Keemilise seose määratlus, omadused, nende moodustumine, tüübid

The keemiline side see on jõud, mis suudab hoida aatomid, mis moodustavad asja koos. Igal ainetüübil on iseloomulik keemiline side, mis koosneb ühe või mitme elektroni osalemisest. Seega on jõud, mis ühendavad aatomeid gaasides, erinevad näiteks metallidest.

Kõik perioodilise tabeli elemendid (välja arvatud heelium ja kerged väärisgaasid) võivad üksteisega moodustada keemilisi sidemeid. Kuid nende olemust muudetakse vastavalt sellele, millised elemendid on nende moodustavatest elektronidest. Oluline parameeter linkide tüübi selgitamiseks on elektronegatiivsus.

Elektronegatiivsuse erinevus (AE) kahe aatomi vahel määratleb mitte ainult keemilise sideme tüübi, vaid ka ühendi füüsikalis-keemilised omadused. Sooli iseloomustavad ioonsidemed (kõrge AE) ja paljud orgaanilised ühendid, nagu näiteks vitamiin B₁₂ (ülemine pilt), kovalentsed sidemed (madal ΔE).

Ülemises molekulaarses struktuuris kujutab iga rida kovalentset sidet. Kiilud näitavad, et link ilmub tasapinnalt (lugeja poole) ja need, mis on alla joonitud (lugejast eemal). Pange tähele, et on kaksiksidet (=) ja koobaltiaatomit kooskõlastatud viie lämmastikuaatomiga ja külgahelaga R.

Aga miks moodustuvad sellised keemilised sidemed? Vastus peitub osalevate aatomite ja elektronide energiakindluses. Selline stabiilsus peab tasakaalustama elektrooniliste pilvede ja tuumade vahel tekkinud elektrostaatilised tõrked ning külgneva aatomi poolt naabrit, mida tuum on ümbritseva aatomi elektronidele avaldanud..

Indeks

• 1 Keemilise sideme määratlus
• 2 Omadused
• 3 Kuidas nad moodustuvad
  • 3.1 Homonukleaarühendid A-A
  • 3.2 Heteronukleaarsed ühendid A-B
• 4 tüübid
  • 4.1 - kovalentne ühendus
  • 4.2 - Iooniline link
  • 4.3 Metalliline ühendus
• 5 Näited
• 6 Keemilise sideme tähtsus
• 7 Viited

Keemilise sideme määratlus

Paljud autorid on andnud keemilise sideme määratlused. Kõigist neist oli kõige olulisem füüsikalis-keemiline G. N. Lewis, kes määratles keemilise sideme kui kahe elektroni vahelise elektroni osaluse. Kui aatomid A · ja · B võivad anda ühe elektroni, siis moodustub nende vahel lihtne link A: B või A-B.

Enne lingi loomist eraldatakse nii A kui ka B määramata kaugusega, kuid seostamisel on nüüd jõud, mis hoiab neid koos diatomeerses ühendis AB ja linki vahemaaga (või pikkusega).

Omadused

Milliseid omadusi see jõud omab koos aatomitega? Need sõltuvad rohkem A ja B vahelise seose tüübist kui nende elektroonilistest struktuuridest. Näiteks link A-B on suund. Mida sa mõtled? Et elektronide paari liidu poolt mõjuv jõud võib olla esindatud teljel (nagu oleks see silinder).

Samuti nõuab see link energia katkestamiseks. Seda energiat saab väljendada ühikutes kJ / mol või cal / mol. Kui AB-ühendile on rakendatud piisavalt energiat (näiteks soojuse abil), eritub see algsetele A · ja B-aatomitele.

Mida stabiilsem on ühendus, seda suurem on energia, mida ta vajab liitunud aatomite eraldamiseks.

Teisest küljest, kui ühendi AB side oli ioonne, siis A⁺B^-, siis oleks see mittesuunaline jõud. Miks? Sest A⁺ avaldab B-le atraktiivset jõudu^- (ja vastupidi), mis sõltub rohkem kaugusest, mis eraldab mõlemad ioonid ruumis kui nende suhtelisest asukohast.

See atraktsiooni- ja tõukejõud kogub teisi ioone, mis moodustavad kristalse võre (ülemine pilt: katioon A⁺ on ümbritsetud neljast anioonist B^-, ja need neli katiooni A⁺ ja nii edasi).

Kuidas nad moodustuvad

Homonukleaarühendid A-A

Selleks, et paar elektroni moodustaks sideme, on kõigepealt vaja kaaluda mitmeid aspekte. Tuumadel, näiteks A-l, on prootonid ja on seega positiivsed. Kui kaks A aatomit on üksteisest kaugel, st suurel sisekõrgusel (ülemine pilt), ei tunne nad mingit atraktsiooni.

Kui nad lähenevad A-aatomile, siis nende tuumad meelitavad naabruses oleva aatomi (lilla ringi) elektroonilist pilve. See on atraktiivne jõud (A üle naabruses oleva lilla ringi). Kuid A-i kaks tuuma on tõrjutud positiivseks ja see jõud suurendab sideme potentsiaalset energiat (vertikaaltelg).

On olemas tuumaväline kaugus, mille potentsiaalne energia jõuab miinimumini; see tähendab, et nii atraktiivne jõud kui ka tõukejõud on tasakaalustatud (A-i kaks aatomit pildi alumises osas).

Kui see kaugus pärast seda punkti väheneb, põhjustab ühendus kahe tuuma tõrjumise väga tugevalt, destabiliseeriv ühend A-A.

Niisiis, selleks, et lingi moodustamine toimuks, peab olema energia-piisav vahemaa; ja lisaks peavad aatomkiirgused õigesti kattuma, et elektronid oleksid omavahel seotud.

Heteronukleaarsed ühendid A-B

Mis siis, kui A-aatomite kahe aatomi asemel liidetakse üks A-st ja teine ​​B-st? Sel juhul muutuks ülemine graafik, sest ühel aatomil oleks rohkem prootoneid kui teised, ja elektroonilised pilved erineva suurusega.

Kui A-B side moodustub õiges vahekaugusel, leitakse elektronide paar peamiselt elektroonegatiivse aatomi läheduses. See juhtub kõigi heteronukleaarsete keemiliste ühenditega, mis moodustavad enamiku teadaolevatest (ja on teada).

Kuigi neid ei ole sügavalt mainitud, on arvukalt muutujaid, mis otseselt mõjutavad aatomite lähenemist ja keemilisi sidemeid; mõned neist on termodünaamilised (on spontaansed reaktsioonid), elektroonilised (kui täis või tühjad on aatomite orbitaalid) ja muud kineetika.

Tüübid

Lingid sisaldavad mitmeid omadusi, mis eristavad neid üksteisest. Mitmeid neist saab kujundada kolme peamise klassifikatsiooni järgi: kovalentne, ioonne või metalliline.

Kuigi on olemas ühendeid, mille seosed kuuluvad ühte tüüpi, koosneb paljud tegelikult igaühe tähemärkidest. See on tingitud erinevustest elektronide vahel, mis moodustavad sidemeid moodustavate aatomite vahel. Seega võivad mõned ühendid olla kovalentsed, kuid nende sidemetes on teatud ioonne iseloom.

Samuti on sideme, struktuuri ja molekulmassi tüüp olulised tegurid, mis määravad materjali makroskoopilised omadused (heledus, kõvadus, lahustuvus, sulamispunkt jne)..

-Kovalentne side

Kovalentsed võlakirjad on need, mida on seni selgitatud. Nendes peavad kaks orbitaali (üks elektron mõlemas) kattuma eraldatud tuumadega sobiva vahekauguse juures.

Molekulaarse orbiidi (TOM) teooria kohaselt, kui orbitaalide kattumine on eesmine, moodustub sigma σ side (mida nimetatakse ka lihtsaks või lihtsaks linkiks). Kui orbitaalid on moodustatud külgsuunaliste ja risti asetsevate kattumiste poolest tuuma-tuuma telje suhtes, siis on π (topelt- ja kolmekordsed) lingid olemas:

Lihtne link

Joonisel näha olev link σ moodustub piki rahvusvahelist tuuma telge. Kuigi seda ei näidata, võib A-l ja B-l olla ka muid sidemeid ja seega ka oma keemilisi keskkondi (molekulaarse struktuuri erinevad osad). Seda tüüpi linki iseloomustab selle pöörlemissagedus (roheline silinder) ja kõige tugevam.

Näiteks võib vesiniku molekuli lihtne side pöörduda tuuma-tuuma teljel (H-H). Samamoodi võib hüpoteetiline CA-AB molekul seda teha.

C-A, A-A ja A-B lingid pöörlevad; kuid kui C või B on aatomid või rühm mahukaid aatomeid, siis on pöörlemine A-A steeriliselt takistatud (kuna C ja B kukkuksid kokku).

Lihtsad sidemed leiduvad peaaegu kõigis molekulides. Nende aatomitel võib olla keemiline hübridisatsioon, kui nende orbitaalide kattumine on eesmine. Tagasi B-vitamiini struktuuri juurde₁₂, ükski rida (-) näitab ühte linki (näiteks -CONH lingid)₂).

Topeltlüli

Topeltside eeldab, et aatomitel on (tavaliselt) sp hübridisatsioon². Puhas p side, mis on risti kolme spibrid orbitaaliga², moodustab kaksiksideme, mis on näidatud hallikas lehena.

Pange tähele, et samaaegselt eksisteerivad nii üksikud lingid (roheline silinder) kui ka kaksikühendus (hall leht). Kuid erinevalt lihtsatest linkidest ei ole kahekordsetel liikumisteedel samasugune pööramisvabadus tuuma-tuuma telje ümber. Seda seetõttu, et pööramiseks peab link (või leht) olema katki; protsess, mis vajab energiat.

Samuti on link A = B reaktiivsem kui A-B. Selle pikkus on väiksem ja aatomid A ja B on väiksema vahekaugusega; seetõttu on mõlema tuuma vahel suurem tõrjutus. Mõlema lingi, ühe ja kahe, katkestamine nõuab rohkem energiat kui A-B molekuli aatomite eraldamiseks.

B-vitamiini struktuuris₁₂ võib täheldada mitmeid kaksiksidemeid: C = O, P = O ja aromaatsete tsüklite sees.

Kolmekordne link

Kolmekordne side on isegi lühem kui kaksikside ja selle pöörlemine on energiliselt halvem. Selles on moodustatud kaks risti π-linki (hall ja lilla lehed), samuti lihtne link.

Tavaliselt peab A ja B aatomite keemiline hübridisatsioon olema sp: kaks sp orbitaali, mis on eraldatud 180 °, ja kaks puhast p orbitaali, mis on risti nende suhtes. Pange tähele, et kolmikside sarnaneb palettiga, kuid ilma pöörlemisvõimeta. Seda linki võib lihtsalt kujutada kui A≡B (N2N, N-lämmastiku molekul₂).

Kõigist kovalentsetest sidemetest on see kõige reaktiivsem; kuid samal ajal vajab see rohkem energiat oma aatomite täielikuks eraldamiseks (· A: +: B ·). Kui vitamiin B₁₂ selle molekulaarstruktuuris oli kolmekordne side, selle farmakoloogiline toime muutuks drastiliselt.

Kolmekordsetes võlakirjades osaleb kuus elektrooni; kahekordsetes neljas elektronis; ja lihtsal või lihtsal, kaks.

Ühe või mitme nimetatud kovalentse sideme moodustamine sõltub aatomite elektroonilisest kättesaadavusest; see tähendab, et paljud elektronid vajavad valentsokteti saamiseks orbitaale.

Mittepolaarne link

Kovalentne side seisneb elektronide paari õiglases jagamises kahe aatomi vahel. See on aga tõsi ainult juhul, kui mõlemal aatomil on võrdsed elektronegatiivsused; see tähendab, et sama kalduvus meelitada ühenduses oma keskkonna elektroonilist tihedust.

Mittepolaarseid sidemeid iseloomustab nullelektroonilise erinevuse erinevus (ΔE0). See toimub kahes olukorras: homonukleaarses ühendis (A)₂) või kui kummagi poole keemiline keskkond on samaväärne (H₃C-CH₃, etaanimolekul).

Mittepolaarsete sidemete näited on toodud järgmistes ühendites:

-Vesinik (H-H)

-Hapnik (O = O)

-Lämmastik (N≡N)

-Fluor (F-F)

-Kloor (Cl-Cl)

-Atsetüleen (HC≡CH)

Polaarühendused

Kui mõlema aatomi vahel on märkimisväärne erinevus elektronegatiivsuses ΔE, moodustub linki teljel dipoolmoment: A^δ+-B^δ-. Heteronukleaarse ühendi AB puhul on B kõige elektronegatiivne aatom ja seetõttu on selle elektronide tihedus kõrgeim δ-; A, kõige vähem elektronegatiivne, koormuse puudus δ+.

Polaarsete sidemete tekkimiseks tuleb ühendada kaks erinevat elektronegativaadiga aatomit; ja moodustavad seega heteronukleaarsed ühendid. A-B meenutab magnetit: sellel on positiivne pool ja negatiivne pool. See võimaldab tal suhelda teiste molekulidega dipool-dipooljõudude, sealhulgas vesiniksidemete kaudu.

Vees on kaks polaarset kovalentset sidet, H-O-H ja selle molekulaarne geomeetria on nurk, mis suurendab selle dipoolse hetke. Kui selle geomeetria oleks lineaarne, aurustuvad ookeanid ja vesi oleks madalam keemistemperatuur.

Asjaolu, et ühendil on polaarseid sidemeid, see ei tähenda, et see on polaarne. Näiteks süsiniktetrakloriid, CCl₄, sellel on neli C-Cl polaarset linki, kuid nende tetraedrilisel paigutusel lõpeb dipoolmoment vektoriaalselt.

Datiivsed või koordineerivad lingid

Kui aatom annab teise elektroniga kovalentse sideme moodustamiseks elektronide paari, räägime siis datiivist või koordineerimissidemest. Näiteks, millel on B: saadaval olevate elektronide paar ja A (või A)⁺), moodustatakse elektrooniline vaba ametikoht, link B: A.

B-vitamiini struktuuris₁₂ viis lämmastiku aatomit on seotud selle metalli keskmega selle kovalentse sidemega. Need lämmastikud annavad oma vaba elektronide paari katioon Co³⁺, metalli kooskõlastamine nendega (Co³⁺: N-)

Teine näide võib leida ammoniaagimolekuli protoneerimisest ammooniumi moodustamiseks:

H₃N: + H⁺ => NH₄⁺

Pange tähele, et mõlemal juhul annab elektronide panuse lämmastikuaatom; seetõttu tekib kovalentne datiiv või koordineeriv side siis, kui aatom üksi panustab elektronide paari.

Samamoodi võib vesimolekuli protoneerida, et muuta see hüdronium (või oksoonium) katiooniks:

H₂O + H⁺ => H₃O⁺

Erinevalt ammooniumkatioonist on hüdroniumil veel vaba elektronide paar (H₃O:⁺); siiski on väga raske aktsepteerida teist prootonit, et moodustada ebastabiilne dihüdrogeenhüdronium, H₄O²⁺.

-Iooniline side

Pildil on valge soola mägi. Sooli iseloomustavad kristallilised struktuurid, mis on, sümmeetrilised ja tellitud; kõrge sulamis- ja keemispunkt, kõrge elektrijuhtivus sulatamisel või lahustamisel ning ka nende ioonid on tugevalt seotud elektrostaatiliste interaktsioonidega.

Need koostoimed moodustavad ioonse sideme. Teises kujutises kuvati katioon A⁺ ümbritsetud nelja aniooniga B^-, kuid see on 2D kujutis. Kolmes mõõtmes: A⁺ peaks olema teisi anioone B^- ette ja tahapoole, moodustades erinevaid struktuure.

Niisiis, A⁺ sellel võib olla kuus, kaheksa või isegi kaksteist naabrit. Naabrite arv, kes ümbritsevad iooni kristallides, on tuntud kui koordineerimisnumber (N.C). Iga N.C jaoks on seostatud kristallilise paigutuse tüüp, mis omakorda moodustab soola tahke faasi.

Soolades täheldatud sümmeetrilised ja lihvitud kristallid on tingitud atraktsioonide vastastikmõjude poolt tekitatud tasakaalust (A⁺ B^-) ja tõukumine (A. \ t⁺ A⁺, B^- B^-elektrostaatiline).

Koolitus

Aga miks A + ja B^-, või Na⁺ ja Cl^-, ei moodusta kovalentseid Na-Cl sidemeid? Kuna kloori aatom on palju elektronegatiivsem kui naatriummetall, mida iseloomustab ka väga lihtne loobuda oma elektronidest. Nende elementide leidmisel reageerivad nad eksotermiliselt, et toota soola:

2Na (s) + Cl₂(g) => 2NCl (s)

Kaks naatriumi aatomit annavad oma unikaalse valentselektroni (Na ·) Cl diatoommolekulile₂, Cl anioonide moodustamiseks^-.

Naatriumkatioonide ja kloriidi anioonide vahelised koostoimed, kuigi need esindavad kovalentsete sidemete nõrgemat sidet, on võimelised neid tugevalt tahkes sidumises hoidma; ja see asjaolu peegeldub soola kõrge sulamistemperatuuril (801 ° C).

Metalliline ühendus

Viimane keemilise sidumise tüüp on metalliline. Seda võib leida mis tahes metallist või sulamitükist. Seda iseloomustab eriline ja teistest erinev, sest elektronid ei liigu ühest aatomist teise, vaid nad reisivad nagu meri, metallide kristall.

Seega, metallist aatomid, et öelda vask, segunevad oma valents orbitaalid üksteisega, et moodustada juhtivusriba; kusjuures elektronid (s, p, d või f) liiguvad aatomite ümber ja hoiavad neid tihedalt seotud.

Sõltuvalt nende metallide arvust, mis läbivad metallist kristalle, võivad ribadeks ette nähtud orbitaalid ja nende aatomite pakkimine olla pehmed (nagu leelismetallid), kõvad, heledad või hea elektrijuht ja soojust.

Jõud, mis hoiavad kokku metallide aatomid, nagu need, mis moodustavad kujutise väikese inimese ja tema sülearvuti, on paremad kui soolad.

Seda saab katseliselt kontrollida, sest soolade kristallid võivad enne mehaanilist jõudu jaguneda mitmeks pooleks; metalliosa (mis koosneb väga väikestest kristallidest) deformeerub.

Näited

Järgmised neli ühendit hõlmavad keemiliste sidemete liike, mis on selgitatud:

-Naatriumfluoriid, NaF (Na⁺F^-): ioonne.

-Naatrium, Na: metall.

-Fluor, F₂ (F-F): mittepolaarne kovalentne, kuna mõlema aatomi vahel on ΔE null, kuna need on identsed.

-Vesinikfluoriid, HF (H-F): polaarne kovalentne, kuna selles ühendis on fluor rohkem elektrolegatiivne kui vesinik.

On ühendeid, näiteks B-vitamiini₁₂, millel on nii polaarseid kui ka ioonseid kovalentseid sidemeid (selle fosfaadirühma -PO negatiivses laengus)₄^--). Mõnes keerulises struktuuris, nagu näiteks metallist klastrid, võivad kõik sellised lingid esineda samaaegselt.

Matter pakub näiteid keemilistest sidemetest kõigis selle ilmingutes. Kivi alt tiigi põhjast ja seda ümbritsevast veest kuni selle servadesse, mis kõverevad selle servadest.

Kuigi lingid võivad olla lihtsad, avavad molekulistruktuuris olevate aatomite arv ja ruumiline paigutus tee rikkalikule ühendite hulgale..

Keemilise sideme tähtsus

Mis on keemilise sideme tähtsus? Keemilise sideme puudumist vabastavate tagajärgede arvutuslik arv toob esile selle tohutu tähtsuse looduses:

-Ilma selleta ei oleks värve olemas, sest nende elektronid ei absorbeeriks elektromagnetkiirgust. Atmosfääris olevad tolmu- ja jääosakesed kaovad ja seetõttu muutub taeva sinine värv pimedaks.

-Süsinik ei saanud moodustada oma lõputuid ahelaid, millest saadakse triljonit orgaanilisi ja bioloogilisi ühendeid.

-Valke ei saanud isegi nende koostisosade aminohapetes määratleda. Suhkrud ja rasvad kaovad, samuti elusorganismides olevad süsinikühendid.

-Maa hakkaks atmosfääri otsa saama, sest selle gaaside keemiliste sidemete puudumisel ei oleks mingit jõudu, et neid kokku hoida. Samuti ei esine nende vahel vähimatki intermolekulaarset koostoimet.

-Mäed võivad kaduda, sest nende kivimid ja mineraalid, kuigi nad olid rasked, ei saanud oma kristallilise või amorfse struktuuri sisemisi aatomeid sisaldada..

-Maailma moodustavad üksikud aatomid, mis ei suuda moodustada tahkeid või vedelaid aineid. See tooks kaasa ka kogu materjali muundumise kadumise; see tähendab, et puudub keemiline reaktsioon. Ainult põgusad gaasid kõikjal.

Viited

1. Harry B. Grey. (1965). Elektronid ja keemiline sidumine. W.A. BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Keemia (8. väljaanne). CENGAGE Learning, p 233, 251, 278, 279.
3. Laev R. (2016). Keemiline sidumine. Välja otsitud andmebaasist: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Keemiliste võlakirjade tüübid. (3. oktoober 2006). Välja võetud: dwb4.unl.edu
5. Keemiliste sidemete moodustamine: elektronide roll. [PDF] Välja otsitud andmebaasist: cod.edu
6. CK-12 sihtasutus. (s.f.). Energia ja kovalentne võlakirjade moodustamine. Välja otsitud andmebaasist: chem.libretexts.org
7. Quimitube (2012). Kovalentne ühendus on koordineeritud või datiivne. Välja otsitud: quimitube.com