Link Sigma Hvordan det er formulert, egenskaper og eksempler

den sigma link (representert som σ) er en kovalent type veikryss, som kjennetegnes ved delingen av to elektroner som forekommer mellom et par atomer for å danne dette bindingen. I tillegg er dette en enkel obligasjonsklasse, hvor begge atomer er festet av to elektroner som danner en enkelt union.

Når to eller flere atomer kombineres for å gi opphav til nye molekylære forbindelser, er de forbundet ved hjelp av to typer av bindinger: ionisk og kovalent, hvis struktur avhenger av hvor elektroner mellom atomene involvert i denne kobling er delt.

Forbindelsen som genereres gjennom elektronene utføres takket være overlappingen av orbitaler som tilhører hvert atom (i sine ender), forstå som orbitaler mellomromene hvor elektronen er mer sannsynlig å være plassert i atomet og som er definert av elektronisk tetthet.

index

• 1 Hvordan er det dannet?
  • 1.1 Dannelse av sigma-bindinger i forskjellige kjemiske arter
• 2 egenskaper
• 3 eksempler
• 4 referanser

Hvordan er det dannet?

Vanligvis er det kjent at enkeltbinding mellom to atomer er ekvivalent med en enkelt sigma-type-kobling.

På samme måte oppstår disse koblingene på grunn av overlappingen eller overlappingen på en frontal måte som forekommer mellom endene av atomorbitaler av to forskjellige atomer.

Disse atomene som overlapper orbitaler må ligge i posisjoner ved siden av hverandre, slik at de enkelte elektroner som tilhører hvert atomomløp, kan danne en effektiv union og dermed danne bindingen.

Fra dette oppstår det faktum at den elektroniske fordeling som manifesterer seg eller plasseringen av tettheten av elektronene som kommer fra hver superposisjon, har en symmetri av sylindrisk form rundt aksen som forekommer mellom begge bundne atomarter.

I dette tilfellet kan orbitalen kalles sigma uttrykkes lettere når det gjelder intramolekylære bindinger som dannes innenfor de diatomiske molekylene, og noterer at det også er flere typer sigma-bindinger.

De vanligste observerte segma bindings typer er: d_z²+d_z², s + p_z, p_z+p_z og s + s; hvor abonnementet z representerer aksen som utgjøres av det dannede bindingen, og hvert bokstav (s, p og d) tilsvarer en orbital.

Dannelse av sigma-bindinger i forskjellige kjemiske arter

Når vi snakker om molekylære orbitaler, refererer vi til områdene som akkumulerer den høyeste elektrondensiteten når en binding av denne typen dannes mellom forskjellige molekyler, oppnådd ved hjelp av kombinasjonen av atomorbitaler.

Fra kvantemekanikkens synspunkt har studier utgått at molekylære orbitaler som viser symmetrisk lik oppførsel, faktisk kombineres i blandinger (hybridiseringer).

Transcendensen av denne kombinasjonen av orbitaler er imidlertid nært knyttet til de relative energiene som manifesteres av molekylære orbitaler som er symmetrisk liknende.

Når det gjelder organiske molekyler, observeres ofte cykliske arter som består av en eller flere ringstrukturer, som ofte utgjøres av et stort antall sigma-type bindinger i forbindelse med pi-type bindinger (flere bindinger)..

Faktisk, ved hjelp av enkle matematiske beregninger, er det mulig å bestemme antall sigmabindinger som er tilstede i en molekylær art.

Det er også tilfeller av koordinasjonsforbindelser (med overgangsmetaller), som kombinerer flere bindinger med forskjellige typer bindingsinteraksjoner, samt molekyler som består av forskjellige typer atomer (polyatomiske).

funksjoner

Sigma-bindingene har unike egenskaper som tydelig skiller dem fra andre typer kovalent binding (pi-binding), blant annet er det faktum at denne typen binding er den sterkeste blant de kjemiske bindingene i kovalent klasse..

Dette skyldes at overlappingen mellom orbitaler skjer direkte, koaksialt (eller lineært) og frontalt; det vil si en maksimal overlapping mellom orbitaler er oppnådd.

I tillegg er den elektroniske distribusjonen i disse fagforeningene konsentrert hovedsakelig mellom kjernene til atomartene som kombineres.

Denne overlappingen av sigma-orbitaler skjer på tre mulige måter: mellom et par rene orbitaler (s-s), mellom en ren orbital og en hybridtype (s-sp) eller mellom et par hybrid orbitaler (sp³- sp³).

Hybridiseringen oppstår takket være blandingen av orbitaler av atomartrinn i forskjellige klasser, idet det oppnås at den resulterende hybridorbital avhenger av mengden av hver enkelt type av rene start-orbitaler (for eksempel sp³ = en ren orbital s + tre rene p-type orbitaler).

I tillegg til dette kan sigma-lenken eksistere uavhengig, samt innrømme rotasjonsbevegelsen fritt mellom et par atomer.

eksempler

Siden kovalent bindingen er den vanligste typen forening mellom atomer, er segma-bindingen funnet i en stor mengde kjemiske arter, som det kan sees under.

I diatomiske gassmolekyler - som hydrogen (H₂), oksygen (O₂) og nitrogen (N₂) - forskjellige typer obligasjoner kan presenteres avhengig av hybridisering av atomene.

I tilfelle av hydrogen er det et enkelt sigmabinding som forbinder begge atomer (H-H), fordi hvert atom bidrar med sin eneste elektron.

På den annen side, i molekylært oksygen er begge atomer forbundet med en dobbeltbinding (O = O) - det vil si en sigmabinding - og en pi, som etterlater hvert atom med tre par gjenværende elektroner paret.

I stedet har hvert nitrogenatom fem elektroner på sitt ytterste energinivå (valensskall), slik at de blir sammenføyt med en trippelbinding (N≡N), som innebærer tilstedeværelse av et sigma-bindings og to pi-bindinger og en elektronpar ga støtet til hvert atom.

Tilsvarende forekommer det i forbindelser av syklisk type med enkelt- eller multiplebindinger og i alle typer molekyler hvis struktur utgjøres av kovalente bindinger..

referanser

1. Wikipedia. (N.d.). Sigma-binding. Hentet fra en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Kjemi, niende utgave. Mexico: McGraw-Hill.
3. ThoughtCo. (N.d.). Sigma Bond Chemistry Definisjon. Hentet fra thoughtco.com
4. Britannica, E. (s.f.). Sigma-binding. Hentet fra britannica.com
5. LibreTexts. (N.d.). Sigma og Pi Obligasjoner. Hentet fra chem.libretexts.org
6. Srivastava, A. K. (2008). Organisk kjemi gjort enkel. Hentet fra books.google.co.ve