Différence entre les liaisons ioniques et covalentes
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le différence clé entre les liaisons ioniques et covalentes est que des liaisons ioniques se forment entre des atomes ayant une électronégativité très différente, tandis que des liaisons covalentes se développent entre des atomes présentant des différences d'électronégativité similaires ou très faibles.
Comme le propose le chimiste américain G.N.Lewis a proposé que les atomes soient stables lorsqu'ils contiennent huit électrons dans leur couche de valence. La plupart des atomes ont moins de huit électrons dans leur coquille de valence (sauf les gaz nobles du groupe 18 du tableau périodique); par conséquent, ils ne sont pas stables. Ces atomes ont tendance à réagir les uns avec les autres pour devenir stables. Ainsi, chaque atome peut atteindre une configuration électronique de gaz rare. Les liaisons ioniques et covalentes sont les deux principaux types de liaisons chimiques, qui relient les atomes dans un composé chimique.
CONTENU
1. Vue d'ensemble et différence clé
2. Quels sont les liens ioniques
3. Whare est une obligation covalente
4. Comparaison côte à côte - obligations ioniques et obligations covalentes sous forme tabulaire
5. Résumé
Quels sont les liens ioniques?
Les atomes peuvent gagner ou perdre des électrons et former des particules chargées négatives ou positives; que nous appelons des ions. Il existe des interactions électrostatiques entre les ions. La liaison ionique est la force d'attraction entre ces ions de charge opposée. Les électronégativités des atomes dans une liaison ionique influencent largement la force des interactions électrostatiques entre les ions.
Figure 01: Formation d'un lien ionique entre les atomes de sodium et de chlore
L'électronégativité est une mesure de l'affinité des atomes pour les électrons. Un atome à haute électronégativité peut attirer les électrons d'un atome à faible électronégativité pour former une liaison ionique. Par exemple, le chlorure de sodium a une liaison ionique entre l'ion sodium et l'ion chlorure. Le sodium est un métal et le chlore est un non-métal. par conséquent, son électronégativité est très faible (0,9) par rapport au chlore (3,0). En raison de cette différence d'électronégativité, le chlore peut attirer un électron du sodium et former du Cl-. Dans le même temps, le sodium forme Na+ les ions. De ce fait, les deux atomes acquièrent la configuration électronique stable des gaz rares. Cl- et Na+ sont maintenus ensemble par des forces électrostatiques attrayantes, formant ainsi une liaison ionique; Liaison Na-Cl.
Que sont les obligations covalentes?
Lorsque deux atomes, ayant une différence d'électronégativité similaire ou très faible, réagissent ensemble, ils forment une liaison covalente en partageant des électrons. De cette manière, les deux atomes peuvent obtenir la configuration électronique des gaz rares en partageant des électrons. La molécule est le produit résultant de la formation de liaisons covalentes entre les atomes. Par exemple, les atomes du même élément se joignent pour former des molécules comme Cl2, H2, ou P4, chaque atome se lie à un autre par une liaison covalente.
Figure 02: Liens covalents entre les atomes de carbone et d'hydrogène dans la molécule de méthane
Molécule de méthane (CH4) possède également des liaisons covalentes entre les atomes de carbone et d'hydrogène; il existe quatre liaisons covalentes entre un atome de carbone central et quatre atomes d'hydrogène (quatre liaisons C-H). Le méthane est un exemple de molécule ayant des liaisons covalentes entre des atomes avec une très faible différence d'électronégativité.
Quelle est la différence entre les liaisons ioniques et covalentes?
Obligations covalentes vs ioniques | |
| Une liaison chimique entre deux atomes causée par la force électrostatique entre des ions chargés de manière opposée dans un composé ionique. | Un lien chimique entre deux atomes ou des ions où les paires d'électrons sont partagés entre eux. |
| Nombre d'atomes | |
| Se produire entre les métaux et les non-métaux. | Se produit le plus souvent entre deux non-métaux. |
| Nombre d'électrons | |
| Un transfert complet d'électrons se produit. | Se produit lorsque deux (ou plus) éléments partagent des électrons. |
| Composés | |
| Généralement considéré comme un cristal, dans lequel peu d'ions chargés positivement entourent un ion chargé négativement. | Les atomes liés par des liaisons covalentes existent sous forme de molécules qui, à la température ambiante, existent principalement sous forme de gaz ou de liquides.. |
| Polarité | |
| Les liaisons ioniques ont une polarité élevée. | Les liaisons covalentes ont une faible polarité. |
| Propriétés physiques | |
| Les composés ioniques ont des points de fusion et d'ébullition très élevés, comparés aux molécules covalentes. | Les molécules covalentes ont des points de fusion et d'ébullition bas par rapport aux composés ioniques. |
| Solubilité dans l'eau | |
| Dans les solvants polaires (tels que l'eau), les composés ioniques dissolvent les ions libérant; de telles solutions sont capables de conduire l'électricité. | Dans les solvants polaires, les molécules covalentes ne se dissolvent pas considérablement; par conséquent, ces solutions sont incapables de conduire l'électricité. |
Résumé - Obligations covalentes vs ioniques
Les liaisons ioniques et covalentes sont les deux principaux types de liaisons chimiques existant dans les composés. La différence entre les liaisons ioniques et les liaisons covalentes réside dans le fait que des liaisons ioniques se forment entre des atomes ayant une électronégativité très différente, tandis que des liaisons covalentes se développent entre des atomes présentant des différences d'électronégativité similaires ou très faibles..
Référence:
1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. «Définition du lien ionique». ThoughtCo, 10 février 2017. Disponible ici
2. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. «Définition de la liaison covalente». ThoughtCo, 7 février 2018. Disponible ici
Courtoisie d'image:
1.'IonicBondingRH11'By Rhannosh - Travail personnel, (CC BY-SA 3.0) via Wikimedia Commons
2.'Covalent'By DynaBlast - Créé avec Inkscape, (CC BY-SA 2.5) via Wikimedia Commons
