Definicja połączenia chemicznego, cechy, sposób ich tworzenia, rodzaje

The wiązanie chemiczne jest to siła, która udaje się utrzymać atomy, które tworzą materię razem. Każdy rodzaj materii ma charakterystyczne wiązanie chemiczne, które składa się z udziału jednego lub więcej elektronów. Zatem siły łączące atomy w gazach są różne, na przykład od metali.

Wszystkie elementy układu okresowego (z wyjątkiem helu i lekkich gazów szlachetnych) mogą tworzyć ze sobą wiązania chemiczne. Jednak ich charakter jest modyfikowany w zależności od tego, jakie elementy pochodzą z tworzących je elektronów. Niezbędnym parametrem do wyjaśnienia rodzaju łączy jest elektroujemność.

Różnica w elektroujemności (ΔE) między dwoma atomami określa nie tylko rodzaj wiązania chemicznego, ale także właściwości fizykochemiczne związku. Sole charakteryzują się posiadaniem wiązań jonowych (wysoka ΔE) i wielu związków organicznych, takich jak witamina B₁₂ (górny obraz), wiązania kowalencyjne (niski ΔE).

W górnej strukturze cząsteczkowej każda z linii reprezentuje wiązanie kowalencyjne. Kliny wskazują, że łącze wychodzi z płaszczyzny (w kierunku czytnika), a te podkreślone z płaszczyzny (z dala od czytnika). Zauważ, że istnieją podwójne wiązania (=) i atom kobaltu skoordynowane z pięcioma atomami azotu i łańcuchem bocznym R.

Ale dlaczego powstają takie wiązania chemiczne? Odpowiedź leży w stabilności energetycznej uczestniczących atomów i elektronów. Ta stabilność musi równoważyć odpychanie elektrostatyczne występujące między chmurami elektronowymi a jądrem oraz przyciąganie wywierane przez jądro na elektrony sąsiedniego atomu.

Indeks

• 1 Definicja wiązania chemicznego
• 2 Charakterystyka
• 3 Jak powstają
  • 3.1 Związki homonuklearne A-A
  • 3.2 Związki heterojądrowe A-B
• 4 typy
  • 4.1 - Połączenie kowalencyjne
  • 4.2 - Łącze jonowe
  • 4.3 Łącznik metaliczny
• 5 Przykłady
• 6 Znaczenie wiązania chemicznego
• 7 referencji

Definicja wiązania chemicznego

Wielu autorów podało definicje wiązania chemicznego. Spośród nich najważniejszy był fizykochemiczny G. N. Lewis, który zdefiniował wiązanie chemiczne jako udział pary elektronów między dwoma atomami. Jeśli atomy A · i · B mogą zapewnić pojedynczy elektron, to między nimi zostanie utworzone proste połączenie A: B lub A-B.

Przed utworzeniem połączenia, zarówno A, jak i B są oddzielone nieokreśloną odległością, ale podczas łączenia istnieje teraz siła, która utrzymuje je razem w dwuatomowym związku AB i odległość (lub długość) połączenia.

Funkcje

Jakie cechy ma ta siła, która utrzymuje atomy razem? Zależą one bardziej od rodzaju połączenia między A i B niż od ich struktur elektronicznych. Na przykład łącze A-B jest kierunkowe. Co masz na myśli Że siła wywierana przez połączenie pary elektronów może być reprezentowana na osi (jak gdyby była cylindrem).

Podobnie, to łącze wymaga energii do przerwania. Ta ilość energii może być wyrażona w jednostkach kJ / mol lub cal / mol. Gdy wystarczająca ilość energii zostanie przyłożona do związku AB (na przykład przez ciepło), dysocjuje ona na oryginalne atomy A · i · B.

Im bardziej stabilne połączenie, tym większa ilość energii wymaga oddzielenia połączonych atomów.

Z drugiej strony, jeśli wiązanie w związku AB było jonowe, A⁺B^-, wtedy byłaby to siła bezkierunkowa. Dlaczego? Ponieważ A⁺ wywiera atrakcyjną siłę na B^- (i vice versa) to zależy bardziej od odległości, która oddziela oba jony w przestrzeni niż od względnej lokalizacji ich.

To pole przyciągania i odpychania gromadzi inne jony, tworząc tzw. Sieć krystaliczną (górny obraz: kation A⁺ leży otoczony czterema anionami B^-, i te cztery kationy A⁺ i tak dalej).

Jak powstają

Związki homonuklearne A-A

Aby para elektronów tworzyła wiązanie, istnieje wiele aspektów, które należy rozważyć jako pierwsze. Jądra, mówiąc o A, mają protony i dlatego są dodatnie. Gdy dwa atomy A są daleko od siebie, to znaczy przy dużej odległości między jądrami (górny obraz), nie doświadczają żadnej atrakcji.

Gdy zbliżają się do dwóch atomów A, ich jądra przyciągają chmurę elektronową sąsiedniego atomu (fioletowy okrąg). Jest to siła przyciągania (A nad sąsiednim fioletowym okręgiem). Jednak dwa jądra A są odpychane przez bycie dodatnim, a siła ta zwiększa energię potencjalną wiązania (oś pionowa).

Istnieje odległość międzyjądrowa, w której energia potencjalna osiąga minimum; to znaczy zarówno siła przyciągania, jak i siła odpychająca są zrównoważone (dwa atomy A w dolnej części obrazu).

Jeśli ta odległość zmniejszy się po tym punkcie, połączenie spowoduje, że dwa jądra będą bardzo silnie odpychać, destabilizując związek A-A.

Tak więc, aby połączenie zostało utworzone, musi istnieć odpowiednia energia między jądrami; ponadto orbitale atomowe muszą się prawidłowo nakładać, aby elektrony były połączone.

Związki heterojądrowe A-B

Co jeśli zamiast dwóch atomów A dołączysz do jednego z A i drugiego do B? W takim przypadku górny wykres uległby zmianie, ponieważ jeden z atomów miałby więcej protonów niż drugi, a chmury elektroniczne miałyby różne rozmiary.

Gdy wiązanie A-B powstaje na odpowiedniej odległości między jądrami, para elektronów będzie znajdowana głównie w pobliżu najbardziej elektroujemnego atomu. Dzieje się tak ze wszystkimi heteronuklearnymi związkami chemicznymi, które stanowią zdecydowaną większość tych, które są znane (i będą znane).

Chociaż nie wspomniano o tym dogłębnie, istnieje wiele zmiennych, które bezpośrednio wpływają na podejście atomów i tworzenie wiązań chemicznych; niektóre są termodynamiczne (czy reakcja spontaniczna?), elektroniczne (jak pełne lub puste są orbitale atomów) i inne kinetyki.

Typy

Linki przedstawiają szereg cech odróżniających je od siebie. Kilka z nich można ująć w trzy główne klasyfikacje: kowalencyjne, jonowe lub metaliczne.

Chociaż istnieją związki, których łącza należą do jednego typu, wiele z nich faktycznie składa się z mieszaniny znaków każdego z nich. Fakt ten wynika z różnicy w elektroujemności atomów tworzących wiązania. Tak więc niektóre związki mogą być kowalencyjne, ale obecne w ich wiązaniach pewien charakter jonowy.

Ponadto typ wiązania, struktura i masa cząsteczkowa są kluczowymi czynnikami określającymi makroskopowe właściwości materiału (jasność, twardość, rozpuszczalność, temperatura topnienia itp.).

-Wiązanie kowalencyjne

Wiązania kowalencyjne to te, które zostały wyjaśnione do tej pory. W nich dwa orbitale (jeden elektron w każdym) muszą zachodzić na oddzielone jądra w odpowiedniej odległości między jądrami.

Zgodnie z teorią orbitalu molekularnego (TOM), jeśli nakładanie się orbitali jest czołowe, powstanie wiązanie sigma σ (zwane również łączem prostym lub prostym). Podczas gdy orbitale są tworzone przez poprzeczne i prostopadłe nakładanie się w odniesieniu do osi międzynardzeniowej, obecne będą łącza π (podwójne i potrójne):

Prosty link

Łącze σ widoczne na obrazie powstaje wzdłuż osi międzynardzeniowej. Chociaż nie jest to pokazane, A i B mogą mieć inne ogniwa, a zatem ich własne środowiska chemiczne (różne części struktury molekularnej). Ten rodzaj łącza charakteryzuje się siłą rotacji (zielony cylinder) i jest najsilniejszy ze wszystkich.

Na przykład proste wiązanie cząsteczki wodoru może obracać się na osi międzyjądrowej (H-H). W ten sam sposób może to zrobić hipotetyczna cząsteczka CA-AB.

Obracają się linki C-A, A-A i A-B; ale jeśli C lub B są atomami lub grupą masywnych atomów, obrót A-A jest sterycznie zawężony (ponieważ C i B ulegną awarii).

Proste wiązania występują praktycznie we wszystkich cząsteczkach. Ich atomy mogą mieć dowolną hybrydyzację chemiczną, o ile nakładanie się ich orbitali jest czołowe. Wracając do struktury witaminy B₁₂, każda pojedyncza linia (-) wskazuje pojedyncze łącze (na przykład łącza -CONH)₂).

Podwójne łącze

Podwójne wiązanie wymaga, aby atomy miały (zazwyczaj) hybrydyzację sp². Czyste wiązanie p, prostopadłe do trzech orbitali hybrydowych sp², tworzy podwójne wiązanie, które jest pokazane jako szarawy arkusz.

Należy zauważyć, że zarówno pojedyncze łącze (zielony cylinder), jak i podwójne łącze (szary arkusz) współistnieją jednocześnie. Jednak w przeciwieństwie do prostych łączy, podwójne nie mają takiej samej swobody obrotu wokół osi międzynardzeniowej. Dzieje się tak dlatego, aby obrócić link (lub arkusz) musi zostać zerwany; proces, który potrzebuje energii.

Ponadto łącze A = B jest bardziej reaktywne niż A-B. Długość tego jest mniejsza, a atomy A i B mają mniejszą odległość między jądrami; dlatego też istnieje większe odpychanie między obydwoma jądrami. Rozbicie obydwu ogniw, pojedynczego i podwójnego, wymaga więcej energii niż potrzeba do oddzielenia atomów w cząsteczce A-B.

W strukturze witaminy B₁₂ można zaobserwować kilka podwójnych wiązań: C = O, P = O i wewnątrz pierścieni aromatycznych.

Potrójny link

Potrójne wiązanie jest nawet krótsze niż podwójne wiązanie i jego obrót jest bardziej zaburzony energetycznie. Tworzone są w nim dwa prostopadłe ogniwa π (szare i fioletowe arkusze), a także proste łącze.

Zazwyczaj chemiczna hybrydyzacja atomów A i B musi być sp: dwa orbitale sp oddzielone o 180 ° i dwa czyste orbitale p prostopadłe do pierwszego. Zauważ, że potrójne wiązanie przypomina paletę, ale bez mocy obrotu. To połączenie można po prostu przedstawić jako A≡B (N≡N, cząsteczka N-azotu₂).

Spośród wszystkich wiązań kowalencyjnych jest to najbardziej reaktywny; ale jednocześnie ten, który potrzebuje więcej energii do całkowitego oddzielenia atomów (· A: +: B ·). Jeśli witamina B₁₂ miał potrójne wiązanie w swojej strukturze molekularnej, jego działanie farmakologiczne drastycznie by się zmieniło.

W potrójnych wiązaniach bierze udział sześć elektronów; w grze podwójnej, cztery elektrony; w prosty lub prosty, dwa.

Powstawanie jednego lub większej liczby tych wiązań kowalencyjnych zależy od elektronicznej dostępności atomów; to znaczy, ile elektronów potrzebuje ich orbitali do uzyskania oktetu walencyjnego.

Łącze niepolarne

Wiązanie kowalencyjne polega na sprawiedliwym podziale pary elektronów między dwoma atomami. Ale jest to absolutnie prawdziwe tylko w przypadku, gdy oba atomy mają równe elektroujemności; to jest ta sama tendencja do przyciągania gęstości elektronowej otoczenia w związku.

Wiązania niepolarne charakteryzują się różnicą zerowej elektroujemności (ΔE≈0). Dzieje się tak w dwóch sytuacjach: w związku homojądrowym (A₂) lub jeśli środowiska chemiczne po obu stronach połączenia są równoważne (H₃C-CH₃, cząsteczka etanu).

Przykłady niepolarnych ogniw są widoczne w następujących związkach:

-Wodór (H-H)

-Tlen (O = O)

-Azot (N≡N)

-Fluor (F-F)

-Chlor (Cl-Cl)

-Acetylen (HC≡CH)

Linki biegunowe

Gdy występuje wyraźna różnica w elektroujemności ΔE między oboma atomami, wzdłuż osi łącza powstaje moment dipolowy: A^δ+-B^δ-. W przypadku heteronuklearnego związku AB, B jest najbardziej elektroujemnym atomem, a zatem ma najwyższą gęstość elektronów δ-; podczas gdy A, najmniej elektroujemny, niedobór obciążenia δ+.

Aby mogły wystąpić wiązania polarne, należy połączyć dwa atomy z różnymi elektronegatiwadami; a zatem tworzą związki heteronuklearne. A-B przypomina magnes: ma biegun dodatni i biegun ujemny. Umożliwia to oddziaływanie z innymi cząsteczkami poprzez siły dipolowo-dipolowe, wśród których są wiązania wodorowe.

Woda ma dwa polarne wiązania kowalencyjne, H-O-H, a jej geometria cząsteczkowa jest kątowa, co zwiększa jej moment dipolowy. Gdyby jej geometria była liniowa, oceany wyparowałyby, a woda miałaby niższą temperaturę wrzenia.

Fakt, że związek ma wiązania polarne, nie oznacza to, że jest polarny. Na przykład czterochlorek węgla, CCl₄, ma cztery ogniwa polarne C-Cl, ale dzięki ich czworościennemu układowi moment dipolowy kończy się wektorowo.

Łącza celownicze lub koordynacyjne

Gdy atom wytwarza parę elektronów, tworząc wiązanie kowalencyjne z innym atomem, mówimy o wiązaniu celowniczym lub koordynacyjnym. Na przykład posiadanie B: pary dostępnych elektronów i A (lub A⁺), powstaje wakat elektroniczny, link B: A.

W strukturze witaminy B₁₂ pięć atomów azotu jest związanych z metalicznym centrum Co za pomocą tego typu wiązania kowalencyjnego. Te azoty oddają parę wolnych elektronów kationowi Co³⁺, koordynowanie z nimi metalu (Co³⁺: N-)

Inny przykład można znaleźć w protonowaniu cząsteczki amoniaku z wytworzeniem amonu:

H₃N: + H⁺ => NH₄⁺

Zauważ, że w obu przypadkach to atom azotu przyczynia się do elektronów; zatem kowalencyjne wiązanie lub koordynacyjne wiązanie występuje, gdy sam atom przyczynia się do pary elektronów.

Podobnie, cząsteczka wody może być protonowana, aby przekształcić się w kation hydroniowy (lub oksonowy):

H₂O + H⁺ => H₃O⁺

W przeciwieństwie do kationu amonowego, hydronium wciąż ma wolną parę elektronów (H₃O:⁺); jednakże bardzo trudno jest przyjąć inny proton, aby utworzyć niestabilny wodorowodór dwuwodorowy, H₄O²⁺.

-Wiązanie jonowe

Obraz pokazuje białe wzgórze soli. Sole charakteryzują się posiadaniem struktur krystalicznych, czyli symetrycznych i uporządkowanych; wysokie temperatury topnienia i wrzenia, wysokie przewodnictwo elektryczne podczas topienia lub rozpuszczania, a także ich jony są silnie związane przez oddziaływania elektrostatyczne.

Te interakcje tworzą tzw. Wiązanie jonowe. Na drugim zdjęciu pokazano kation A⁺ otoczony czterema anionami B^-, ale to jest reprezentacja 2D. W trzech wymiarach, A⁺ powinien mieć inne aniony B^- do przodu i za płaszczyzną, tworząc różne struktury.

Więc, A⁺ może mieć sześciu, ośmiu lub nawet dwunastu sąsiadów. Liczba sąsiadów otaczających jon w krysztale jest znana jako liczba koordynacyjna (N.C). Dla każdego N.C związany jest rodzaj układu krystalicznego, który z kolei stanowi fazę stałą soli.

Symetryczne i fasetowe kryształy widoczne w solach wynikają z równowagi ustalonej przez interakcje przyciągania (A⁺ B^-) i odpychanie (A⁺ A⁺, B^- B^-elektrostatyczny).

Szkolenie

Ale dlaczego A + i B^-, lub Na⁺ i Cl^-, nie tworzą wiązań kowalencyjnych Na-Cl? Ponieważ atom chloru jest znacznie bardziej elektroujemny niż sód metaliczny, który charakteryzuje się również bardzo łatwym oddawaniem elektronów. Gdy te elementy zostaną znalezione, reagują egzotermicznie, tworząc sól kuchenną:

2Na (s) + Cl₂(g) => 2NaCl (s)

Dwa atomy sodu dają swój unikalny elektron walencyjny (Na ·) cząsteczce dwuatomowej Cl₂, w celu utworzenia anionów Cl^-.

Oddziaływania między kationami sodu i anionami chlorkowymi, chociaż stanowią słabsze wiązanie niż kowalencyjne, są w stanie utrzymać je silnie związane w ciele stałym; fakt ten znajduje odzwierciedlenie w wysokiej temperaturze topnienia soli (801ºC).

Link metaliczny

Ostatni z rodzajów wiązania chemicznego jest metaliczny. Można to znaleźć na każdym kawałku metalu lub stopu. Charakteryzuje się tym, że jest wyjątkowy i różni się od innych, ponieważ elektrony nie przechodzą z jednego atomu do drugiego, ale podróżują, jak morze, kryształ metali.

Zatem atomy metaliczne, powiedzmy miedź, mieszają ze sobą orbitale walencyjne, tworząc pasma przewodzenia; dzięki czemu elektrony (s, p, d lub f) przechodzą wokół atomów i utrzymują je ściśle związane.

W zależności od liczby elektronów przechodzących przez metaliczny kryształ, orbitali przewidzianych dla pasm i upakowania ich atomów, metal może być miękki (jak metale alkaliczne), twardy, jasny lub dobry przewodnik energii elektrycznej i ciepło.

Siła, która trzyma razem atomy metali, takie jak te, które tworzą małego człowieka na obrazie i jego laptopie, przewyższa siłę soli.

Można to zweryfikować eksperymentalnie, ponieważ kryształy soli mogą rozdzielić się na kilka połówek przed siłą mechaniczną; podczas gdy kawałek metalu (złożony z bardzo małych kryształów) jest zdeformowany.

Przykłady

Następujące cztery związki obejmują wyjaśnione typy wiązań chemicznych:

-Fluorek sodu, NaF (Na⁺F^-): jonowe.

-Sód, Na: metaliczny.

-Fluor, F₂ (F-F): niepolarny kowalencyjny, ponieważ między obydwoma atomami występuje ΔE zerowy, ponieważ są one identyczne.

-Fluorowodór, HF (H-F): polarny kowalencyjny, ponieważ w tym związku fluor jest bardziej elektroujemny niż wodór.

Istnieją związki, takie jak witamina B₁₂, który posiada zarówno polarne, jak i jonowe wiązania kowalencyjne (w ładunku ujemnym jego grupy fosforanowej -PO₄^--). W niektórych złożonych strukturach, takich jak klastry metali, wszystkie te typy łączy mogą współistnieć.

Materia oferuje przykłady wiązań chemicznych we wszystkich jej przejawach. Od kamienia na dnie stawu i wody, która go otacza, do ropuch, które rechoczą na jego brzegach.

Chociaż linki mogą być proste, liczba i rozmieszczenie przestrzenne atomów w strukturze molekularnej otwiera drogę do bogatej różnorodności związków.

Znaczenie wiązania chemicznego

Jakie znaczenie ma wiązanie chemiczne? Nieobliczalna liczba konsekwencji, które uwolniłyby brak wiązania chemicznego, podkreśla jego ogromne znaczenie w przyrodzie:

-Bez tego nie istniałyby kolory, ponieważ ich elektrony nie absorbowałyby promieniowania elektromagnetycznego. Cząsteczki pyłu i lodu obecne w atmosferze zniknęłyby, dlatego niebieski kolor nieba stałby się ciemny.

-Węgiel nie może tworzyć swoich niekończących się łańcuchów, z których pochodzą biliony związków organicznych i biologicznych.

-Białek nie można nawet zdefiniować w ich składowych aminokwasach. Cukry i tłuszcze znikną, podobnie jak wszelkie związki węgla w żywych organizmach.

-Ziemia zabrakłaby atmosfery, ponieważ przy braku wiązań chemicznych w jej gazach nie byłoby siły, by je utrzymać. Nie byłoby też najmniejszej interakcji międzycząsteczkowej między nimi.

-Góry mogą zniknąć, ponieważ ich skały i minerały, choć ciężkie, nie mogą zawierać ich atomów zapakowanych w ich krystaliczne lub amorficzne struktury.

-Świat zostałby utworzony przez pojedyncze atomy niezdolne do tworzenia substancji stałych lub ciekłych. Spowodowałoby to również zanik wszelkiej transformacji materii; to znaczy, nie byłoby reakcji chemicznej. Wszędzie ulotne gazy.

Referencje

1. Harry B. Gray. (1965). Elektrony i wiązanie chemiczne. W.A. BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemia (8 wyd.). CENGAGE Learning, str. 233, 251, 278, 279.
3. Statek R. (2016). Wiązanie chemiczne. Źródło: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Typy wiązań chemicznych. (3 października 2006). Zrobiono z: dwb4.unl.edu
5. Tworzenie wiązań chemicznych: rola elektronów. [PDF] Źródło: cod.edu
6. Fundacja CK-12. (s.f.). Formacja energii i wiązania kowalencyjnego. Źródło: chem.libretexts.org
7. Quimitube (2012). Połączenie kowalencyjne skoordynowane lub celowe. Źródło: quimitube.com