Chemische linkdefinitie, kenmerken, hoe ze worden gevormd, typen

de chemische binding het is de kracht die erin slaagt de atomen te behouden die de materie samen vormen. Elk type materie heeft een karakteristieke chemische binding, die bestaat uit de deelname van een of meer elektronen. De krachten die atomen in gassen samenvoegen, verschillen dus bijvoorbeeld van metalen.

Alle elementen van het periodiek systeem (met uitzondering van helium en lichte edelgassen) kunnen chemische bindingen met elkaar vormen. De aard van deze wordt echter aangepast afhankelijk van welke elementen afkomstig zijn van de elektronen die ze vormen. Een essentiële parameter om het type links uit te leggen is elektronegativiteit.

Het verschil in elektronegativiteit (AE) tussen twee atomen definieert niet alleen het type chemische binding, maar ook de fysisch-chemische eigenschappen van de verbinding. De zouten worden gekenmerkt door ionische bindingen (hoge AE) en veel van de organische verbindingen, zoals vitamine B₁₂ (bovenste afbeelding), covalente bindingen (lage ΔE).

In de bovenste moleculaire structuur vertegenwoordigt elk van de lijnen een covalente binding. De wiggen geven aan dat de link uit het vlak komt (naar de lezer toe) en de schakels die onderstreept zijn vanuit het vlak (weg van de lezer). Merk op dat er dubbele bindingen (=) en een kobaltatoom zijn gecoördineerd met vijf stikstofatomen en een zijketen R.

Maar waarom worden dergelijke chemische bindingen gevormd? Het antwoord ligt in de energetische stabiliteit van de deelnemende atomen en elektronen. Deze stabiliteit moet een evenwicht vinden tussen de elektrostatische afstotingen die worden ervaren tussen de elektronische wolken en de kernen, en de aantrekking die wordt uitgeoefend door een kern op de elektronen van het aangrenzende atoom.

index

• 1 Definitie van de chemische binding
• 2 kenmerken
• 3 Hoe worden ze gevormd
  • 3.1 Homonucleaire verbindingen A-A
  • 3.2 Heteronucleaire verbindingen A-B
• 4 soorten
  • 4.1 - Covalente link
  • 4.2 - Ionische link
  • 4.3 Metalen link
• 5 voorbeelden
• 6 Belang van de chemische binding
• 7 Referenties

Definitie van de chemische binding

Veel auteurs hebben definities van de chemische binding gegeven. Van alle van hen was de belangrijkste de fysicochemische G. N. Lewis, die de chemische binding definieerde als de participatie van een paar elektronen tussen twee atomen. Als de atomen A en B een enkel elektron kunnen leveren, dan zal de eenvoudige link A: B of A-B ertussen worden gevormd.

Vóór de vorming van de schakel worden zowel A als B gescheiden door een onbepaalde afstand, maar bij het koppelen is er nu een kracht die ze samenhoudt in de diatomische verbinding AB en een afstand (of lengte) van de verbinding.

features

Welke kenmerken heeft deze kracht die de atomen bij elkaar houdt? Deze hangen meer af van het type koppeling tussen A en B dan van hun elektronische structuren. De link A-B is bijvoorbeeld directioneel. Wat bedoel je? Dat de kracht die wordt uitgeoefend door de vereniging van het paar elektronen kan worden weergegeven op een as (alsof het een cilinder is).

Evenzo vereist deze verbinding energie om te breken. Deze hoeveelheid energie kan worden uitgedrukt in de eenheden van kJ / mol of cal / mol. Zodra er voldoende energie is aangebracht op de AB-verbinding (bijvoorbeeld door warmte), zal deze dissociëren in de oorspronkelijke A- en B-atomen..

Hoe stabieler de link, hoe groter de hoeveelheid energie die nodig is om de gekoppelde atomen te scheiden.

Aan de andere kant, als de binding in verbinding AB ionisch was, A⁺B^-, dan zou het een niet-directionele kracht zijn. Waarom? Omdat A⁺ oefent een aantrekkingskracht uit op B^- (en omgekeerd) die meer afhangen van de afstand die beide ionen in de ruimte scheidt dan van een relatieve locatie van hen.

Dit gebied van aantrekking en afstoting verzamelt andere ionen om een ​​zogenaamd kristallijn rooster te vormen (bovenste afbeelding: kation A⁺ leugens omgeven door vier anionen B^-, en deze vier kationen A⁺ enzovoort).

Hoe worden ze gevormd

Homonucleaire verbindingen A-A

Voor een paar elektronen om een ​​binding te vormen, zijn er vele aspecten die als eerste moeten worden beschouwd. De kernen, om te zeggen die van A, hebben protonen en zijn daarom positief. Wanneer twee atomen van A ver uit elkaar staan, dat wil zeggen, op een grote internucleaire afstand (bovenste afbeelding), ervaren ze geen enkele aantrekking.

Als ze de twee atomen van A naderen, trekken hun kernen de elektronische wolk van het aangrenzende atoom (de paarse cirkel) aan. Dit is de aantrekkingskracht (A over de naburige paarse cirkel). De twee kernen van A worden echter afgestoten door positief te zijn, en deze kracht verhoogt de potentiële energie van de binding (verticale as).

Er is een internucleaire afstand waarbij de potentiële energie een minimum bereikt; dat wil zeggen, zowel de aantrekkende kracht als de afstotende kracht zijn gebalanceerd (de twee atomen van A in het onderste deel van het beeld).

Als deze afstand na dit punt afneemt, zorgt de link ervoor dat de twee kernen zeer sterk afstoten, waardoor de verbinding A-A wordt gedestabiliseerd.

Dus, om de schakel te vormen, moet er een energie-adequate internucleaire afstand zijn; en bovendien moeten de atomaire orbitalen correct overlappen, zodat de elektronen worden gekoppeld.

Heteronucleaire verbindingen A-B

Wat als in plaats van twee A-atomen zich bij A en A van B aansluiten? In dat geval zou de bovenste grafiek veranderen omdat een van de atomen meer protonen zou hebben dan de andere, en de elektronische wolken verschillende grootten.

Wanneer de A-B-binding op de juiste inter-nucleaire afstand wordt gevormd, zal het paar elektronen voornamelijk in de buurt van het meest elektronegatieve atoom worden gevonden. Dit gebeurt met alle heteronucleaire chemische verbindingen, die de overgrote meerderheid vormen van degenen die bekend zijn (en bekend zullen worden).

Hoewel niet in de diepte genoemd, zijn er tal van variabelen die direct van invloed zijn op hoe atomen naderen en chemische bindingen worden gevormd; sommige zijn thermodynamisch (is de reactie spontaan?), elektronisch (hoe vol of leeg zijn de orbitalen van de atomen) en andere kinetica.

type

De links presenteren een reeks kenmerken die ze van elkaar onderscheiden. Verscheidene van hen kunnen worden ingekaderd in drie hoofdclassificaties: covalent, ionisch of metallisch.

Hoewel er verbindingen zijn waarvan de koppelingen tot een enkel type behoren, bestaan ​​veel ervan in feite uit een combinatie van karakters van elk. Dit feit is het gevolg van het verschil in elektronegativiteit tussen de atomen waaruit de bindingen zijn opgebouwd. Sommige verbindingen kunnen dus covalent zijn, maar hebben in hun obligaties een bepaald ionisch karakter.

Ook zijn het type binding, structuur en molecuulmassa sleutelfactoren die de macroscopische eigenschappen van het materiaal bepalen (helderheid, hardheid, oplosbaarheid, smeltpunt, etc.).

-Covalente binding

De covalente obligaties zijn die die tot nu toe zijn uitgelegd. In hen moeten twee orbitalen (één elektron in elk) overlappen met de gescheiden kernen op een geschikte afstand op afstand.

Volgens de theorie van de moleculaire orbitaal (TOM), als de overlap van de orbitalen frontaal is, zal een sigma σ-binding worden gevormd (die ook eenvoudige of eenvoudige link wordt genoemd). Hoewel als de orbitalen worden gevormd door laterale en loodrechte overlappingen ten opzichte van de internucleaire as, zijn de n (dubbele en drievoudige) links aanwezig:

Eenvoudige link

De link σ zoals te zien in de afbeelding is gevormd langs de internucleaire as. Hoewel het niet wordt getoond, kunnen A en B andere verbindingen hebben, en daarom hun eigen chemische omgevingen (verschillende delen van de moleculaire structuur). Dit type koppeling wordt gekenmerkt door zijn rotatiekracht (groene cilinder) en door de sterkste van allemaal te zijn.

De eenvoudige binding van het waterstofmolecuul kan bijvoorbeeld roteren op de internucleaire as (H-H). Op dezelfde manier kan een hypothetisch CA-AB-molecuul het doen.

De links C-A, A-A en A-B roteren; maar als C of B atomen zijn of een groep volumineuze atomen, wordt rotatie A-A sterisch gehinderd (omdat C en B zouden crashen).

Eenvoudige verbindingen worden gevonden in vrijwel alle moleculen. Hun atomen kunnen elke chemische hybridisatie hebben zolang de overlapping van hun orbitalen frontaal is. Teruggaan naar de structuur van vitamine B₁₂, elke enkele regel (-) geeft een enkele link aan (bijvoorbeeld -CONH-koppelingen₂).

Dubbele link

De dubbele binding vereist dat atomen (meestal) sp-hybridisatie hebben². De pure p-binding, loodrecht op de drie sp-hybride orbitalen², vormt de dubbele binding, die wordt weergegeven als een grijsachtige laag.

Merk op dat zowel de enkele link (groene cilinder) als de dubbele link (grijze plaat) gelijktijdig bestaan. In tegenstelling tot eenvoudige koppelingen hebben doubles echter niet dezelfde rotatievrijheid rond de internucleaire as. Dit komt omdat, om te roteren, de link (of het blad) moet worden verbroken; proces dat energie nodig heeft.

Ook is de verbinding A = B reactiever dan A-B. De lengte van deze is kleiner en de atomen A en B zijn op een kleinere internucleaire afstand; daarom is er een grotere afstoting tussen beide kernen. Het verbreken van beide schakels, enkel en dubbel, vereist meer energie dan nodig is om de atomen in het A-B molecuul te scheiden.

In de structuur van vitamine B₁₂ verschillende dubbele bindingen kunnen worden waargenomen: C = O, P = O en binnen de aromatische ringen.

Triple link

De drievoudige binding is zelfs korter dan de dubbele binding en de rotatie ervan is energetisch slechter. Daarin worden twee loodrechte π-links gevormd (de grijze en paarse vellen), evenals een eenvoudige link.

Normaal gesproken moet de chemische hybridisatie van de atomen van A en B sp zijn: twee sp-orbitalen gescheiden door 180 ° en twee zuivere p-orbitalen loodrecht op de eerste. Merk op dat een drievoudige binding lijkt op een palet, maar zonder rotatiekracht. Deze link kan eenvoudig worden weergegeven als A≡B (N≡N, N-stikstofmolecuul₂).

Van alle covalente obligaties is dit de meest reactieve; maar op hetzelfde moment, degene die meer energie nodig heeft voor de volledige scheiding van zijn atomen (· A: +: B ·). Als vitamine B₁₂ had een drievoudige binding binnen zijn moleculaire structuur, het farmacologische effect zou drastisch veranderen.

In de drievoudige bindingen nemen zes elektronen deel; in doubles, vier elektronen; en in het eenvoudige of eenvoudige, twee.

De vorming van een of meer van deze covalente bindingen hangt af van de elektronische beschikbaarheid van de atomen; dat wil zeggen, hoeveel elektronen hebben hun orbitalen nodig om een ​​valentie-octet te verkrijgen.

Niet-polaire link

Een covalente binding bestaat uit een billijke verdeling van een paar elektronen tussen twee atomen. Maar dit is strikt waar alleen in het geval dat beide atomen dezelfde elektronegativiteiten hebben; dat wil zeggen, dezelfde neiging om elektronische dichtheid van zijn omgeving binnen een verbinding aan te trekken.

Niet-polaire bindingen worden gekenmerkt door een verschil van nul-elektronegativiteit (ΔE≈0). Dit gebeurt in twee situaties: in een homonucleaire verbinding (A.₂), of als de chemische omgeving aan weerszijden van de verbinding gelijk is (H₃C-CH₃, ethaan molecuul).

Voorbeelden van niet-polaire koppelingen worden gezien in de volgende verbindingen:

-Waterstof (H-H)

-Zuurstof (O = O)

-Stikstof (N≡N)

-Fluor (F-F)

-Chloor (Cl-Cl)

-Acetyleen (HC≡CH)

Polar links

Wanneer er een duidelijk verschil is in de elektronegativiteit AE tussen beide atomen, wordt langs de verbindingsas een dipoolmoment gevormd: A^δ+-B^δ-. In het geval van de heteronucleaire verbinding AB is B het meest elektronegatieve atoom en daarom heeft het de hoogste elektronendichtheid 8-; terwijl A, de minst elektronegatieve, ladingstekort δ+.

Om de polaire bindingen te laten plaatsvinden, moeten twee atomen met verschillende elektronegativades worden samengevoegd; en dus vormen het heteronucleaire verbindingen. A-B lijkt op een magneet: het heeft een positieve pool en een negatieve pool. Hierdoor kan het interageren met andere moleculen via dipool-dipoolkrachten, waaronder de waterstofbruggen.

Water heeft twee polaire covalente bindingen, H-O-H, en de moleculaire geometrie ervan is hoekig, waardoor het dipoolmoment toeneemt. Als de geometrie lineair zou zijn, zouden de oceanen verdampen en zou het water een lager kookpunt hebben.

Het feit dat een verbinding polaire banden heeft, het betekent niet dat het polair is. Bijvoorbeeld tetrachloorkoolstof, CCI₄, heeft vier C-Cl polaire links, maar door de tetraëdrische rangschikking ervan eindigt het dipoolmoment vectorieel op.

Dative of coördinatieverbindingen

Wanneer een atoom een ​​paar elektronen oplevert om een ​​covalente binding met een ander atoom te vormen, spreken we dan van een datief of coördinatiebinding. Bijvoorbeeld, met B: het paar beschikbare elektronen, en A (of A⁺), een elektronische vacature, link B: A wordt gevormd.

In de structuur van vitamine B₁₂ de vijf stikstofatomen zijn gebonden aan het metalen centrum van Co door dit type covalente binding. Deze stikstoffen geven hun paar vrije elektronen aan het kation Co³⁺, het metaal met hen coördineren (Co³⁺: N-)

Een ander voorbeeld kan worden gevonden in de protonering van een ammoniakmolecuul om ammonium te vormen:

H₃N: + H⁺ => NH₄⁺

Merk op dat in beide gevallen het stikstofatoom de elektronen bijdraagt; daarom vindt de covalente datief of coördinatieverbinding plaats wanneer een atoom alleen al het paar elektronen bijdraagt.

Evenzo kan het watermolecuul worden geprotoneerd om te worden omgezet in het hydronium (of oxonium) kation:

H₂O + H⁺ => H₃O⁺

Anders dan het ammoniumkation heeft het hydronium nog steeds een vrij paar elektronen (H.₃O:⁺); het is echter heel moeilijk om een ​​ander proton te accepteren om het onstabiele diwaterstofhydronium, H, te vormen₄O²⁺.

-Ionische band

De afbeelding toont een witte heuvel van zout. De zouten worden gekenmerkt door het hebben van kristallijne structuren, dat wil zeggen, symmetrisch en geordend; hoge smelt- en kookpunten, hoge elektrische geleidbaarheden bij het smelten of oplossen, en ook hun ionen zijn sterk gebonden door elektrostatische interacties.

Deze interacties vormen de zogenaamde ionische binding. In de tweede afbeelding werd een kation A getoond⁺ omringd door vier anionen B^-, maar dit is een 2D-weergave. In drie dimensies, A⁺ zou andere anionen moeten hebben B^- naar voren en achter het vliegtuig, verschillende structuren vormend.

Dus, A⁺ het kan zes, acht of zelfs twaalf buren hebben. Het aantal buren dat een ion omringt in een kristal staat bekend als het coördinatiegetal (N.C). Voor elke N.C wordt een type kristallijne rangschikking geassocieerd, die op zijn beurt een vaste fase van het zout vormt.

De symmetrische en gefacetteerde kristallen die worden gezien in de zouten zijn het gevolg van het evenwicht dat wordt vastgesteld door de interacties van aantrekkingen (A.⁺ B^-) en afstoting (A⁺ Een⁺, B^- B^-) elektrostatische.

opleiding

Maar waarom A + en B^-, of Na⁺ en Cl^-, vormen geen covalente binding van Na-Cl? Omdat het chlooratoom veel meer elektronegatief is dan het natriummetaal, dat ook wordt gekenmerkt door het heel gemakkelijk opgeven van de elektronen. Wanneer deze elementen worden gevonden, reageren ze exotherm om tafelzout te produceren:

2Na (s) + Cl₂(g) => 2NaCl (s)

Twee natriumatomen leveren hun unieke valentie-elektron (Na) aan het diatomische molecuul van Cl₂, om Cl-anionen te vormen^-.

De interacties tussen de natriumkationen en de chloride-anionen, hoewel ze een zwakkere binding vertegenwoordigen dan de covalente, kunnen ze sterk gebonden houden in de vaste stof; en dit feit wordt weerspiegeld in het hoge smeltpunt van het zout (801ºC).

Metalen link

De laatste van de soorten chemische binding is metaalachtig. Dit is te vinden op elk stuk metaal of legering. Het wordt gekenmerkt door speciaal en verschillend van de anderen, omdat de elektronen niet van het ene atoom naar het andere gaan, maar ze reizen, zoals een zee, het kristal van metalen.

Aldus vermengen de metaalatomen, om zo te zeggen het koper, hun valentieorbitalen met elkaar om geleidingsbanden te vormen; waarbij de elektronen (s, p, d of f) rond de atomen gaan en ze stevig gebonden houden.

Afhankelijk van het aantal elektronen dat door het metaalkristal gaat, de orbitalen voor de banden en de pakking van hun atomen, kan het metaal zacht zijn (zoals alkalimetalen), hard, helder of een goede geleider van elektriciteit en hitte.

De kracht die de atomen van metalen bij elkaar houdt, zoals die van de kleine man in het beeld en zijn laptop, is superieur aan die van de zouten.

Dit kan experimenteel worden geverifieerd omdat de kristallen van de zouten vóór een mechanische kracht in verschillende helften kunnen splitsen; terwijl een metalen stuk (bestaande uit zeer kleine kristallen) is vervormd.

Voorbeelden

De volgende vier verbindingen omvatten de soorten chemische bindingen die zijn toegelicht:

-Natriumfluoride, NaF (Na⁺F^-): ionisch.

-Natrium, Na: metaalachtig.

-Fluor, F₂ (F-F): niet-polair covalent, omdat er een ΔE nul is tussen beide atomen omdat ze identiek zijn.

-Waterstoffluoride, HF (H-F): polair covalent, omdat in deze verbinding fluor meer elektronegatief is dan waterstof.

Er zijn verbindingen, zoals vitamine B₁₂, die zowel polaire als ionische covalente bindingen bezit (in de negatieve lading van zijn fosfaatgroep -PO₄^--). In sommige complexe structuren, zoals metaalclusters, kunnen al deze soorten links naast elkaar bestaan.

Materie biedt voorbeelden van chemische bindingen in al zijn verschijningsvormen. Van de steen op de bodem van een vijver en het water eromheen, tot de padden die aan de randen ervan krassen.

Hoewel de koppelingen eenvoudig kunnen zijn, openen het aantal en de ruimtelijke ordening van de atomen in de moleculaire structuur de weg naar een rijke verscheidenheid aan verbindingen.

Belang van de chemische binding

Wat is het belang van de chemische binding? Het onberekenbare aantal gevolgen dat de afwezigheid van de chemische binding zou ontketenen, benadrukt het enorme belang ervan in de natuur:

-Zonder dit zouden kleuren niet bestaan, omdat hun elektronen geen elektromagnetische straling zouden absorberen. De deeltjes stof en ijs die in de atmosfeer aanwezig zijn, zouden verdwijnen en daarom zou de blauwe kleur van de lucht donker worden.

-Koolstof kon zijn eindeloze ketens niet vormen, waaruit triljoenen organische en biologische verbindingen zijn afgeleid.

-Eiwitten konden zelfs niet worden gedefinieerd in hun samenstellende aminozuren. De suikers en vetten zouden verdwijnen, evenals eventuele koolstofverbindingen in levende organismen.

-De aarde zou uit de atmosfeer raken, omdat er bij afwezigheid van chemische bindingen in zijn gassen geen kracht zou zijn om ze bij elkaar te houden. Evenmin zou er de geringste intermoleculaire interactie tussen hen zijn.

-De bergen zouden kunnen verdwijnen, omdat hun stenen en mineralen, hoewel zwaar, hun atomen niet konden bevatten, verpakt in hun kristallijne of amorfe structuren..

-De wereld zou worden gevormd door solitaire atomen die geen vaste of vloeibare stoffen kunnen vormen. Dit zou ook resulteren in het verdwijnen van alle transformatie van materie; dat wil zeggen, er zou geen chemische reactie zijn. Alleen vluchtige gassen overal.

referenties

1. Harry B. Gray. (1965). Elektronen en chemische hechting. W. A. BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e druk). CENGAGE Leren, p 233, 251, 278, 279.
3. Schip R. (2016). Chemische binding. Teruggeplaatst van: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Chemische obligatietypes. (3 oktober 2006). Genomen uit: dwb4.unl.edu
5. Vorming van chemische bindingen: de rol van elektronen. [PDF]. Teruggeplaatst van: cod.edu
6. CK-12 Foundation. (N.D.). Energie en Covalente Bondvorming. Teruggeplaatst van: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Covalente link gecoördineerd of datief. Teruggeplaatst van: quimitube.com