Mis on koordineeritud kovalentne link? (näidetega)

A koordineeritud kovalentne side või koordineeriv linksidetüüp, milles üks lisatud aatomitest annab kõik jagatud elektronid.

Lihtsa kovalentse sidemega varustab iga aatom sidemega elektroni. Teisest küljest nimetatakse koordineerivas sidemuses aatomid, mis annavad elektroni sidumiseks sideme, doonori aatomiks, samas kui aatomit, mis võtab vastu elektronide paari, nimetatakse aktseptori aatomiks (Clark, 2012).

Koordineerimise sidet kujutab nool, mis algab doonori aatomitest ja lõpeb aktseptori aatomiga (joonis 1). Mõnel juhul võib doonor olla molekul.

Sel juhul võib molekuli aatom annetada elektronide paari, mis oleks Lewise baas, samas kui aktseptori läbilaskevõimega molekuliks oleks Lewise hape (Coordinate Covalent Bond, S.F.)..

Koordineerimise lingil on samasugused omadused kui lihtsa kovalentse sidemega. Sellist tüüpi sidet omavatel ühenditel on tavaliselt madalad sulamis- ja keemispunktid, kusjuures aatomite vahel ei ole eksisteerivat coulombilist koostoimet (erinevalt ioonsidemetest) ja ühendid on vees väga hästi lahustuvad (Atkins, 2017).

Mõned näited kooskõlastatud kovalentsetest võlakirjadest

Koordineerimissideme kõige tavalisem näide on ammooniumioon, mis moodustub ammoniaagi molekuli ja happe protooni kombinatsioonist..

Ammoniaagis on lämmastikuaatomil pärast okteti lõpuleviimist üksikud elektronid. Andke see üksikpaar vesinikioonile, nii et lämmastikuaatom muutub doonoriks. Vesinikuaatom muutub aktseptoriks (Schiller, S.F.).

Veel üheks tavaliseks näide sidumisest on hüdroniumiooni moodustumine. Nagu ammooniumiooni puhul, on veemolekuli vaba elektronpaar doonoriks protoonile, mis on aktseptor (joonis 2)..

Siiski tuleb arvestada, et pärast koordineerimislingi loomist on kõik hapnikuga seotud vesinikud täpselt samaväärsed. Kui vesiniku ioon puruneb uuesti, ei ole vesiniku vabanemise vahel mingit diskrimineerimist.

Suurepärane näide Lewise alushappe reaktsioonist, mis illustreerib kovalentse koordinaadi sideme moodustumist, on boortrifluoriidi adukti moodustumise reaktsioon ammoniaagiga..

Booritrifluoriid on ühend, millel ei ole boori aatomi ümber väärisgaasi struktuuri. Booril on ainult 3 paari elektroni oma valentsuskestas, seega on öeldud, et BF3 on elektronides puudulik.

Selle puuduse ületamiseks võib kasutada ammooniumlämmastiku liigendamata elektronpaari ja moodustatakse ühend, mis hõlmab koordineerivat sidet.

See lämmastiku elektronpaar annetatakse boori tühjale p orbitaalile. Siin on ammoniaak Lewise alus ja BF3 on Lewise hape.

Koordineerimise keemia

On olemas anorgaanilise keemia haru, mis on pühendatud eranditult siirdemetalle moodustavate ühendite uurimisele. Need metallid seonduvad teiste aatomite või molekulidega koordineerivate sidemete kaudu, moodustades kompleksseid molekule.

Neid molekule nimetatakse koordineerimisühenditeks ja neid uurivaks teaduseks nimetatakse koordineerimise keemiaks.

Sellisel juhul tuntakse metalli külge kinnitatud ainet, mis oleks elektronide doonor, ligandina ja tavaliselt on koordinaatühendid tuntud kui kompleksid..

Koordineerivad ühendid hõlmavad aineid, nagu vitamiin B12, hemoglobiin ja klorofüll, värvained ja pigmendid ning orgaaniliste ainete valmistamisel kasutatavad katalüsaatorid (Jack Halpern, 2014).

Keerulise iooni näiteks on koobaltikompleks [Co (NH₂CH₂CH₂NH₂2ClNH₃]²⁺  dikloroaminetüleendiamiinkobalt (IV).

Koordineerimiskeemia tekkis Šveitsi keemiku Alfred Werneri, kes uuris mitmesuguseid koobalti (III) kloriidi ja ammoniaagi ühendeid, tööst. Pärast vesinikkloriidhappe lisamist märkis Werner, et ammoniaaki ei ole võimalik täielikult kõrvaldada. Seejärel tegi ta ettepaneku, et ammoniaak oleks tihedamalt seotud keskse koobaltiiooniga.

Hõbenitraadi vesilahuse lisamisel oli üks moodustunud produktidest tahke hõbekloriid. Moodustunud hõbekloriidi kogus oli seotud koobalt (III) kloriidiga seotud ammoniaagimolekulide arvuga.

Näiteks kui CoCl-sse lisati hõbenitraati₃ · 6NH₃, kolm kloriidi muutusid hõbekloriidiks.

Kui CoCl-le lisati hõbenitraati₃ · 5NH₃, ainult 2 kolmest kloriidist moodustasid hõbekloriidi. Kui töödeldi CoCl-i₃.4NH₃  hõbenitraadiga, üks kolmest kloriidist sadestus hõbekloriidina.

Saadud tähelepanekud näitasid komplekssete või koordineerivate ühendite moodustumist. Sisemise koordineerimise valdkonnas, millele viidatakse ka mõnes tekstis esimese sfäärina, on ligandid otseselt seotud keskse metalliga.

Välise koordineerimise sfääris, mida mõnikord nimetatakse teiseks sfääriks, on teised ioonid seotud kompleksse iooniga. Wernerile anti 1913. aastal Nobeli preemia kooskõlastamise teooria eest (Sissejuhatus koordinatsiooni keemia, 2017).

See kooskõlastamise teooria muudab üleminekumetallidel kaks valentsitüüpi: esimene valents, mis on määratud metalli oksüdatsiooninumbri ja teise valentsiga, mida nimetatakse koordineerimisnumbriks.

Oksüdatsiooni number näitab, kui palju kovalentseid sidemeid võib metallis moodustada (nt raud (II) toodab FeO-d) ja koordineerimisnumber näitab, kui palju on võimalik kompleksi moodustada koordineerivaid sidemeid (nt raud, mille koordinaat on number 4, toodab [FeCl₄]^- ja [FeCl₄]^2-) (Koordineerimise ühendid, 2017).

Koobalti puhul on tal koordineerimisnumber 6. Sellepärast sai Werneri katsetes hõbenitraadi lisamisel alati heksokontsentratsiooniga koobaltist lahkunud hõbekloriidi kogus..

Sellist tüüpi ühendite koordineerivatel linkidel on värvilisus.

Tegelikult vastutavad nad metalli (punane raud, sinine koobalt jne) tüüpilise värvuse eest ning on olulised spektrofotomeetrilise absorptsiooni ja aatomite emissiooni testide jaoks (Skodje, S.F.)..

Viited

1. Atkins, P. W. (2017, 23. jaanuar). Keemiline sidumine. Taastati britannica.com.
2. Clark, J. (2012, september). KOOSKÕLASTAMINE (DATIIVNE KOOSTAMINE). Välja otsitud aadressilt chemguide.co.uk.
3. Koostage kovalentne võlakiri. (S.F.). Taastatud keemias .tutorvista.
4. Kooskõlastamisühendid. (2017, 20. aprill). Taastatud dechem.libretexts.org.
5. Kooskõlastamise keemia. (2017, 20. aprill). Välja otsitud kem.libretexts.org.
6. Jack Halpern, G. B. (2014, 6. jaanuar). Koordineeriv ühend. Taastati britannica.com.
7. Schiller, M. (S.F.). Kovalentsete sidemete koordineerimine. Taastati easychem.com-lt.
8. Skodje, K. (S.F.). Kovalentne koordineeriv võlakiri: määratlus ja näited. Välja otsitud uuringust.com.