Aqui está um detalhamento das principais diferenças entre as ligações moleculares (covalentes) e as ligações iônicas:
ligações moleculares (ligações covalentes) *
Formação: Os átomos compartilham elétrons para obter uma configuração estável de elétrons (geralmente uma concha externa completa).
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Eletronegatividade: Os átomos envolvidos têm eletronegatividades semelhantes (atração para elétrons). A diferença na eletronegatividade é pequena, geralmente menor que 1,7.
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Tipo de ligação: Compartilhamento de elétrons.
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compostos resultantes: Geralmente, formam moléculas (unidades discretas), geralmente gases ou líquidos à temperatura ambiente.
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Propriedades: *
Pontos mais baixos de fusão e ebulição: Como os títulos são mais fracos, é necessária menos energia para quebrá -las.
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normalmente não-condutor: Os elétrons estão localizados dentro da molécula, não livres para se mover.
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pode ser polar ou não polar: Depende da simetria da molécula e da diferença de eletronegatividade entre os átomos.
Exemplos: * Água (H₂O) - Os átomos de hidrogênio e oxigênio compartilham elétrons.
* Metano (ch₄) - Os átomos de carbono e hidrogênio compartilham elétrons.
ligações iônicas *
Formação: Um átomo (normalmente um metal) perde um ou mais elétrons, tornando -se um íon carregado positivamente (cátion). Outro átomo (normalmente um não metal) ganha esses elétrons, tornando-se um íon carregado negativamente (ânion). As acusações opostas atraem, formando o título.
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Eletronegatividade: Os átomos envolvidos têm eletronegatividades eletronegivitárias significativamente diferentes. A diferença na eletronegatividade é tipicamente maior que 1,7.
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Tipo de ligação: Atração eletrostática entre íons com carga oposta.
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compostos resultantes: Formam compostos iônicos (sais), geralmente sólidos cristalinos à temperatura ambiente.
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Propriedades: *
Pontos de fusão e ebulição altos: Forças eletrostáticas fortes exigem muita energia para quebrar.
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Condutor quando dissolvido ou derretido: Os íons livres podem transportar corrente elétrica.
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frequentemente quebradiço: A estrutura rígida pode fraturar facilmente.
Exemplos: * Cloreto de sódio (NaCl) - O sódio perde um elétron para se tornar Na⁺, enquanto o cloro ganha um elétron para se tornar Cl⁻.
* Óxido de magnésio (MGO) - O magnésio perde dois elétrons para se tornar Mg²⁺, e o oxigênio ganha dois elétrons para se tornar O²⁻.
Ponto de chave: A classificação de uma ligação como puramente iônica ou covalente é frequentemente uma simplificação. Muitos títulos têm características de ambos. O termo "covalente polar" é usado quando há um compartilhamento desigual de elétrons, levando a uma extremidade ligeiramente positiva e ligeiramente negativa da molécula.
