Ποιες είναι οι διαφορές μεταξύ των μοριακών δεσμών και των ιοντικών δεσμών;
Μοριακοί δεσμοί (ομοιοπολικοί δεσμοί)
* σχηματισμός: Τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια για να επιτύχουν μια σταθερή διαμόρφωση ηλεκτρονίων (συνήθως ένα πλήρες εξωτερικό κέλυφος).
* Ηλεκτροργατιστικότητα: Τα εμπλεκόμενα άτομα έχουν παρόμοιες ηλεκτροθενωτικές ικανότητες (έλξη για ηλεκτρόνια). Η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα είναι μικρή, συνήθως μικρότερη από 1,7.
* Τύπος σύνδεσης: Κοινή χρήση ηλεκτρονίων.
* Προκύπτουσες ενώσεις: Συνήθως σχηματίζουν μόρια (διακριτές μονάδες), συχνά αέρια ή υγρά σε θερμοκρασία δωματίου.
* Ιδιότητες:
* χαμηλότερα σημεία τήξης και βρασμού: Επειδή οι δεσμοί είναι ασθενέστεροι, απαιτείται λιγότερη ενέργεια για να τους σπάσει.
* τυπικά μη παραγωγικό: Τα ηλεκτρόνια εντοπίζονται μέσα στο μόριο, χωρίς να κινούνται.
* μπορεί να είναι πολική ή μη πολική: Εξαρτάται από τη συμμετρία του μορίου και τη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ των ατόμων.
Παραδείγματα:
* Νερό (H₂O) - Τα άτομα υδρογόνου και οξυγόνου μοιράζονται ηλεκτρόνια.
* Μεθάνιο (CH₄) - Τα άτομα άνθρακα και υδρογόνου μοιράζονται ηλεκτρόνια.
ιονικοί δεσμοί
* σχηματισμός: Ένα άτομο (συνήθως ένα μέταλλο) χάνει ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια, καθιστώντας ένα θετικά φορτισμένο ιόν (κατιόν). Ένα άλλο άτομο (τυπικά ένα μη μέταλλο) κερδίζει αυτά τα ηλεκτρόνια, καθιστώντας ένα αρνητικά φορτισμένο ιόν (ανιόν). Οι αντίθετες χρεώσεις προσελκύουν, σχηματίζοντας το ομόλογο.
* Ηλεκτροργατιστικότητα: Τα εμπλεκόμενα άτομα έχουν σημαντικά διαφορετικές ηλεκτροθεραπευτικές περιοχές. Η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα είναι συνήθως μεγαλύτερη από 1,7.
* Τύπος σύνδεσης: Η ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ των αντιθέτων φορτισμένων ιόντων.
* Προκύπτουσες ενώσεις: Μορφή ιοντικών ενώσεων (άλατα), συχνά κρυσταλλικά στερεά σε θερμοκρασία δωματίου.
* Ιδιότητες:
* υψηλά σημεία τήξης και βρασμού: Οι ισχυρές ηλεκτροστατικές δυνάμεις απαιτούν μεγάλη ενέργεια για να σπάσουν.
* αγώγιμο όταν διαλύεται ή λιώνει: Τα δωρεάν ιόντα μπορούν να μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα.
* Συχνά εύθραυστα: Η άκαμπτη δομή μπορεί εύκολα να σπάσει.
Παραδείγματα:
* Χλωριούχο νάτριο (NaCl) - Το νάτριο χάνει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει Na⁺, ενώ το χλώριο κερδίζει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει CL⁻.
* Οξείδιο του μαγνησίου (MGO) - Το μαγνήσιο χάνει δύο ηλεκτρόνια για να γίνει Mg²⁺, και το οξυγόνο κερδίζει δύο ηλεκτρόνια για να γίνει o²⁻.
Βασικό σημείο: Η ταξινόμηση ενός δεσμού ως καθαρά ιοντικού ή ομοιοπολικού είναι συχνά μια απλοποίηση. Πολλοί δεσμοί έχουν χαρακτηριστικά και των δύο. Ο όρος "πολικός ομοιοπολικός" χρησιμοποιείται όταν υπάρχει μια ανομοιογενή κοινή χρήση ηλεκτρονίων, οδηγώντας σε ένα ελαφρώς θετικό και ελαφρώς αρνητικό άκρο του μορίου.
