Διαφορές οργανικών και ανοργάνων ενώσεων
Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Ακολουθεί πίνακας των κυριοτέρων διαφορών μεταξύ οργανικών ενώσεων και ανόργανων ενώσεων
Οργανικές ενώσεις | Ανόργανες ενώσεις |
Περισσότερο ομοιοπολικές ενώσεις. | Περισσότερο ιοντικές ενώσεις. |
Ευπαθείς σε υψηλές θερμοκρασίες, ώς και στην επίδραση ισχυρών οξέων και βάσεων. |
Ανθεκτικές σε υψηλές θερμοκρασίες,ώς και στην επίδραση ισχυρών οξέων και βάσεων. |
Χαμηλό σημείο ζέσης (ΣΖ) και τήξης (ΣΤ) με μεγάλες τάσεις ατμών |
Υψηλό σημείο ζέσης (ΣΖ) και τήξης (ΣΤ)) με μικρές τάσεις ατμών. |
Διαλύονται σε οργανικούς διαλύτες | Διαλύονται σε ανόργανους διαλύτες |
Δίνουν αντιδράσεις μοριακές αργές, κατά κανόνα αμφίδρομες και συχνά πολύπλευρες με διαφορετικά προϊόντα |
Δίνουν αντιδράσεις ιοντικές ταχείες, κατά κανόνα μονόδρομες και όχι πολύπλευρες με συγκεκριμένα προϊόντα. |
Εμφανίζουν συχνά φαινόμενα ισομέρειας | Εμφανίζουν σπάνια φαινόμενα ισομέρειας |
Εμφανίζουν συχνά φαινόμενα πολυμέρειας | Εμφανίζουν σπάνια φαινόμενα πολυμέρειας |
Έχουν πυκνότητα συνήθως παραπλήσια της μονάδας | Έχουν πυκνότητα συνήθως μεγαλύτερη της μονάδος |
Αριθμούν περί τα 10.000.000 (*) | Αριθμούν περί τις 100.000 |
(*) Το μεγάλο πλήθος των οργανικών ενώσεων οφείλεται κυρίως στη θέση που κατέχει ο άνθρακας (C) στο Περιοδικό σύστημα. Το χημικό στοιχείο αυτό έχει στην εξωτερική στοιβάδα του ατόμου του τέσσερα μονήρη ηλεκτρόνια που είναι και ο μεγαλύτερος δυνατός αριθμός. Κατά τη σύγχρονη ατομική θεωρία οι τέσσερεις αυτές μονάδες συγγενείας είναι απόλυτα ισότιμες μεταξύ τους (δηλαδή με ίδια ενέργεια). Έτσι αυτή η "τετρασθένεια" δίνει στον άνθρακα τη δυνατότητα αφενός να σχηματίζει ισχυρούς δεσμούς τόσο με ηλεκτροθετικά όσο και με ηλεκτροαρνητικά στοιχεία, αφετέρου τ΄ άτομά του να ενώνονται με απλούς, διπλούς, ή τριπλούς δεσμούς σε όλους τους δυνατούς τρόπους και να σχηματίζουν (ανθρακικές) αλυσίδες, ευθύγραμμες ή διακλαδισμένες, ανοικτές ή κλειστές (δακτύλιους) ή και συνδυασμό αυτών.