Cheminių jungčių apibrėžimas, charakteristikos, jų formavimas, tipai

The cheminė jungtis tai jėga, kuri sugeba išlaikyti sudarančius atomus kartu. Kiekvieno tipo medžiagai būdingas cheminis ryšys, kurį sudaro vieno ar daugiau elektronų dalyvavimas. Taigi jėgos, jungiančios atomus dujose, skiriasi, pavyzdžiui, iš metalų.

Visi periodinio stalo elementai (išskyrus helio ir šviesių tauriųjų dujų) gali sujungti tarpusavyje cheminius ryšius. Tačiau jų pobūdis yra modifikuotas priklausomai nuo to, kokie elementai yra iš jų formuojančių elektronų. Esminis parametras, paaiškinantis ryšių tipą, yra elektronegatyvumas.

Skirtumas tarp dviejų atomų elektronegatyvumo (AE) apibrėžia ne tik cheminės jungties tipą, bet ir junginio fizikines ir chemines savybes. Druskoms būdingos jonų jungtys (didelės AE) ir daugelis organinių junginių, tokių kaip vitaminas B₁₂ (viršutinis vaizdas), kovalentinės obligacijos (mažas ΔE).

Viršutinėje molekulinėje struktūroje kiekviena iš linijų yra kovalentinė jungtis. Pleištai rodo, kad nuoroda atsiranda iš plokštumos (link skaitytojo), o tie, kurie yra nukreipti nuo plokštumos (nuo skaitytojo). Atkreipkite dėmesį, kad yra dvigubos jungtys (=) ir kobalto atomas koordinuoti su penkiais azoto atomais ir šonine grandine R.

Bet kodėl susidaro tokios cheminės obligacijos? Atsakymas yra dalyvaujančių atomų ir elektronų energetinis stabilumas. Toks stabilumas turi subalansuoti elektrostatinius atsilikimus, patiriamus tarp elektroninių debesų ir branduolių, ir branduolio patrauklumą kaimyninio atomo elektronams..

Indeksas

• 1 Cheminės jungties apibrėžimas
• 2 Charakteristikos
• 3 Kaip jie suformuoti
  • 3.1 Homonukliniai junginiai A-A
  • 3.2 Heteronuklidiniai junginiai A-B
• 4 tipai
  • 4.1 - Kovalentinė sąsaja
  • 4.2 - Joniškasis ryšys
  • 4.3 Metalinė jungtis
• 5 Pavyzdžiai
• 6 Cheminės jungties svarba
• 7 Nuorodos

Cheminės jungties apibrėžimas

Daugelis autorių apibrėžė cheminę jungtį. Iš visų jų svarbiausia buvo fizikinė ir cheminė G. N. Lewis, apibrėžusi cheminę jungtį kaip dviejų elektronų elektronų dalyvavimą. Jei atomai A · ir · B gali pateikti vieną elektroną, tarp jų bus sukurta paprasta nuoroda A: B arba A-B.

Prieš formuojant ryšį, A ir B yra atskirtos neribotu atstumu, tačiau, susiejant, dabar yra jėga, kuri juos laiko kartu diatominiame junginyje AB ir atstumo (arba ilgio) nuorodą.

Savybės

Kokios šios jėgos savybės turi atomų kartu? Tai labiau priklauso nuo ryšio tarp A ir B tipo, nei nuo jų elektroninių struktūrų. Pavyzdžiui, nuoroda A-B yra nukreipta. Ką reiškia? Kad jėga, kurią sukelia elektronų poros sąjunga, gali būti pavaizduota ašyje (tarsi jis būtų cilindras).

Be to, ši nuoroda reikalauja energijos pertraukai. Šį energijos kiekį galima išreikšti kJ / mol arba cal / mol vienetais. Pakankamai sunaudojus energiją AB junginiui (pvz., Šiluma), jis suskaidys į pradinius A · ir · B atomus.

Kuo stabilesnis ryšys, tuo didesnis energijos kiekis, reikalingas atskirtiems atomams atskirti.

Kita vertus, jei jungtis AB junginyje buvo joninė, A⁺B^-, tuomet tai būtų netiesioginė jėga. Kodėl? Nes A⁺ yra patraukli jėga B^- (ir atvirkščiai) labiau priklauso nuo atstumo, skiriančio abu jonus erdvėje, nei nuo jų santykinės vietos.

Šis patrauklumo ir atbaidymo laukas renka kitus jonus, kurie sudaro tai, kas žinoma kaip kristalinė grotelė (viršutinis vaizdas: kationas A⁺ apsupta keturių anijonų B^-, ir šie keturi katijonai A⁺ ir tt).

Kaip jie formuojami

Homonukliniai junginiai A-A

Elektronų porai suformuoti ryšį yra daug aspektų, į kuriuos reikia atsižvelgti. Branduoliai, ty A, turi protonų ir todėl yra teigiami. Kai du A atomai vienas nuo kito yra toli vienas nuo kito, t..

Kai jie artėja prie dviejų A atomų, jų branduoliai pritraukia kaimyninio atomo elektroninį debesį (raudonos spalvos apskritimą). Tai patraukli jėga (A virš kaimyninės raudonos spalvos apskritimo). Tačiau abu A branduoliai yra atstumiami, nes jie yra teigiami, ir ši jėga padidina potencialų ryšį (vertikali ašis)..

Yra tarpmiestinis atstumas, kuriame potencinė energija pasiekia minimalų; ty tiek patraukli jėga, tiek atbaidanti jėga yra subalansuotos (du A atomai apatinėje vaizdo dalyje).

Jei šis atstumas sumažės po šio taško, jungtis sukels du branduolius labai stipriai, destabilizuojantis junginys A-A.

Taigi, kad jungtis būtų suformuota, turi būti energijos pakankamas tarpinis atstumas; be to, atominės orbitos turi tinkamai persidengti, kad elektronai būtų susieti.

Heteronuklidiniai junginiai A-B

Ką daryti, jei vietoj dviejų A atomų atsiųstų vieną iš A ir kitą B? Tokiu atveju viršutinis grafikas pasikeistų, nes vienas iš atomų turėtų daugiau protonų nei kiti, o elektroniniai debesys - skirtingo dydžio..

Kai A-B jungtis yra suformuota tinkamo tarpinio branduolio atstumu, elektronų pora bus aptinkama daugiausia prie labiausiai elektronegatyvaus atomo. Tai atsitinka su visais heteronukleuminiais cheminiais junginiais, kurie sudaro didžiąją dalį žinomų (ir bus žinomų)..

Nors jos nėra paminėtos giliai, yra daugybė kintamųjų, kurie tiesiogiai įtakoja atomų požiūrį ir cheminių ryšių formavimąsi; kai kurie iš jų yra termodinaminiai (yra reakcijos spontaniški?), elektroniniai (kaip pilnai ar tuščiai yra atomų orbitalijos) ir kiti kinetika.

Tipai

Nuorodose yra keletas savybių, kurios jas skiria viena nuo kitos. Keletas iš jų gali būti suformuluoti trimis pagrindinėmis klasifikacijomis: kovalentiniu, joniniu arba metaliniu.

Nors yra junginių, kurių sąsajos priklauso vienam tipui, daugelis iš jų susideda iš kiekvieno simbolių mišinio. Šį faktą lemia skirtumai tarp elektroninių junginių, sudarančių obligacijas. Taigi, kai kurie junginiai gali būti kovalentiniai, bet jų junginiuose yra tam tikras joninis pobūdis.

Be to, ryšio, struktūros ir molekulinės masės tipas yra pagrindiniai veiksniai, apibrėžiantys makroskopines medžiagos savybes (ryškumas, kietumas, tirpumas, lydymosi temperatūra ir tt)..

-Kovalentinė jungtis

Kovalentinės obligacijos - tai iki šiol paaiškintos obligacijos. Juose du orbitai (vienas elektronas kiekviename) turi sutapti su atskirtais branduoliais tinkamu branduoliniu atstumu.

Pagal molekulinės orbitos (TOM) teoriją, jei orbitų persidengimas yra priekinis, bus suformuota sigma σ jungtis (kuri taip pat vadinama paprasta arba paprasta nuoroda). Nors jei orbitos yra suformuotos iš šoninių ir statmenų tarptautinio ašies sutapimų, π (dvigubos ir trigubos) nuorodos bus:

Paprasta nuoroda

Ryšys σ, kaip matyti paveikslėlyje, yra suformuotas palei tarptautinę ašį. Nors tai nėra parodyta, A ir B gali turėti ir kitų ryšių, todėl jų pačių cheminė aplinka (skirtingos molekulinės struktūros dalys). Šio tipo ryšiui būdinga rotacinė galia (žaliasis cilindras) ir stipriausias iš visų.

Pavyzdžiui, paprastoji vandenilio molekulės jungtis gali suktis ant branduolinės ašies (H-H). Tokiu pat būdu hipotetinė CA-AB molekulė gali tai padaryti.

C-A, A-A ir A-B nuorodos sukasi; bet jei C arba B yra atomai arba didelių atomų grupė, sukimasis A-A yra statiškai trukdomas (nes C ir B sudužtų).

Paprastai visos molekulės suranda paprastas obligacijas. Jų atomai gali turėti bet kokią cheminę hibridizaciją, kol jų orbitos sutampa yra priekinė. Grįžti prie vitamino B struktūros₁₂, bet kuri viena eilutė (-) rodo vieną nuorodą (pavyzdžiui, -CONH nuorodos₂).

Dviguba nuoroda

Dviguba jungtis reikalauja, kad atomai turėtų (paprastai) spibridizaciją². Grynas p ryšys, statmenas trims hibridinėms orbitoms², suformuoja dvigubą jungtį, kuri yra parodyta kaip pilki lapai.

Atkreipkite dėmesį, kad tuo pačiu metu egzistuoja tiek viengubas ryšys (žaliasis cilindras), tiek dvigubas ryšys (pilkas lapas). Tačiau, skirtingai nei paprastos nuorodos, dvigubai neturi tokios pačios sukimosi laisvės aplink tarptautinę ašį. Taip yra todėl, kad, norint pasukti, nuoroda (arba lapas) turi būti pažeista; procesą, kuriam reikia energijos.

Taip pat ryšys A = B yra reaktyvesnis nei A-B. Šio ilgio ilgis yra mažesnis, o atomai A ir B yra mažesni tarpmiestiniai atstumai; todėl tarp abiejų branduolių yra didesnis atgręžimas. Abiejose ir dvigubose sąsajose reikia daugiau energijos, nei reikia atskirti atomus A-B molekulėje.

B vitamino struktūroje₁₂ galima stebėti keletą dvigubų ryšių: C = O, P = O ir aromatinių žiedų.

Trivietis ryšys

Trigubas ryšys yra dar trumpesnis už dvigubą jungtį, o jo sukimas yra labiau energetiškai pažeistas. Jame suformuojamos dvi statmenos π nuorodos (pilkos ir raudonos spalvos lapai), taip pat paprasta nuoroda.

Paprastai A ir B atomų cheminis hibridizavimas turi būti sp: dvi sp orbitos, atskirtos 180 °, ir dvi grynosios p orbitos, statmenos pirmam. Atkreipkite dėmesį, kad trigubas ryšys yra panašus į paletę, bet be sukimosi galios. Ši sąsaja gali būti tiesiog atstovaujama kaip A≡B (N≡N, N-azoto molekulė₂).

Iš visų kovalentinių obligacijų tai yra reaktyviausia; bet tuo pačiu metu tas, kuriam reikia daugiau energijos visiškam atomų atskyrimui (· A: +: B ·). Jei vitaminas B₁₂ jo molekulinė struktūra turėjo trigubą ryšį, jo farmakologinis poveikis drastiškai pasikeitė.

Trijose obligacijose dalyvauja šeši elektronai; dvigubuose keturiuose elektronuose; ir paprasta ar paprasta, du.

Vienos ar kelių šių kovalentinių ryšių formavimas priklauso nuo elektroninių atomų prieinamumo; tai yra, kiek elektronų reikia jų orbitų, kad gautų valentų oktetą.

Ne polinis ryšys

Kovalentinė jungtis susideda iš teisingo elektronų poros pasidalijimo tarp dviejų atomų. Tačiau tai griežtai tinka tik tais atvejais, kai abu atomai turi vienodą elektronegatyvumą; tai yra ta pati tendencija pritraukti savo aplinkos elektroninį tankį junginyje.

Ne poliniai ryšiai pasižymi nulinio elektronegatyvumo skirtumu (ΔE≈0). Tai įvyksta dviem atvejais: homonuklidiniame junginyje (A)₂) arba jei cheminė aplinka abiejose nuorodos pusėse yra lygiavertė (H. \ t₃C-CH₃, etano molekulė).

Ne polinių ryšių pavyzdžiai matomi šiuose junginiuose:

-Vandenilis (H-H)

-Deguonis (O = O)

-Azotas (N≡N)

-Fluoras (F-F)

-Chloras (Cl-Cl)

-Acetilenas (HC≡CH)

Poliarinės nuorodos

Kai tarp abiejų atomų yra ryškus elektronegatyvumo ΔE skirtumas, išilgai jungties ašies susidaro dipolio momentas: A^δ+-B^δ-. Heteronuklidinio junginio AB atveju B yra labiausiai elektronegatyvus atomas, todėl turi didžiausią elektronų tankį δ-; o A, mažiausiai elektronegatyvus, apkrovos trūkumas δ+.

Kad atsirastų poliariniai ryšiai, turi būti sujungti du atomai su skirtingais elektronegatyvadais; ir tokiu būdu sudaro heteronuklinius junginius. A-B primena magnetą: jis turi teigiamą polių ir neigiamą polių. Tai leidžia sąveikauti su kitomis molekulėmis per dipolio-dipolio jėgas, tarp kurių yra vandenilio jungtys.

Vanduo turi du polinius kovalentinius ryšius, H-O-H, o jo molekulinė geometrija yra kampinė, o tai padidina jo dipolio momentą. Jei jos geometrija būtų linijinė, vandenynai išgaruotų ir vanduo turėtų žemesnę virimo temperatūrą.

Tai, kad junginyje yra poliarinių ryšių, tai nereiškia, kad jis yra polinis. Pavyzdžiui, anglies tetrachloridas, CCl₄, turi keturias C-Cl polines jungtis, bet jų tetraedriniu išdėstymu dipolio momentas baigiasi vektoriniu.

Santykinės arba koordinavimo nuorodos

Kai atomas duoda elektronų porą, kad suformuotų kovalentinį ryšį su kitu atomu, tuomet kalbame apie jungiamąją arba koordinacinę jungtį. Pavyzdžiui, turint B: elektronų porą ir A (arba A)⁺), sukurta elektroninė laisva vieta, nuoroda B: A.

B vitamino struktūroje₁₂ tokie kovalentiniai ryšiai su penkiais azoto atomais yra prijungti prie Co metalo centro. Šie nitrogenai duoda laisvų elektronų porą katijonui Co³⁺, metalo derinimas su jais (Co³⁺: N-)

Kitas pavyzdys yra amoniakų molekulės protonavimas, kad susidarytų amonis:

H₃N: + H⁺ => NH₄⁺

Atkreipkite dėmesį, kad abiem atvejais elektronai prisideda prie azoto atomo; taigi, kovalentinis pakaitinis arba koordinacinis ryšys atsiranda tada, kai vienas atomas prisideda prie elektronų poros.

Panašiai vandens molekulė gali būti protonuojama, kad transformuotųsi į hidronio (arba oksono) katijoną:

H₂O + H⁺ => H₃O⁺

Skirtingai nei amonio katijonas, hidronis vis dar turi laisvą elektronų porą (H₃O:⁺); tačiau labai sunku priimti kitą protoną, kad susidarytų nestabilus dihidrogeno hidronas, H₄O²⁺.

-Jonų jungtis

Vaizdas rodo baltą druskos kalną. Druskoms būdingos kristalinės struktūros, tai yra, simetriškos ir užsakytos; dideli lydymosi ir virimo taškai, didelis elektros laidumas, lydant ar tirpinant, ir jų jonai yra stipriai susieti su elektrostatine sąveika.

Šios sąveikos sudaro tai, kas žinoma kaip joninė jungtis. Antrame vaizde parodytas katijonas A⁺ apsuptas keturių anijonų B^-, tačiau tai yra 2D atstovavimas. Trimis aspektais: A⁺ turėtų būti kiti anijonai B^- į priekį ir už plokštumos, sudarant įvairias struktūras.

Taigi, A⁺ jis gali turėti šešis, aštuonis ar net dvylika kaimynų. Kaimynų, esančių aplink joną, skaičius yra žinomas kaip koordinavimo numeris (N.C). Kiekvienam N.C yra susietas kristalinio įrenginio tipas, kuris savo ruožtu sudaro kietą druskos fazę.

Simetriški ir briaunuoti kristalai, matomi druskose, atsirado dėl pusiausvyros, kurią sukelia traukos sąveikos (A⁺ B^-) ir atbaidymas (A)⁺ A⁺, B^- B^-elektrostatinis).

Mokymas

Bet kodėl A + ir B^-, arba Na⁺ ir Cl^-, nesudaro Na-Cl kovalentinių ryšių? Kadangi chloro atomas yra daug elektroniškesnis nei natrio metalo, kuris taip pat pasižymi labai lengva atsisakyti savo elektronų. Kai šie elementai randami, jie egzotermiškai reaguoja, kad gamintų valgomąją druską:

2Na (s) + Cl₂(g) => 2NCl (s)

Du natrio atomai suteikia unikalų valentų elektroną (Na ·) į Cl diatominę molekulę₂, siekiant sudaryti Cl anionus^-.

Natrio katijonų ir chloro anijonų sąveika, nors ir yra silpnesnė jungtis nei kovalentiniai, gali išlaikyti juos stipriai surištus kietoje medžiagoje; ir šis faktas atsispindi druskos aukštoje lydymosi temperatūroje (801ºC).

Metalinė jungtis

Paskutinis iš cheminių jungčių tipų yra metalinis. Tai galima rasti ant bet kokio metalo ar lydinio. Jam būdingas ypatingas ir skiriasi nuo kitų, nes elektronai nepereina iš vieno atomo į kitą, bet jie keliauja, kaip jūra, metalų kristalas..

Taigi metaliniai atomai, sakydami varį, tarpusavyje sujungia savo valentinę orbitą, kad suformuotų laidumo juostas; kai elektronai (s, p, d arba f) praeina aplink atomus ir saugiai juos laikosi.

Priklausomai nuo elektronų, tranzitu per metalinį kristalą, skaičiaus, orbitos, skirtos juostoms, ir jų atomų pakavimas, metalas gali būti minkštas (kaip šarminis metalas), kietas, ryškus arba geras elektros laidininkas. šilumos.

Jėga, kuri jungia metalų atomus, pvz., Tuos, kurie sudaro mažą žmogų, ir jo nešiojamas, yra pranašesnis už druskų.

Tai galima patikrinti eksperimentiškai, nes druskų kristalai gali būti suskirstyti į keletą pusių prieš mechaninę jėgą; metalo gabalas (sudarytas iš labai mažų kristalų) deformuotas.

Pavyzdžiai

Šie keturi junginiai apima paaiškintas cheminių junginių rūšis:

-Natrio fluoridas, NaF (Na⁺F^-): joninis.

-Natrio, Na: metalo.

-Fluoras, F₂ (F-F): ne polinis kovalentinis, nes tarp abiejų atomų yra ΔE null, nes jie yra identiški.

-Vandenilio fluoridas, HF (H-F): polinis kovalentinis, nes šiame junginyje fluoras yra labiau elektroninis nei vandenilis.

Yra junginių, tokių kaip vitaminas B₁₂, kuris turi ir polinius, ir joninius kovalentinius ryšius (neigiamą krūvį savo fosfato grupei -PO₄^--). Kai kuriose sudėtingose ​​struktūrose, tokiose kaip metalo klasteriai, visos šios sąsajos gali egzistuoti kartu.

Medžiaga siūlo cheminių ryšių pavyzdžius visose jo apraiškose. Nuo akmenų, esančių tvenkinio apačioje, ir vandenyje, kuris jį supa, prie rupūžių, kurios griūva jos kraštuose.

Nors nuorodos gali būti paprastos, molekulių struktūroje esančių atomų skaičius ir erdvinis išdėstymas atveria kelią daugybei junginių..

Cheminės jungties svarba

Kokia yra cheminės jungties svarba? Neišskaičiuojamas pasekmių skaičius, kuris leistų išlaisvinti cheminių ryšių nebuvimą, pabrėžia jo didžiulę svarbą gamtoje:

-Be to, spalvų neegzistuotų, nes jų elektronai nepriima elektromagnetinės spinduliuotės. Dulkių ir ledo dalelės, esančios atmosferoje, išnyks, todėl mėlyna dangaus spalva taps tamsi.

-Anglis negalėjo sudaryti savo begalinių grandinių, iš kurių gaunami trilijonai organinių ir biologinių junginių.

-Baltymai negalėjo būti netgi apibrėžti jų sudėtyje esančiose aminorūgštyse. Cukrai ir riebalai išnyks, taip pat ir gyvi organizmai, kaip ir anglies junginiai.

-Žemė pritrūktų iš atmosferos, nes nesant cheminių ryšių savo dujose, nebūtų jėgų juos laikyti kartu. Be to, tarp jų nebūtų mažiausios tarpmolekulinės sąveikos.

-Kalnai gali išnykti, nes jų uolienos ir mineralai, nors ir sunkūs, negali turėti jų atomų, supakuotų į jų kristalines ar amorfines struktūras..

-Pasaulį sudarytų vieniši atomai, negalintys sudaryti kietų ar skystų medžiagų. Dėl to taip pat išnyktų visos medžiagos transformacijos; tai yra, cheminė reakcija nebūtų. Visur kuriamos tik dujos.

Nuorodos

1. Haris B. Gray. (1965). Elektronai ir cheminis rišimas. W.A. BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemija (8-asis red.). CENGAGE Learning, p. 233, 251, 278, 279.
3. Laivas R. (2016). Cheminis rišimas. Gauta iš: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Cheminių obligacijų tipai. (2006 m. Spalio 3 d.). Paimta iš: dwb4.unl.edu
5. Cheminių ryšių formavimasis: elektronų vaidmuo. [PDF] Gauta iš: cod.edu
6. CK-12 fondas. (s.f.). Energijos ir kovalentinių obligacijų formavimas. Gauta iš: chem.libretexts.org
7. „Quimitube“ (2012). Kovalentinė sąsaja koordinuojama arba sujungta. Gauta iš: quimitube.com