1 

The Relative Strength of Chemical Bonds  Name _______________________________________ Coursework Stamp #3  

Can we use macroscopic properties like boiling points and melting points to infer the strength of chemical bonds? 

 Why? Chemical bonds can be categorized into four main groups: covalent, ionic, intermolecular, and metallic.  Understanding these four categories of bonds allows chemist to explain and more importantly predict the properties of substances and possible chemical reactions.  In addition, chemistry deals predominantly with things that we cannot see directly.  We have to infer the properties from evidence that we can see and measure.   Today you will be practicing that skill.  Complete these summaries AFTER you have finished this POGIL Summarize what you learned from Model 1:       Summarize what you learned from Models 2‐5:       Summarize what you learned from Model 6:       Use the scale below to rank the relative strength of the bonds.    

Strongest Weakest 

2 

Model 1:  Review of Bond Types So far you have learned that differences in electronegativity are used to determine some of the types of bonds that forms between two atoms.  Below are diagrams of ionic and covalent compounds.                   Sodium Chloride             Water             

Type of Bond 

Difference in electronegativity is large, medium, 

or small 

Electrons are shared evenly, 

shared unevenly, or transferred 

Types of Atoms that typically 

form this kind of bond 

Ionic       

Polar Covalent       

Non‐polar Covalent       

  1. Using as much detail as you can, describe what holds atoms together in an 

ionic bond like NaCl.  Use the diagram above to help.      2. Using as much detail as you can, describe what holds atoms together in a 

covalent bond like H2O.   

Na+  Cl‐  Na+  Cl‐  Na+  Cl‐ 

Na+  Cl‐  Na+  Cl‐  Na+ Cl‐ 

Na+  Cl‐  Na+  Cl‐  Na+  Cl‐ 

Na+  Cl‐  Na+  Cl‐  Na+ Cl‐ 

Ionic Bonds 

Covalent Bonds 

Intermolecular Forces(hydrogen bond) 

11 

23. Explain what holds the atoms together in a metallic bond.        

24. How would you expect the strength of metallic bonds to compare with the strength of covalent bonds?  Explain your reasoning. 

10 

Read This! When metal atoms forms bonds they shared electrons somewhat like covalent compounds.  However, unlike non‐metals which have large electronegativities, metals have a relatively weak hold on their valence electrons.  The result of this weak hold on electrons is that the valence electrons are not pulled into specific bonds between atoms.  Rather the valence electrons are shared between all the atoms.  The valence electrons are often described as a negative “sea of electrons” moving around the atoms.   

 

  

 

21. Describe how metallic bonds are similar and different from covalent bonds? Similarities         Differences 

          22. Use the electronegativities to explain why non‐metals form specific bonds 

between atoms and metals form a “sea of electrons.”    

+ +

+ +++++++

Electrons are shared 

between two atoms, forming a specific bond

Valence electrons are 

shared between all metal atoms 

The positive metal atoms are attracted to the negative “sea of 

electrons.” 

Metallic Bonds  Covalent Bonds

3 

3. What type of bond do the dotted lines between the water molecules represent?  There is a general name and a specific name. 

     

a. Describe what causes this force.  Be sure to indicate which atom is slightly negative and which is slightly positive.   

     

4 

Model 2: Melting and Boiling Points Name formula 

Types of Bonds 

Melting Point (˚C) 

Boiling Point (˚C) 

Sodium chloride  NaCl  Ionic  801  1,413 

Copper(II) sulfide  CuS  Ionic  550  ‐‐‐ 

Magnesium oxide MgO  Ionic  2,852  3,600 

Calcium bromide CaBr2 

Ionic  750  1,935 

Iron(III) sulfate  Fe2(SO4)3 

Ionic & Covalent  480  ‐‐‐ 

Sodium phosphate Na3PO4 

Ionic & Covalent  622  ‐‐‐ 

Water H2O 

Very Polar Covalent  0  100 

Polyvinyl alcohol (CHCOH)n 

Very polar covalent  200  228 

Methanol CH3OH 

Polar Covalent  ‐98  64 

Methane CH4 

Non‐polar Covalent  ‐182  ‐161 

Oxygen O2 

Non‐polar Covalent  ‐219  ‐182 

‐‐‐ Indicates the compound decomposes into a different compound prior to boiling. 

 4. The melting point of magnesium oxide is _____ and the boiling point is 

_____.  Magnesium oxide is a fine white powder.  Describe what you think you would see happen if you heated a small pile of magnesium oxide to a temperature of 2,853˚C?  

    5. There are three bond types listed in the table.  Are there any patterns 

between the types of bonds and the boiling and melting points?  Describe as many patterns as you can see. 

   

9 

18. Does the amount of charge or the distance between charges have a greater impact on the strength of the Coulombic Force? (Remember that Coulombic force is just a fancy name for the attraction and repulsion between charged particles.) 

   

19. Should covalent or ionic bonds be stronger?  Explain your reasoning in terms of the separation (distance between) of the charges. 

     Model 6: Metallic Bonding ‐ A Fourth Bond Type Read This! We have seen that two non‐metals tend to share electrons in a covalent bond because their electronegativities are so similar.  When a metal and non‐metal bond, the large difference in electronegativities typically results in the transfer of electrons and the formation of an ionic bond.  Metals tend to have similar electronegativities as other metals.    

20. Do you think metallic bonds (bonds between metal atoms) will be more like ionic or covalent bonds?  Explain your reasoning. 

            

8 

Model 4: Explaining the Relative Strength of Ionic Bonds and Intermolecular Forces        

14. Ionic bonds form from the attraction between a ( full / partial ) positive charge on the cation and ( full / partial ) negative charge on the anion.  Intermolecular forces form ( full / partial ) charges on adjacent molecules. a. Which force should be stronger, the intermolecular force (hydrogen 

bond) or an ionic bond?  Explain your reasoning.       Model 5: Explaining the Relative Strength of Ionic and Covalent Bonds                            Typical Ionic Bond    Typical Covalent Bond       15. How far apart are the ions in a sodium chloride crystal?   16. How far are the hydrogen nuclei from the middle of the shared electrons?   17. Ionic bonds and covalent bonds are really just attractions between positive 

and negative charges.  How does the distance between the charges of a typical ionic bond compare to the distances in a covalent bond? 

  

Na+  Cl‐ 

Na+ Cl‐ 

282pm 

+ +

+ +++++++

Na+  Cl‐ 

Na+ Cl‐ 

Ionic Bond 

+ +

+ +++++++

Intermolecular force(hydrogen bond) 

5 

6. Rank the three types of bonds from lowest to highest melting points and then lowest to highest boiling points. Bonds with lowest                  Bonds with highest melting points       ________  _______  ________       melting points 

 Bonds with lowest                  Bonds with highest 

boiling points       ________  _______  ________       boiling points  

a. Explain your rankings in the space below.  

      

6 

Model 3:  Understanding Melting The diagram below show what happens to particles of sodium chloride, an ionic solid as it melts.              The diagram below show what happens to H2O molecules as they melt from ice to water. 

               

7. In order for an ionic compound to melt, the ions must overcome (break) the 

______________ bonds holding them in place.    

8. In order for a covalent compound to melt, the ions must overcome the 

___________________ forces holding them in place.   

Solid – Ions are held in place by in a rigid crystal structure by ionic 

bonds. 

Liquid – Ions vibrate violently enough to break the ionic bonds 

and start moving around as individual ions.   

Melting 

Cl‐ 

Na+ 

Cl‐  Na+ 

Cl‐  Na+ 

Cl‐ Na+ 

Cl‐ Na+ 

Cl‐ Na+ 

Na+  Cl‐  Na+ 

Na+  Cl‐ Cl‐ 

Na+  Cl‐  Na+ 

Na+  Cl‐ Cl‐ 

+  + 

+ + + + + + 

+ + 

+  + 

+ + + + + + 

+ +  +  + 

+ + + + + + 

+ + 

+  + 

+ + + + + + 

+ +  + +

+ +++++++

Solid – In ice the H2O molecules are moving so slowly, the 

intermolecular forces (hydrogen bonds) are strong enough to hold 

the H2O molecules in place, forming a rigid crystal structure.

Liquid – In water the H2O molecules are moving so fast, the intermolecular 

forces (hydrogen bonds) are NOT strong enough to hold the H2O molecules in place, which means they can move around as individual H2O molecules. 

7 

9. Does melting or boiling break the covalent bonds between the oxygen and hydrogen in water?  Explain your reasoning using information from the model and your experience with steam. 

   10. Look back at Model 2.  Which type of compound was easier to melt, ionic or 

covalent?   11. What does this tell you about the relative strength of ionic bonds and 

intermolecular forces?  Explain your reasoning as clearly as you can.       12. Using the melting point data from Model 1 can you tell whether covalent 

bonds are stronger than ionic bonds?  Explain your reasoning.      Read This! A glass of water is made of trillions and trillions of individual water molecules that are held together by intermolecular forces called hydrogen bonds.  Like water, a diamond is a covalent compound but instead of being made of a bunch of individual molecules, every carbon atom in the diamond is covalently bound to every other carbon atom.  The entire diamond is one giant molecule of carbon atoms.  This means that in order to melt a diamond you have to overcome covalent bonds rather than just intermolecular forces.  The melting point of diamond is 3,550˚C.    

13. What does the melting point of diamond tell you about the relative strength of covalent and ionic bonds?  Use melting points from the Model 1 to help you answer this question.  Explain your reasoning.