Kemisk link definition, egenskaber, hvordan de dannes, typer

den kemisk binding det er den kraft, der formår at holde de atomer, der udgør sagen sammen. Hver type stof har en karakteristisk kemisk binding, som består af deltagelse af en eller flere elektroner. Således er de kræfter, der går med atomer i gasser, forskellige, for eksempel fra metaller.

Alle elementer i det periodiske bord (med undtagelse af helium og lette ædelgasser) kan danne kemiske bindinger med hinanden. Men naturen af ​​disse ændres, afhængigt af hvilke elementer der kommer fra de elektroner, der danner dem. En vigtig parameter til at forklare typen af ​​links er elektronegativitet.

Forskellen i elektronegativitet (ΔE) mellem to atomer definerer ikke kun typen af ​​kemisk binding, men også de fysisk-kemiske egenskaber af forbindelsen. Saltene er karakteriseret ved at have ioniske bindinger (højEE) og mange af de organiske forbindelser, såsom vitamin B₁₂ (topbillede), kovalente bindinger (lav AE).

I den øvre molekylære struktur repræsenterer hver af linierne en kovalent binding. Kilerne tyder på, at linket kommer fra flyet (mod læseren), og dem understreget fra flyet (væk fra læseren). Bemærk at der er dobbeltbindinger (=) og et koboltatom koordineret med fem nitrogenatomer og en sidekæde R.

Men hvorfor dannes sådanne kemiske bindinger? Svaret ligger i den energiske stabilitet af de deltagende atomer og elektroner. Denne stabilitet skal balancere de elektrostatiske afstødninger, der opstår mellem de elektroniske skyer og kernerne, og tiltrækningen udøves af en kerne på elektronerne i det nærliggende atom.

indeks

• 1 Definition af den kemiske binding
• 2 karakteristika
• 3 Hvordan er de dannet
  • 3.1 Homonukleære forbindelser A-A
  • 3.2 Heteronukleære forbindelser A-B
• 4 typer
  • 4.1 - Kovalent link
  • 4.2 - ionisk forbindelse
  • 4.3 Metallisk forbindelse
• 5 eksempler
• 6 Betydningen af ​​den kemiske binding
• 7 referencer

Definition af den kemiske binding

Mange forfattere har givet definitioner af den kemiske binding. Af alle dem var det vigtigste den fysisk-kemiske G. N. Lewis, der definerede den kemiske binding som et par elektroners deltagelse mellem to atomer. Hvis atomer A · og · B kan tilvejebringe en enkelt elektron, vil den enkle forbindelse A: B eller A-B blive dannet mellem dem.

Før dannelsen af ​​linket adskilles både A og B med en ubestemt afstand, men når der forbindes, er der nu en kraft, der holder dem sammen i den diatomiske forbindelse AB og en afstand (eller længde) af link.

funktioner

Hvilke egenskaber har denne kraft, der holder atomerne sammen? Disse afhænger mere af typen af ​​forbindelse mellem A og B end på deres elektroniske strukturer. For eksempel er link A-B retningsbestemt. Hvad mener du? At den kraft, der udøves af foreningen af ​​parret af elektroner, kan repræsenteres på en akse (som om det var en cylinder).

Ligeledes kræver dette link energi at bryde. Denne mængde energi kan udtrykkes i enhederne kJ / mol eller cal / mol. Når nok energi er påført AB-forbindelsen (f.eks. Ved varme), vil den dissociere i de oprindelige A · og · B-atomer.

Jo mere stabilt linket er, desto større er mængden af ​​energi, som det kræver at adskille de tilsluttede atomer.

På den anden side, hvis bindingen i forbindelse AB var ionisk, var A⁺B^-, så ville det være en ikke-retningsbestemt kraft. Hvorfor? Fordi A⁺ udøver en attraktiv kraft på B^- (og omvendt), der afhænger mere af afstanden, der adskiller begge ioner i rummet end på en relativ placering af dem.

Dette område af tiltrækning og afstødning samler andre ioner for at danne det, der er kendt som et krystallinsk gitter (øvre billede: kation A⁺ ligger omgivet af fire anioner B^-, og disse fire kationer A⁺ og så videre).

Hvordan er de dannet

Homonukleære forbindelser A-A

For et par elektroner til dannelse af en obligation er der mange aspekter, der skal betragtes som først. Kernerne, for at sige de af A, har protoner og er derfor positive. Når to atomer af A er langt fra hinanden, det vil sige på en stor internukleær afstand (topbillede), oplever de ingen tiltrækning.

Når de nærmer sig A's to atomer, tiltrækker deres kerne den elektroniske sky af det nærliggende atom (den lilla cirkel). Dette er den attraktive kraft (A over den nærliggende lilla cirkel). Imidlertid er de to kerne af A afstødt ved at være positive, og denne kraft forøger bindingens potentielle energi (lodret akse).

Der er en indre kerneafstand, hvor den potentielle energi når et minimum det vil sige, både den attraktive kraft og den afstødende kraft er afbalanceret (de to atomer i A i den nederste del af billedet).

Hvis denne afstand falder efter dette punkt, vil linket få de to kerner til at afstøde meget stærkt destabiliserende forbindelse A-A.

Så for at forbindelsen skal formes, skal der være en energibesparende indre kerneafstand; og desuden skal atomorbitalerne overlappe korrekt, således at elektronerne er forbundet.

Heteronukleære forbindelser A-B

Hvad hvis i stedet for to atomer af A slutte sig til en af ​​A og en anden af ​​B? I så fald ville den øvre graf ændre sig, fordi et af atomerne ville have flere protoner end det andet og de elektroniske skyer forskellige størrelser.

Når A-B-bindingen er dannet på den rette indre kerneafstand, vil parret af elektroner hovedsageligt findes i nærheden af ​​det mest elektronegative atom. Dette sker med alle de heteronukleære kemiske forbindelser, som udgør det store flertal af de, der er kendt (og vil være kendt).

Selv om det ikke er nævnt i dybden, er der talrige variabler, som direkte påvirker hvordan atomer nærmer sig og kemiske bindinger dannes; nogle er termodynamiske (er reaktionen spontan?), elektronisk (hvor fuld eller tom er orbitalerne af atomerne) og anden kinetik.

typen

Linkene præsenterer en række karakteristika, der adskiller dem fra hinanden. Flere af dem kan indrammes i tre hovedklassifikationer: kovalent, ionisk eller metallisk.

Selv om der er forbindelser, hvis links tilhører en enkelt type, består mange faktisk af en blanding af karakterer af hver. Denne kendsgerning skyldes forskellen i elektronegativitet mellem de atomer, der udgør bindingerne. Således kan nogle forbindelser være kovalente, men forekommer i deres bindinger en vis ionisk karakter.

Også typen af ​​binding, struktur og molekylmasse er nøglefaktorer, som definerer materialets makroskopiske egenskaber (lysstyrke, hårdhed, opløselighed, smeltepunkt osv.).

-Kovalent binding

De kovalente bindinger er dem, der er blevet forklaret hidtil. I dem skal to orbitaler (en elektron i hver) overlappe med de adskilte kerner på en passende indreuklear afstand.

Ifølge teorien om molekylære orbitale (TOM), hvis overlapningen af ​​orbitalerne er frontal, dannes en sigma σ-binding (som også kaldes simpel eller enkel link). Mens om orbitalerne dannes ved laterale og vinkelrette overlapninger i forhold til internuklearaksen, vil π (dobbelt og tredobbelt) forbindelserne være til stede:

Enkelt link

Linket σ som det kan ses på billedet, er dannet langs den indre kerneakse. Selv om det ikke er vist, kan A og B have andre forbindelser, og derfor deres egne kemiske miljøer (forskellige dele af molekylstrukturen). Denne type link er kendetegnet ved dets rotationsevne (grøn cylinder) og ved at være den stærkeste af alle.

For eksempel kan den simple binding af hydrogenmolekylet rotere på den indre nukleare akse (H-H). På samme måde kan et hypotetisk CA-AB-molekyle gøre det.

C-A, A-A og A-B-linkene roterer; men hvis C eller B er atomer eller en gruppe voluminøse atomer, er rotation A-A sterisk hindret (fordi C og B ville gå ned).

Simple bindinger findes i stort set alle molekyler. Deres atomer kan have nogen kemisk hybridisering, så længe overlapningen af ​​deres orbitaler er frontal. Gå tilbage til strukturen af ​​vitamin B₁₂, En enkelt linje (-) angiver et enkelt link (for eksempel -CONH links₂).

Dobbelt link

Dobbeltbindingen kræver, at atomer har (sædvanligvis) sp hybridisering². Den rene p-binding, vinkelret på de tre sp hybrid-orbitaler², danner dobbeltbindingen, som er vist som et gråagtigt ark.

Bemærk at både single linket (grøn cylinder) og dobbeltlinket (gråark) sameksisterer på samme tid. I modsætning til enkle links har dubler imidlertid ikke den samme rotationsfrihed omkring internuklearaksen. Dette skyldes, at for at rotere skal linket (eller arket) være brudt; proces, der har brug for energi.

Også linket A = B er mere reaktivt end A-B. Længden af ​​denne ene er mindre, og atomerne A og B er af mindre internuclear afstand; derfor er der større afstødning mellem begge kerner. At bryde begge links, enkelt og dobbelt, kræver mere energi end nødvendigt for at adskille atomer i A-B molekylet.

I strukturen af ​​vitamin B₁₂ flere dobbeltbindinger kan observeres: C = O, P = O og inden for de aromatiske ringe.

Triple link

Den tredobbelte binding er endnu kortere end dobbeltbindingen, og dens rotation er mere energisk svækket. I den er der dannet to vinkelrette π-forbindelser (de grå og lilla plader) samt en simpel forbindelse.

Normalt skal den kemiske hybridisering af atomerne i A og B være sp: to sp orbitaler adskilt af 180 ° og to rene p orbitaler vinkelret på den tidligere. Bemærk, at en tredobbelt binding ligner en palette, men uden rotationsevne. Dette link kan simpelthen repræsenteres som A = B (N≡N, N-nitrogen-molekyle₂).

Af alle de kovalente bindinger er dette den mest reaktive; men på samme tid den der har brug for mere energi til fuldstændig adskillelse af dets atomer (· A: +: B ·). Hvis vitamin B₁₂ havde en tredobbelt binding inden for dens molekylære struktur, ville dens farmakologiske effekt ændre sig drastisk.

I de tredobbelte obligationer deltager seks elektroner; i dobbelt, fire elektroner; og i det enkle eller enkle, to.

Dannelsen af ​​en eller flere af disse kovalente bindinger afhænger af atomernes elektroniske tilgængelighed; det vil sige, hvor mange elektroner har brug for deres orbitaler til at erhverve en valens-oktet.

Ikke-polær link

En kovalent binding består af en retfærdig deling af et par elektroner mellem to atomer. Men dette er strengt sandt, kun i det tilfælde, hvor begge atomer har samme elektronegativiteter; det vil sige den samme tendens til at tiltrække elektronisk densitet af sit miljø inden for en forbindelse.

Ikke-polære bindinger er kendetegnet ved en forskel på nul elektronegativitet (ΔE≈0). Dette sker i to situationer: i en homonuklear forbindelse (A₂), eller hvis de kemiske miljøer på begge sider af linket er ækvivalente (H₃C-CH₃, etan molekyle).

Eksempler på ikke-polære forbindelser ses i de følgende forbindelser:

-Hydrogen (H-H)

-Oxygen (O = O)

-Nitrogen (N≡N)

-Fluor (F-F)

-Chlor (Cl-Cl)

-Acetylen (HC = CH)

Polære links

Når der er en markant forskel i elektronegativitet AE mellem begge atomer, dannes et dipolmoment langs linkaksen: A^δ+-B^δ-. I tilfælde af den heteronukleære forbindelse AB er B det mest elektronegative atom og har derfor den højeste elektrondensitet δ-; mens A, den mindste elektronegative, belastningsfejl δ+.

For at de polære bindinger skal forekomme, skal to atomer med forskellige elektronegativader være forbundet; og danner således heteronukleære forbindelser. A-B ligner en magnet: den har en positiv pol og en negativ pol. Dette gør det muligt at interagere med andre molekyler gennem dipole-dipol-kræfter, blandt hvilke er hydrogenbindingerne.

Vand har to polære kovalente bindinger, H-O-H, og dens molekylære geometri er vinkel, hvilket øger dens dipolmoment. Hvis dens geometri var lineær, ville oceanerne fordampe og vandet ville have et lavere kogepunkt.

Den kendsgerning, at en forbindelse har polære bindinger, det betyder ikke, at det er polært. For eksempel carbon tetrachlorid, CCl₄, har fire C-Cl polære links, men ved deres tetrahedrale arrangement slutter dipolmomentet vektorisk.

Dative eller koordinering links

Når et atom giver et par elektroner for at danne en kovalent binding med et andet atom, så taler vi om en dative eller koordineringsbinding. For eksempel har B: parret af elektroner til rådighed, og A (eller A⁺), en elektronisk ledig stilling, link B: A er dannet.

I strukturen af ​​vitamin B₁₂ de fem nitrogenatomer er bundet til det metalliske centrum af Co ved denne type kovalent binding. Disse nitrogener giver deres par fri elektroner til kation Co³⁺, koordinering af metallet med dem (Co³⁺: N-

Et andet eksempel kan findes i protonationen af ​​et ammoniakmolekyle til dannelse af ammonium:

H₃N: + H⁺ => NH₄⁺

Bemærk at i begge tilfælde er det nitrogenatomet, der bidrager med elektronerne; derfor forekommer den kovalente dative- eller koordinationsbinding, når et atom alene bidrager med parret af elektroner.

På samme måde kan vandmolekylet protoneres for at transformere til hydronium (eller oxonium) kation:

H₂O + H⁺ => H₃O⁺

I modsætning til ammoniumkationen har hydroniet stadig et frit par elektroner (H₃O:⁺); Det er imidlertid meget vanskeligt at acceptere en anden proton til dannelse af det ustabile dihydrogenhydronium, H₄O²⁺.

-Ionisk binding

Billedet viser en hvid salthøjde. Saltene er kendetegnet ved at have krystallinske strukturer, det vil sige symmetrisk og bestilt; højsmeltende og kogepunkter, høje elektriske ledninger ved smeltning eller opløsning, og også deres ioner er stærkt bundet af elektrostatiske interaktioner.

Disse interaktioner udgør det såkaldte ionbinding. I det andet billede blev en kation A vist⁺ omgivet af fire anioner B^-, men dette er en 2D-repræsentation. I tre dimensioner, A⁺ bør have andre anioner B^- frem og bag flyet, der danner forskellige strukturer.

Så, A⁺ den kan have seks, otte eller endda tolv naboer. Antallet af naboer, der omgiver en ion i en krystal, er kendt som koordinationsnummeret (N.C). For hver N.C er en type krystallinsk arrangement forbundet, hvilket igen udgør en fast fase af saltet.

De symmetriske og facetterede krystaller, der ses i saltene, skyldes den ligevægt, der er etableret af tiltrækningsinteraktionerne (A⁺ B^-) og afstødning (A⁺ En⁺, B^- B^-) elektrostatiske.

uddannelse

Men hvorfor A + og B.^-, eller Na⁺ og Cl^-, danner ikke Na-Cl-kovalente bindinger? Fordi kloratomet er meget mere electronegative end natriummetalet, som også er karakteriseret ved meget nemt at opgive sine elektroner. Når disse elementer er fundet, reagerer de exotermt for at producere bordsalt:

2Na (s) + Cl₂(g) => 2NaCl (s)

To natriumatomer giver deres unikke valenselektron (Na ·) til det diatomiske molekyle af Cl₂, for at danne Cl anioner^-.

Interaktioner mellem natriumkationer og anioner chlorider, selv om de repræsenterer en svagere end covalent binding, er i stand til at holde dem tæt bundet i fast; og denne kendsgerning afspejles i saltets høje smeltepunkt (801 ° C).

Metallisk forbindelse

Den sidste af de typer af kemisk binding er metallisk. Dette kan findes på ethvert metal eller legeringsstykke. Den er kendetegnet ved særlig og forskellig fra andre, fordi elektronerne bevæge sig fra et atom til et andet, men gå, som et hav, krystal metaller.

Således blander de metalliske atomer, for at sige kobberet, deres valenceorbitaler med hinanden for at danne ledningsbånd; hvorved elektronerne (s, p, d eller f) passerer om atomerne og holder dem tæt bundet.

Afhængig af antallet af elektroner, der kører gennem det metalliske glas, orbital fastsat båndene, og pakningen af ​​atomer kan metallet være blød (såsom alkalimetaller), hård, blank, eller en god leder for elektricitet og hede.

Den kraft, der holder atomernes metaller, som dem, der udgør den lille mand i billedet og den bærbare computer, er bedre end saltets.

Dette kan verificeres eksperimentelt, fordi saltets krystaller kan opdeles i flere halvdele før en mekanisk kraft; mens et metalstykke (sammensat af meget små krystaller) deformeres.

eksempler

De følgende fire forbindelser omfatter de typer af kemiske bindinger, der forklares:

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

-Natrium, Na: metallisk.

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

-Hydrogenfluorid, HF (H-F): Polar kovalent, da fluor i denne forbindelse er mere elektronegativ end hydrogen.

Der er forbindelser, såsom vitamin B₁₂, som besidder både polære og ioniske kovalente bindinger (i den negative ladning af dets phosphatgruppe -PO₄^--). I nogle komplekse strukturer, såsom metalklynger, kan alle disse typer af forbindelser sameksistere.

Matter tilbyder eksempler på kemiske bindinger i alle dens manifestationer. Fra stenen i bunden af ​​en dam og det vand, der omgiver det, til de toads, der kryber ved dets kanter.

Mens forbindelserne kan være enkle, åbner antallet og rumlige arrangementet af atomerne i den molekylære struktur vejen til en rig mangfoldighed af forbindelser.

Betydningen af ​​den kemiske binding

Hvad er betydningen af ​​den kemiske binding? Det uberegnelige antal konsekvenser, der ville frigøre fraværet af den kemiske binding, fremhæver dens enorme betydning i naturen:

-Uden det ville farver ikke eksistere, fordi deres elektroner ikke ville absorbere elektromagnetisk stråling. De støv- og ispartikler, der er til stede i atmosfæren, vil forsvinde, og derfor vil den blå farve af himlen blive mørk.

-Carbon kunne ikke danne sine endeløse kæder, hvorfra trillioner af organiske og biologiske forbindelser er afledt.

-Proteiner kunne ikke engang defineres i deres bestanddel aminosyrer. Sukkerne og fedtene ville forsvinde, såvel som eventuelle carbonforbindelser i levende organismer.

-Jorden ville løbe tør for atmosfæren, for i mangel af kemiske bindinger i dets gasser ville der ikke være nogen kraft til at holde dem sammen. Der ville heller ikke være den mindste intermolekylære interaktion mellem dem.

-Bjergene kunne forsvinde, fordi deres sten og mineraler, selvom de var tunge, ikke kunne indeholde deres atomer pakket ind i deres krystallinske eller amorfe strukturer.

-Verden ville være dannet af ensomme atomer, der ikke kunne danne faste eller flydende stoffer. Dette ville også resultere i forsvinden af ​​alle forvandlinger af materiel; det vil sige, der ville ikke være nogen kemisk reaktion. Kun flygtige gasser overalt.

referencer

1. Harry B. Gray. (1965). Elektroner og kemisk binding. W. A. BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning, s. 233, 251, 278, 279.
3. Skib R. (2016). Kemisk binding. Hentet fra: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Kemiske bindingstyper. (3. oktober 2006). Taget fra: dwb4.unl.edu
5. Dannelse af kemiske bindinger: Elektronernes 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 link koordineret eller dativ. Hentet fra: quimitube.com