Skirtumas Tarp Koordinuotų Kovalentinių Obligacijų Ir Kovalentinių Obligacijų

2024 Autorius: Mildred Bawerman | [email protected]. Paskutinį kartą keistas: 2023-12-16 08:40

Koordinuoti kovalentinį obligaciją ir kovalentinį obligaciją

Kaip siūlo amerikiečių chemikas GNLewisas, atomai yra stabilūs, kai jų valentiniame apvalkale yra aštuoni elektronai. Daugumos atomų valentiniuose apvalkaluose yra mažiau nei aštuoni elektronai (išskyrus tauriųjų dujų periodinės lentelės 18 grupėje); todėl jie nėra stabilūs. Šie atomai linkę reaguoti tarpusavyje, tapti stabilūs. Taigi kiekvienas atomas gali pasiekti tauriųjų dujų elektroninę konfigūraciją. Kovalentinės jungtys yra pagrindinė cheminių jungčių rūšis, jungianti atomus cheminiame junginyje.

Poliškumas atsiranda dėl elektronegatyvumo skirtumų. Elektroneigiamumas suteikia atomo matavimą, kad pritrauktų elektronus jungtimi. Paprastai elektroninio neigiamumo vertėms nurodyti naudojama Paulingo skalė. Periodinėje lentelėje pateikiama schema, kaip keičiasi elektronegatyvumo vertės. Per kairę į dešinę per laikotarpį elektronegatyvumo vertė didėja. Todėl halogenai turi didesnes elektronegatyvumo vertes per tam tikrą laikotarpį, o 1 grupės elementai turi palyginti mažas elektronegatyvumo vertes. Žemiau grupės elektronegatyvumo vertės mažėja. Kai du to paties atomo ar atomų, turinčių tą patį elektronegatyvumą, tarpusavyje užmezga ryšį, tie atomai traukia elektronų porą panašiai. Todėl jie linkę dalytis elektronais ir šios rūšies ryšiai yra žinomi kaip nepoliniai kovalentiniai ryšiai.

Kovalentinis obligacija

Kai du atomai, turintys panašų arba labai mažą elektronegatyvumo skirtumą, reaguoja kartu, dalindamiesi elektronais, jie sukuria kovalentinį ryšį. Abu atomai gali gauti tauriųjų dujų elektroninę konfigūraciją, tokiu būdu dalindamiesi elektronais. Molekula yra produktas, susidarantis susidarant kovalentiniams ryšiams tarp atomų. Pavyzdžiui, kai tie patys atomai yra sujungtos, kad sudarytų molekulių kaip Cl ₂, H ₂, arba P ₄, kiekvienas atomas yra sujungtas su kita kovalentine jungtimi.

Koordinuoti kovalentinį obligaciją

Tai taip pat yra kovalentinės jungties tipas, kai du jungtyje esančius elektronus dovanoja tik vienas atomas. Tai taip pat žinoma kaip datinis ryšys. Šio tipo kovalentiniai ryšiai susidaro, kai Lewiso bazė dovanoja elektronų porą Lewiso rūgščiai. Todėl tai taip pat galima paaiškinti kaip ryšį tarp Lewiso rūgšties ir Lewiso bazės. Teoriškai norėdami parodyti dovanojantį ir nedovanojantį atomą, mes įdėjome teigiamą donorinio atomo ir neigiamą kito atomo krūvį. Pavyzdžiui, kai amoniakas paaukoja vienišo elektronų porą azoto BF ₃ bariui, atsiranda koordinatinė kovalentinė jungtis. Po susidarymo ši jungtis yra panaši į polinę kovalentinę jungtį ir negali būti atskirta kaip atskiras ryšys, nors ji turi atskirą pavadinimą.

Kuo skiriasi kovalentinė obligacija ir koordinatinė kovalentinė obligacija?

• Kovalentinėje jungtyje abu atomai prisideda prie to paties elektronų skaičiaus, tačiau koordinatinėje kovalentinėje jungtyje du elektronus dovanoja vienas atomas.

• Esant kovalentiniam ryšiui, elektronegatyvumo skirtumas tarp dviejų atomų gali būti lygus nuliui arba labai mažas, tačiau koordinacinėje kovalentinėje jungtyje susidaro poliarinio kovalentinio ryšio tipas.

• Kad susidarytų koordinatinis kovalentinis ryšys, molekulės atomas turėtų turėti vienišą porą.