KEMIALLINEN SIDOS: OMINAISUUDET, MITEN NE MUODOSTUVAT, TYYPIT - KEMIA - 2025

Kemiallinen sidos on voima, joka onnistuu pitämään yhdessä atomien jotka muodostavat asian. Jokaisella ainetyypillä on ominainen kemiallinen sidos, joka koostuu yhden tai useamman elektronin osallistumisesta. Kaasujen atomeja sitovat voimat eroavat siis esimerkiksi metalleista.

Jaksollisen taulukon kaikki elementit (heliumia ja kevyitä jalokaasuja lukuun ottamatta) voivat muodostaa kemiallisia sidoksia toistensa kanssa. Näiden luonnetta muutetaan kuitenkin sen mukaan, mistä elementeistä ne muodostavat elektronit tulevat. Olennainen parametri sidosten tyypin selittämiseksi on elektronegatiivisuus.

Lähde: Ymwang42 (keskustelu).Ymwang42 en.wikipediassa, Wikimedia Commonsista

Kahden atomin välinen elektronegatiivisuuden (AE) ero määrittelee kemiallisen sidoksen tyypin lisäksi myös yhdisteen fysikaalis-kemialliset ominaisuudet. Suolat tunnusomaista, ionisidosten (korkea AE), ja monet orgaaniset yhdisteet, kuten B-vitamiinia ₁₂ (ylempi kuva), on kovalenttisia sidoksia (alhainen AE).

Korkeammassa molekyylirakenteessa jokainen viiva edustaa kovalenttista sidosta. Kiilat osoittavat, että linkki nousee tasosta (lukijaa kohti), ja alleviivatut tason takana (pois lukijasta). Huomaa, että on kaksoissidoksia (=) ja kobolttiatomi, joka on koordinoitu viiden typpiatomin ja R-sivuketjun kanssa.

Mutta miksi sellaiset kemialliset sidokset muodostuvat? Vastaus löytyy osallistuvien atomien ja elektronien energiastabiilisuudesta. Tämän stabiilisuuden täytyy tasapainottaa elektronisten pilvien ja ytimien välillä koetut sähköstaattiset heikentymiset ja ytimen viereisen atomin elektroneihin kohdistama vetovoima.

Kemiallisen sidoksen määritelmä

Monet kirjoittajat ovat antaneet kemiallisen sidoksen määritelmät. Kaikista heistä tärkein oli fyysikemisti GN Lewis, joka määritteli kemiallisen sidoksen elektroniparin osallistumiseksi kahden atomin välillä. Jos atomit A · ja · B voivat osallistua yhteen elektroniin, niin niiden välille muodostuu yksisidos A: B tai A - B.

Ennen sidoksen muodostumista sekä A että B erotetaan määrittelemättömällä etäisyydellä, mutta sitomisessa on nyt voima, joka pitää niitä yhdessä piimaan yhdisteessä AB ja sidosetäisyyden (tai pituuden).

ominaisuudet

Lähde: Gabriel Bolívar

Mitkä ovat tämän atomien yhdessä pitävän voiman ominaisuudet? Nämä riippuvat enemmän A: n ja B: n välisen linkin tyypistä kuin niiden elektronisista rakenteista. Esimerkiksi linkki A - B on suuntainen. Mitä se tarkoittaa? Että elektronien parin liitoksen käyttämä voima voidaan esittää akselilla (ikään kuin se olisi sylinteri).

Tämä sidos vaatii myös energiaa murtumiseen. Tämä energiamäärä voidaan ilmaista yksikköinä kJ / mol tai cal / mol. Kun yhdisteeseen AB on käytetty tarpeeksi energiaa (esimerkiksi lämmöllä), se dissosioituu alkuperäisiin A · ja · B-atomiin.

Mitä vakaampi sidos, sitä enemmän energiaa tarvitaan sitoutuneiden atomien erottamiseen.

Toisaalta, jos sidoksen yhdiste AB olivat ioninen A ⁺ B ^-, niin se olisi ei-suuntaava voima. Miksi? Koska ⁺ kohdistaa vetovoiman B ^- (ja päinvastoin), joka riippuu enemmän etäisyyttä, joka erottaa molemmat ionit avaruudessa kuin niiden suhteellisen sijainnin.

Tämä kenttä vetovoima ja torjunnassa yhdistää muiden ionien muodostamiseksi, mitä kutsutaan kidehilan (ylin kuva: A ⁺ kationi piilee ympäröi neljä B ^- anioneja, ja nämä ovat ympäröi neljä ⁺ kationeja, ja niin edelleen).

Kuinka kemialliset sidokset muodostuvat?

AA-homonukleaariset yhdisteet

Lähde: Gabriel Bolívar

Jotta elektronipari muodostaisi sidoksen, on monia asioita, jotka on ensin otettava huomioon. Ytimillä, sanoen A: n ytimillä, on protoneja ja ovat siksi positiivisia. Kun kaksi A-atomia ovat hyvin kaukana toisistaan, toisin sanoen suurella ytimen etäisyydellä (ylempi kuva), niillä ei ole mitään vetovoimaa.

Kun kaksi A-atomia lähestyy ytimiä, ne houkuttelevat viereisen atomin elektronipilviä (violetti ympyrä). Tämä on vetovoima (A viereisessä violetissa ympyrässä). Kuitenkin A: n kaksi ydintä hylkivät toisiaan, koska ne ovat positiivisia, ja tämä voima lisää sidoksen potentiaalienergiaa (pystyakseli).

On ydinetäisyys, jossa potentiaalienergia saavuttaa minimin; ts. sekä houkuttelevat että vastenmieliset voimat (kaksi A-atomia kuvan alaosassa) ovat tasapainossa.

Jos tämä etäisyys pienenee tämän pisteen jälkeen, sidos aiheuttaa kahden ytimen hylkäämään toisiaan erittäin voimakkaasti, epävakauttaen AA-yhdistettä.

Joten sidoksen muodostumiseksi on oltava energeettisesti riittävä sisäinen ydinetäisyys; ja lisäksi atomien kiertoratojen on oltava päällekkäin oikein, jotta elektronit sitoutuvat.

Heteronukleaariset yhdisteet AB

Entä jos kahden A: n atomin sijasta toinen A: sta ja toinen B liittyisi? Tässä tapauksessa ylempi kuvaaja muuttuisi, koska yhdellä atomista olisi enemmän protoneja kuin toisessa, ja elektronipilvillä olisi eri koko.

Koska A-B-sidos muodostetaan sopivalla ytimen etäisyydellä, elektronipari löytyy pääasiassa kaikkein sähköonegatiivisimman atomin läheisyydestä. Näin on kaikissa heteronukleaarisissa kemiallisissa yhdisteissä, jotka muodostavat suurimman osan tunnetuista (ja tulevista) yhdisteistä.

Vaikka niitä ei mainita perusteellisesti, on olemassa lukuisia muuttujia, jotka vaikuttavat suoraan atomien lähestymistapaan ja kemiallisten sidosten muodostumiseen; Jotkut ovat termodynaamisia (onko reaktio spontaani?), elektronisia (kuinka täydellisiä tai tyhjiä ovat atomien kiertoradat) ja toiset kineettisiä.

Kemiallisten sidosten tyypit

Linkillä on sarja ominaisuuksia, jotka erottavat ne toisistaan. Useat niistä voidaan kehystää kolmeen pääluokkaan: kovalenttinen, ioninen tai metalli.

Vaikka on yhdisteitä, joiden sidokset kuuluvat yhteen tyyppiin, monet koostuvat tosiasiallisesti kunkin merkin sekoituksesta. Tämä tosiasia johtuu sidoksista muodostuvien atomien elektronegatiivisuuden eroista. Siten jotkut yhdisteet voivat olla kovalenttisia, mutta niiden sidoksissa on jonkin verran ionista luonnetta.

Samoin sidoksen tyyppi, rakenne ja molekyylimassa ovat avaintekijöitä, jotka määrittelevät aineen makroskooppiset ominaisuudet (vaaleus, kovuus, liukoisuus, sulamispiste jne.).

-Kovalenttisidos

Kovalenttiset sidokset ovat sellaisia, jotka on selitetty tähän mennessä. Niissä kahden kiertoradan (yhden elektronin jokaisessa) tulee olla päällekkäin ytimien kanssa, jotka on erotettu sopivalla sisäisellä etäisyydellä.

Molekyyliorbitaaliteorian (TOM) mukaan, jos kiertoratojen päällekkäisyys on etuosa, muodostuu sigma σ-sidos (jota kutsutaan myös yksinkertaiseksi tai yksinkertaiseksi sidokseksi). Ottaa huomioon, että jos kiertoradat muodostuvat sivutuen ja kohtisuoran päällekkäisyyden suhteen sisäydinakseliin, meillä on π-sidokset (kaksois- ja kolmoissuhteet):

Lähde: Gabriel Bolívar

Yksinkertainen linkki

Σ-sidos, kuten kuvasta voidaan nähdä, muodostetaan ydinakselia pitkin. Vaikka niitä ei ole esitetty, A: lla ja B: llä voi olla muita sidoksia, ja siksi niiden omat kemialliset ympäristöt (molekyylirakenteen eri osat). Tämän tyyppiselle linkille on ominaista sen kiertovoima (vihreä sylinteri) ja se on kaikkien vahvin.

Esimerkiksi vetymolekyylissä oleva yksittäinen sidos voi pyöriä ydinakselin (H - H) ympäri. Samoin hypoteettinen CA-AB-molekyyli voi.

Linkit C - A, A - A ja A - B pyörivät; mutta jos C tai B ovat atomeja tai joukko tilaa vieviä atomeja, A - A-kierto estyy steerisesti (koska C ja B törmäävät).

Yksittäisiä sidoksia löytyy käytännöllisesti katsoen kaikista molekyyleistä. Sen atomilla voi olla mikä tahansa kemiallinen hybridisaatio, kunhan niiden kiertoratojen päällekkäisyys on etuosa. Palaamalla B _12- vitamiinin rakenteeseen, mikä tahansa yksittäinen viiva (-) osoittaa yksittäisen sidoksen (esimerkiksi –CONH _2- sidokset).

Kaksoislinkki

Kaksinkertainen liimaus vaatii atomien on (tavallisesti) sp ² hybridisoitiin. Puhdasta p sidos, joka on kohtisuorassa kolme sp ² hybridi orbitaalien, muodostaa kaksoissidoksen, joka on esitetty harmahtava arkki.

Huomaa, että sekä yksisidos (vihreä sylinteri) että kaksoissidos (harmaa arkki) ovat samanaikaisesti olemassa. Toisin kuin yksisidoksilla, kaksoissidoksilla ei kuitenkaan ole yhtä kiertovapautta ydinakselin ympäri. Tämä johtuu siitä, että lenkin (tai folion) täytyy kiertyä rikkoutumaan; prosessi, joka tarvitsee energiaa.

Myös sidos A = B on reaktiivisempi kuin A - B. Sen pituus on lyhyempi ja atomit A ja B ovat lyhyemmällä sisäisellä etäisyydellä; siksi molempien ytimien välillä on suurempi heijastus. Sekä yhden että kaksoissidoksen hajottaminen vaatii enemmän energiaa kuin A-B-molekyylin atomien erottaminen vie.

Rakenteen B-vitamiinia ₁₂ useita kaksoissidoksia voidaan havaita: C = O, P = O, ja sisällä aromaattista rengasta.

Kolmoissidos

Kolmoissidos on jopa lyhyempi kuin kaksoissidos ja sen kierto on energisemmin estetty. Siinä muodostuu kaksi π-sidosta, jotka ovat kohtisuorassa toisiinsa nähden (harmahtavat ja violetit levyt), sekä yhden sidoksen.

Tavallisesti A: n ja B: n atomien kemiallisen hybridisaation on oltava sp: kaksi sp-orbitaalia 180 °: n etäisyydellä toisistaan ​​ja kaksi puhdasta p-orbitaalia kohtisuorassa ensimmäiseen nähden. Huomaa, että kolmoissidos näyttää melasta, mutta ilman kiertovoimaa. Tämä sidos voidaan esittää yksinkertaisesti A≡B (N≡N, typpimolekyylin N ₂).

Kaikista kovalenttisista sidoksista tämä on reaktiivisin; mutta samalla se, joka tarvitsee enemmän energiaa atomiensa täydelliseen erottamiseen (· A: +: B ·). Jos B-vitamiinia ₁₂ oli kolmoissidoksen sen molekyylirakenne, sen farmakologinen vaikutus olisi muuttua dramaattisesti.

Kuusi elektronia osallistuu kolmoissidoksiin; tupla-aikoina neljä elektronia; ja yksinkertainen tai yksinkertainen, kaksi.

Yhden tai useamman näistä kovalenttisista sidoksista muodostuminen riippuu atomien elektronisesta saatavuudesta; toisin sanoen kuinka monta elektronia niiden kiertoradalla tarvitaan saadakseen yhden valenssin oktettin.

Ei-polaarinen sidos

Kovalenttinen sidos koostuu elektroniparin yhtä suuresta jakautumisesta kahden atomin välillä. Mutta tämä on totta vain siinä tapauksessa, että molemmilla atomilla on yhtä suuret elektronegatiivisuudet; toisin sanoen sama taipumus houkutella elektronitiheyttä ympäristöönsä yhdisteeksi.

Ei-polaarisille sidoksille on tunnusomaista nollaelektronegatiivisuusero (AE00). Tämä tapahtuu kahdessa tilanteessa: in Homonukleaariset yhdiste (A ₂), tai jos kemiallinen kestävyys molemmin puolin sidoksen ovat vastaavat (H ₃ C - CH ₃, etaani-molekyyli).

Esimerkkejä ei-polaarisista sidoksista on seuraavissa yhdisteissä:

-Vety (H - H)

-Happi (O = O)

-Typpi (N≡N)

-Fluori (F - F)

-Kloori (Cl - Cl)

-Asetyleeni (HC≡CH)

Polaariset joukkovelkakirjat

Kun molempien atomien välillä on huomattava ero elektronegatiivisuudessa ΔE, sidosakselille muodostuu dipolimomentti: A ^{δ +} –B ^δ-. Heteronukleaarisen yhdisteen AB tapauksessa B on kaikkein elektronegatiivisin atomi, ja siksi sillä on suurempi elektronitiheys δ-; kun taas A: lla, vähiten elektronegatiivisella, on δ + varausvaje.

Polaaristen sidosten tapahtuu, kahden atomin, jolla on erilaiset sähköä negatiiviset vaikutukset, on liityttävä toisiinsa; ja siten muodostavat heteronukleaarisia yhdisteitä. A - B muistuttaa magneettia: sillä on positiivinen ja negatiivinen napa. Tämän ansiosta se voi olla vuorovaikutuksessa muiden molekyylien kanssa dipoli-dipoli-voimien kautta, joihin kuuluvat vety sidokset.

Vesillä on kaksi polaarista kovalenttisidosta, H - O - H, ja sen molekyylin geometria on kulmainen, mikä lisää sen dipolimomenttia. Jos sen geometria olisi lineaarinen, valtameret haihtuisivat ja veden kiehumispiste olisi matalampi.

Se, että yhdisteellä on polaarisia sidoksia, ei tarkoita, että se olisi polaarinen. Esimerkiksi, hiilitetrakloridi, CCI ₄, on neljä polaarinen CCI sidoksia, mutta koska niiden tetraedrisessa järjestely, dipolimomentin päätyy vektoriaalisesti kumotaan.

Päivälliset tai koordinaatiolinkit

Kun atomi luovuttaa paria elektroneja kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi toisen atomin kanssa, puhumme aktiivisesta tai koordinaatiosidosta. Esimerkiksi, jolla on B: käytettävissä oleva elektronipari, ja A (tai A ⁺), elektroninen tyhjiö, muodostuu B: A-sidos.

Rakenteen B-vitamiinia ₁₂ viisi typpiatomia ovat sidoksissa metallin keskellä Co läpi tämän tyyppisen kovalenttisen sidoksen. Nämä typpit luovuttavat vapaiden elektroniensa parinsa Co ³⁺ -kationiin, metalli koordinoidessaan niiden kanssa (Co ³⁺: N–)

Toinen esimerkki löytyy ammoniakkimolekyylin protonoinnista ammoniakin muodostamiseksi:

H ₃ N: + H ⁺ => NH ₄ ⁺

Huomaa, että molemmissa tapauksissa typpiatomi osallistuu elektroneihin; siksi natiivi- tai koordinaatiokovalenttinen sidos tapahtuu, kun atomi yksin osallistuu elektronien pariin.

Samalla tavoin vesimolekyyli voidaan protonoida hydronium- (tai oxonium) -kationiksi:

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

Toisin ammoniumkationin, hydronium on vielä vapaa elektronipari (H ₃ O: ⁺); kuitenkin, se on hyvin vaikeaa sen hyväksyä toinen protoni muodostamiseksi epävakaa hydronium kaksikationinen, H ₄ O ²⁺.

-Ionisidos

Lähde: Pixabay

Kuvassa on valkoinen suolamäki. Suoloille on tunnusomaista, että niillä on kiteisiä rakenteita, ts. Symmetrisiä ja järjestettyjä; korkeat sulamis- ja kiehumispisteet, suuret sähkönjohtavuudet sulatessa tai liukeneessa ja myös sen ionit sitoutuvat voimakkaasti sähköstaattisiin vuorovaikutuksiin.

Nämä vuorovaikutukset muodostavat niin sanotun ionisen sidoksen. Toisessa kuvassa A ⁺ kationi ympäröi neljä B ^- anionit on esitetty, mutta tämä on 2D-esitys. Kolmessa ulottuvuudessa A ^{+: lla} tulisi olla muita B-anioneja ^{- tason} edessä ja takana, muodostaen erilaisia ​​rakenteita.

Siten A ^{+: lla} voi olla kuusi, kahdeksan tai jopa kaksitoista naapuria. Ionia ympäröivien naapureiden lukumäärä kidessä tunnetaan koordinaatiolukuna (NC). Jokaiselle NC: lle liittyy tyyppinen kiteinen järjestely, joka puolestaan ​​muodostaa suolan kiinteän faasin.

Symmetriset ja fasetti kiteitä nähdään suolat johtuvat tasapaino tehdyllä sähköstaattiset vuorovaikutukset vetovoima (A ⁺ B ^-) ja torjunnassa (A ^{+ +}, B ^- B ^-).

koulutus

Mutta miksi A + ja B ^- tai Na ⁺ ja Cl ^{- eivät} muodosta Na-Cl-kovalenttisia sidoksia? Koska klooriatomi on paljon elektronegatiivisempi kuin natriummetalli, jolle on ominaista myös sen, että se luopuu elektronistaan ​​helposti. Kun nämä elementit kohtaavat, ne reagoivat eksotermisesti tuottamaan ruokasuolaa:

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (s)

Kaksi natrium-atomia luopua yhden valenssielektroni (Na ·) on kaksiatominen molekyyli Cl ₂, jolloin muodostuu Cl ^- anioneja.

Natriumkationien ja kloridi-anionien väliset vuorovaikutukset, vaikka ne edustavat heikompaa sidosta kuin kovalenttiset, kykenevät pitämään ne vahvasti yhtenäisinä kiinteässä aineessa; ja tämä tosiasia heijastuu suolan korkeassa sulamispisteessä (801 ° C).

Metallisidos

Lähde: Pixnio

Viimeinen kemiallisista sidoksista on metalli. Tätä voi löytää mistä tahansa metalli- tai seososasta. Sille on tunnusomaista, että se on erityinen ja erilainen kuin muut, johtuen siitä, että elektronit eivät kulje atomista toiseen, vaan kulkevat pikemminkin kuin meri metallikiteiden läpi.

Siten metalliset atomit, sanoen kupari, sekoittavat valenssinsa kiertoradallaan toistensa kanssa johtamiskaistat muodostaen; joiden läpi elektronit (s, p, dof) kulkevat atomien ympäri ja pitävät niitä tiukasti yhdessä.

Metallista voi olla pehmeä (kuten alkalimetallien tapainen), kova, kiiltävä tai hyvä sähkönjohtaja metallikiteen läpi kulkevien elektronien lukumäärän, kaistaleille järjestettyjen kiertoratojen ja sen atomien pakkaamisen suhteen. kuuma.

Voima, joka pitää metallien atomeja yhdessä, kuten ne, jotka muodostavat kuvan pienen miehen ja hänen kannettavan tietokoneen, on suurempi kuin suolojen.

Tämä voidaan varmistaa kokeellisesti, koska suolojen kiteet voidaan jakaa useisiin puolikkaisiin ennen mekaanista voimaa; kun taas metallikappale (koostuu hyvin pienistä kiteistä) deformoituu.

Esimerkkejä linkkeistä

Seuraavat neljä yhdistettä käsittävät selitetyt kemialliset sidokset:

-Natrium fluoridi, NaF (Na ⁺ F ^-): ionisia.

-Natrium, Na: metallinen.

-Fluori, F ₂ (F - F): ei-polaariset kovalenttinen, johtuen siitä, että on nolla AE molempien atomien, koska ne ovat identtisiä.

-Vetyfluoridi, HF (H - F): polaarinen kovalentti, koska fluori on tässä yhdisteessä enemmän elektronegatiivista kuin vety.

On yhdisteitä, kuten B _12- vitamiini, joilla on sekä polaarisia että ionisia kovalenttisia sidoksia (sen fosfaattiryhmän negatiivisessa varauksessa --PO ₄ ^- -). Joissakin monimutkaisissa rakenteissa, kuten metallisissa klustereissa, kaikki nämä linkit voivat jopa esiintyä rinnakkain.

Matter tarjoaa kaikissa muodoissaan esimerkkejä kemiallisista sidoksista. Lammen pohjassa olevasta kivestä ja sitä ympäröivästä vedestä kärnpäihin, jotka kärisevät sen reunoilla.

Vaikka sidokset voivat olla yksinkertaisia, molekyylirakenteessa olevien atomien lukumäärä ja alueellinen järjestely antavat mahdollisuuden yhdisteiden rikkaalle monimuotoisuudelle.

Kemiallisen sidoksen merkitys

Mikä on kemiallisen sidoksen merkitys? Laskematon määrä seurauksia, joita kemiallisen sidoksen puuttuminen vapauttaisi, korostaa sen valtavaa merkitystä luonnossa:

- Ilman sitä, värejä ei olisi, koska sen elektronit eivät absorboi sähkömagneettista säteilyä. Ilmakehässä olevat pöly- ja jäähiukkaset katoavat, ja siksi taivaan sininen väri muuttuu tummaksi.

- Hiili ei pystynyt muodostamaan loputtomia ketjujaan, joista johdetaan miljardeja orgaanisia ja biologisia yhdisteitä.

- Proteiineja ei voitu edes määritellä niiden aminohapoissa. Sokerit ja rasvat katoavat, samoin kuin elävien organismien hiilihappoyhdisteet.

- Maapallolla ei olisi ilmakehää, koska jos sen kaasuissa ei olisi kemiallisia sidoksia, ei olisi voimaa pitää niitä yhdessä. Niiden välillä ei olisi myöskään pienintäkään molekyylien välistä vuorovaikutusta.

- Maanmiehet saattavat kadota, koska niiden kivet ja mineraalit, vaikka ne olisivatkin raskaita, eivät pystyneet sisältämään atomeja pakattuina kiteisiin tai amorfisiin rakenteisiinsa.

-Maailma koostuisi yksinäisistä atomeista, jotka eivät kykene muodostamaan kiinteitä tai nestemäisiä aineita. Tämä johtaisi myös kaiken aineenmuutoksen katoamiseen; ts. ei olisi kemiallista reaktiota. Vain ohitetut kaasut kaikkialla.

Viitteet

1. Harry B. Gray. (1965). Elektronit ja kemiallinen sitoutuminen. WA BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck ja Stanley. Kemia. (8. painos). CENGAGE Learning, s. 233, 251, 278, 279.
3. Nave R. (2016). Kemiallinen liimaus. Palautettu: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Kemialliset sidoslajit. (3. lokakuuta 2006). Ostettu: dwb4.unl.edu
5. Kemiallisten sidosten muodostuminen: Elektronien rooli.. Palautettu: cod.edu
6. CK-12-säätiö. (SF). Energian ja kovalenttisen sidoksen muodostuminen. Palautettu osoitteesta: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Koordinaatti tai natiivi kovalenttinen sidos. Palautettu osoitteesta: quimitube.com