Kemiallisen linkin määrittely, ominaisuudet, niiden muodostuminen, tyypit

kemiallinen sidos se on voima, joka onnistuu pitämään aineet muodostavat atomit yhdessä. Jokaisella aineen tyypillä on ominaista kemiallinen sidos, joka koostuu yhden tai useamman elektronin osallistumisesta. Näin ollen voimat, jotka yhdistävät atomeja kaasuissa, ovat erilaisia ​​esimerkiksi metalleista.

Kaikkien jaksollisen pöydän osat (paitsi heliumia ja kevyitä jalokaasuja) voivat muodostaa kemiallisia sidoksia keskenään. Niiden luonne kuitenkin muuttuu sen mukaan, mitä elementtejä ne muodostavat elektroneista. Oleellinen parametri linkkien tyypin selittämiseksi on elektronegatiivisuus.

Ero elektronegatiivisuudessa (AE) kahden atomin välillä määrittelee paitsi kemiallisen sidoksen tyypin myös yhdisteen fysikaalis-kemialliset ominaisuudet. Suoloille on tunnusomaista, että niillä on ionisia sidoksia (korkea AE) ja monia orgaanisia yhdisteitä, kuten B-vitamiinia₁₂ (kuva ylhäältä), kovalenttiset sidokset (matala ΔE).

Ylemmässä molekyylirakenteessa kukin viiva edustaa kovalenttista sidosta. Kiilat osoittavat, että linkki nousee tasosta (lukijaa kohti), ja ne, jotka on alleviivattu tasosta (lukijasta poispäin). Huomaa, että on olemassa kaksoissidoksia (=) ja koboltti- atomia koordinoi viisi typpiatomia ja sivuketju R.

Mutta miksi tällaiset kemialliset sidokset muodostuvat? Vastaus perustuu osallistuvien atomien ja elektronien energiseen vakauteen. Tämän stabiilisuuden on tasapainotettava elektronisten pilvien ja ytimien välillä vallitsevia sähköstaattisia tukoksia ja viereen, jonka ydin on kohdistanut naapuriatomin elektroneihin.

indeksi

• 1 Kemiallisen sidoksen määritelmä
• 2 Ominaisuudet
• 3 Miten ne muodostuvat
  • 3.1 Homonukleaariset yhdisteet A-A
  • 3.2 Heteronukleaariset yhdisteet A-B
• 4 tyypit
  • 4.1 - Kovalenttinen linkki
  • 4.2 - Ioninen linkki
  • 4.3 Metallilinkki
• 5 Esimerkkejä
• 6 Kemiallisen sidoksen merkitys
• 7 Viitteet

Kemiallisen sidoksen määritelmä

Monet tekijät ovat antaneet kemiallisen sidoksen määritelmiä. Niistä tärkein oli fysikaalis-kemiallinen G. N. Lewis, joka määritteli kemiallisen sidoksen kahden parin elektronien parin osallistumiseen. Jos atomit A · ja · B voivat tarjota yhden elektronin, niiden välille muodostuu yksinkertainen linkki A: B tai A-B.

Ennen linkin muodostamista sekä A että B erotetaan rajattomalla etäisyydellä, mutta yhdistettäessä on nyt voima, joka pitää ne yhdessä diatomiyhdisteen AB ja linkin etäisyyden (tai pituuden)..

piirteet

Mitä ominaisuuksia tämä voima omistaa, joka pitää atomit yhdessä? Nämä riippuvat enemmän A: n ja B: n välisen yhteyden tyypistä kuin niiden elektronisista rakenteista. Esimerkiksi linkki A-B on suunnattu. Mitä tarkoitat? Että elektronien parin liiton voima voidaan esittää akselilla (ikään kuin se olisi sylinteri).

Samoin tämä linkki vaatii energiaa rikkoutumiseen. Tämä energiamäärä voidaan ilmaista yksiköissä kJ / mol tai cal / mol. Kun AB-yhdisteelle on syötetty tarpeeksi energiaa (esimerkiksi lämmöllä), se hajoaa alkuperäisiin A · ja B-atomeihin.

Mitä vakaampi linkki on, sitä suurempi on energian määrä, jota se tarvitsee yhdistettyjen atomien erottamiseksi.

Toisaalta, jos sidos yhdisteessä AB oli ioninen, A⁺B^-, silloin se olisi ei-suuntainen voima. Miksi? Koska A⁺ on houkutteleva voima B: lle^- (ja päinvastoin), joka riippuu enemmän etäisyydestä, joka erottaa molemmat ionit avaruudessa kuin niiden suhteellisesta sijainnista.

Tämä vetovoima ja repulsio kerää muita ioneja muodostamaan kiteisen hilan (ylempi kuva: kationi A⁺ ympäröi neljä anionia B^-, ja nämä neljä kationia A⁺ ja niin edelleen).

Miten ne muodostuvat

Homonukleaariset yhdisteet A-A

Jotta elektronien pari muodostaisi sidoksen, on monia näkökohtia, jotka on otettava ensin huomioon. Ytimillä, jotka ovat A: n, on protoneja ja ovat siten positiivisia. Kun kaksi A: n atomia on kaukana toisistaan, toisin sanoen suurella ydintekijällä (ylin kuva), heillä ei ole mitään vetovoimaa.

Kun he lähestyvät A: n kahta atomia, niiden ytimet houkuttelevat naapurisataman elektronisen pilven (violetti ympyrä). Tämä on houkutteleva voima (A yli viereisen violetin ympyrän). A: n kaksi ydintä hylätään kuitenkin olemalla positiivisia, ja tämä voima lisää sidoksen potentiaalienergiaa (pystysuora akseli).

On olemassa ydintekijä, jossa potentiaalinen energia saavuttaa minimin; toisin sanoen sekä houkutteleva voima että vastakkainen voima ovat tasapainossa (A: n kaksi atomia kuvan alaosassa).

Jos tämä etäisyys pienenee tämän pisteen jälkeen, yhteys aiheuttaa kahden ytimen tukahdutuksen erittäin voimakkaasti, epävakauttava yhdiste A-A.

Joten, jotta yhteys muodostettaisiin, sen on oltava energian riittävän sisäinen etäisyys; ja lisäksi atomiatrituaalien täytyy olla päällekkäin oikein niin, että elektronit ovat yhteydessä toisiinsa.

Heteronukleaariset yhdisteet A-B

Entä jos A: n kahden atomin sijasta liitetään yksi A: sta ja toinen B: stä? Tällöin ylempi kuvaaja muuttuisi, koska yhdellä atomista olisi enemmän protoneja kuin toinen, ja elektroniset pilvet eri kokoja.

Kun A-B-sidos muodostuu oikeaan sisäiseen etäisyyteen, elektronien pari löytyy lähinnä lähinnä elektronegatiivisimmasta atomista. Tämä tapahtuu kaikkien heteronukleaaristen kemiallisten yhdisteiden kanssa, jotka muodostavat suurimman osan tunnetuista (ja ovat tiedossa)..

Vaikka niitä ei mainita syvällisesti, on lukuisia muuttujia, jotka vaikuttavat suoraan siihen, miten atomien lähestyminen ja kemialliset sidokset muodostuvat; jotkut ovat termodynaamisia (on spontaani reaktioita?), elektronisia (kuinka täynnä tai tyhjiä ovat atomien kiertoradat) ja muita kinetiikkaa.

tyyppi

Linkit esittävät joukon ominaisuuksia, jotka erottavat ne toisistaan. Useat niistä voidaan muodostaa kolmeen pääluokitukseen: kovalenttiset, ioniset tai metalliset.

Vaikka on olemassa yhdisteitä, joiden linkit kuuluvat yhteen tyyppiin, monet tosiasiallisesti koostuvat kunkin merkkien yhdistelmästä. Tämä tosiasia johtuu eroista, jotka eroavat elektronismin välillä sidosten muodostavien atomien välillä. Joten jotkin yhdisteet voivat olla kovalenttisia, mutta ne voivat olla sidoksissaan tietty ioninen luonne.

Myös sidoksen tyyppi, rakenne ja molekyylipaino ovat keskeisiä tekijöitä, jotka määrittävät materiaalin makroskooppiset ominaisuudet (kirkkaus, kovuus, liukoisuus, sulamispiste jne.)..

-Kovalenttinen sidos

Kovalenttiset joukkovelkakirjat ovat niitä, joita on tähän mennessä selitetty. Niissä kahden kiertoradan (yksi elektroni kussakin) on oltava päällekkäin erottuneiden ytimien kanssa sopivassa sisäisissä etäisyyksissä.

Molekulaarisen kiertoradan (TOM) teorian mukaan, jos orbitaalien päällekkäisyys on etuosa, muodostuu sigma σ-sidos (jota kutsutaan myös yksinkertaiseksi tai yksinkertaiseksi linkiksi). Vaikka kiertoradat muodostuvat sivuttais- ja kohtisuorasta päällekkäisyydestä suhteessa ydinakseliin, π (kaksois- ja kolminkertaiset) linkit ovat läsnä:

Yksinkertainen linkki

Kuvassa näkyvä linkki σ muodostuu ydinalan akselia pitkin. Vaikka sitä ei ole esitetty, A: lla ja B: llä voi olla muita linkkejä, ja siten niiden omia kemiallisia ympäristöjä (molekyylirakenteen eri osat). Tämän tyyppiselle yhteydelle on tunnusomaista sen pyörimisvoima (vihreä sylinteri) ja olemalla vahvin kaikista.

Esimerkiksi vety- molekyylin yksinkertainen sidos voi kiertää ydinalalla (H-H). Samoin hypoteettinen CA-AB-molekyyli voi tehdä sen.

C-A-, A-A- ja A-B-linkit pyörivät; mutta jos C tai B ovat atomeja tai joukko suuria atomeja, kierto A-A estyy steerisesti (koska C ja B kaatuisivat).

Yksinkertaiset sidokset löytyvät lähes kaikissa molekyyleissä. Niiden atomeilla voi olla mikä tahansa kemiallinen hybridisaatio niin kauan kuin niiden kiertoradat ovat päällekkäisiä. Palataan B-vitamiinin rakenteeseen₁₂, mikä tahansa yksittäinen viiva (-) osoittaa yhden linkin (esimerkiksi -CONH-linkit)₂).

Kaksoislinkki

Kaksoissidos edellyttää, että atomeilla on (yleensä) sp-hybridisaatio². Puhdas p-sidos, kohtisuorassa kolmeen sp², muodostaa kaksoissidoksen, joka esitetään harmaana arkkina.

Huomaa, että sekä yksittäinen linkki (vihreä sylinteri) että kaksoislinkki (harmaa arkki) ovat samanaikaisesti käytössä. Toisin kuin yksinkertaisilla linkeillä, kaksoiskappaleilla ei kuitenkaan ole samaa pyörimisvapautta kansainvälisen akselin ympäri. Tämä johtuu siitä, että kääntääksesi linkin (tai arkin) täytyy rikkoutua; prosessi, joka tarvitsee energiaa.

Linkki A = B on myös reaktiivisempi kuin A-B. Tämän pituus on pienempi ja atomit A ja B ovat pienempiä ydintekijöitä; siksi molempien ytimien välillä on suurempi repulssio. Molempien linkkien, yhden ja kaksinkertaisen, rikkominen vaatii enemmän energiaa kuin mitä tarvitaan atomien erottamiseksi A-B-molekyylistä.

B-vitamiinin rakenteessa₁₂ useita kaksoissidoksia voidaan havaita: C = O, P = O ja aromaattisten renkaiden sisällä.

Kolminkertainen linkki

Kolmoissidos on vieläkin lyhyempi kuin kaksoissidos ja sen pyöriminen heikentyy voimakkaammin. Siinä muodostuu kaksi kohtisuoraa π-linkkiä (harmaat ja violetit arkit) sekä yksinkertainen linkki.

Tavallisesti A: n ja B: n atomien kemiallinen hybridisaatio on sp: kaksi sp orbitaalia, jotka on erotettu 180 °, ja kaksi puhdasta p orbitaalia, jotka ovat kohtisuorassa ensimmäiseen. Huomaa, että kolmoissidos muistuttaa palettia, mutta ilman pyörimisvoimaa. Tämä linkki voidaan esittää yksinkertaisesti A≡B: nä (N2N, N-typpimolekyyli)₂).

Kaikista kovalenttisista sidoksista tämä on reaktiivisinta; mutta samalla se, joka tarvitsee enemmän energiaa atomiensa täydelliseen erottamiseen (· A: +: B ·). Jos B-vitamiinia₁₂ sen molekyylirakenteessa oli kolmoissidos, sen farmakologinen vaikutus muuttuisi jyrkästi.

Kolmoissidoksissa osallistuu kuusi elektronia; tuplaa, neljä elektronia; ja yksinkertaisesti tai yksinkertaisesti kaksi.

Yhden tai useamman näistä kovalenttisista sidoksista muodostuminen riippuu atomien elektronisesta saatavuudesta; eli kuinka moni elektroni tarvitsee orbitaaleja valenssi-oktetin hankkimiseksi.

Ei-polaarinen linkki

Kovalenttinen sidos koostuu elektronien parin jakamisesta kahden atomin välillä. Mutta tämä on ehdottomasti totta vain siinä tapauksessa, että molemmilla atomeilla on yhtäläiset elektronegatiivisuudet; toisin sanoen sama taipumus houkutella ympäristön sähköistä tiheyttä yhdisteessä.

Ei-polaarisille sidoksille on tunnusomaista nollaelektronisoinnin ero (AE00). Tämä tapahtuu kahdessa tilanteessa: homonukleaarisessa yhdisteessä (A)₂) tai jos linkin kummallakin puolella olevat kemialliset ympäristöt ovat vastaavia (H₃C-CH₃, etaanimolekyyli).

Esimerkkejä ei-polaarisista linkeistä nähdään seuraavissa yhdisteissä:

-Vety (H-H)

-Happi (O = O)

-Typpi (N≡N)

-Fluori (F-F)

-Kloori (Cl-Cl)

-Asetyleeni (HC≡CH)

Polaariset linkit

Kun molempien atomien välillä on huomattava ero elektronisoituvuudessa AE, muodostetaan linkin akselia pitkin dipolimomentti: A^δ+-B^δ-. Heteronukleaarisen yhdisteen AB tapauksessa B on elektronegatiivisin atomi, ja siksi sillä on korkein elektronitiheys δ-; kun taas A, pienin elektronegatiivinen, kuormituspuutos δ+.

Jotta polaariset sidokset tapahtuisivat, kaksi atomia, joissa on eri elektronegativadeja, on liitettävä; ja siten muodostaa heteronukleaarisia yhdisteitä. A-B muistuttaa magneettia: siinä on positiivinen napa ja negatiivinen napa. Tämä mahdollistaa sen, että se voi olla vuorovaikutuksessa muiden molekyylien kanssa dipoli-dipolivoimien välityksellä.

Vedessä on kaksi polaarista kovalenttista sidosta, H-O-H, ja sen molekyyli- geometria on kulmainen, mikä lisää sen dipolimomenttia. Jos sen geometria olisi lineaarinen, valtameret haihtuisivat ja vedellä olisi alempi kiehumispiste.

Se, että yhdisteellä on polaarisia sidoksia, se ei tarkoita, että se on polaarinen. Esimerkiksi hiilitetrakloridi, CCl₄, sillä on neljä C-Cl-polaarista linkkiä, mutta niiden tetraedrinen järjestely dipolimomentti päättyy vektorisuuntaisesti.

Datiivi- tai koordinaatiolinkit

Kun atomi tuottaa elektronien parin muodostamaan kovalenttisen sidoksen toisen atomin kanssa, puhumme sitten datiivi- tai koordinaatiosidoksesta. Esimerkiksi B: llä on käytettävissä elektronien pari ja A (tai A)⁺), muodostuu sähköinen työpaikka, linkki B: A.

B-vitamiinin rakenteessa₁₂ nämä viisi typpiatomia ovat sitoutuneet Co: n metallikeskukseen tämäntyyppisellä kovalenttisella sidoksella. Nämä nitrogeenit antavat vapaiden elektronien parin kationi-Co: lle³⁺, koordinoida metallia heidän kanssaan (Co³⁺: N-)

Toinen esimerkki löytyy ammoniakkimolekyylin protonoitumisesta ammoniumin muodostamiseksi:

H₃N: + H⁺ => NH₄⁺

Huomaa, että molemmissa tapauksissa on typpiatomi, joka vaikuttaa elektroneihin; siksi kovalenttinen dative- tai koordinaatiolinkki tapahtuu, kun vain atomi edistää elektronien paria.

Samoin vesimolekyyli voidaan protonoida transformoimaan hydronium (tai oksonium) -kationiksi:

H₂O + H⁺ => H₃O⁺

Toisin kuin ammoniumkationi, hydroniumissa on edelleen vapaa elektronipari (H₃O:⁺); on kuitenkin hyvin vaikea hyväksyä toista protonia epästabiilin dihydrogeenihydroniumin muodostamiseksi, H₄O²⁺.

-Ioninen sidos

Kuvassa on valkoinen suola. Suoloille on tunnusomaista, että niillä on kiteisiä rakenteita, jotka ovat, symmetrisiä ja tilattuja; korkeat sulamis- ja kiehumispisteet, korkeat sähköiset johtavuudet sulatettaessa tai liuotettaessa ja myös niiden ionit sitovat voimakkaasti sähköstaattisia vuorovaikutuksia.

Nämä vuorovaikutukset muodostavat sen, joka tunnetaan ionisidoksena. Toisessa kuvassa näytettiin kationi A⁺ ympäröivät neljä anionia B^-, mutta tämä on 2D-esitys. Kolme ulottuvuutta, A⁺ pitäisi olla muita anioneja B^- eteenpäin ja taakse, muodostaen erilaisia ​​rakenteita.

Joten, A⁺ siinä voi olla kuusi, kahdeksan tai jopa kaksitoista naapuria. Niiden naapureiden lukumäärä, jotka ympäröivät ionia kiteessä, tunnetaan koordinointinumerona (N.C). Kullekin N.C: lle on liitetty kiteisen järjestelyn tyyppi, joka puolestaan ​​muodostaa suolan kiinteän faasin.

Suoloissa havaitut symmetriset ja särmätyt kiteet johtuvat vetovoima-vuorovaikutusten muodostamasta tasapainosta (A⁺ B^-) ja repulsion (A)^{+ +}, B^- B^-) sähköstaattinen.

koulutus

Mutta miksi A + ja B^-, tai Na⁺ ja Cl^-, eivät muodosta kovalenttisia Na-Cl-sidoksia? Koska klooriatomi on paljon elektronegatiivisempi kuin natriummetalli, jolle on ominaista myös hyvin helppo luopua elektronistaan. Kun nämä elementit löytyvät, ne reagoivat eksotermisesti tuottamaan pöytäsuolaa:

2Na (s) + Cl₂(g) => 2NCl (s)

Kaksi natriumiatomia antavat ainutlaatuisen valenssielektroninsa (Na ·) Cl: n diatomiselle molekyylille₂, Cl anionien muodostamiseksi^-.

Natriumkationien ja kloridi-anionien väliset vuorovaikutukset, vaikka ne edustavat heikompaa sidosta kuin kovalenttiset, kykenevät pitämään ne kiinteästi sidoksissa kiinteään aineeseen; ja tämä seikka heijastuu suolan korkeassa sulamispisteessä (801 ° C).

Metallilinkki

Viimeinen kemiallisen sidoksen tyyppi on metalli. Tämä löytyy mistä tahansa metallista tai metalliseoksesta. Sille on ominaista se, että se on erityinen ja erilainen, koska elektronit eivät kulje yhdestä atomista toiseen, vaan he matkustavat, kuten meri, metallien kide..

Täten metalliset atomit sanovat kuparia, sekoittavat niiden valenssirakeet toistensa kanssa johtavuusnauhojen muodostamiseksi; jolloin elektronit (s, p, d tai f) kulkevat atomien ympäri ja pitävät ne tiukasti kiinni.

Riippuen niiden metallien lukumäärästä, jotka kulkevat metallikiteen läpi, kaistaleille tarjotut kiertoradat ja niiden atomien pakkaus, metalli voi olla pehmeä (kuten alkalimetallit), kova, kirkas tai hyvä sähkönjohdin ja lämpö.

Voima, joka pitää yhdessä metallien atomeja, kuten ne, jotka muodostavat pienen miehen kuvassa ja hänen kannettavansa, on parempia kuin suolat.

Tämä voidaan todentaa kokeellisesti, koska suolojen kiteet voidaan jakaa useisiin puolikkaisiin ennen mekaanista voimaa; kun taas metallikappale (koostuu hyvin pienistä kiteistä) deformoituu.

esimerkit

Seuraavat neljä yhdistettä sisältävät selitetyt kemiallisten sidosten tyypit:

-Natriumfluoridi, NaF (Na⁺F^-): ioninen.

-Natrium, Na: metallinen.

-Fluori, F₂ (F-F): ei-polaarinen kovalenttinen, koska molempien atomien välillä on ΔE-nolla, koska ne ovat identtisiä.

-Vetyfluoridi, HF (H-F): polaarinen kovalenttinen, koska tässä yhdisteessä fluori on enemmän elektronegatiivista kuin vety.

On yhdisteitä, kuten B-vitamiinia₁₂, jossa on sekä polaarisia että ionisia kovalenttisia sidoksia (sen fosfaattiryhmän -PO negatiivisessa varauksessa)₄^--). Joissakin monimutkaisissa rakenteissa, kuten metalliklustereissa, kaikki tällaiset linkit voivat esiintyä rinnakkain.

Aine tarjoaa esimerkkejä kemiallisista sidoksista kaikissa sen ilmenemismuodoissa. Lammikon pohjan kivestä ja sitä ympäröivään veteen, sen reunoihin, jotka ryömivät sen reunoista.

Vaikka linkit voivat olla yksinkertaisia, molekyylirakenteen atomien lukumäärä ja spatiaalinen järjestely avaavat tien rikkaille yhdisteiden moninaisuudelle.

Kemiallisen sidoksen merkitys

Mikä on kemiallisen sidoksen merkitys? Laskemattoman määrän seurauksia, jotka vapauttavat kemiallisen sidoksen puuttumisen, korostavat sen valtavaa merkitystä luonnossa:

-Ilman sitä värit eivät olisi olemassa, koska niiden elektronit eivät imettäisi sähkömagneettista säteilyä. Ilmakehässä olevat pölyn ja jään hiukkaset hävisivät, ja siksi taivaan sininen väri muuttuu tummaksi.

-Hiili ei voinut muodostaa loputtomia ketjujaan, josta johdetaan triljoonia orgaanisia ja biologisia yhdisteitä.

-Proteiineja ei voitu edes määritellä niiden koostuvissa aminohapoissa. Sokerit ja rasvat hävisivät sekä kaikki elävien organismien hiiliyhdisteet.

-Maapallo loppuisi ilmakehästä, koska ilman kaasujen kemiallisia sidoksia ei olisi mitään voimaa pitää niitä yhdessä. Myöskään niiden välillä ei olisi pienintäkään intermolekyylistä vuorovaikutusta.

-Vuoret saattavat kadota, koska niiden kivet ja kivennäisaineet, vaikka ne olivat raskas, eivät voineet sisältää atomejaan, jotka on pakattu kiteisen tai amorfisen rakenteensa sisälle..

-Maailma muodostuisi yksinäisistä atomeista, jotka eivät pysty muodostamaan kiinteitä tai nestemäisiä aineita. Tämä johtaisi myös kaiken aineen muuntumisen katoamiseen; toisin sanoen ei olisi kemiallista reaktiota. Ainoastaan ​​ohi kaasut kaikkialla.

viittaukset

1. Harry B. Grey. (1965). Elektronit ja kemialliset sidokset. W. A. BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemia. (8. painos). CENGAGE Learning, s. 233, 251, 278, 279.
3. Alus R. (2016). Kemiallinen sidonta. Haettu osoitteesta hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Kemiallisten joukkovelkakirjojen tyypit. (3. lokakuuta 2006). Otettu: dwb4.unl.edu
5. Kemiallisten sidosten muodostuminen: elektronien rooli. [PDF]. Haettu osoitteesta cod.edu
6. CK-12 Säätiö. (N.D.). Energia ja kovalenttiset joukkovelkakirjat. Haettu osoitteesta: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Kovalenttinen linkki on koordinoitu tai sitova. Haettu osoitteesta: quimitube.com