WIĄZANIE CHEMICZNE: CHARAKTERYSTYKA, SPOSÓB ICH POWSTAWANIA, RODZAJE - CHEMIA - 2026

Wiązanie chemiczne jest siłą, która udaje się trzymać razem atomy tworzące sprawa. Każdy rodzaj materii ma charakterystyczne wiązanie chemiczne, na które składa się udział jednego lub więcej elektronów. Zatem siły, które wiążą atomy w gazach są inne, na przykład od metali.

Wszystkie elementy układu okresowego (z wyjątkiem helu i lekkich gazów szlachetnych) mogą tworzyć ze sobą wiązania chemiczne. Jednak ich natura jest modyfikowana w zależności od pierwiastków, z których pochodzą tworzące je elektrony. Istotnym parametrem wyjaśniającym rodzaj wiązań jest elektroujemność.

Źródło: Ymwang42 (dyskusja) .Ymwang42 at en.wikipedia, źródło Wikimedia Commons

Różnica w elektroujemności (ΔE) między dwoma atomami określa nie tylko rodzaj wiązania chemicznego, ale także właściwości fizykochemiczne związku. Sole charakteryzują się wiązania jonowe (wysokie AE) i wiele związków organicznych, takich jak witamina B ₁₂ (obraz górny) ma wiązania kowalencyjne (niska AE).

W wyższej strukturze molekularnej każda z linii reprezentuje wiązanie kowalencyjne. Kliny wskazują, że łącze wyłania się z płaszczyzny (w kierunku czytelnika), a podkreślone za płaszczyzną (z dala od czytelnika). Zauważ, że istnieją podwójne wiązania (=) i atom kobaltu skoordynowany z pięcioma atomami azotu i łańcuchem bocznym R.

Ale dlaczego tworzą się takie wiązania chemiczne? Odpowiedź tkwi w stabilności energetycznej uczestniczących atomów i elektronów. Stabilność ta musi równoważyć odpychanie elektrostatyczne występujące między chmurami elektronów i jąder oraz przyciąganie wywierane przez jądro na elektrony sąsiedniego atomu.

Definicja wiązania chemicznego

Wielu autorów podało definicje wiązania chemicznego. Najważniejszy z nich był fizykochem GN Lewis, który zdefiniował wiązanie chemiczne jako udział pary elektronów między dwoma atomami. Jeśli atomy A · i · B mogą wnieść pojedynczy elektron, wówczas powstanie między nimi wiązanie pojedyncze A: B lub A - B.

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

cechy

Źródło: Gabriel Bolívar

Jakie są cechy tej siły, która utrzymuje razem atomy? Zależą one bardziej od rodzaju połączenia między A i B niż od ich struktur elektronicznych. Na przykład łącze A - B jest kierunkowe. Co to znaczy? Że siłę wywieraną przez związek pary elektronów można przedstawić na osi (tak jakby to był cylinder).

Również ta więź wymaga energii do zerwania. Tę ilość energii można wyrazić w jednostkach kJ / mol lub cal / mol. Po przyłożeniu wystarczającej ilości energii do związku AB (na przykład przez ciepło), rozpadnie się on na pierwotne atomy A · i · B.

Im bardziej stabilne wiązanie, tym więcej energii potrzeba, aby rozdzielić związane atomy.

Z drugiej strony, gdyby wiązanie w związku AB było jonowe, A ⁺ B ^- , to byłaby to siła bezkierunkowa. Czemu? Ponieważ A ⁺ wywiera przyciągającą siłę na B ^- (i odwrotnie), która zależy bardziej od odległości, która dzieli oba jony w przestrzeni, niż od ich względnego położenia.

To pole przyciągania i odpychania łączy inne jony, tworząc tak zwaną sieć krystaliczną (górne zdjęcie: kation A ⁺ jest otoczony czterema anionami B ^- , a te są otoczone czterema kationami A ⁺ itd.).

Jak powstają wiązania chemiczne?

Związki homojądrowe AA

Źródło: Gabriel Bolívar

Aby para elektronów utworzyła wiązanie, należy najpierw rozważyć wiele rzeczy. Jądra, powiedzmy A, mają protony i dlatego są dodatnie. Kiedy dwa atomy A są bardzo daleko od siebie, to znaczy w dużej odległości międzyjądrowej (górne zdjęcie), nie odczuwają żadnego przyciągania.

Gdy dwa atomy A zbliżają się do swoich jąder, przyciągają chmurę elektronów sąsiedniego atomu (fioletowe koło). To jest siła przyciągania (A na sąsiednim fioletowym kółku). Jednak dwa jądra A odpychają się, ponieważ są dodatnie, a siła ta zwiększa energię potencjalną wiązania (oś pionowa).

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

Jeśli ta odległość zmniejszy się po tym punkcie, wiązanie spowoduje, że dwa jądra będą się bardzo mocno odpychać, destabilizując związek AA.

Tak więc, aby wiązanie powstało, musi istnieć energetycznie odpowiednia odległość międzyjądrowa; a ponadto orbitale atomów muszą zachodzić na siebie prawidłowo, aby elektrony się związały.

Związki heterojądrowe AB

A co by było, gdyby zamiast dwóch atomów A, jeden z A i drugi z B zostały połączone? W tym przypadku górny wykres zmieniłby się, ponieważ jeden z atomów miałby więcej protonów niż drugi, a chmury elektronów miałyby różne rozmiary.

Ponieważ wiązanie A - B powstaje w odpowiedniej odległości międzyjądrowej, para elektronów będzie znajdować się głównie w pobliżu atomu najbardziej elektroujemnego. Tak jest w przypadku wszystkich heterojądrowych związków chemicznych, które stanowią zdecydowaną większość znanych (i będą znane).

Chociaż nie zostało to szczegółowo omówione, istnieje wiele zmiennych, które bezpośrednio wpływają na sposób zbliżania się atomów i formowania się wiązań chemicznych; niektóre są termodynamiczne (czy reakcja jest spontaniczna?), elektroniczne (jak pełne lub puste są orbitale atomów), a inne kinetyczne.

Rodzaje wiązań chemicznych

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

Chociaż istnieją związki, których wiązania należą do jednego typu, wiele w rzeczywistości składa się z mieszaniny znaków każdego z nich. Fakt ten wynika z różnicy elektroujemności między atomami tworzącymi wiązania. Zatem niektóre związki mogą być kowalencyjne, ale w swoich wiązaniach mają pewien charakter jonowy.

Podobnie, rodzaj wiązania, struktura i masa cząsteczkowa są kluczowymi czynnikami określającymi makroskopowe właściwości materii (jasność, twardość, rozpuszczalność, temperatura topnienia itp.).

-Wiązanie kowalencyjne

Wiązania kowalencyjne to te, które zostały dotychczas wyjaśnione. W nich dwa orbitale (po jednym elektronie w każdym) muszą zachodzić na jądra oddzielone odpowiednią odległością międzyjądrową.

Zgodnie z teorią orbitali molekularnych (TOM), jeśli nakładanie się orbitali jest frontalne, powstanie wiązanie sigma σ (zwane również wiązaniem prostym lub prostym). Natomiast jeśli orbitale są utworzone przez boczne i prostopadłe zachodzenie na siebie względem osi międzyjądrowej, będziemy mieli wiązania π (podwójne i potrójne):

Źródło: Gabriel Bolívar

Prosty link

Wiązanie σ, jak widać na obrazie, tworzy się wzdłuż osi międzyjądrowej. Chociaż nie pokazano, A i B mogą mieć inne wiązania, a zatem własne środowiska chemiczne (różne części struktury molekularnej). Ten typ ogniwa charakteryzuje się siłą obrotową (zielony walec) i jest najsilniejszy ze wszystkich.

Na przykład pojedyncze wiązanie w cząsteczce wodoru może obracać się wokół osi międzyjądrowej (H - H). Podobnie, hipotetyczna cząsteczka CA - AB może.

Połączenia C - A, A - A i A - B obracają się; ale jeśli C lub B są atomami lub grupą dużych atomów, rotacja A - A jest sterycznie utrudniona (ponieważ C i B zderzają się).

Wiązania pojedyncze występują praktycznie we wszystkich cząsteczkach. Jego atomy mogą mieć dowolną hybrydyzację chemiczną, o ile zachodzenie na siebie orbitali jest frontalne. Wracając do struktury witaminy B ₁₂ , każda pojedyncza linia (-) wskazuje na pojedyncze wiązanie (na przykład wiązania –CONH ₂ ).

Podwójne łącze

Podwójne wiązania wymaga atomy się (zwykle) Sp ^dwa hybrydyzowały . Czyste wiązanie p, prostopadłe do trzech orbitali hybrydowych sp ² , tworzy wiązanie podwójne, które jest pokazane jako szara warstwa.

Należy zauważyć, że zarówno wiązanie pojedyncze (zielony cylinder), jak i wiązanie podwójne (szara blacha) współistnieją w tym samym czasie. Jednak w przeciwieństwie do wiązań pojedynczych, wiązania podwójne nie mają takiej samej swobody rotacji wokół osi międzyjądrowej. Dzieje się tak, ponieważ aby się obrócić, łącze (lub folia) musi się zerwać; proces wymagający energii.

Ponadto wiązanie A = B jest bardziej reaktywne niż A - B. Jego długość jest krótsza, a atomy A i B znajdują się w mniejszej odległości międzyjądrowej; dlatego między obydwoma jądrami występuje większe odpychanie. Zerwanie zarówno pojedynczych, jak i podwójnych wiązań wymaga więcej energii niż do rozdzielenia atomów w cząsteczce A - B.

W strukturze witaminy B ₁₂ można zaobserwować kilka podwójnych wiązań: C = O, P = O oraz w obrębie pierścieni aromatycznych.

Potrójne wiązanie

Wiązanie potrójne jest nawet krótsze niż wiązanie podwójne, a jego rotacja jest bardziej energicznie utrudniona. W nim dwa wiązania π są utworzone prostopadle do siebie (szaro-fioletowe arkusze), a także pojedyncze wiązanie.

Zwykle chemiczna hybrydyzacja atomów A i B musi być sp: dwa orbitale sp oddalone od siebie o 180º i dwa czyste orbitale p prostopadłe do pierwszego. Zauważ, że potrójne wiązanie wygląda jak łopatka, ale bez siły obrotowej. To wiązanie można przedstawić po prostu jako A≡B (N≡N, cząsteczka azotu N ₂ ).

Ze wszystkich wiązań kowalencyjnych jest to najbardziej reaktywne; ale jednocześnie ten, który potrzebuje więcej energii do całkowitego oddzielenia swoich atomów (· A: +: B ·). Gdyby witamina B ₁₂ miała potrójne wiązanie w swojej strukturze molekularnej, jej działanie farmakologiczne zmieniłoby się dramatycznie.

Sześć elektronów uczestniczy w wiązaniach potrójnych; w podwójnych, cztery elektrony; a w prostym lub prostym, dwa.

Utworzenie jednego lub więcej z tych wiązań kowalencyjnych zależy od elektronicznej dostępności atomów; to znaczy, ile elektronów potrzebują ich orbitale, aby uzyskać jeden oktet wartościowości.

Wiązanie niepolarne

Wiązanie kowalencyjne składa się z równego podziału pary elektronów między dwoma atomami. Ale jest to ściśle prawdziwe tylko w przypadku, gdy oba atomy mają równe elektroujemności; to znaczy ta sama tendencja do przyciągania gęstości elektronów z otoczenia do związku.

Wiązania niepolarne charakteryzują się zerową różnicą elektroujemności (ΔE≈0). Odbywa się to w dwóch sytuacjach: w związku homojądrowych (A ₂ ), lub gdy środowisko chemiczne po obu stronach spoiny są równoważne (H ₃ C - CH ₃ , etan cząsteczki).

Przykłady wiązań niepolarnych są widoczne w następujących związkach:

-Wodór (H - H)

-Tlen (O = O)

-Azot (N≡N)

-Fluor (F - F)

-Chloro (Cl - Cl)

-Acetylen (HC≡CH)

Wiązania biegunowe

Kiedy występuje wyraźna różnica w elektroujemności ΔE między obydwoma atomami, na osi wiązania powstaje moment dipolowy: A ^{δ +} –B ^δ- . W przypadku heterojądrowego związku AB, atom B jest atomem najbardziej elektroujemnym, a zatem ma większą gęstość elektronową δ-; podczas gdy A, najmniej elektroujemny, ma niedobór ładunku δ +.

Aby powstały wiązania polarne, muszą się połączyć dwa atomy o różnych elektroujemnościach; a zatem tworzą związki heterojądrowe. A - B przypomina magnes: ma biegun dodatni i ujemny. Pozwala to na interakcję z innymi cząsteczkami poprzez siły dipol-dipol, wśród których znajdują się wiązania wodorowe.

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

Fakt, że związek ma wiązania polarne, nie oznacza, że ​​jest polarny . Na przykład tetrachlorek węgla, CCI ₄ , ma cztery polarne wiązania C - Cl, ale ze względu na ich tetraedryczny układ moment dipolowy zostaje unieważniony wektorowo.

Linki do celownika lub koordynacji

Kiedy atom oddaje parę elektronów, aby utworzyć wiązanie kowalencyjne z innym atomem, wówczas mówimy o wiązaniu celownikowym lub koordynacyjnym. Na przykład, mając B: dostępną parę elektronów i A (lub A ⁺ ), wakat elektronowy, powstaje wiązanie B: A.

W strukturze witaminy B ₁₂ pięć atomów azotu jest połączonych z metalowym centrum Co poprzez tego typu wiązanie kowalencyjne. Te atomy azotu oddają swoją parę wolnych elektronów do kationu Co ³⁺ , metalu koordynującego z nimi (Co ³⁺ : N–)

Inny przykład można znaleźć w protonowaniu cząsteczki amoniaku w celu utworzenia amoniaku:

H ₃ N: + H ⁺ => NH ₄ ⁺

Zauważ, że w obu przypadkach to atom azotu dostarcza elektrony; dlatego celownik lub koordynacyjne wiązanie kowalencyjne występuje, gdy sam atom dostarcza parę elektronów.

W ten sam sposób cząsteczka wody może ulec protonowaniu, aby stać się kationem hydroniowym (lub oksoniowym):

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

W przeciwieństwie do kationu amonowego, hydronium nadal ma wolną parę elektronów (H ₃ O: ⁺ ); jednak bardzo trudno jest mu przyjąć inny proton do utworzenia niestabilnego związku hydroniowego, H ₄ O ²⁺ .

-Wiązanie jonowe

Źródło: Pixabay

Na zdjęciu biały pagórek soli. Sole charakteryzują się strukturą krystaliczną, to znaczy symetryczną i uporządkowaną; wysokie temperatury topnienia i wrzenia, wysokie przewodnictwo elektryczne podczas topienia lub rozpuszczania, a także jego jony są silnie wiązane przez oddziaływania elektrostatyczne.

Te interakcje składają się na tak zwane wiązanie jonowe. Na drugim obrazie pokazano kation A ⁺ otoczony czterema anionami B ^- , ale jest to reprezentacja 2D. W trzech wymiarach A ⁺ powinien mieć inne aniony B ^- przed i za płaszczyzną, tworząc różne struktury.

Zatem A ⁺ może mieć sześciu, ośmiu lub nawet dwunastu sąsiadów. Liczba sąsiadów otaczających jon w krysztale nazywana jest liczbą koordynacyjną (NC). Każdemu NC przyporządkowany jest rodzaj układu krystalicznego, który z kolei stanowi fazę stałą soli.

Symetryczne i fasetowane kryształy widoczne w solach są wynikiem równowagi ustanowionej przez elektrostatyczne oddziaływania przyciągania (A ⁺ B ^- ) i odpychania (A ⁺ A ⁺ , B ^- B ^- ).

Trening

Ale dlaczego A + i B ^- lub Na ⁺ i Cl ^{- nie} tworzą wiązań kowalencyjnych Na - Cl? Ponieważ atom chloru jest znacznie bardziej elektroujemny niż metaliczny sód, który również bardzo łatwo oddaje swoje elektrony. Kiedy te pierwiastki się spotykają, reagują egzotermicznie, tworząc sól kuchenną:

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (s)

Dwa atomy sodu oddają swój pojedynczy elektron walencyjny (Na ·) dwuatomowej cząsteczce Cl ₂ , tworząc w ten sposób aniony Cl ^- .

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

Wiązanie metaliczne

Źródło: Pixnio

Ostatni z rodzajów wiązań chemicznych jest metaliczny. Można to znaleźć na dowolnej części metalowej lub stopowej. Charakteryzuje się wyjątkowością i odmiennością od innych, ze względu na to, że elektrony nie przechodzą z jednego atomu do drugiego, lecz przemieszczają się niczym morze przez kryształ metali.

Tak więc atomy metali, powiedzmy miedź, przenikają się ze sobą orbitale walencyjne, tworząc pasma przewodnictwa; przez które elektrony (s, p, dof) przechodzą wokół atomów i trzymają je mocno razem.

W zależności od liczby elektronów, które przechodzą przez metaliczny kryształ, orbitali przewidzianych dla pasm i upakowania jego atomów, metal może być miękki (jak metale alkaliczne), twardy, błyszczący lub dobry przewodnik prądu elektrycznego i gorąco.

Siła, która spaja atomy metali, na przykład tych, które tworzą małego człowieka na obrazku i jego laptopa, jest większa niż w przypadku soli.

Można to zweryfikować eksperymentalnie, ponieważ kryształy soli można podzielić na kilka połówek przed działaniem siły mechanicznej; podczas gdy metalowy kawałek (złożony z bardzo małych kryształów) odkształca się.

Przykłady linków

Poniższe cztery związki obejmują wyjaśnione typy wiązań chemicznych:

-Fluorek sodu, NaF (Na ⁺ F ^- ): jonowy.

-Sód, Na: metaliczny.

-Fluor, F ₂ (F - F): niepolarny kowalencyjny, ze względu na fakt, że między obydwoma atomami występuje zerowa wartość ΔE, ponieważ są one identyczne.

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

Istnieją związki, takie jak witamina B ₁₂ , które mają zarówno polarne, jak i jonowe wiązania kowalencyjne (w ładunku ujemnym swojej grupy fosforanowej –PO ₄ ^- -). W niektórych złożonych strukturach, takich jak klastry metaliczne, wszystkie te typy połączeń mogą nawet współistnieć.

Materia oferuje we wszystkich swoich przejawach przykłady wiązań chemicznych. Od kamienia na dnie stawu i otaczającej go wody po ropuchy, które rechoczą na jego brzegach.

Chociaż wiązania mogą być proste, liczba i rozmieszczenie przestrzenne atomów w strukturze molekularnej ustępują miejsca bogatej różnorodności związków.

Znaczenie wiązania chemicznego

Jakie jest znaczenie wiązania chemicznego? Nieobliczalna liczba konsekwencji, które wywołałby brak wiązania chemicznego, podkreśla jego ogromne znaczenie w przyrodzie:

-Bez niego kolory nie istniałyby, ponieważ jego elektrony nie absorbowałyby promieniowania elektromagnetycznego. Cząsteczki kurzu i lodu obecne w atmosferze zniknęłyby, a niebieski kolor nieba stałby się ciemny.

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

- Białek nie można było nawet zdefiniować w składowych aminokwasach. Zniknęłyby cukry i tłuszcze, podobnie jak wszelkie związki węglowe w organizmach żywych.

- Ziemia nie miałaby atmosfery, ponieważ przy braku wiązań chemicznych w jej gazach nie byłoby siły, która utrzymywałaby je razem. Nie byłoby też między nimi najmniejszej interakcji międzycząsteczkowej.

-Góry mogą zniknąć, ponieważ ich skały i minerały, choć ciężkie, nie mogą zawierać atomów upakowanych w strukturach krystalicznych lub amorficznych.

- Świat składałby się z pojedynczych atomów niezdolnych do tworzenia substancji stałych lub ciekłych. Spowodowałoby to również zanik wszelkich przemian materii; to znaczy, nie byłoby reakcji chemicznej. Wszędzie tylko ulotne gazy.

Bibliografia

1. Harry B. Gray. (1965). Elektrony i wiązanie chemiczne. WA BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemia. (8th ed.). CENGAGE Learning, s. 233, 251, 278, 279.
3. Nave R. (2016). Klejenie chemiczne. Odzyskane z: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Rodzaje wiązań chemicznych. (3 października 2006). Zaczerpnięte z: dwb4.unl.edu
5. Tworzenie wiązań chemicznych: Rola elektronów. . Odzyskany z: cod.edu
6. Fundacja CK-12. (sf). Tworzenie energii i wiązań kowalencyjnych. Odzyskane z: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Kowalencyjne wiązanie koordynacyjne lub celowe. Odzyskany z: quimitube.com