Координаційний зв'язок VS іонний зв'язок (порівняння) - всі відмінності

30-09-202330-09-2023 Mary Davis

Зміст

Хімія надзвичайно складна, навіть найдрібніші деталі, які здаються незначними, мають велике значення. Це предмет, який можна зрозуміти лише тоді, коли повністю в нього вкладаєшся, до нього не можна ставитися, як до англійської мови чи навіть фізики. У певному сенсі, хімія є досить специфічним предметом, адже вона вивчає речовини, такі як елементи та сполуки.

Хімія та фізика іноді мають однакові теми, що цікаво, оскільки вони вивчають різні аспекти. Однак фізику набагато легше зрозуміти, навіть найпростіші питання з хімії можуть здатися складними, наприклад, що таке координація та іонний зв'язок?

Дозвольте мені пояснити це питання найпростішими словами.

Координаційний зв'язок: Це зв'язок, який також називають активним ковалентним зв'язком. Цей зв'язок створюється за рахунок спільного використання пари електронів двох атомів. Цей зв'язок є реакцією двох неметалів, що з'єднуються разом.
Іонний зв'язок: Цей зв'язок також відомий як електровалентний зв'язок. Він утворюється за рахунок електростатичного притягання, коли між протилежно зарядженими іонами в хімічній сполуці виникає іонний зв'язок. Цей зв'язок також утворюється, коли електрони з валентної оболонки назавжди переходять на інші оболонки.

Подивіться це відео для швидкого розуміння:

Якщо говорити про відмінності між цими двома зв'язками, то доведеться заглибитися. Основна відмінність координаційного зв'язку від йонного полягає в тому, що йонний зв'язок утворюється, коли притягуються два протилежно заряджені йони, іншими словами, коли виникає електростатичне притягання між двома протилежно зарядженими йонами. Координаційний зв'язок утворюється, коли в атомі є електрони.

В основному, головна відмінність полягає в тому, що процес утворення цих двох зв'язків абсолютно різний. Однак вони мають багато інших відмінностей, ось список відмінностей між цими двома зв'язками.

Різні аспекти	Координатний зв'язок	Іонний зв'язок
Типи елементів	Неметалевий	Як металеві, так і неметалеві
Температура плавлення	Низька (переважно нижче 300 градусів)	Висока (переважно вище 300 градусів)
Електропровідність	Переважно бідні	Добрий провідник
Фізичний стан	Тверда речовина, рідина або газ	Твердий
Розчинність у воді	Від високого до низького	Переважно високі

Таблиця відмінностей між координаційним зв'язком та йонним зв'язком

Читайте далі, щоб дізнатися більше.

Що таке координатні зв'язки?

A координаційний зв'язок також називають ковалентним зв'язком або дативним ковалентним зв'язком. Це зв'язок, який створюється шляхом обміну. Коли два атоми поділяють пару електронів , Таким чином утворюється координований зв'язок. Ці атоми приєднуються один до одного завдяки притяганню електронів до ядер.

У хімії навіть найменша відмінність може призвести до зовсім іншого результату. Одне й те саме явище може мати багато різних назв у хімії, тому стає досить заплутаним, наприклад, координаційний зв'язок. Цей зв'язок також відомий як ковалентний зв'язок, іноді люди плутаються і думають, що це два різних зв'язки.

Ось приклад координаційного ковалентного зв'язку.

Іон Гідронію (H ₃ O+)

Координаційний ковалентний зв'язок утворюється в іоні гідронію, коли газоподібний хлороводень розчиняється у воді з утворенням соляної кислоти. Процес набагато простіший для розуміння, ніж здається: коли ядро водню переходить до молекули води, створюється координаційний зв'язок. Вода (H2O) має лише одну єдину пару електронів для створення гідронію, тому H не бере в ньому участі, не ділячисьелектронів до зв'язку.

Що таке іонний зв'язок?

Іонний зв'язок також має іншу назву - електровалентний зв'язок. У хімічній сполуці між двома протилежно зарядженими іонами створюється електростатичне притягання, і таким чином утворюється зв'язок. Зв'язок утворюється, коли електрон з валентної оболонки назавжди переходить на інший атом.

Йонний зв'язок вважається крайнім випадком полярного ковалентного зв'язку. Йонний зв'язок завжди призводить до утворення сполук, відомих як електровалентні або йонні сполуки.

Ось кілька прикладів йонних зв'язків.

KCl - хлорид калію
K ₂ O - оксид калію
K ₂ Se - селенід калію
Sc ₂ S - Сульфід цезію
BeBr ₂ - Бромід берилію
MgF ₂ - Фторид магнію
MgSO ₄ - Сульфат магнію

Координаційні зв'язки є іонними чи ковалентними?

Іонні та ковалентні зв'язки - це різні типи зв'язків, утворені різними процесами. Координаційний зв'язок також називають ковалентним, але він не є іонним.

Координатний зв'язок

Координаційний ковалентний зв'язок утворюється, коли два атоми мають спільну пару електронів. В утворенні цього зв'язку беруть участь атоми, і між двома атомами створюється прямий хімічний зв'язок. У координаційному зв'язку різниця в значеннях електронегативності атомів менше 1,7.

Електровалютна облігація

Електровалентний зв'язок є іонним і утворюється, коли електрон назавжди переходить на іншу оболонку. В утворенні цього зв'язку беруть участь іони, і між двома атомами утворюється тип електростатичного притягання. В електровалентному зв'язку різниця в значеннях електронегативності атомів перевищує 1,7.

У чому різниця між йонними, ковалентними та водневими зв'язками?

Як я вже казав, у хімії найменша відмінність у процесі може створити зовсім іншу речовину. У хімії важливо ретельно виконувати експерименти, якщо ви хочете уникнути повторень. Існує три типи зв'язків, які найчастіше згадуються в книгах і іноді здаються схожими, але це не так, давайте зануримося в них і дізнаємося про них, щоб уникнути помилок.

Таблиця всіх відмінностей між ковалентними та водневими зв'язками

Ковалентний зв'язок	Водневий зв'язок
Хімічні зв'язки є міжмолекулярними	Хімічні зв'язки є міжмолекулярними
Утворення знаходиться між двома атомами	Утворення відбувається між двома різними молекулами та двома різними атомами
Міцність зв'язків варіюється від 100 до 1100 кДж/моль	Міцність зв'язків варіюється від 5 до 50 кДж/моль
Ковалентні зв'язки - це хімічні зв'язки	Водневі зв'язки - це сили притягання
Вони утворюються, коли два атоми поділяють пару електронів	Вони утворюються, коли між різними молекулами та двома атомами виникають сили притягання

Ось таблиця відмінностей між йонними та водневими зв'язками.

Іонний зв'язок	Водневий зв'язок
Міцність вища, ніж водневі зв'язки	Міцність нижча, ніж у іонних зв'язків
В іонних зв'язках існує електростатичне притягання	У водневих зв'язках існують міжмолекулярні взаємодії
Ці зв'язки важче розірвати	Їх порівняно легко зламати
Ці зв'язки виникають всередині іонних сполук	Водневі зв'язки виникають між молекулами та всередині них

Які приклади координаційних та йонних зв'язків?

Коли визначення терміну є складним, приклади завжди полегшують його розуміння. Є люди, які просто вивчають і розуміють приклади, тому що це простіше і не займає багато часу.

Ось кілька прикладів координаційних та йонних зв'язків.

Приклади координатних зв'язків:

Амоній (NH ₄ +) іон.
Аміак Трифторид бору (NH ₃ .BF ₃ ).
Хлорид алюмінію (Al2Cl6).
Чадний газ (CO).

Приклади іонних зв'язків:

Li2O: оксид літію.
KF: фтористий калій.
CaCl: хлорид кальцію.
NaCl: хлорид натрію.

На завершення

Координаційний зв'язок також називають дативним ковалентним зв'язком. Такий зв'язок утворюється за рахунок поділу пари електронів двох атомів.

Дивіться також: Різниця між звичайною та йодованою сіллю: чи є суттєва різниця в харчуванні? (Пояснення) - Всі відмінності

Іонний зв'язок також відомий як електровалентний зв'язок. Такий зв'язок утворюється внаслідок електростатичного притягання, коли виникає притягання між протилежно зарядженими іонами в хімічній сполуці.

У цьому координаційному зв'язку атоми є його частиною, більше того, між двома атомами створюється прямий хімічний зв'язок. Різниця у значеннях електронегативності атомів у координаційних зв'язках є меншою за 1,7.

Електровалентний зв'язок - це іонний зв'язок, який утворюється, коли електрон назавжди переходить на іншу оболонку. Цей зв'язок утворюється за участю іонів, і між двома атомами виникає тип електростатичного притягання. Різниця в значеннях електронегативності атомів перевищує 1,7.

Дивіться також: On All Counts Vs. On All Fronts (The Differences) - Всі відмінності

Натисніть тут, щоб дізнатися більше про ці відмінності з цієї веб-статті.