Kémiai kapcsolat meghatározása, jellemzői, kialakulásának módja, típusok

az kémiai kötés az az erő, amely sikerül megtartani az anyagot alkotó atomokat. Minden anyagtípus jellegzetes kémiai kötéssel rendelkezik, amely egy vagy több elektron részvételéből áll. Így az erők, amelyek az atomokat gázokban kötik össze, különböznek például a fémektől.

A periódusos rendszer minden eleme (a hélium és a könnyű nemesgázok kivételével) kémiai kötéseket hozhat létre egymással. Ezek természetét azonban az általuk alkotott elektronokból származó elemek függvényében módosítják. A kapcsolatok típusának magyarázatához lényeges paraméter az elektronegativitás.

A két atom közötti elektronegativitás (ΔE) különbsége nem csak a kémiai kötés típusát határozza meg, hanem a vegyület fizikai-kémiai tulajdonságait is. A sókat ionos kötések (magas AE) és számos szerves vegyület, például B-vitamin jellemzi₁₂ (felső kép), kovalens kötések (alacsony ΔE).

A felső molekulaszerkezetben mindegyik vonal kovalens kötést jelent. Az ékek jelzik, hogy a kapcsolat a síkból (az olvasó felé) jön létre, és a síkból aláhúzottak (az olvasótól távol). Megjegyezzük, hogy kettős kötés van (=) és egy kobalt atom koordinált öt nitrogénatom és egy R oldallánc.

De miért alakulnak ki az ilyen kémiai kötések? A válasz a résztvevő atomok és elektronok energetikai stabilitásában rejlik. Ennek a stabilitásnak ki kell egyensúlyoznia az elektronikus felhők és a magok között tapasztalt elektrosztatikus repulziókat és a mag által a szomszédos atom elektronjaira gyakorolt ​​vonzerőt..

index

• 1 A kémiai kötés meghatározása
• 2 Jellemzők
• 3 Hogyan alakulnak ki
  • 3.1 A-A homonukleáris vegyületek
  • 3.2 Heteronukleáris vegyületek A-B
• 4 Típusok
  • 4.1 - Kovalens kapcsolat
  • 4.2 - Ionikus kapcsolat
  • 4.3 Fémes kapcsolat
• 5 Példák
• 6 A kémiai kötés jelentősége
• 7 Referenciák

A kémiai kötés meghatározása

Számos szerzõ definiálta a kémiai kötést. Mindegyikük közül a legfontosabb volt a fizikai-kémiai G. N. Lewis, aki meghatározta a kémiai kötést, mint egy pár elektron részvételét két atom között. Ha az A · és · B atomok egyetlen elektronot tudnak biztosítani, akkor az A: B vagy A-B egyszerű kapcsolat jön létre közöttük.

A kapcsolat megalakulása előtt mind az A, mind a B-t határozatlan távolságra választják el, de ha összekapcsoljuk, akkor van egy erő, amely együtt tartja őket az AB diatomiás vegyületben, és a kapcsolat távolságát (vagy hosszát).

jellemzői

Milyen jellemzőkkel bír ez az erő az atomokat együtt? Ezek inkább az A és B közötti kapcsolat típusától függnek, mint az elektronikus struktúráktól. Például az A-B kapcsolat irányított. Mit jelent? Az elektronpárok egyesülése által kifejtett erő egy tengelyen ábrázolható (mintha henger lenne).

Hasonlóképpen, ez a kapcsolat energiát igényel a töréshez. Ez az energiamennyiség kJ / mol vagy cal / mol egységben kifejezhető. Miután elegendő energiát alkalmaztak az AB-vegyülettel (például hővel), akkor az eredeti A · és B-atomok között disszociál.

Minél stabilabb a kapcsolat, annál nagyobb a szükséges energiamennyiség a csatlakozott atomok elválasztásához.

Másrészt, ha az AB vegyületben lévő kötés ionos, akkor A⁺B^-, akkor ez nem irányított erő lenne. Miért? Mert A⁺ vonzó hatást gyakorol a B-re^- (és fordítva), ami jobban függ attól a távolságtól, amely mindkét iont elválasztja az űrben, mint azok relatív helyétől.

Ez a vonzási és repulációs terület összegyűjti a többi iont, ami kristályos rácsnak nevezik (felső kép: kation A⁺ négy anion vesz körül B^-, és ezek a négy kation A⁺ és így tovább).

Hogyan alakulnak ki

A-A homonukleáris vegyületek

Ahhoz, hogy egy pár elektron egy kötést hozzon létre, sok szempontot kell figyelembe venni. A magoknak, azaz az A-nak a protonjai vannak, ezért pozitívak. Ha két A atom egymástól messze van egymástól, vagyis egy nagy belső nukleáris távolságon (felső kép), nem tapasztalnak semmilyen vonzerőt.

Ahogy közelednek az A két atomjához, a magok vonzzák a szomszédos atom (a lila kör) elektronikus felhőjét. Ez a vonzó erő (A a szomszédos lila körön). Mindazonáltal az A két magja pozitív, és ez az erő növeli a kötés potenciális energiáját (függőleges tengely).

Van egy olyan nukleáris távolság, amelyben a potenciális energia eléri a minimumot; azaz mind a vonzó erő, mind a visszataszító erő kiegyensúlyozott (az A két atomja a kép alsó részén).

Ha ez a távolság e pont után csökken, a kapcsolat a két magot nagyon erősen visszahúzza, destabilizáló A-A vegyületet.

Tehát ahhoz, hogy a kapcsolat létrejöjjön, egy energia-megfelelő belső távolságnak kell lennie; továbbá az atomi orbitáknak megfelelően kell átfedniük, hogy az elektronok összekapcsolódjanak.

Heteronukleáris vegyületek A-B

Mi van, ha az A két atomja helyett az A és a B egy másik tagja? Ebben az esetben a felső gráf megváltozna, mert az egyik atomnak több protonja lenne, mint a másik, és az elektronikus felhők különböző méretűek.

Amikor az A-B kötés a megfelelő internukleáris távolságon alakul ki, az elektronpárok többnyire a legtöbb elektronegatív atom közelében találhatók. Ez minden olyan heteronukleáris kémiai vegyülettel történik, amely az ismert (és ismert) nagy részét képezi..

Noha mélységben nem említik, számos változó van, amelyek közvetlenül befolyásolják az atomok megközelítését és a kémiai kötéseket; némelyikük termodinamikai (vagyis a spontán reakció?), elektronikus (milyen teljes vagy üres az atomok orbitái) és más kinetika.

típus

A kapcsolatok olyan jellemzők sorozatát mutatják, amelyek megkülönböztetik egymást egymástól. Ezek közül többet három fő osztályba lehet foglalni: kovalens, ionos vagy fém.

Bár vannak olyan vegyületek, amelyek kapcsolatai egyetlen típushoz tartoznak, sok valójában mindegyik karakterből álló keverékből áll. Ez a tény az elektronegativitás közötti különbség a köteteket alkotó atomok között. Így egyes vegyületek kovalensek lehetnek, de kötéseikben bizonyos ionos karaktert mutatnak.

A kötés, a szerkezet és a molekulatömeg típusa szintén kulcsfontosságú tényezők, amelyek meghatározzák az anyag makroszkopikus tulajdonságait (fényesség, keménység, oldhatóság, olvadáspont stb.)..

-Kovalens kötés

A kovalens kötvények azok, amelyeket eddig elmagyaráztak. Ezekben két orbitumnak (egy elektronnak mindegyikben) át kell fednie az elkülönített magokat egy megfelelő nukleáris távolságban.

A molekuláris pálya (TOM) elmélete szerint, ha az orbitális átfedések frontálisak, akkor egy sigma σ kötés jön létre (amit egyszerű vagy egyszerű linknek is neveznek). Míg ha az orbitákat oldalirányú és merőleges átfedések képezik az internukleáris tengelyhez viszonyítva, akkor a π (kettős és hármas) linkek lesznek jelen:

Egyszerű link

Az ábrán látható σ összeköttetés a belső nukleáris tengely mentén alakul ki. Annak ellenére, hogy nem látható, az A és B más kapcsolatokat is tartalmazhat, ezért saját kémiai környezete (a molekuláris szerkezet különböző részei) lehet. Ezt a fajta összeköttetést a forgási teljesítmény (zöldhenger) jellemzi, és a legerősebbek közül.

Például a hidrogénmolekula egyszerű kötése a belső nukleáris tengelyen (H-H) foroghat. Ugyanígy, egy hipotetikus CA-AB molekula is megteheti.

A C-A, A-A és A-B kapcsolatok forognak; de ha C vagy B atomok vagy terjedelmes atomok csoportja, akkor az A-A forgatás sztérikusan gátolható (mivel C és B összeomlik).

Az egyszerű kötések gyakorlatilag minden molekulában megtalálhatók. Atomjaik bármilyen kémiai hibridizációval rendelkezhetnek, amíg az orbitáik átfedése frontális. Visszatérve a B-vitamin szerkezetéhez₁₂, minden egyes vonal (-) egyetlen hivatkozást jelez (például -CONH hivatkozások₂).

Dupla kapcsolat

A kettős kötés megköveteli, hogy az atomok (általában) sp hibridizálódjanak². A tiszta p kötés, merőleges a három hibrid pályára², a kettős kötést képezi, amely szürkés lapként jelenik meg.

Ne feledje, hogy egyszerre egyidejűleg léteznek mind az egyenes (zöld henger), mind a kettős kapcsolat (szürke lap). Az egyszerű kapcsolatokkal ellentétben a párosok nem ugyanolyan forgásszabadsággal rendelkeznek az internukleáris tengely körül. Ez azért van, mert a forgatáshoz a linket (vagy lapot) meg kell szakítani; energiát igénylő folyamat.

Az A = B kapcsolat is reaktívabb, mint az A-B. Ennek hossza kisebb és az A és B atomok kisebb távolságra vannak; ennélfogva mindkét mag között nagyobb a repulzió. Mindkét kapcsolat megszakítása, egyszeres és kettős, több energiát igényel, mint amennyi az A-B molekulában lévő atomok elválasztásához szükséges.

A B-vitamin szerkezetében₁₂ több kettős kötés figyelhető meg: C = O, P = O, és az aromás gyűrűkben.

Hármas kapcsolat

A hármas kötés még rövidebb, mint a kettős kötés, és a forgása energikusabban romlik. Ebben két merőleges π kapcsolat jön létre (szürke és lila lapok), valamint egy egyszerű link.

Rendszerint az A és B atomok kémiai hibridizációjának sp: két sp orbitáltnak kell lennie, amelyek 180 ° -kal vannak elválasztva, és két tiszta p orbitált, amelyek merőlegesek az előbbre. Megjegyezzük, hogy egy hármas kötés hasonlít egy palettára, de nem forog. Ez a kapcsolat egyszerűen képviselhető A (B (N2N, N-nitrogén molekula)₂).

Az összes kovalens kötés közül ez a leginkább reaktív; ugyanakkor az az, amely több energiát igényel atomjainak teljes szétválasztásához (· A: +: B ·). Ha B-vitamin₁₂ a molekuláris szerkezetében hármas kötéssel rendelkezett, farmakológiai hatása drasztikusan megváltozna.

A hármas kötésben hat elektron vesz részt; a kettős, négy elektron; és az egyszerű vagy egyszerű, kettő.

Egy vagy több ilyen kovalens kötés kialakulása az atomok elektronikus hozzáférhetőségétől függ; azaz, hogy hány elektronra van szüksége az orbitáikhoz, hogy szerezzenek valencia-oktettet.

Nem poláris kapcsolat

A kovalens kötés egy elektronpár páros megosztását jelenti két atom között. Ez azonban csak akkor igaz, ha mindkét atom egyenlő elektronegativitással rendelkezik; azaz ugyanaz a tendencia, hogy a vegyület elektronikus sűrűségét vonzza egy vegyületen belül.

A nem-poláris kötéseket a nulla elektronegativitás (ΔE≈0) különbsége jellemzi. Ez két helyzetben fordul elő: homonukleáris vegyületben (A)₂), vagy ha a kapcsolat mindkét oldalán a kémiai környezet egyenértékű (H. \ t₃C-CH₃, etánmolekula).

A nem poláros kapcsolatok példái az alábbi vegyületekben láthatók:

-Hidrogén (H-H)

-Oxigén (O = O)

-Nitrogén (N≡N)

-Fluor (F-F)

-Klór (Cl-Cl)

-Acetilén (HC≡CH)

Poláris kapcsolatok

Ha mindkét atom között jelentős különbség van az ΔE elektronegativitásban, akkor a link tengely mentén egy dipólus pillanat alakul ki: A^δ+-B^δ-. Az AB heteronukleáris vegyület esetében a B a legtöbb elektronegatív atom, ezért a legnagyobb elektron-sűrűsége δ-; míg az A, a legkisebb elektronegatív, δ terhelési hiány+.

Ahhoz, hogy a poláris kötések bekövetkezzenek, két atomot kell összekapcsolni különböző elektronegativáttal; és így heteronukleáris vegyületeket képeznek. Az A-B mágneshez hasonlít: pozitív pólussal és negatív pólussal rendelkezik. Ez lehetővé teszi, hogy kölcsönhatásba lépjen más molekulákkal a dipol-dipólus erőkön keresztül, köztük a hidrogénkötések.

A víznek két poláris kovalens kötése van, a H-O-H, és molekuláris geometriája szögletes, ami növeli a dipol pillanatát. Ha geometriája lineáris, az óceánok elpárolognának, és a víznek alacsonyabb forráspontja lenne.

Az a tény, hogy egy vegyület poláris kötéssel rendelkezik, ez nem jelenti azt, hogy poláris. Például szén-tetraklorid, CCl₄, Négy C-Cl poláris kapcsolattal rendelkezik, de a tetraéderes elrendezésükben a dipólus pillanatban a vektoriálisan törlődik.

Dative vagy koordinációs linkek

Amikor egy atom egy pár elektronot hoz létre egy kovalens kötés kialakításához egy másik atommal, akkor egy dative vagy koordinációs kötésről beszélünk. Például B: a rendelkezésre álló elektronok párja, és A (vagy A)⁺), elektronikus üres álláshely, B link: A.

A B-vitamin szerkezetében₁₂ az öt nitrogénatomot a Co fémes középpontjához kötik az ilyen típusú kovalens kötéssel. Ezek a nitrogének szabad elektronjaikat adják a kation Co-nek³⁺, a fém összehangolása velük (Co³⁺: N-)

Egy másik példa egy ammónium-molekula protonálásakor az ammónium képződésére:

H₃N: + H⁺ => NH₄⁺

Megjegyezzük, hogy mindkét esetben a nitrogénatom hozzájárul az elektronokhoz; ezért a kovalens dative vagy koordinációs kötés akkor keletkezik, amikor egy atom egyedül járul hozzá az elektronpárhoz.

Hasonlóképpen, a vízmolekula protonálható, hogy a hidronium (vagy oxonium) kationsá alakuljon:

H₂O + H⁺ => H₃O⁺

Az ammónium-kationtól eltérően a hidroniumnak még van egy szabad elektronpárja (H₃O:⁺); azonban nagyon nehéz elfogadni egy másik protont az instabil dihidrogén-hidronium, H₄O²⁺.

-Ionic kötés

A kép fehér sót ábrázol. A sókat kristályos szerkezetek jellemzik, amelyek szimmetrikusak és rendezettek; magas olvadás- és forráspontok, magas elektromos vezetőképességek olvadás vagy feloldás során, valamint ionok erősen kötődnek az elektrosztatikus kölcsönhatásokhoz.

Ezek a kölcsönhatások alkotják az ionos kötést. A második képen egy A kation látható⁺ négy anion B körül^-, de ez egy 2D-s ábrázolás. Három dimenzióban: A⁺ más anionoknak kell lennie^- előre és mögött a gép, különféle szerkezeteket alkotva.

Szóval, A⁺ hat, nyolc, vagy akár tizenkét szomszédja lehet. A kristályban lévő iont körülvevő szomszédok számát koordinációs számnak (N.C) nevezik. Minden egyes N.C-hez egy kristályos elrendezés típusa van, amely viszont a só szilárd fázisát képezi.

A sókban észlelt szimmetrikus és szemcsés kristályok a vonzási kölcsönhatások által megállapított egyensúly miatt (A⁺ B^-) és elnyomás (A)⁺ A⁺, B^- B^-a) az elektrosztatikus.

edzés

De miért A + és B^-, vagy Na⁺ és Cl^-, nem alkotnak Na-Cl kovalens kötéseket? Mivel a klóratom sokkal elektronegatívabb, mint a nátrium-fém, amit az elektronok nagyon könnyen lemondanak. Amikor ezek az elemek megtalálhatók, exoterm módon reagálnak az asztali só előállítására:

2Na (s) + Cl₂(g) => 2NCl (s)

Két nátriumatom az egyedi valenciaelektronjukat (Na ·) adja a Cl diatomi molekulájához₂, Cl anionok előállításához^-.

A nátrium kationok és a klorid-anionok közötti kölcsönhatások, bár gyengébb kötést képviselnek, mint a kovalensek, képesek tartani őket erősen kötődve a szilárd anyagban; és ez a tény a só magas olvadáspontjában (801 ° C) tükröződik..

Fémes kapcsolat

A kémiai kötés utolsó típusa fém. Ez bármely fém- vagy ötvözet darabon megtalálható. Jellemzője, hogy különleges és különbözik a többiektől, mert az elektronok nem jutnak át egyik atomról a másikra, hanem utaznak, mint a tenger, a fémek kristálya..

Így a fém atomok, hogy azt mondják a réz, összekeverik valencia orbitáit egymással, hogy vezetési sávokat hozzanak létre; ahol az elektronok (s, p, d vagy f) áthaladnak az atomok körül, és szorosan kötik őket.

A fémkristályon áthaladó elektronok számától, a sávok számára biztosított orbitáktól és atomjaik csomagolásától függően a fém lehet lágy (mint alkálifémek), kemény, fényes vagy jó villamosenergia-vezető. hőség.

A fémek atomjait összekötő erő, mint például a képben lévő kis embert alkotó és a laptopja, jobb, mint a sóké..

Ez kísérletileg igazolható, mert a sók kristályai mechanikai erő előtt több félre oszthatók; míg egy fémdarab (nagyon kis kristályokból áll) deformálódik.

Példák

A következő négy vegyület a kémiai kötések típusait tartalmazza:

-Nátrium-fluorid, NaF (Na⁺F^-): ionos.

-Nátrium, Na: fém.

-Fluor, F₂ (F-F): nem poláris kovalens, mivel a két atom között ΔE null van, mert azonosak.

-Hidrogén-fluorid, HF (H-F): poláris kovalens, mivel ebben a vegyületben a fluor sokkal elektronegatívabb, mint a hidrogén.

Vannak olyan vegyületek, mint a B-vitamin₁₂, amely rendelkezik mind poláris, mind ionos kovalens kötéssel (foszfátcsoport -PO negatív töltésében)₄^--). Egyes összetett struktúrákban, mint például a fém klaszterek, az ilyen típusú kapcsolatok együtt létezhetnek.

Az anyag a kémiai kötések példáit kínálja minden megnyilvánulásában. A tó alján lévő kőből és az azt körülvevő vízből, a szegélyekig, amelyek a széleinél.

Bár a kapcsolatok egyszerűek lehetnek, a molekuláris szerkezetben az atomok száma és térbeli elrendezése megnyitja az utat a vegyületek gazdag sokféleségéhez..

A kémiai kötés fontossága

Milyen fontos a kémiai kötés? A kémiai kötés hiányát kiaknázó számíthatatlan számú következmény kiemeli a természetben betöltött óriási jelentőségét:

-Enélkül a színek nem léteznének, mert elektronjaik nem fogják elnyelni az elektromágneses sugárzást. A légkörben jelenlévő por és jég részecskék eltűnnek, ezért az ég kék színe sötét lesz.

-A szén nem képezheti végtelen láncait, amiből trillionnyi szerves és biológiai vegyület származik.

-A fehérjék még az összetevő aminosavakban sem voltak meghatározhatók. A cukrok és zsírok eltűnnek, valamint az élő szervezetekben lévő összes szén-dioxid.

-A Föld kifogyna a légkörből, mert a gázok kémiai kötéseinek hiányában nem lenne erő arra, hogy együtt tartsák őket. Nem lenne a legkisebb intermolekuláris kölcsönhatás közöttük.

-A hegyek eltűnhetnek, mert a sziklák és ásványi anyagok, bár nehézkesek, nem tartalmazhatták a kristályos vagy amorf struktúrájukba csomagolt atomjukat.

-A világot olyan magányos atomok alkotnák, amelyek nem képezhetnek szilárd vagy folyékony anyagokat. Ez az anyag minden átalakulásának eltűnését is eredményezné; vagyis nem lenne kémiai reakció. Csak mindenütt áthidaló gázok.

referenciák

1. Harry B. Grey. (1965). Elektronok és kémiai kötés. W. A. BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck és Stanley. Kémia. (8. kiadás). CENGAGE Learning, p. 233, 251, 278, 279.
3. R. hajó (2016). Kémiai kötés. A lap eredeti címe: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Kémiai kötvénytípusok. (2006. október 3.). Készült: dwb4.unl.edu
5. Kémiai kötések kialakulása: Az elektronok szerepe. [PDF]. Lap forrása: cod.edu
6. CK-12 Alapítvány. (N.d.). Energia és kovalens kötvényalakítás. Lap forrása: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Kovalens kapcsolat koordinált vagy dative. A lap eredeti címe: quimitube.com