Šiame palyginime nagrinėjami du pagrindiniai cheminio ryšio metodai: kovalentinis ryšys, kai atomai dalijasi elektronų poromis, kad pasiektų stabilumą, ir joninis ryšys, kai atomai perduoda elektronus, kad susidarytų elektrostatinė trauka. Jame pabrėžiami cheminio ryšio formavimosi, fizinių savybių, laidumo ir ryšio stiprumo skirtumai.
Cheminis ryšys, susidarantis, kai du atomai dalijasi viena ar daugiau elektronų porų.
Cheminis ryšys, susidarantis dėl elektrostatinės traukos tarp priešingai įkrautų jonų.
| Funkcija | Kovalentinis ryšys | Joninis ryšys |
|---|---|---|
| Elektronų elgesys | Elektronai dalijasi tarp atomų | Elektronai perkeliami iš vieno atomo į kitą |
| Tipiniai partneriai | Nemetaliniai ir nemetaliniai | Metalas ir nemetalas |
| Lydymosi / virimo temperatūros | Paprastai žemas (išskyrus tinklo kietąsias daleles) | Paprastai aukštas |
| Struktūra | Apibrėžta molekulinė forma | Kristalinė gardelė (pasikartojantis 3D raštas) |
| Elektros laidumas | Prastas (izoliatoriai) | Geras, kai skystas arba ištirpęs; blogas, kai kietas |
| Poliškumas | Žemas arba vidutinis (poliarinis arba nepoliarinis) | Ekstremalus (didelis poliškumas) |
| Pavyzdžiai | Vanduo (H2O), metanas (CH4) | Stalo druska (NaCl), magnio oksidas (MgO) |
Kovalentiniai ryšiai susidaro, kai dviejų atomų elektronegatyvumo skirtumas yra mažas, todėl jie turi dalytis valentingumo elektronais, kad užpildytų savo išorinius sluoksnius. Priešingai, joniniai ryšiai susidaro, kai yra didelis elektronegatyvumo skirtumas, paprastai didesnis nei 1,7 pagal Paulingo skalę. Dėl šio didelio skirtumo labiau elektronegatyvus atomas visiškai atitraukia vieną elektroną nuo kito, sukurdamas teigiamus ir neigiamus jonus, kurie traukia vienas kitą.
Joniniai junginiai kambario temperatūroje beveik visada egzistuoja kaip kieti kristalai, nes jų jonai yra užfiksuoti standžioje, pasikartojančioje gardelės struktūroje, kurią kartu laiko stiprios elektrostatinės jėgos. Kovalentiniai junginiai sudaro atskiras molekules, kurios silpniau sąveikauja tarpusavyje, o tai reiškia, kad kambario temperatūroje jie gali egzistuoti kaip dujos, skysčiai arba minkštos kietos medžiagos. Tačiau kai kurios kovalentinės medžiagos, pavyzdžiui, deimantas ar kvarcas, sudaro milžiniškus tinklinius kietus kūnus, kurie yra neįtikėtinai kieti.
Joniniai junginiai dažnai tirpsta vandenyje; jiems ištirpus, jonai disocijuojasi ir laisvai juda, todėl tirpalas praleidžia elektrą. Kovalentiniai junginiai tirpsta skirtingai priklausomai nuo poliškumo („panašūs tirpsta panašūs“), bet paprastai nesuskyla į jonus. Todėl kovalentiniai tirpalai paprastai prastai praleidžia elektrą, nes nėra įkrautų dalelių, kurios perneštų srovę.
Stiprumo palyginimas yra sudėtingas, nes jis priklauso nuo konteksto. Atskiri kovalentiniai ryšiai molekulėje yra itin stiprūs ir jiems chemiškai nutraukti reikia daug energijos. Tačiau jėgos *tarp* kovalentinių molekulių (tarpmolekulinės jėgos) yra silpnos, todėl didžioji medžiaga lengvai išlydoma. Joniniai ryšiai sukuria didžiulį traukos tinklą visame kristale, todėl kristalinės gardelės energija yra labai didelė, o lydymosi temperatūra – aukšta.
Ryšiai visada yra arba 100 % joniniai, arba 100 % kovalentiniai.
Ryšys egzistuoja kontinuume, pagrįstame elektronegatyvumo skirtumais. Dauguma ryšių iš tikrųjų yra „poliniai kovalentiniai“, o tai reiškia, kad jie turi abiejų savybių, kai elektronai yra bendri, bet labiau traukiami link vieno atomo.
Joninės jungtys yra stipresnės nei kovalentinės jungtys.
Tai klaidina. Nors jonines kristalines gardeles sunku išlydyti (tai rodo stiprumą), atskiri kovalentiniai ryšiai (pavyzdžiui, tie, kurie laiko deimantą kartu) gali būti stipresni už jonines traukos jėgas. Tai priklauso nuo to, ar matuojate energiją, reikalingą molekulei suskaidyti, ar kietai medžiagai išlydyti.
Joniniai junginiai kietoje būsenoje praleidžia elektrą.
Kietieji joniniai junginiai iš tikrųjų yra izoliatoriai, nes jų jonai yra užfiksuoti kristalinėje gardelėje. Jie turi būti išlydyti arba ištirpinti skystyje, kad jonai būtų atlaisvinti laidumui.
Kovalentiniai ryšiai susidaro tik tarp identiškų atomų.
Kovalentiniai ryšiai dažnai susidaro tarp skirtingų nemetalų atomų (pvz., anglies ir deguonies CO₂). Kai atomai yra skirtingi, jų pasiskirstymas yra nevienodas, susidarant poliniam kovalentiniam ryšiui.
Šių jungčių skirtumas paaiškina esminį materijos elgesį. Su kovalentiniais ryšiais daugiausia susidursite organinėje chemijoje, biologinėse molekulėse, tokiose kaip DNR, ir kasdienėse dujose bei skysčiuose. Joniniai ryšiai yra pagrindinė druskų, keramikos ir daugelio mineralų, kuriems reikalingas didelis stabilumas ir kristalinės struktūros, savybė.
Šiame išsamiame vadove nagrinėjami esminiai alifatinių ir aromatinių angliavandenilių, dviejų pagrindinių organinės chemijos šakų, skirtumai. Nagrinėjame jų struktūrinius pagrindus, cheminį reaktyvumą ir įvairų pramoninį pritaikymą, pateikdami aiškią sistemą, kaip identifikuoti ir naudoti šias skirtingas molekulines klases moksliniame ir komerciniame kontekste.
Ši palyginimas paaiškina skirtumus tarp alkanų ir alkenų organinėje chemijoje, apimdamas jų struktūrą, formules, reaktyvumą, būdingas reakcijas, fizikines savybes ir dažniausius panaudojimus, kad parodytų, kaip anglies-anglies dvigubojo ryšio buvimas ar nebuvimas veikia jų cheminį elgesį.
Nors aminorūgštys ir baltymai yra iš esmės susiję, jie atstovauja skirtingiems biologinės sandaros etapams. Aminorūgštys yra atskiri molekuliniai statybiniai blokai, o baltymai yra sudėtingos, funkcinės struktūros, susidarančios, kai šie vienetai jungiasi tam tikromis sekomis, kad įgalintų beveik kiekvieną gyvo organizmo procesą.
Angliavandeniai ir lipidai yra pagrindiniai biologinio gyvenimo kuro šaltiniai, tačiau jie labai skiriasi energijos tankiu ir kaupimo savybėmis. Nors angliavandeniai suteikia greitą energijos prieigą ir struktūrinę paramą, lipidai yra labai koncentruotas, ilgalaikis energijos rezervas ir sudaro esminius vandeniui atsparius ląstelių membranų barjerus.
Supratimas skirtumo tarp atominio skaičiaus ir masės skaičiaus yra pirmas žingsnis įvaldant periodinę elementų lentelę. Nors atominis skaičius veikia kaip unikalus pirštų atspaudas, apibrėžiantis elemento tapatybę, masės skaičius nurodo bendrą branduolio svorį, leidžiantį mums atskirti skirtingus to paties elemento izotopus.
