Kemisk länkdefinition, egenskaper, hur de bildas, typer

den kemisk bindning det är den kraft som lyckas hålla de atomer som utgör materia tillsammans. Varje typ av materia har en karakteristisk kemisk bindning, som består av deltagande av en eller flera elektroner. Sålunda är krafterna som förenar atomer i gaser olika, exempelvis från metaller.

Alla element i det periodiska bordet (med undantag av helium och lätta ädelgaser) kan bilda kemiska bindningar med varandra. Emellertid ändras naturen av dessa beroende på vilka element som kommer från de elektroner som bildar dem. En viktig parameter för att förklara typen av länkar är elektronegativitet.

Elektronegativitet skillnaden (AE) mellan två atomer som definieras inte endast den typ av kemisk bindning, utan också de fysikalisk-kemiska egenskaperna hos föreningen. Salterna karakteriseras av att ha jonbindningar (högAE) och många av de organiska föreningarna, såsom vitamin B₁₂ (toppbild), kovalenta bindningar (låga AE).

I den övre molekylära strukturen representerar var och en av linjerna en kovalent bindning. Kilarna indikerar att länken kommer fram från planet (mot läsaren) och de understrukna från planet (bort från läsaren). Observera att det finns dubbelbindningar (=) och en koboltatom samordnas med fem kväveatomer och en sidokedja R.

Men varför bildas sådana kemiska bindningar? Svaret ligger i den energiska stabiliteten hos de deltagande atomen och elektronerna. Denna stabilitet måste balansera de elektrostatiska repulsioner som upplevs mellan de elektroniska molnen och kärnorna, och attraktionen utövas av en kärna på elektronerna i den närliggande atomen.

index

• 1 Definition av den kemiska bindningen
• 2 egenskaper
• 3 Hur bildas de
  • 3.1 homonukleära föreningar A-A
  • 3.2 Heteronukleära föreningar A-B
• 4 typer
  • 4,1 - kovalent länk
  • 4.2 - Jonisk länk
  • 4.3 Metallisk länk
• 5 exempel
• 6 Betydelsen av den kemiska bindningen
• 7 referenser

Definition av den kemiska bindningen

Många författare har givit definitioner av den kemiska bindningen. Av dessa är den viktigaste var den fysikalisk-kemiska G. N. Lewis, som definierat den kemiska bindningen som involverar ett elektronpar mellan två atomer. Om atomer A · och · B kan ge en enda elektron, så bildas den enkla länken A: B eller A-B mellan dem.

Innan länkens bildning separeras både A och B med ett obestämt avstånd, men vid länkning finns det nu en kraft som håller dem ihop i den diatomiska föreningen AB och ett avstånd (eller längd) av länk.

särdrag

Vilka egenskaper har denna kraft som håller atomerna ihop? Dessa beror mer på typen av länk mellan A och B än på deras elektroniska strukturer. Länken A-B är till exempel riktad. Vad menar du? Att kraften som utövas av fackföreningen av paret elektroner kan representeras på en axel (som om det var en cylinder).

På samma sätt kräver denna länk att energi bryts. Denna mängd energi kan uttryckas i enheterna av kJ / mol eller cal / mol. När väl tillräckligt med energi har applicerats på AB-föreningen (t.ex. genom värme) kommer den att dissociera i de ursprungliga A- och B-atomer.

Ju mer stabila länken desto större mängden energi krävs för att separera de sammanslagna atomerna.

Å andra sidan, om bindningen i förening AB var jonisk, A⁺B^-, då skulle det vara en icke-riktad kraft. Varför? Eftersom A⁺ utövar en attraktiv kraft på B^- (och vice versa) som beror mer på avståndet som skiljer båda jonerna i rymden än på en relativ plats för dem.

Detta fält av attraktion och avstängning samlar andra joner för att bilda det som kallas en kristallin gitter (övre bild: katjon A⁺ ligger omgiven av fyra anjoner B^-, och dessa fyra katjoner A⁺ och så vidare).

Hur bildas de

Homonukleära föreningar A-A

För ett par elektroner för att bilda ett band finns det många aspekter som måste betraktas som första. Kärnorna, för att säga de av A, har protoner och är därför positiva. När två atomer av A är långt ifrån varandra, det vill säga, på ett stort interkärnärt avstånd (toppbild) upplever de inte någon attraktion.

När de närmar sig de två atomer A, lockar deras kärnor det elektroniska molnet i den närliggande atomen (den lila cirkeln). Detta är den attraktiva kraften (A över den närliggande lila cirkeln). Emellertid avstötas de två kärnorna i A genom att vara positiva, och denna kraft ökar bindningens potentiella energi (vertikal axel).

Det finns ett interkärnärt avstånd där den potentiella energin når ett minimum; det vill säga både den attraktiva kraften och den repulsiva kraften är balanserad (de två atomerna A i den nedre delen av bilden).

Om detta avstånd minskar efter denna punkt kommer länken att orsaka att de två kärnorna repellerar mycket starkt, destabiliserande förening A-A.

Så för att länken ska bildas måste det finnas ett tillräckligt energikärligt internt kärnvattenavstånd; och dessutom måste atomorbitalerna överlappa korrekt så att elektronerna är länkade.

Heteronukleära föreningar A-B

Vad händer om istället för två atomer av A gå med en av A och en annan av B? I det fallet skulle den övre grafen förändras eftersom en av atomen skulle ha fler protoner än den andra och de elektroniska molnen olika storlekar.

Genom att bilda länken A-B till höger internuclear avståndet, kommer elektronpar hittas primärt i närheten av den mer elektronegativa atomen. Detta händer med alla heteronukleära kemiska föreningar, som utgör den stora majoriteten av de som är kända (och kommer att vara kända).

Även om det inte nämns i djupet, finns det många variabler som direkt påverkar hur atomer närmar sig och kemiska bindningar bildas. vissa är termodynamiska (är reaktionen spontan?), elektroniska (hur fulla eller tomma är orterna i orterna) och andra kinetik.

Typ

Länkarna presenterar en serie egenskaper som skiljer dem från varandra. Flera av dem kan inramas i tre huvudklasser: kovalent, jonisk eller metallisk.

Även om det finns föreningar vars länkar tillhör en enda typ, består många faktiskt av en blandning av karaktärer av var och en. Detta faktum beror på skillnaden i elektronegativitet mellan de atomer som utgör bindningarna. Sålunda kan vissa föreningar vara kovalenta men föreligger i deras bindningar en viss jonisk karaktär.

Dessutom är typen av bindning, struktur och molekylmassa viktiga faktorer som definierar materialets makroskopiska egenskaper (ljusstyrka, hårdhet, löslighet, smältpunkt, etc.).

-Kovalent bindning

De kovalenta bindningarna är de som har förklarats hittills. I dem måste två orbitaler (en elektron i varje) överlappa med de separerade kärnorna på ett lämpligt interkutärt avstånd.

Enligt teorin om molekylär orbital (TOM), om överlappningen av orbitalerna är frontal, bildas en sigma σ-bindning (som även kallas enkel eller enkel länk). Medan om orbitalerna bildas av laterala och vinkelräta överlappningar med avseende på den inre kärnanaxeln, kommer π (dubbel och trippel) länkarna att finnas:

Enkel länk

Länken σ som kan ses i bilden bildas längs den inre kärnanaxeln. Även om det inte visas kan A och B ha andra länkar, och därmed deras egna kemiska miljöer (olika delar av molekylstrukturen). Denna typ av länk präglas av sin rotationskraft (grön cylinder) och genom att vara den starkaste av alla.

Till exempel kan den enkla bindningen av vätemolekylen rotera på den inre kärnanaxeln (H-H). På samma sätt kan en hypotetisk CA-AB-molekyl göra det.

C-A, A-A och A-B-länkarna roterar; men om C eller B är atomer eller en grupp skrymmande atomer är rotation A-A steriskt hindrad (eftersom C och B skulle krascha).

Enkla bindningar finns i nästan alla molekyler. Deras atomer kan ha någon kemisk hybridisering så länge som överlappningen av deras orbitaler är frontal. Kommer tillbaka till strukturen av vitamin B₁₂, En enda rad (-) indikerar en enda länk (till exempel -CONH-länkar₂).

Dubbel länk

Dubbelbindningen kräver att atomer har (vanligtvis) sp hybridisering². Den rena p-bindningen vinkelrätt mot de tre sp-hybrid-orbitalerna², bildar dubbelbindningen, som visas som ett gråaktigt ark.

Observera att både den enkla länken (gröna cylindern) och dubbellänken (gråarket) existerar samtidigt. Till skillnad från enkla länkar har dock dubbler inte samma rotationsfrihet runt den inre kärnanaxeln. Detta beror på att, för att rotera, måste länken (eller arket) brytas; process som behöver energi.

Länket A = B är också mer reaktivt än A-B. Längden av denna är mindre och atomerna A och B har ett mindre interkärnärt avstånd; Därför finns större repulsion mellan båda kärnorna. Att bryta båda länkarna, singel och dubbel, kräver mer energi än vad som behövs för att separera atomerna i A-B-molekylen.

I strukturen av vitamin B₁₂ flera dubbelbindningar kan observeras: C = O, P = O och inom de aromatiska ringarna.

Triple länk

Den tredubbla bindningen är ännu kortare än dubbelbindningen och dess rotation är mer energiskt försämrad. I det bildas två vinkelräta π-länkar (de grå och lila lakan), liksom en enkel länk.

Vanligtvis måste den kemiska hybridiseringen av A och A-atomer vara sp: två sp orbitaler separerade med 180 ° och två rena p-orbital vinkelrätt mot den tidigare. Observera att en trippelbond liknar en palett, men utan rotationskraft. Denna länk kan enkelt representeras som A = B (N≡N, N-kvävemolekyl₂).

Av alla de kovalenta bindningarna är detta den mest reaktiva men samtidigt som den som behöver mer energi för fullständig separation av dess atomer (· A: +: B ·). Om vitamin B₁₂ hade en trippelbindning inom sin molekylstruktur, skulle dess farmakologiska effekt förändras drastiskt.

I de trefaldiga bindningarna deltar sex elektroner; i dubbelrum, fyra elektroner; och i det enkla eller enkla, två.

Bildningen av en eller flera av dessa kovalenta bindningar beror på atomernas elektroniska tillgänglighet; det vill säga hur många elektroner behöver sina orbitaler för att förvärva en valensoketett.

Icke-polär länk

En kovalent bindning består av en rättvis delning av ett par elektroner mellan två atomer. Men detta är strängt sant bara i de fall där båda atomen har lika elektronegativiteter; det vill säga samma tendens att locka till sig elektronisk densitet i en förening.

Icke-polära bindningar kännetecknas av en skillnad på noll elektronegativitet (AE≈0). Detta sker i två situationer: i en homonukleär förening (A₂), eller om kemiska miljöer på vardera sidan av länken är ekvivalenta (H₃C-CH₃, etanmolekyl).

Exempel på icke-polära länkar ses i följande föreningar:

-Väte (H-H)

-Syre (O = O)

-Kväve (N≡N)

-Fluor (F-F)

-Klor (Cl-Cl)

-Acetylen (HC = CH)

Polära länkar

När det finns en markerad skillnad i elektronegativitet AE mellan båda atomerna, bildas ett dipolmoment längs länkaxeln: A^δ+-B^δ-. I fallet med den heteronukleära föreningen AB är B den mest elektronegativa atomen och har därför den högsta elektrondensiteten 5-; medan A, minst elektronegativ, belastningsbrist δ+.

För att de polära bindningarna ska förekomma måste två atomer med olika elektronegativader förenas; och bildar således heteronukleära föreningar. A-B liknar en magnet: den har en positiv pol och en negativ pol. Detta gör det möjligt att interagera med andra molekyler genom dipol-dipolkrafter, bland vilka är vätebindningarna.

Vatten har två polära kovalenta bindningar, H-O-H, och dess molekylära geometri är vinkel, vilket ökar dess dipolmoment. Om dess geometri var linjär skulle oceanerna avdunsta och vattnet skulle ha en lägre kokpunkt.

Det faktum att en förening har polära bindningar, det betyder inte att det är polärt. Till exempel koltetraklorid, CCl₄, har fyra C-Cl polära länkar, men av det tetraedrala arrangemanget av dem upphör dipolmönstret att avbryta vektoriskt.

Dative eller koordinering länkar

När en atom ger ett par elektroner för att bilda en kovalent bindning med en annan atom, talar vi då om en dativaror eller koordinationsbindning. Till exempel, med B: det elektronpar som är tillgängligt och A (eller A⁺), en elektronisk ledighet, länk B: A bildas.

I strukturen av vitamin B₁₂ De fem kväveatomerna är bundna till metallets centrum av Co genom denna typ av kovalent bindning. Dessa kväveämnen ger sitt par fria elektroner till katjon Co³⁺, koordinering av metallen med dem (Co³⁺: N-

Ett annat exempel kan hittas i protoneringen av en ammoniakmolekyl för att bilda ammonium:

H₃N: + H⁺ => NH₄⁺

Observera att i båda fallen är det kväveatomen som bidrar med elektronerna; därför uppträder den kovalenta dativikten eller koordinationsbindningen när en atom ensam bidrar med elektronen.

På liknande sätt kan vattenmolekylen protoneras för att omvandlas till hydronium (eller oxonium) katjon:

H₂O + H⁺ => H₃O⁺

Till skillnad från ammoniumkatjonen har hydroniet fortfarande ett fritt par elektroner (H₃O:⁺); Det är emellertid väldigt svårt att acceptera en annan proton för att bilda det instabila dihydrogenhydroniumet, H₄O²⁺.

-Jonisk bindning

Bilden visar en vit salt kulle. De salter kännetecknas av kristallina strukturer, dvs symmetriska och sorteras; höga smältpunkter och kokpunkt, höga elektriska konduktiviteter för att smälta eller upplösa, och även deras joner är starkt attraheras av elektrostatiska interaktioner.

Dessa interaktioner utgör det som kallas jonbindningen. I den andra bilden visades en katjon A.⁺ omgiven av fyra anjoner B^-, men det här är en 2D-representation. I tre dimensioner, A⁺ bör ha andra anjoner B^- fram och bakom planet och bildar olika strukturer.

Så, A⁺ det kan ha sex, åtta eller till och med tolv grannar. Antalet grannar som omger en jon i en kristall är känd som koordinationsnummeret (N.C). För varje N.C associeras en typ av kristallinrangemang, som i sin tur utgör en fast fas av saltet.

De symmetriska och fasetterade kristallerna som ses i salterna beror på jämvikt som fastställs av attraktiva interaktioner (A⁺ B^-) och avstängning (A⁺ EN⁺, B^- B^-) elektrostatiska.

utbildning

Men varför A + och B^-, eller Na⁺ och Cl^-, bildar inte Na-Cl-kovalenta bindningar? Eftersom kloratomen är mycket mer elektronegativ än natriummetallen, som också kännetecknas av att det är lätt att ge upp elektronerna. När dessa element återfinns reagerar de exotermt för att producera bordsalt:

2Na (s) + Cl₂(g) => 2NaCl (s)

Två natriumatomer ger sin unika valenselektron (Na ·) till den diatomiska molekylen av Cl₂, för att bilda Cl anjoner^-.

Interaktioner mellan natriumkatjoner och anjoner klorider, även om som representerar en svagare än kovalent bindning, är i stånd att hålla dem tätt bundet i den fasta; och detta återspeglas i den höga smältpunkten för saltet (801ºC).

Metallisk länk

Den sista typen av kemisk bindning är metallisk. Detta finns på metall eller legering. Det kännetecknas av att det är speciellt och annorlunda än de andra, eftersom elektronerna inte passerar från en atom till en annan, men de reser, som ett hav, metallkristallen.

Sålunda blandar metallatomerna, för att säga kopparen, deras valensorbitaler med varandra för att bilda ledningsband; varigenom elektronerna (s, p, d eller f) passerar om atomerna och håller dem tätt bundna.

Beroende på antalet elektroner som passerar genom det metalliska glaset, orbital tillhandahålls för banden, liksom förpackning av atomerna, kan metallen vara mjuk (såsom alkalimetaller), hård, glansig, eller en bra ledare av elektricitet och hetta.

Den kraft som håller ihop metallerna, som de som bildar den lilla mannen i bilden och sin bärbara dator, är överlägsen den för salterna.

Detta kan verifieras experimentellt eftersom salterna av kristallerna kan delas upp i flera halvor före mekanisk kraft. medan en metalldel (bestående av mycket små kristaller) deformeras.

exempel

Följande fyra föreningar omfattar de typer av kemiska bindningar som förklaras:

-Natriumfluorid, NaF (Na⁺F^-): jonisk.

-Natrium, Na: metallisk.

-Fluor, F₂ (F-F): icke-polär kovalent, eftersom det finns en AE null mellan båda atomerna eftersom de är identiska.

-Vätefluorid, HF (H-F): Polär kovalent, eftersom fluor i denna förening är mer elektronegativ än väte.

Det finns föreningar, såsom vitamin B₁₂, som har både polära och joniska kovalenta bindningar (i den negativa laddningen av dess fosfatgrupp -PO₄^--). I några komplexa strukturer, såsom metallklyftor, kan alla dessa typer av länkar sameksistera.

Matter erbjuder exempel på kemiska bindningar i alla dess manifestationer. Från stenen längst ner på en damm och vattnet som omger det, till de paddar som skakar på sina kanter.

Medan länkarna kan vara enkla, öppnar antalet och rumsarrangemanget hos atomerna i molekylstrukturen vägen till en rik mångfald föreningar.

Betydelsen av den kemiska bindningen

Vad är betydelsen av det kemiska bindemedlet? Det otalbara antalet konsekvenser som skulle leda till att kemikaliebindningen saknades framhäver sin enorma betydelse i naturen:

-Utan det skulle färger inte existera, eftersom deras elektroner inte skulle absorbera elektromagnetisk strålning. De partiklar av damm och is som finns i atmosfären skulle försvinna, och därför skulle himlens blå färg bli mörk.

-Kol kan inte bilda sina ändlösa kedjor, varav triljoner av organiska och biologiska föreningar härrör från.

-Proteiner kunde inte ens definieras i deras ingående aminosyror. Socker och fetter skulle försvinna, liksom eventuella kolföreningar i levande organismer.

-Jorden skulle rinna ur atmosfären, eftersom det inte fanns någon kraft att hålla dem ihop i avsaknad av kemiska bindningar i sina gaser. Inte heller skulle det vara den minsta intermolekylära interaktionen mellan dem.

-Kanske bergen försvinna, eftersom dess stenar och mineraler, men tung, inte kunde innehålla deras atomer förpackade i deras kristallina eller amorfa strukturer.

-Världen skulle bildas av ensamma atomer som inte kan bilda fasta eller flytande ämnen. Detta skulle också resultera i att all omvandling av materia försvinna. det vill säga det skulle inte finnas någon kemisk reaktion. Endast flyktiga gaser överallt.

referenser

1. Harry B. Gray. (1965). Elektroner och kemisk bindning. W.A. BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning, sid 233, 251, 278, 279.
3. Fartyg R. (2016). Kemisk bindning. Hämtad från: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Kemiska bindningstyper. (3 oktober 2006). Hämtad från: dwb4.unl.edu
5. Bildning av kemiska bindningar: Elektrons roll. [PDF]. Hämtad från: cod.edu
6. CK-12-stiftelsen. (N.D.). Energi och kovalent bindningsformation. Hämtad från: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Kovalent länk koordinerad eller dativ. Hämtad från: quimitube.com