موصى به, 2021

اختيار المحرر

الفرق بين الروابط التساهمية والمعدنية والأيونية

تحدث الرابطة التساهمية بين اثنين من المعادن ، وتحدث الرابطة المعدنية بين اثنين من المعادن وتحدث الرابطة الأيونية بين المعدن وغير المعادن. تنطوي الرابطة التساهمية على مشاركة الإلكترونات ، في حين أن الروابط المعدنية لها عوامل جذب قوية والروابط الأيونية تنطوي على نقل وقبول الإلكترونات من غلاف التكافؤ.

خاصية الالتصاق للذرة ، من أجل ترتيب نفسها في نمط أكثر استقرارًا عن طريق ملء مدار إلكتروناتها الخارجية. يشكل هذا الارتباط للذرات الجزيئات أو الأيونات أو البلورات ويشار إليه باسم الروابط الكيميائية.

هناك فئتان من الروابط الكيميائية على أساس قوتها ، وهما الروابط الأولية أو القوية والروابط الثانوية أو الضعيفة. الروابط الأولية هي روابط تساهمية ومعدنية وأيونية ، في حين أن الروابط الثانوية هي تفاعلات ثنائي القطب ثنائي القطب ، روابط هيدروجينية ، إلخ.

بعد إدخال ميكانيكا الكم والإلكترونات ، تم طرح فكرة الترابط الكيميائي خلال القرن العشرين. من خلال مناقشة الروابط الكيميائية ، يمكن للمرء الحصول على معرفة الجزيء. الجزيئات هي أصغر وحدة من المركب وتوفر معلومات بشأن المركبات.

في طريق تسليط الضوء على الفرق بين الأنواع الثلاثة للسندات ، سنراجع طبيعتها مع وصف موجز.

رسم بياني للمقارنة

أساس المقارنةالسندات التساهميةالسندات معدنيةالسندات الأيونية
المعنى
عندما تكون هناك قوة إلكتروستاتيكية قوية من عوامل الجذب بين نواتين موجب الشحنة وزوج الإلكترونات المشترك يسمى الرابطة التساهمية.عندما تكون هناك قوة إلكتروستاتيكية قوية لجاذبية بين الكاتيون أو الذرات والإلكترونات المنتقاة في الترتيب الهندسي للمعادن ، تسمى الرابطة المعدنية.عندما تكون هناك قوة جاذبية إلكتروستاتيكية قوية بين الكاتيون والأنيون (أيونان متعارضان) تسمى العناصر الأيونية. يتكون هذا الرابط بين معدن وغير معدن.
الوجودتوجد في شكل مواد صلبة وسوائل وغازات.موجود في الحالة الصلبة فقط.كما أنها موجودة في الحالة الصلبة فقط.
يحدث بين
بين مادتين غير معادن.
بين معدنين.
غير معدنية ومعدنية.
يتضمن
تقاسم الإلكترونات في غلاف التكافؤ.
التجاذب بين الإلكترونات المفككة الموجودة في شبكة المعادن.
نقل وقبول الإلكترونات من غلاف التكافؤ.
التوصيل
موصلية منخفضة للغاية.
الموصلية الحرارية والكهربائية عالية.
موصلية منخفضة.
صلابة
هذه ليست صعبة للغاية ، على الرغم من أن الاستثناءات هي السيليكون والماس والكربون.
هذه ليست صعبة.هذه صعبة ، بسبب الطبيعة البلورية.
نقاط الانصهار والغليانمنخفض.عالي.أعلى.
القابلية للطرق والليونةهذه ليست قابلة للطرق وغير مرنة.الروابط المعدنية قابلة للطرق وقابلة للطي.الروابط الأيونية هي أيضًا غير قابلة للطرق وغير مرنة.
كفالة
هم الرابطة الاتجاهية.السند غير اتجاهي.غير موجه.
طاقة السنداتأعلى من الرابطة المعدنية.
أقل من السندات الأخرى.أعلى من الرابطة المعدنية.
كهرسلبيةالتساهمية القطبية: 0.5-1.7 ؛ غير قطبي <0.5.غير متاح.> 1.7.
أمثلةالماس ، الكربون ، السيليكا ، غاز الهيدروجين ، الماء ، غاز النيتروجين ، إلخ.الفضة والذهب والنيكل والنحاس والحديد ، إلخ.NaCl ، BeO ، LiF ، إلخ.

تعريف السندات التساهمية

تمت ملاحظة الرابطة التساهمية في عنصر يقع باتجاه يمين الجدول الدوري وهو من غير المعادن. تتضمن الروابط التساهمية مشاركة الإلكترونات بين الذرات. ينتج اقتران الإلكترون المشترك مدارًا جديدًا حول نواة كل من الذرات المشار إليها باسم الجزيء.

هناك عوامل جذب إلكتروستاتيكية قوية بين نواتى الذرة وتتشكل الرابطة عندما تكون الطاقة الكلية أثناء الترابط أقل من الطاقة التي كانت في وقت سابق كذرات فردية أو قيم كهربية قريبة.

تُعرف الروابط التساهمية أيضًا باسم الروابط الجزيئية. النيتروجين (N2) ، الهيدروجين (H2) ، الماء (H2O) ، الأمونيا (NH3) ، الكلور (Cl2) ، الفلور (F2) هي بعض الأمثلة على المركبات التي لها روابط تساهمية. تسمح مشاركة الإلكترونات للذرات بالحصول على تكوين غلاف الإلكترون الخارجي المستقر.

هناك نوعان من الروابط التساهمية ، القطبية وغير القطبية . هذا التقسيم على أساس السالبية الكهربية ، كما هو الحال في الروابط غير القطبية ، تشترك الذرات في عدد متساوٍ من الإلكترونات حيث تكون الذرات متطابقة ولها فرق السالبية الكهربية أقل من 0.4.

على سبيل المثال ، الماء الذي له الصيغة H2O ، في هذه الرابطة التساهمية بين جزيئات الهيدروجين والأكسجين ، حيث يتم تقاسم إلكترونين بين الهيدروجين والأكسجين ، واحد من كل منهما.

كجزيء هيدروجين ، يحتوي H2 على ذرتين هيدروجين مرتبطين بالرابطة التساهمية مع الأكسجين. هذه هي القوى الجذابة بين الذرات التي تحدث في المدار الخارجي للإلكترونات.

تعريف السندات المعدنية

نوع الرابطة الكيميائية التي تتكون بين المعادن والفلزات والسبائك. تتكون الرابطة بين الذرات الموجبة الشحنة ، حيث يتم تقاسم الإلكترونات في هياكل الكاتيونات. تعتبر هذه موصلات جيدة للحرارة والكهرباء.

في هذا النوع ، تتحرك إلكترونات التكافؤ باستمرار من ذرة إلى أخرى حيث يتداخل الغلاف الخارجي للإلكترونات لكل ذرات معدنية مع الذرات المجاورة. لذا يمكننا القول أنه في المعدن ، تتحرك إلكترونات التكافؤ بشكل مستقل من مكان إلى آخر في جميع أنحاء الفضاء بأكمله.

نظرًا لوجود الإلكترونات المفككة أو الحرة لإلكترونات التكافؤ ، توصل بول درود إلى اسم " بحر الإلكترونات " في عام 1900. وخصائص الخصائص المختلفة للمعادن هي ؛ لديهم نقاط انصهار وغليان عالية ، وهي قابلة للطرق ودقيقة ، وموصلات جيدة للكهرباء ، وروابط معدنية قوية ، وتقلب منخفض.

تعريف الروابط الأيونية

يتم تعريف الروابط الأيونية على أنها الروابط بين الأيونات الموجبة والأيونات السالبة ، التي تتمتع بقوة جذب إلكتروستاتيكية قوية . تسمى الروابط الأيونية أيضًا باسم الرابطة الكهربائية. تسمى الذرة التي تكتسب أو تفقد إلكترونًا واحدًا أو أكثر أيونًا. فالذرة التي تفقد الإلكترونات تصل إلى الشحنة الموجبة وتعرف بالأيون الموجب ، بينما الذرة التي تكتسب الإلكترونات تحصل على الشحنة السالبة وتسمى بالأيون السالب.

في هذا النوع من الترابط ، تنجذب الأيونات الموجبة نحو الأيونات السالبة ، وتنجذب الأيونات السالبة نحو الأيونات الموجبة. لذا يمكننا القول أن الأيونات المعاكسة تجذب بعضها البعض وتصد الأيونات المماثلة. لذا فإن الأيونات المعاكسة تجذب بعضها البعض وتجعل الرابطة الأيونية بسبب وجود قوة إلكتروستاتيكية للجذب بين الأيونات.

تحتوي الفلزات في معظم المدارات الخارجية على عدد قليل من الإلكترونات فقط ، وبالتالي من خلال فقد هذه الإلكترونات ، يحقق المعدن تكوين الغاز النبيل وبالتالي يفي بقاعدة الثماني. ولكن من ناحية أخرى ، فإن قشرة التكافؤ لغير المعادن لا تحتوي إلا على 8 إلكترونات ، وبالتالي من خلال قبول الإلكترونات ، فإنها تحصل على تكوين غاز نبيل. يجب أن يكون إجمالي صافي الرسوم في السندات الأيونية صفرًا . يمكن أن يكون قبول أو التبرع بالإلكترونات أكثر من 1 ، من أجل تلبية قاعدة الثماني.

لنأخذ المثال السائد لكلوريد الصوديوم (NaCl) ، حيث يحتوي المدار الخارجي للصوديوم على إلكترون واحد ، بينما يحتوي الكلور على سبعة إلكترونات في الغلاف الخارجي.

لذا ، يحتاج الكلور إلكترونًا واحدًا فقط لإكمال الثماني. عندما تقرب الذرتان (Na و Cl) من بعضهما البعض ، يتبرع الصوديوم بإلكترونه إلى الكلور. وهكذا ، بفقدان إلكترون واحد من الصوديوم يصبح مشحونًا بشكل إيجابي وبقبول كلوريد إلكترون يصبح مشحونًا بشكل سلبي ويصبح أيون الكلوريد.

الاختلافات الرئيسية بين الروابط التساهمية والمعدنية والأيونية

فيما يلي النقاط التي تميز بين الأنواع الثلاثة من الروابط القوية أو الأولية:

  1. يمكن القول عن الروابط التساهمية عندما تكون هناك قوة إلكتروستاتيكية قوية من عوامل الجذب بين نواتين موجب الشحنة وزوج إلكترونات مشترك. بينما تتمتع الروابط المعدنية بقوة إلكتروستاتيكية قوية من عوامل الجذب بين الكاتيون أو الذرات والإلكترونات المنتقاة في الترتيب الهندسي للمعادن. عندما تكون هناك قوة جاذبية إلكتروستاتيكية قوية بين الكاتيون والأنيون (أيونان متقابضان) ، تسمى العناصر الرابطة الأيونية وتتكون بين معدن وغير معدني.
  2. توجد الرابطة التساهمية في حالة وجود المواد الصلبة والسوائل والغازات والروابط المعدنية والروابط الأيونية في الحالة الصلبة فقط.
  3. تحدث الروابط التساهمية بين مادتين غير معدنيتين ، والروابط المعدنية بين معدنين ، في حين لوحظ أيوني بين المعادن وغير المعدنية.
  4. تتضمن الروابط التساهمية مشاركة الإلكترونات في غلاف التكافؤ ، الروابط المعدنية هي عامل الجذب بين الإلكترونات المفصلة الموجودة في شبكة المعادن ، ويشار إلى الروابط الأيونية على أنها تحويل وقبول الإلكترونات من غلاف التكافؤ.
  5. الموصلية منخفضة في الروابط التساهمية والأيونية ، على الرغم من ارتفاعها في الروابط المعدنية.
  6. الروابط التساهمية ليست صعبة للغاية ، على الرغم من أن الاستثناءات هي السيليكون والماس والكربون ، حتى الروابط المعدنية ليست صلبة ، ولكن الروابط الأيونية صلبة ، بسبب الطبيعة البلورية.
  7. نقاط انصهار وغليان الرابطة التساهمية منخفضة على عكس الروابط المعدنية والروابط الأيونية التي لها أعلى.
  8. الروابط المعدنية قابلة للطرق والقابلة للسحب ، في حين أن الروابط التساهمية والسندات الأيونية غير قابلة للطرق وغير قابلة للسحب.
  9. طاقة السندات أعلى في الروابط التساهمية والأيونية من الروابط المعدنية.
  10. أمثلة على الروابط التساهمية هي الماس ، والكربون ، والسيليكا ، وغاز الهيدروجين ، والمياه ، وغاز النيتروجين ، وما إلى ذلك ، في حين أن الفضة والذهب والنيكل والنحاس والحديد ، وما إلى ذلك هي أمثلة على الروابط المعدنية و NaCl ، و BeO ، و LiF ، إلخ. هي أمثلة على الروابط الأيونية.

التشابه

  • كلهم لديهم قوة كهرباء من عوامل الجذب مما يجعل الروابط أقوى.
  • يربطون ذرة بأخرى.
  • يؤدي الترابط بين الذرات إلى تكوين مركب مستقر.
  • جميع أنواع الترابط الثلاثة تعطي خصائص مختلفة ، ثم العناصر الأصلية.

استنتاج

في هذا المحتوى ، درسنا الأنواع المختلفة من الروابط القوية وخصائصها المختلفة التي تختلف من خلالها إلى بعضها البعض. على الرغم من أن لديهم أوجه تشابه معينة أيضًا. إن دراسة هذه الروابط ضرورية للتعرف عليها ويمكن استخدامها بعناية وحيثما دعت الحاجة.

Top