Ionic vs Molecular Compounds: Difference and Comparison

Οι ιοντικές ενώσεις σχηματίζονται μέσω της μεταφοράς ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων, με αποτέλεσμα φορτισμένα ιόντα να συγκρατούνται μεταξύ τους από ηλεκτροστατικές δυνάμεις. Οι μοριακές ενώσεις, από την άλλη πλευρά, αποτελούνται από ομοιοπολικά συνδεδεμένα άτομα, που μοιράζονται ηλεκτρόνια για να σχηματίσουν διακριτά μόρια.

Βασικές τακτικές

1. Οι ιοντικές ενώσεις αποτελούνται από ιόντα που συγκρατούνται μεταξύ τους με ηλεκτροστατικές δυνάμεις.
2. Οι μοριακές ενώσεις αποτελούνται από μόρια που συγκρατούνται μεταξύ τους με ομοιοπολικούς δεσμούς.
3. Οι ιοντικές ενώσεις έχουν υψηλότερα σημεία τήξης και βρασμού από τις μοριακές ενώσεις και είναι διαλυτές στο νερό.

Ιονικές ενώσεις εναντίον μοριακών ενώσεων

Οι ιοντικές ενώσεις σχηματίζονται από τους ιοντικούς δεσμούς στους οποίους τα άτομα έλκονται ηλεκτροστατικά μεταξύ τους. Έχουν αλληλεπίδραση κατιόντων και ανιόντων μέσα τους. Ενώ οι μοριακές ενώσεις σχηματίζονται από ομοιοπολικούς δεσμούς, στους οποίους τα ηλεκτρόνια μοιράζονται τα άτομα που σχηματίζουν τον δεσμό.

Για να κατανοήσετε καλύτερα τη διαφορά, πρέπει να κατανοήσετε καλά τη βασική ορολογία. Δύο ή περισσότερα δύο άτομα διαφορετικών στοιχείων συνδυάζονται για να σχηματίσουν ένα μόριο, το οποίο είναι η βασική μονάδα μιας ένωσης.

Κάθε ένωση είναι διαφορετική ως προς τις ιδιότητες. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι κάθε στοιχείο ότι μια ένωση αποτελείται από έχει διαφορετικές ιδιότητες. Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι επίσης ένας από τους πιο σημαντικούς όρους που πρέπει να γνωρίζετε.

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η τάση ενός ατόμου ενός στοιχείου να έλκει τα ηλεκτρόνια άλλων στοιχείων προς τον πυρήνα του. Μια ένωση μπορεί να είναι πολική ή μη πολικό, και αυτό εξαρτάται εξ ολοκλήρου από την ηλεκτραρνητικότητα των στοιχείων.

---

 

Συγκριτικός πίνακας

Χαρακτηριστικό	Ιονικές Ενώσεις	Μοριακές Ενώσεις
Σχηματισμός	Δημιουργήθηκε από το μεταφορά ηλεκτρονίων μεταξύ ενός μετάλλου και ενός αμέταλλου, με αποτέλεσμα τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα (κατιόντα και ανιόντα) να έλκονται μεταξύ τους.	Δημιουργήθηκε από το κοινή χρήση ηλεκτρονίων μεταξύ δύο ή περισσότερων μη μετάλλων, σχηματίζοντας ομοιοπολικούς δεσμούς για να συγκρατούν τα άτομα μαζί.
Τύπος συγκόλλησης	Ιωνική σύνδεση (ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ αντίθετα φορτισμένων ιόντων)	Ομοιοπολικός δεσμός (κοινή χρήση ηλεκτρονίων μεταξύ ατόμων)
Structure	Δομή κρυσταλλικού πλέγματος, με κανονική διάταξη κατιόντων και ανιόντων.	Διακριτά μόρια, με συγκεκριμένα σχήματα και διατάξεις ατόμων.
Κατάσταση σε θερμοκρασία δωματίου	Τυπικά στερεά	Μπορεί να είναι στερεά, υγρά ή αέρια ανάλογα με την ένωση.
Ηλεκτρική αγωγιμότητα	Καλοί μαέστροι σε λιωμένη ή υδατική κατάσταση, καθώς τα ιόντα μπορούν να κινούνται ελεύθερα.	Κακοί μαέστροι σε όλες τις καταστάσεις, καθώς τα ηλεκτρόνια είναι στενά συνδεδεμένα μέσα στα μόρια.
Διαλυτότητα στο νερό	Γενικά διαλυτό στο νερό λόγω της έλξης των ιόντων στα μόρια του νερού.	Μεταβλητή διαλυτότητα στο νερό, ανάλογα με την πολικότητα και το μέγεθος του μορίου.
Παραδείγματα	Χλωριούχο νάτριο (NaCl), οξείδιο του ασβεστίου (CaO), θειικό κάλιο (K2SO4)	Νερό (H2O), Διοξείδιο του άνθρακα (CO2), Μεθάνιο (CH4)

---

 

Τι είναι οι ιοντικές ενώσεις;

Οι ιοντικές ενώσεις είναι ένας τύπος χημικής ένωσης που χαρακτηρίζεται από την παρουσία ιόντων, τα οποία είναι άτομα ή ομάδες ατόμων που έχουν αποκτήσει ή χάσει ηλεκτρόνια, με αποτέλεσμα ένα καθαρό ηλεκτρικό φορτίο. Αυτές οι ενώσεις σχηματίζονται συνήθως όταν άτομα μετάλλων αντιδρούν με άτομα αμέταλλων, οδηγώντας στη μεταφορά ηλεκτρονίων από το μέταλλο στο αμέταλλο.

Σχηματισμός Ιονικών Ενώσεων

Ο σχηματισμός ιοντικών ενώσεων περιλαμβάνει τη διαδικασία του ιονισμού, όπου τα άτομα είτε κερδίζουν είτε χάνουν ηλεκτρόνια για να επιτύχουν μια σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση. Τυπικά, τα μέταλλα τείνουν να χάνουν ηλεκτρόνια για να σχηματίσουν θετικά φορτισμένα ιόντα γνωστά ως κατιόντα, ενώ τα αμέταλλα τείνουν να αποκτούν ηλεκτρόνια για να σχηματίσουν αρνητικά φορτισμένα ιόντα που ονομάζονται ανιόντα.

Για παράδειγμα, κατά το σχηματισμό χλωριούχου νατρίου (NaCl), τα άτομα νατρίου (Na), με ένα ηλεκτρόνιο στο εξώτατο κέλυφός τους, χάνουν αυτό το ηλεκτρόνιο για να επιτύχουν μια σταθερή διαμόρφωση ηλεκτρονίων νέον, σχηματίζοντας ιόντα Na+. Αντίθετα, τα άτομα χλωρίου (Cl), που απαιτούν ένα ηλεκτρόνιο για να συμπληρώσει το εξωτερικό τους περίβλημα, αποκτούν αυτό το ηλεκτρόνιο για να σχηματίσουν ιόντα Cl-. Η προκύπτουσα έλξη μεταξύ των αντίθετα φορτισμένων ιόντων οδηγεί στο σχηματισμό ενός ιοντικού δεσμού.

Χαρακτηριστικά Ιονικών Ενώσεων

1. Δομή κρυσταλλικού πλέγματος: Οι ιοντικές ενώσεις τυπικά σχηματίζουν μια τρισδιάστατη δικτυωτή δομή, όπου κάθε κατιόν περιβάλλεται από ανιόντα και αντίστροφα. Αυτή η διάταξη μεγιστοποιεί την έλξη μεταξύ των αντίθετα φορτισμένων ιόντων, με αποτέλεσμα ισχυρές ηλεκτροστατικές δυνάμεις να συγκρατούν το πλέγμα μαζί.
2. Υψηλά σημεία τήξης και βρασμού: Λόγω των ισχυρών ηλεκτροστατικών δυνάμεων μεταξύ των ιόντων, οι ιοντικές ενώσεις έχουν γενικά υψηλά σημεία τήξης και βρασμού. Αυτό συμβαίνει επειδή απαιτείται σημαντική ποσότητα ενέργειας για να ξεπεραστούν αυτές οι δυνάμεις και να σπάσουν οι δεσμοί που συγκρατούν το πλέγμα μαζί.
3. Διαλυτότητα στο νερό: Πολλές ιοντικές ενώσεις είναι διαλυτές στο νερό λόγω της πολικής φύσης των μορίων του νερού. Όταν μια ιοντική ένωση διαλύεται στο νερό, τα μόρια του νερού περιβάλλουν μεμονωμένα ιόντα, διαχωρίζοντάς τα αποτελεσματικά από το κρυσταλλικό πλέγμα και επιτρέποντάς τους να διασκορπιστούν σε όλο το διάλυμα.
4. Αγώγιμο: Στη στερεά κατάσταση, οι ιοντικές ενώσεις δεν αγώγουν ηλεκτρισμό επειδή τα ιόντα συγκρατούνται σε σταθερές θέσεις μέσα στη δομή του πλέγματος. Ωστόσο, όταν διαλύονται στο νερό ή λιώνουν, τα ιόντα γίνονται ελεύθερα να κινούνται και μπορούν να μεταφέρουν ηλεκτρισμό, κάνοντας τις λιωμένες ιοντικές ενώσεις και τα υδατικά τους διαλύματα καλούς αγωγούς του ηλεκτρισμού.

 

Τι είναι οι μοριακές ενώσεις;

Οι μοριακές ενώσεις είναι χημικές ενώσεις που αποτελούνται από μόρια που σχηματίζονται μέσω της κοινής χρήσης ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων, κυρίως μέσω ομοιοπολικών δεσμών. Σε αντίθεση με τις ιοντικές ενώσεις, που περιλαμβάνουν τη μεταφορά ηλεκτρονίων που οδηγεί στο σχηματισμό ιόντων, οι μοριακές ενώσεις αποτελούνται από διακριτές μονάδες που ονομάζονται μόρια, όπου τα άτομα συγκρατούνται μεταξύ τους από κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.

Σχηματισμός Μοριακών Ενώσεων

Οι μοριακές ενώσεις σχηματίζονται όταν άτομα μη μετάλλων συνδέονται μεταξύ τους μοιράζοντας ηλεκτρόνια για να επιτευχθεί μια σταθερή διαμόρφωση ηλεκτρονίων. Σε έναν ομοιοπολικό δεσμό, τα άτομα μοιράζονται ένα ή περισσότερα ζεύγη ηλεκτρονίων, με αποτέλεσμα το σχηματισμό ενός μορίου. Η κοινή χρήση ηλεκτρονίων επιτρέπει σε κάθε άτομο να αποκτήσει ένα πλήρες εξωτερικό περίβλημα, που συνήθως αποτελείται από οκτώ ηλεκτρόνια (κανόνας οκτάδας) ή δύο ηλεκτρόνια για το υδρογόνο.

Για παράδειγμα, στο σχηματισμό του νερού (Η2Ο), δύο άτομα υδρογόνου (Η) μοιράζονται το καθένα ένα ζεύγος ηλεκτρονίων με ένα άτομο οξυγόνου (Ο). Αυτή η κοινή χρήση ηλεκτρονίων δημιουργεί ομοιοπολικούς δεσμούς μεταξύ των ατόμων υδρογόνου και οξυγόνου, με αποτέλεσμα το σχηματισμό ενός μορίου νερού.

Χαρακτηριστικά Μοριακών Ενώσεων

1. Χαμηλά σημεία τήξης και βρασμού: Οι μοριακές ενώσεις έχουν γενικά χαμηλότερα σημεία τήξης και βρασμού σε σύγκριση με τις ιοντικές ενώσεις. Αυτό συμβαίνει επειδή οι διαμοριακές δυνάμεις μεταξύ των μορίων (όπως οι δυνάμεις van der Waals ή οι δεσμοί υδρογόνου) είναι ασθενέστερες από τους ιοντικούς δεσμούς που υπάρχουν στις ιοντικές ενώσεις.
2. Ποικίλη διαλυτότητα: Η διαλυτότητα των μοριακών ενώσεων στο νερό ποικίλλει ανάλογα με την πολικότητα των μορίων. Τα πολικά μόρια τείνουν να διαλύονται σε πολικούς διαλύτες όπως το νερό, ενώ τα μη πολικά μόρια διαλύονται καλύτερα σε μη πολικούς διαλύτες. Αυτή η συμπεριφορά διαλυτότητας οφείλεται στις αλληλεπιδράσεις μεταξύ των πολικών ή μη πολικών περιοχών των μορίων και των μορίων του διαλύτη.
3. Ύπαρξη σε πολλαπλές φάσεις: Οι μοριακές ενώσεις μπορούν να υπάρχουν σε διαφορετικές φάσεις (στερεό, υγρό ή αέριο) υπό τυπικές συνθήκες, ανάλογα με παράγοντες όπως το μοριακό μέγεθος, το σχήμα και τις διαμοριακές δυνάμεις. Για παράδειγμα, ορισμένες μοριακές ενώσεις, όπως το νερό, μπορούν να υπάρχουν και στις τρεις φάσεις ανάλογα με τη θερμοκρασία και την πίεση.
4. Μη αγωγιμότητα: Οι μοριακές ενώσεις γενικά δεν αγώγουν ηλεκτρισμό σε καμία κατάσταση (στερεό, υγρό ή αέριο) επειδή δεν περιέχουν ελεύθερα ιόντα ή κινητά φορτισμένα σωματίδια. Το ηλεκτρικό ρεύμα απαιτεί την παρουσία φορτισμένων σωματιδίων, τα οποία απουσιάζουν σε μοριακές ενώσεις όπου τα ηλεκτρόνια μοιράζονται αντί να μεταφέρονται.

---

Κύριες διαφορές μεταξύ ιοντικών ενώσεων και μοριακών ενώσεων

• Μηχανισμός Συγκόλλησης:
  • Οι ιοντικές ενώσεις σχηματίζονται μέσω της μεταφοράς ηλεκτρονίων, με αποτέλεσμα το σχηματισμό ιόντων και ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ αντίθετα φορτισμένων ιόντων.
  • Οι μοριακές ενώσεις σχηματίζονται μέσω της κοινής χρήσης ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων, με αποτέλεσμα το σχηματισμό διακριτών μορίων που συγκρατούνται μεταξύ τους με ομοιοπολικούς δεσμούς.
• Σύνθεση:
  • Οι ιοντικές ενώσεις αποτελούνται από ιόντα, τα οποία είναι άτομα ή ομάδες ατόμων με καθαρό ηλεκτρικό φορτίο.
  • Οι μοριακές ενώσεις αποτελούνται από μόρια, τα οποία είναι ομάδες ατόμων που συγκρατούνται μεταξύ τους με ομοιοπολικούς δεσμούς.
• Φυσικές ιδιότητες:
  • Οι ιοντικές ενώσεις έχουν συχνά υψηλά σημεία τήξης και βρασμού λόγω ισχυρών ηλεκτροστατικών δυνάμεων μεταξύ των ιόντων.
  • Οι μοριακές ενώσεις τυπικά έχουν χαμηλότερα σημεία τήξης και βρασμού σε σύγκριση με τις ιοντικές ενώσεις λόγω ασθενέστερων διαμοριακών δυνάμεων μεταξύ των μορίων.
• Αγώγιμο:
  • Οι ιοντικές ενώσεις μεταφέρουν ηλεκτρισμό όταν διαλύονται στο νερό ή λιώνουν λόγω της παρουσίας ελεύθερων ιόντων ικανών να μεταφέρουν ηλεκτρικό φορτίο.
  • Οι μοριακές ενώσεις γενικά δεν αγώγουν ηλεκτρισμό σε καμία κατάσταση (στερεό, υγρό ή αέριο) επειδή δεν περιέχουν ελεύθερα ιόντα ή κινητά φορτισμένα σωματίδια.
• Διαλυτότητα:
  • Πολλές ιοντικές ενώσεις είναι διαλυτές στο νερό λόγω της πολικής φύσης των μορίων του νερού, τα οποία μπορούν να περιβάλλουν και να διαχωρίσουν ιόντα από το κρυσταλλικό πλέγμα.
  • Η διαλυτότητα των μοριακών ενώσεων ποικίλλει ανάλογα με την πολικότητα των μορίων, με πολικά μόρια να διαλύονται σε πολικούς διαλύτες και μη πολικά μόρια σε μη πολικούς διαλύτες.

Τελευταία ενημέρωση: 06 Μαρτίου, 2024