Kovalent bindning jonbindning skillnad

Kan det bara vara en positiv metall, medan det kan finnas flera negativa joner i en jonförening? Eller kan det vara några positiva saker? Men varför blev de joner från början? Har den fått en jon för att uppnå ädelgasstrukturen och sedan lockat? Efter det kommer jag definitivt att komma med fler frågor. Som du kan se saknar jag grundläggande kunskaper i kemi tack vare min grundskolelärare.

Ta reda på var i det periodiska bordet du hittar metaller och icke-metaller. En molekyl är ett ämne som består av två icke-metaller som helhet. Använd det periodiska systemet för att se vilka element som bildar enatens positiva och negativa joner. Förresten, studera flera övergångsmetalljoner. Speciellt alkalimetallgruppen och halogengruppen 17 "vill" verkligen vara joner så att de kan få ädelgasskal!

När jag undervisade kemi i gymnasiet antog jag alltid att åtminstone vissa elever i varje klass inte hade grundskolans kemikunskap-jag trodde att alla gymnasielärare gjorde det. CCL4-koltetraklorid är en molekyl med en asymmetrisk kovalent bindning där molekylen fortfarande inte används. De fyra kloratomer som är bundna till KOL bildar en symmetrisk struktur runt kolatomen, vilket innebär att det inte finns någon Total laddningsförskjutning.

För mer information, se en artikel om polaritet. Elektriska fastigheter det centrala begreppet att förstå polaritet är elektronegativitet, som kan beskrivas som en atoms förmåga att locka elektroner. Om ett ämne har hög elektronografi kommer det att ha en stark attraktion för elektroner i bindningarna som det bildar med andra ämnen. Elektronegativitetsskalan efter många experiment bestämdes skalan för varje atom i den elektriska byrån och kallas Poleringsskalan.

Du kan se att Pauling-skalan tillämpas på det periodiska systemet här. Ämnen med hög elektronegativitet finns i det övre högra hörnet av det periodiska systemet, medan ämnen med låg elektronegativitet finns längst ner till vänster. Eftersom skalan gradvis ändras från vänster till höger till ner till ner, kan du göra en ungefärlig uppskattning av ett ämnes elektronegativitet om du känner till elektronegativiteten hos närliggande ämnen.

För mer information, se i vår artikel om trender i det periodiska systemet. Typer av bindning baserat på elektronegativitet. En direkt följd av elektronegativitet är att om vi skapar en bindning där båda atomerna har liknande elektronegativitet, kommer de jämnt att separera de två elektronerna. Om det finns en liten skillnad i elektronegativitet kommer en av atomerna att locka elektroner lite starkare och bli något negativt laddade, medan den andra kommer att locka dem lite mindre och bli något positivt laddade.

Om vi skapar en bindning där atomen lockar elektroner mycket starkare, kommer de två elektronerna i bindningen att tillhöra samma atom. En intressant aspekt är att elektronegativitet avgör om bindningen är kovalent, polar kovalent eller jonbindning, som beskrivs nedan: Förändringen i elektronegativitet mellan atomer bestämmer vilken typ av bindning som uppstår mellan dem.

Ren kovalent bindning vi kan börja med att studera fallet där det inte finns några skillnader i elektronegativitet, vilket innebär att atomer jämnt delar elektroner i bindningar. Kovalent bindning, när vi har en elektronegativitetsskillnad på mer än 0, är det inte längre en ren kovalent bindning. Då kallas det bara kovalent bindning. En elektrisk sammanflätad skillnad på upp till 0,4 anses vara en icke-polär kovalent bindning.

Polar kovalent bindning skillnaden i elektronegativitet är mer än 0,4, men under 2,0 betyder att bindningen är en polar kovalent.

Här förskjuts elektronerna mot de mest elektronegativa, vilket kan ses på molekylens egenskaper. Jonbindning en elektrisk antigenerationsskillnad på mer än 2,0 kallas vanligen jonbindning. Dessa begränsningar är naturligtvis flytande, vissa ämnen över 2,0, uppvisar inte saltlösningsegenskaper i elektronegationens styrka, och vissa ämnen under 2,0 i skillnaden mellan elektriska integrationer visar mer saltlösningsegenskaper.

Periodiska systemet

Polariteten hos polariteten innebär att det finns en del av molekylen som har en annan laddning än en annan del av samma molekyl. I den här artikeln kommer vi att analysera betydelsen av detta koncept. Innan du läser den här artikeln kan det vara bra att gå igenom artikeln om elektronegativitet. För att uppnå polaritet måste vi ha ett överskott av elektroner på ett ställe och en brist på den andra i molekylen.

Polära kovalenta bindningar för att en molekyl ska vara polär måste den innehålla polära kovalenta bindningar. Om det inte finns några sådana bindningar kommer molekylen automatiskt att klassificeras som icke-kol. Ett exempel på ett obehandlat ämne är kolväten, där bindningen mellan kol och väte inte är tillräckligt polär för att klassificeras som en polär kovalent bindning.

Brist på symmetri det andra kriteriet är att molekylen måste vara asymmetrisk. I detta fall betyder asymmetrin att laddningens centrala läge i molekylen inte sammanfaller med molekylens geografiska centrum. Om vi placerar polära kovalenta bindningar jämnt runt molekylen så att laddningen och det geografiska centrumet är på samma plats, kommer molekylen inte att vara polär.

Om vi å andra sidan har alla kovalenta bindningar på ena sidan av molekylen, kommer laddningen att förskjutas så att den inte längre sammanfaller med molekylens centrum, och sedan blir molekylen polär. Detta kan vara lite knepigt eftersom du måste vara uppmärksam på symmetrin i alla tre dimensionerna. Ta till exempel koltetraklorid, se på bilden nedan. Denna förening har en kolatom i mitten, som är bunden till fyra polära kovalenta bindningar med kloratomer.

Även om molekylen innehåller polära kovalenta bindningar är den symmetrisk eftersom de polära bindningarna är jämnt fördelade runt kolatomens centrum. Detta leder till att molekylen, även om den innehåller polära kovalenta bindningar, inte är polär. Om vi tittar på diklormetan istället, se nedan, då har vi två polära kovalenta bindningar med klor och två kovalenta bindningar med väte.

Kovalent bindning exempel

Det är möjligt att dessa två polära bindningar kan placeras på ett symmetriskt sätt för att skapa en icke-polär molekyl, men detta är inte möjligt. Detta fungerar i teorin eftersom du bara kan uttrycka en molekyl i två dimensioner. Faktum är att molekylen har tre dimensioner, och vinkeln mellan de två polära kovalenta bindningarna är ca 5 JJ. Detta innebär att laddningscentret inte helt sammanfaller med molekylens centrum, vilket leder till att molekylen är polär.

För att beskriva polariteten finns det tre sätt att beskriva polariteten. Det finns flera sätt att beskriva polaritet i kemiska strukturer. Metod 1. Här betyder Delta XX att det finns en liten laddningsseparation, och inte nödvändigtvis att hela elektronen har flyttats. Delta har inte en fast storlek, men representerar endast en obestämd, liten laddning.

För att förenkla beskrivningen används ibland siffror med Delta för att approximera laddningsstorleken i förhållande till andra laddningar 2. Båda dessa metoder används i träning och anses vara acceptabla. En annan metod är att använda det så kallade Dipol 3-ögonblicket. Pilens bas indikerar positionen för den positiva laddningen och spetsen på den negativa. Denna pil representerar den totala laddningsfördelningen i molekylen och tar inte hänsyn till påverkan av enskilda bindningar.

Skillnaden mellan polaritet och dipol hittills har vi diskuterat polaritet som en egenskap hos molekyler och begreppet dipol. En molekyl med flera olika funktionella grupper kan vara polär, även om den inte har en tydlig övergripande laddningsförskjutning med en tydlig positiv och negativ del. Detta innebär att det finns molekyler som är polära men inte dipoler, såsom glukos.

Å andra sidan är alla dipoler mer eller mindre polära, beroende på styrkan i deras ögonblick av deras dipol. Intermolekylära bindningar intermolekylära bindningar är bindningar som uppstår mellan olika molekyler. Dessa bindningar kan också kallas intermolekylära krafter. De olika starka intermolekylära bindningarna, om vi utvärderar styrkan hos de olika krafterna, ser de ut så här: samspelet mellan de olika intermolekylära krafterna i våra tre typer av intermolekylära bindningar två beror på polariteten.

Detta innebär att dipoler och ämnen som kan bilda vätebindningar interagerar väl med varandra och lätt löses i varandra. Ämnen med vätebindningar och dipoldipolbindningar polära ämnen löser sig vanligtvis väl med varandra. Tvärtom är icke-polära ämnen som endast binder med hjälp av van der Waals mycket dåliga med polära molekyler av dipoler och ämnen med betingelser för vätebindning.

Van der waalsby van der Waals-bindande Van der Waals makt mellan alla atomer och molekyler. Detta beror på tillfälliga förändringar i elektronmolnet runt en atom eller molekyl, vilket tillfälligt skapar en svag dipol. Som svar upplever det ett elektronmoln i närliggande atomer eller förändringar i molekyler, vilket resulterar i en kort och svag attraktion mellan dem. Hur fungerar Van der Waalsbindings?

Ett elektronmoln är ett område runt en atom eller molekyl där dess elektroner kan lokaliseras. Elektronmolnet förändras ständigt slumpmässigt, vilket innebär att det i vissa fall kan finnas en ackumulering av elektroner på en viss sida av en atom eller molekyl. För då finns det en ansamling av elektroner, denna sida blir något negativt laddad, medan den andra sidan blir något positivt laddad på grund av bristen på elektroner.

När andra atomer eller molekyler är i närheten påverkar de sina egna elektronmoln. Om molekyl 1 tillfälligt riktar den negativa delen mot molekyl 2, kommer elektronerna i molekyl 2 att undvika detta område, vilket resulterar i en svag positiv laddning. Detta skapar en kort attraktion mellan molekylerna. Denna interaktion försvinner när de elektroniska molnen regleras efter några minuter.

Var är Van der Waalsbinds? Alla atomer och molekyler påverkas av van der Waals-bindningar. Detta kan betraktas som den huvudsakliga attraktionskraften som alla atomer och molekyler kan interagera med. Van der waals-bindningar är dock mycket svaga, så om en annan typ av bindning är närvarande, såsom dipol-dipolbindningar eller vätebindningar, kommer Van der Waals-kraften att maskeras.