Kjemisk lenkedefinisjon, egenskaper, hvordan de dannes, typer

den kjemisk binding Det er kraften som klarer å holde atomer som utgjør saken sammen. Hver type materie har en karakteristisk kjemisk binding, som består av deltakelse av en eller flere elektroner. Dermed er kreftene som går med atomer i gasser forskjellige, for eksempel fra metaller.

Alle elementene i det periodiske bordet (med unntak av helium og lette edelgasser) kan danne kjemiske bindinger med hverandre. Imidlertid er naturen av disse endret avhengig av hvilke elementer som kommer fra de elektroner som danner dem. En viktig parameter for å forklare hvilken type koblinger er elektronegativitet.

Forskjellen i elektronegativitet (ΔE) mellom to atomer definerer ikke bare typen av kjemisk binding, men også de fysisk-kjemiske egenskapene til forbindelsen. Salgene kjennetegnes ved å ha ioniske bindinger (høye AE) og mange av de organiske forbindelsene, slik som vitamin B₁₂ (toppbilde), kovalente bindinger (lav AE).

I den øvre molekylære strukturen representerer hver av linjene en kovalent binding. Kilene indikerer at lenken kommer fra flyet (mot leseren), og de understreket fra flyet (vekk fra leseren). Legg merke til at det er dobbeltbindinger (=) og et koboltatom koordinert med fem nitrogenatomer og en sidekjede R.

Men hvorfor er slike kjemiske bindinger dannet? Svaret ligger i den energiske stabiliteten til de deltakende atomer og elektroner. Denne stabiliteten må balansere de elektrostatiske frastøtene som oppleves mellom de elektroniske skyene og kjernene, og tiltrekningen utøves av en kjerne på elektronene i naboboret.

index

• 1 Definisjon av kjemisk binding
• 2 egenskaper
• 3 Hvordan blir de dannet
  • 3.1 homonukleære forbindelser A-A
  • 3.2 Heteronukleære forbindelser A-B
• 4 Typer
  • 4.1 - Kovalent lenke
  • 4.2 - Jonisk kobling
  • 4.3 Metallisk kobling
• 5 eksempler
• 6 Betydningen av kjemiske bindingen
• 7 referanser

Definisjon av kjemisk binding

Mange forfattere har gitt definisjoner av kjemisk binding. Av alle de viktigste var den fysisk-kjemiske G. N. Lewis, som definerte kjemisk binding som deltakelse av et par elektroner mellom to atomer. Hvis atomer A · og · B kan gi en enkelt elektron, blir den enkle lenken A: B eller A-B dannet mellom dem.

Før dannelsen av lenken er både A og B separert med en ubestemt avstand, men når man kobler sammen, er det nå en kraft som holder dem sammen i diatomisk forbindelse AB og en avstand (eller lengde) av lenken.

funksjoner

Hvilke egenskaper har denne kraften som holder atomer sammen? Disse avhenger mer av typen kobling mellom A og B enn på deres elektroniske strukturer. For eksempel er koblingen A-B retningsbestemt. Hva mener du? At kraften som utøves av foreningen av paret elektroner kan representeres på en akse (som om det var en sylinder).

På samme måte krever denne lenken at energi skal bryte. Denne mengden energi kan uttrykkes i enheter av kJ / mol eller cal / mol. Når nok energi har blitt brukt på AB-forbindelsen (for eksempel ved varme), vil den dissociere til de opprinnelige A · og · B atomer.

Jo mer stabilt koblingen er, jo større er mengden energi det krever for å skille de tilkoblede atomer.

På den annen side, hvis bindingen i forbindelse AB var ionisk, var A⁺B^-, da ville det være en ikke-retningsbestemt kraft. Hvorfor? Fordi A⁺ utøver en attraktiv kraft på B^- (og omvendt) som avhenger mer avstanden som skiller begge ioner i rommet enn på en relativ plassering av dem.

Dette tiltrengningsfelt og avstengning samler andre ioner for å danne det som kalles et krystallinsk gitter (øvre bilde: kation A⁺ ligger omgitt av fire anioner B^-, og disse fire kationene A⁺ og så videre).

Hvordan blir de dannet

Homonukleære forbindelser A-A

For et par elektroner for å danne et bånd er det mange aspekter som må vurderes først. Kjernene, for å si de av A, har protoner og er derfor positive. Når to atomer av A er langt fra hverandre, det vil si på en stor internukleær avstand (toppbildet), opplever de ingen tiltrekning.

Når de nærmer seg de to atomer av A, tiltrekker kjernene deres den elektroniske skyen til nabobeltet (den lilla sirkelen). Dette er den attraktive kraften (A over den nærliggende lilla sirkelen). Imidlertid er de to kjernene av A avstøtet ved å være positive, og denne kraften øker potensiell energi av bindingen (vertikal akse).

Det er en internuclear avstand hvor den potensielle energien når et minimum; det vil si at både den attraktive kraften og den repulsive kraften er balansert (de to atomer av A i den nedre delen av bildet).

Hvis denne avstanden reduseres etter dette punktet, vil koblingen føre til at de to kjernene avviser meget sterkt destabiliserende forbindelse A-A.

Så, for at lenken skal formes, må det være en energi-tilstrekkelig internukleær avstand; og i tillegg må atomorbitalerne overlappe riktig slik at elektronene er koblet sammen.

Heteronukleære forbindelser A-B

Hva om i stedet for to atomer av A bli med en av A og en annen av B? I så fall vil den øvre grafen endres fordi et av atomene ville ha flere protoner enn det andre, og de elektroniske skyene forskjellige størrelser.

Når A-B-bindingen dannes på riktig indre kjerneavstand, vil paret elektroner bli funnet hovedsakelig i nærheten av det mest elektronegative atom. Dette skjer med alle heteronukleære kjemiske forbindelser, som utgjør det store flertallet av de som er kjent (og vil bli kjent).

Selv om det ikke er nevnt i dybden, er det mange variabler som direkte påvirker hvordan atomer nærmer seg og kjemiske bindinger dannes; noen er termodynamiske (er reaksjonen spontan?), elektronisk (hvor full eller tom er orbitalene av atomene) og annen kinetikk.

typen

Koblingene presenterer en rekke egenskaper som skiller dem fra hverandre. Flere av dem kan være innrammet i tre hovedklasser: kovalent, ionisk eller metallisk.

Selv om det finnes forbindelser som tilhører en enkelt type, består mange faktisk av en blanding av karakterer av hver. Dette faktum skyldes forskjellen i elektronegativitet mellom atomene som utgjør bindingene. Således kan noen forbindelser være kovalente, men er tilstede i deres bindinger en viss ionisk karakter.

Også typen binding, struktur og molekylmasse er nøkkelfaktorer som definerer materialets makroskopiske egenskaper (lysstyrke, hardhet, oppløselighet, smeltepunkt etc.).

-Kovalent binding

De kovalente bindingene er de som har blitt forklart så langt. I dem må to orbitaler (en elektron i hver) overlappe med de separerte kjernene på en hensiktsmessig internukleær avstand.

Ifølge teorien om molekylærbanen (TOM), dersom overlappingen av orbitalerne er frontal, dannes en sigma σ-binding (som også kalles enkel eller enkel kobling). Mens om orbitalene dannes ved laterale og vinkelrette overlapninger i forhold til internuklearaksen, vil π (dobbel og trippel) koblingene være tilstede:

Enkel lenke

Koblingen σ som det kan sees i bildet, dannes langs den indre kjerneaksen. Selv om det ikke er vist, kan A og B ha andre lenker, og derfor deres egne kjemiske miljøer (forskjellige deler av molekylstrukturen). Denne typen kobling er preget av sin rotasjonsevne (grønn sylinder) og ved å være den sterkeste av alle.

For eksempel kan det enkle bindingen av hydrogenmolekylet rotere på den indre kjerneaksen (H-H). På samme måte kan et hypotetisk CA-AB-molekyl gjøre det.

C-A, A-A og A-B-koblingene roterer; men hvis C eller B er atomer eller en gruppe voluminøse atomer, er rotasjon A-A sterisk hindret (fordi C og B ville krasje).

Enkle bindinger finnes i nesten alle molekyler. Deres atomer kan ha noen kjemisk hybridisering så lenge overlappingen av deres orbitaler er frontal. Kommer tilbake til strukturen av vitamin B₁₂, En enkelt linje (-) indikerer en enkelt lenke (for eksempel -CONH-koblinger₂).

Dobbel kobling

Dobbeltbindingen krever at atomer har (vanligvis) sp hybridisering². Den rene p-bindingen, vinkelrett på de tre sp-hybrid-orbitaler², danner dobbeltbinding, som vises som et gråaktig ark.

Legg merke til at både enkeltkoblingen (grønn sylinder) og dobbeltkoblingen (gråarket) sameksisterer samtidig. Imidlertid, i motsetning til enkle koblinger, har dobler ikke samme rotasjonsfrihet rundt internuklearaksen. Dette skyldes at for å rotere, må lenken (eller arket) være ødelagt; prosess som trenger energi.

Også lenken A = B er mer reaktiv enn A-B. Lengden på denne er mindre og atomer A og B har en mindre internukleær avstand; Derfor er det større avstøtning mellom begge kjernene. Å bryte begge leddene, enkelt og dobbelt, krever mer energi enn det som trengs for å skille atomene i A-B-molekylet.

I strukturen av vitamin B₁₂ flere dobbeltbindinger kan observeres: C = O, P = O, og innenfor de aromatiske ringene.

Triple link

Trippelbindingen er enda kortere enn dobbeltbindingen, og rotasjonen er mer energisk svekket. I det dannes to vinkelrette π-koblinger (de grå og lilla arkene), samt en enkel kobling.

Vanligvis må den kjemiske hybridiseringen av atomene av A og B være sp: to sp orbitaler separert ved 180 ° og to rene p orbitaler vinkelrett på den tidligere. Merk at en trippelbinding ligner en palett, men uten rotasjonskraft. Denne koblingen kan bare representeres som A = B (N≡N, N-nitrogen molekyl₂).

Av alle de kovalente bindingene er dette den mest reaktive; men på samme tid, må man mer energi for å fullføre separering av atomer (• A: +: B ·). Hvis vitamin B₁₂ hadde en trippelbinding innenfor sin molekylære struktur, ville dens farmakologiske effekt endre seg drastisk.

I de tredoble bindingene deltar seks elektroner; i dobbeltrom, fire elektroner; og i det enkle eller enkle, to.

Dannelsen av en eller flere av disse kovalente bindinger avhenger av den elektroniske tilgjengeligheten av atomene; det vil si, hvor mange elektroner trenger deres orbitaler til å skaffe en valensoktett.

Ikke-polar lenke

En kovalent binding består av en rettferdig deling av et par elektroner mellom to atomer. Men dette er strengt sant bare i tilfelle hvor begge atomer har like elektronegativiteter; det vil si den samme tendensen til å tiltrekke seg elektronisk tetthet av omgivelsene i en forbindelse.

Ikke-polære bindinger kjennetegnes av en forskjell på null-elektronegativitet (ΔE≈0). Dette skjer i to situasjoner: i en homonukleær forbindelse (A₂), eller hvis kjemiske miljøer på hver side av lenken er ekvivalente (H₃C-CH₃, etanmolekyl).

Eksempler på ikke-polare koblinger er sett i de følgende forbindelser:

-Hydrogen (H-H)

-Oksygen (O = 0)

-Nitrogen (N≡N)

-Fluor (F-F)

-Klor (Cl-Cl)

-Acetylen (HC = CH)

Polar lenker

Når det er en markert forskjell i elektronegativitet AE mellom begge atomer, dannes et dipolmoment langs lenkeaksen: A^δ+-B^δ-. I tilfelle av heteronuklearforbindelsen AB er B det mest elektronegative atom, og har derfor den høyeste elektrontettheten δ-; mens A, den minste elektronegative, lastmangel δ+.

For at de polære bindingene skal forekomme, må to atomer med forskjellige elektronegativater være forbundet; og danner således heteronukleære forbindelser. A-B ligner en magnet: den har en positiv pol og en negativ pol. Dette tillater det å interagere med andre molekyler gjennom dipol-dipol-krefter, blant hvilke er hydrogenbindingene.

Vann har to polare kovalente bindinger, H-O-H, og dens molekylære geometri er vinkel, noe som øker dens dipolmoment. Hvis geometrien var lineær, ville havene fordampe og vannet ville ha et lavere kokepunkt.

Det faktum at en forbindelse har polare bindinger, det betyr ikke at den er polar. For eksempel, karbontetraklorid, CCl₄, har fire C-Cl polar lenker, men ved det tetraedrale arrangementet av dem endres dipolmomentet vektorisk.

Dative eller koordinasjonsforbindelser

Når et atom gir et par elektroner for å danne en kovalent binding med et annet atom, snakker vi da om en dative eller koordinasjonsbinding. For eksempel, å ha B: paret elektroner tilgjengelig, og A (eller A⁺), en elektronisk ledig stilling, kobling B: A er dannet.

I strukturen av vitamin B₁₂ De fem nitrogenatomer er bundet til det metalliske sentrum av Co ved denne typen kovalent binding. Disse nitrogenene gir sitt par fri elektroner til kation Co³⁺, koordinere metallet med dem (Co³⁺: N-

Et annet eksempel kan bli funnet i protoneringen av et ammoniakkmolekyl for å danne ammonium:

H₃N: + H⁺ => NH₄⁺

Merk at i begge tilfeller er det nitrogenatomet som bidrar til elektronene; Derfor opptrer den kovalente dative eller koordinasjonsbinding når et atom alene bidrar til elektronen.

På samme måte kan vannmolekylet protoneres for å transformere til hydronium (eller oksonium) kation:

H₂O + H⁺ => H₃O⁺

I motsetning til ammoniumkation har hydroniet fortsatt et fritt par elektroner (H₃O:⁺); Imidlertid er det svært vanskelig å akseptere en annen proton for å danne det ustabile dihydrogenhydronium, H₄O²⁺.

-Ionisk binding

Bildet viser en hvit saltkull. Saltene er karakterisert ved å ha krystallinske strukturer, det vil si symmetrisk og bestilt; høyt smeltepunkt og kokepunkter, høye elektriske ledningsevne ved smelting eller oppløsning, og også deres ioner er sterkt bundet av elektrostatiske interaksjoner.

Disse interaksjonene utgjør det som kalles ionbindingen. I det andre bildet ble en kation A vist⁺ omgitt av fire anioner B^-, men dette er en 2D-representasjon. I tre dimensjoner, A⁺ bør ha andre anioner B^- frem og bak flyet, danner forskjellige strukturer.

Så, A⁺ det kan ha seks, åtte eller til og med tolv naboer. Antall naboer som omgir en ion i en krystall er kjent som koordinasjonsnummeret (N.C). For hver N.C er en type krystallinsk arrangement forbundet, som igjen utgjør en fast fase av saltet.

Symmetriske og fasetterte krystaller sett i saltene, grunnet balansen etablert av de tiltrekkende samvirkninger (A⁺ B^-) og frastøt (A⁺ En⁺, B^- B^-) elektro.

trening

Men, hvorfor A + og B^-, eller Na⁺ og Cl^-, ikke danner Na-Cl kovalente bindinger? Fordi kloratomet er mye mer electronegative enn natriummetallet, som også er preget av veldig lett å gi opp sine elektroner. Når disse elementene er funnet, reagerer de eksotermt for å produsere bordsalt:

2Na (s) + Cl₂(g) => 2NaCl (s)

To natriumatomer gir sin unike valenselektron (Na ·) til det diatomiske molekylet av Cl₂, for å danne Cl anioner^-.

Samspillet mellom natriumkationer og kloridanioner, selv om de representerer en svakere binding enn de kovalente, er i stand til å holde dem sterkt bundet i det faste stoffet; og dette faktum reflekteres i saltets høye smeltepunkt (801 ° C).

Metallisk kobling

Den siste typen kjemiske bindinger er metallisk. Dette kan du finne på metall eller legering. Den er preget av å være spesiell og forskjellig fra de andre, fordi elektronene ikke går fra ett atom til et annet, men de reiser, som et hav, metallkrystallet.

Således blander metallatomer, for å si kobber, deres valensorbitaler med hverandre for å danne ledningsbånd; hvorved elektronene (s, p, d eller f) passerer rundt atomene og holder dem tett bundet.

Avhengig av antall elektroner som beveger seg gjennom metallkrystallen, kan orbitalene som er gitt for båndene og pakningen av deres atomer, metallet være mykt (som alkalimetaller), hard, lys eller god leder av elektrisitet og hete.

Kraften som holder sammen atomer av metaller, som de som utgjør den lille mannen i bildet og sin bærbare, er bedre enn saltets.

Dette kan verifiseres eksperimentelt fordi saltets krystaller kan deles i flere halvdeler før en mekanisk kraft; mens et metallstykke (sammensatt av svært små krystaller) deformeres.

eksempler

De følgende fire forbindelsene omfatter typer av kjemiske bindinger som er forklart:

-Natriumfluorid, NaF (Na⁺F^-): ionisk.

-Natrium, Na: metallisk.

-Fluor, F₂ (F-F): ikke-polar kovalent, fordi det er en ΔE null mellom begge atomer fordi de er identiske.

-Hydrogenfluorid, HF (H-F): Polar kovalent, siden i denne forbindelsen er fluor mer elektronegativ enn hydrogen.

Det er forbindelser, for eksempel vitamin B₁₂, som besitter både polare og ioniske kovalente bindinger (i den negative ladning av dets fosfatgruppe -PO₄^--). I noen komplekse strukturer, for eksempel metallklynger, kan alle disse typer koblinger sameksistere.

Matter tilbyr eksempler på kjemiske bindinger i alle dens manifestasjoner. Fra stein på bunnen av en dam og vannet rundt det, selv frosker croaking på kantene.

Mens linkene kan være enkle, antallet og romlige ordning av atomene i den molekylære strukturen vike til et rikt utvalg av forbindelsene.

Betydningen av den kjemiske bindingen

Hva er betydningen av det kjemiske bindingen? Det uberegnelige antall konsekvenser som vil frigjøre fraværet av kjemisk bånd fremhever dens enorme betydning i naturen:

-Uten det ville farger ikke eksistere, fordi deres elektroner ikke ville absorbere elektromagnetisk stråling. De støv- og ispartikler som er tilstede i atmosfæren vil forsvinne, og derfor vil den blå fargen på himmelen bli mørk.

-Karbon kan ikke danne sine endeløse kjeder, hvorav trillioner av organiske og biologiske forbindelser er avledet.

-Proteiner kan ikke engang defineres i deres bestanddeler av aminosyrer. Sukkene og fettene vil forsvinne, så vel som eventuelle karbonforbindelser i levende organismer.

-Jorden vil være uten atmosfære, fordi i fravær av kjemiske bindinger i de gasser, ville det ikke være noen kraft som holder dem sammen. Det ville heller ikke være den minste intermolekylære samspillet mellom dem.

-Fjellene kan forsvinne, fordi deres bergarter og mineraler, selv om de er tunge, ikke kunne inneholde deres atomer pakket inn i deres krystallinske eller amorfe strukturer.

-Verden ville bli dannet av ensomme atomer som ikke kunne danne faste eller flytende stoffer. Dette vil også resultere i at alle materielle forvandlinger forsvinner; det vil si at det ikke ville være noen kjemisk reaksjon. Bare flyktige gasser overalt.

referanser

1. Harry B. Gray. (1965). Elektroner og kjemisk binding. W. A. BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utgave). CENGAGE Learning, s. 233, 251, 278, 279.
3. Skip R. (2016). Kjemisk binding. Hentet fra: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Kjemiske bindingstyper. (3. oktober 2006). Tatt fra: dwb4.unl.edu
5. Dannelse av kjemiske bindinger: Elektrons rolle. [PDF]. Hentet fra: cod.edu
6. CK-12 Foundation. (N.d.). Energi og kovalent bindingsdannelse. Hentet fra: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Kovalent lenke koordinert eller dativ. Hentet fra: quimitube.com