο ενώνεται με ένα αμέταλλο, η μεταφορά μεταξύ των δύο στοιχείων γίνεται έτσι ώστε και τα δύο να ικανοποιούν τον κανόνα της οκτάδας.

Στην περίπτωση του ομοιοπολικού δεσμού, καθώς δύο πανομοιότυπα ή πολύ όμοια άτομα θα έχουν την ίδια ανάγκη να αποκτήσουν ηλεκτρόνια για να ολοκληρώσουν την οκτάδα τους, ο μόνος τρόπος για να επιτευχθεί αυτό είναι μοιράζοντας τα ηλεκτρόνια.

διαφορές ηλεκτραρνητικότητας

ιοντικός δεσμός Ομοιοπολικό δεσμό
Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας > 1,7 Καθαρό ή μη πολικό ομοιοπολικό: < 0,4
Πολικό ομοιοπολικό: Μεταξύ 0,4 και 1,7

Ένας τρόπος για να πούμε εάν δύο άτομα θα σχηματίσουν έναν ιοντικό ή ομοιοπολικό δεσμό βασίζεται στη διαφορά των ηλεκτραρνητικοτήτων τους. Όταν η διαφορά είναι πολύ μεγάλη, ο δεσμός θα είναι ιοντικός, ενώ όταν είναι μικρός ή ανύπαρκτος, θα είναι ομοιοπολικός.

Μεταξύ ομοιοπολικών δεσμών, μπορεί κανείς να διακρίνει καθαρούς ή μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς που συμβαίνουν μεταξύ πανομοιότυπων ατόμων (όπως στο μόριο H 2 ) ή μεταξύ ατόμων με πολύ παρόμοιες ηλεκτραρνητικότητες (όπως μεταξύ C και H). Εάν υπάρχει διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα, αλλά δεν είναι πολύ μεγάλη, εμφανίζεται ένας ομοιοπολικός δεσμός στον οποίο τα ηλεκτρόνια περνούν περισσότερο χρόνο γύρω από ένα από τα άτομα, προκαλώντας έναν πολικό δεσμό.

δεσμευτικές ενέργειες

ιοντικός δεσμός Ομοιοπολικό δεσμό
Είναι μεταξύ 400 και 4000 kJ/mol Είναι μεταξύ 100 και 1100 kJ/mol

Γενικά, ο ιονικός δεσμός είναι ισχυρότερος από τον ομοιοπολικό δεσμό, αν και αυτό εξαρτάται από τα άτομα που συνδέονται. Κατά συνέπεια, οι ενέργειες δέσμευσης στις ιοντικές ενώσεις είναι σχεδόν πάντα υψηλότερες από αυτές των ομοιοπολικών ενώσεων.

Τύποι ενώσεων που σχηματίζονται

ιοντικός δεσμός Ομοιοπολικό δεσμό
Ιονικές ενώσεις όπως φθοριούχο λίθιο (LiF) ή χλωριούχο κάλιο (KCl). Μοριακές ενώσεις όπως το μεθάνιο (CH 4 ) και στερεά ομοιοπολικού δικτύου (ή απλά ομοιοπολικά στερεά) όπως το διαμάντι (αλλοτρόπο του άνθρακα).

Οι ιοντικοί δεσμοί δημιουργούν ιοντικές ενώσεις, ενώ οι ομοιοπολικοί δεσμοί μπορούν να προκαλέσουν είτε μοριακές ενώσεις όπως νερό ή διοξείδιο του άνθρακα, είτε ομοιοπολικές ενώσεις δικτύου όπως διαμάντι, γραφίτης και ζεόλιθοι, όπου εκατομμύρια άτομα συνδέονται μεταξύ τους σχηματίζοντας ένα δισδιάστατο ή τρισδιάστατο δίκτυο που είναι πολύ σταθερό και ανθεκτικό.

Διαφορές στις φυσικές και χημικές ιδιότητες των ενώσεων που σχηματίζονται

Το γεγονός ότι έχουμε ιοντικούς δεσμούς ή ομοιοπολικούς δεσμούς δίνει στις διάφορες ενώσεις πολύ διαφορετικές ιδιότητες. Ο παρακάτω πίνακας συνοψίζει τις πιο σημαντικές διαφορές μεταξύ ιοντικών ενώσεων και των δύο κύριων κατηγοριών ουσιών με ομοιοπολικούς δεσμούς, δηλαδή τις μοριακές ουσίες και τα ομοιοπολικά στερεά.

Ιδιοκτησία ιοντικές ενώσεις μοριακές ενώσεις ομοιοπολικά στερεά
σημείο τήξης και βρασμού Πολύ υψηλά σημεία τήξης και βρασμού. Χαμηλά σημεία τήξης και βρασμού Πολύ υψηλά σημεία τήξης και βρασμού.
φυσική κατάσταση σε θερμοκρασία δωματίου Είναι στερεά σε θερμοκρασία δωματίου. Μπορούν να είναι στερεά και υγρά ή αέρια σε θερμοκρασία δωματίου. Είναι στερεά σε θερμοκρασία δωματίου.
Διαλυτότητα Συνήθως είναι διαλυτά στο νερό και σε άλλους πολικούς διαλύτες. Οι πολικές μοριακές ενώσεις είναι διαλυτές σε πολικούς διαλύτες. Τα μη πολικά είναι αδιάλυτα στο νερό και σε άλλους πολικούς διαλύτες, αλλά διαλυτά σε πολλούς μη πολικούς οργανικούς διαλύτες. Συνήθως δεν είναι διαλυτά σε κανένα διαλύτη.
Ηλεκτρική αγωγιμότητα Δεν αγώγουν ηλεκτρισμό σε στερεά κατάσταση, αλλά σε διάλυμα ή σε υγρή κατάσταση (λιωμένα άλατα). Δεν μεταφέρουν ηλεκτρισμό. Είναι μονωτικά υλικά. Μερικοί είναι αγωγοί (όπως ο γραφίτης), ενώ άλλοι όχι (όπως το διαμάντι).
τύπος δομής κρυσταλλικά στερεά. Άλλα είναι κρυσταλλικά, άλλα άμορφα. κρυσταλλικά στερεά.
Μηχανικές ιδιότητες σκληρά εύθραυστα στερεά Γενικά είναι μαλακά σκληρά εύθραυστα στερεά

Περίληψη των διαφορών μεταξύ ιοντικού και ομοιοπολικού δεσμού

  ιοντικός δεσμός Ομοιοπολικό δεσμό
Ορισμός Η δύναμη που συγκρατεί τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα μεταξύ τους σε ιοντικές ενώσεις. Η δύναμη που συγκρατεί δύο άτομα μαζί που μοιράζονται ηλεκτρόνια σθένους.
Τύποι στοιχείων που ενώνουν Πάντα ανάμεσα σε διαφορετικά στοιχεία και επίσης διαφορετικών τύπων. Γενικά, εμφανίζεται μεταξύ μετάλλων και μη μετάλλων. Παράδειγμα: Εμφανίζεται μεταξύ ατόμων του ίδιου στοιχείου ή πολύ όμοιων στοιχείων με παρόμοιες ηλεκτραρνητικότητες. Εμφανίζεται σχεδόν πάντα ανάμεσα σε αμέταλλα και αμέταλλα.
διαφορές ηλεκτραρνητικότητας Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας > 1,7 Καθαρό ή μη πολικό ομοιοπολικό: < 0,4 Πολικό ομοιοπολικό: Μεταξύ 0,4 και 1,7
δεσμευτικές ενέργειες Είναι μεταξύ 400 και 4000 kJ/mol Είναι μεταξύ 100 και 1100 kJ/mol
Τύποι ενώσεων που σχηματίζονται Ιονικές ενώσεις όπως φθοριούχο λίθιο (LiF) ή χλωριούχο κάλιο (KCl). – Μη πολικές μοριακές ενώσεις όπως το μεθάνιο (CH4). – Πολικές μοριακές ενώσεις όπως το νερό (H 2 O) – Στερεά ομοιοπολικού δικτύου (ή απλά ομοιοπολικά στερεά) όπως το διαμάντι (αλλοτρόπο του άνθρακα).

βιβλιογραφικές αναφορές

Brown, T. (2021). Chemistry: The Central Science (11η έκδ.). Λονδίνο, Αγγλία: Εκπαίδευση Pearson.

Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS, & Herranz, ZR (2020). Χημεία (10η έκδ.). Νέα Υόρκη, Νέα Υόρκη: MCGRAW-HILL.

Ο χημικός δεσμός και η μοριακή γεωμετρία. (2020, 29 Οκτωβρίου). Ανακτήθηκε από https://espanol.libretexts.org/@go/page/1851

-Διαφήμιση-

mm
Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

Artículos relacionados