Nuoroda „Sigma“ Kaip ji suformuluota, charakteristikos ir pavyzdžiai



The sigma nuoroda (atstovaujama σ) yra kovalentinio tipo jungtis, kuriai būdingas dviejų elektronų pasidalijimas tarp atomų poros, kad suformuotų šią jungtį. Be to, tai yra paprasta obligacijų klasė, kurioje abu atomai yra prijungti prie dviejų elektronų, sudarančių vieną sąjungą.

Kai du ar daugiau atomų yra sujungti, kad atsirastų naujų molekulinių junginių, jie sujungiami dviejų tipų ryšiais: joninis ir kovalentinis, kurio struktūra priklauso nuo to, kaip elektronai yra dalijami tarp abiejų šiame junginyje dalyvaujančių atomų..

Ryšys, sukurtas per elektronus, atliekamas dėl kiekvieno ore esančių orbitų persidengimo (jų galuose), supratimo kaip orbitos erdvėse, kuriose elektronas yra labiau tikėtinas, kad būtų atomas ir yra apibrėžtas elektroninis tankis.

Indeksas

  • 1 Kaip ji suformuota?
    • 1.1 Sigma obligacijų formavimas skirtingose ​​cheminėse rūšyse
  • 2 Charakteristikos
  • 3 Pavyzdžiai
  • 4 Nuorodos

Kaip ji susidaro?

Paprastai yra žinoma, kad viena jungtis tarp dviejų atomų yra lygiavertė vienai sigma tipo sąsajai.

Panašiai šios sąsajos atsiranda dėl persidengimo arba persidengimo priekyje, atsirandančios tarp dviejų skirtingų atomų atominių orbitų galų..

Šie atomai, kurių orbitos sutampa, turi būti viena šalia kitos esančiose padėtyse, kad kiekvienas atominis orbitalas priklausantys elektronai galėtų padaryti veiksmingą sąjungą ir tokiu būdu sudaryti ryšį.

Iš to kyla faktas, kad elektroninis paskirstymas, pasireiškiantis arba elektronų, esančių iš kiekvienos superpozicijos, tankio vieta, yra cilindro formos simetrija aplink ašį, kuri atsiranda tarp abiejų susietų atomų rūšių.

Tokiu atveju orbitą, vadinamą sigma, galima lengviau išreikšti pagal intramolekulines jungtis, kurios yra suformuotos per diatomines molekules, pažymėdamos, kad yra ir kelių tipų sigma obligacijų..

Dažniausiai pastebėtos sigmos obligacijų rūšys yra: dz2+dz2, s + pz, pz+pz ir s + s; kur indeksas z žymi sukurtą ryšį sudarytą ašį ir kiekviena raidė (s, p ir d) atitinka orbitą.

Įvairių cheminių rūšių sigma obligacijų formavimasis

Kalbėdami apie molekulines orbitales, kalbame apie regionus, kurie kaupia didžiausią elektronų tankį, kai tokio tipo jungtis yra suformuota tarp skirtingų molekulių, gautų atominių orbitų deriniu..

Kvantinės mechanikos požiūriu tyrimai parodė, kad molekulinio tipo orbitos, kurios elgiasi simetriškai, yra faktiškai sujungtos mišiniuose (hibridizacijos)..

Tačiau šio orbitų derinio transcendencija yra glaudžiai susijusi su santykinėmis energijomis, pasireiškiančiomis molekulinio tipo orbitomis, kurios yra simetriškai panašios.

Organinių molekulių atveju dažnai pastebimos ciklinės rūšys, susidedančios iš vieno ar daugiau žiedo struktūrų, kurias dažnai sudaro daug sigma tipo obligacijų kartu su pi tipo ryšiais (daugialypės obligacijos)..

Iš tiesų, naudojant paprastus matematinius skaičiavimus, galima nustatyti molekulinėse rūšyse esančių sigma obligacijų skaičių.

Taip pat yra atvejų, kai yra koordinuojančių junginių (su pereinamaisiais metalais), kurie sujungia kelis ryšius su skirtingų rūšių rišamosiomis sąveikomis, taip pat molekulės, sudarytos iš skirtingų tipų atomų (poliatominės)..

Savybės

„Sigma“ obligacijos pasižymi unikaliomis savybėmis, kurios aiškiai atskiria jas nuo kitų kovalentinių jungčių tipų (pi jungimas), tarp kurių yra tai, kad šis ryšys yra stipriausias tarp kovalentinės klasės cheminių jungčių..

Taip yra todėl, kad orbitų persidengimas vyksta tiesiogiai, koaksiškai (arba tiesiškai) ir priekyje; tai reiškia, kad gaunamas maksimalus orbitų sutapimas.

Be to, elektroninis paskirstymas šiose sąjungose ​​daugiausia sutelktas tarp jungtinių atomų rūšių branduolių.

Šis sigmos orbitų sutapimas vyksta trimis būdais: tarp grynų orbitų (-ų), tarp gryno orbitos ir hibridinio tipo (s-sp) arba tarp hibridinių orbitalių poros (sp3- sp3).

Hibridizacija vyksta dėl skirtingų klasių atominės kilmės orbitalių mišinio, todėl gaunamas hibridinis orbitumas priklauso nuo kiekvieno iš grynų pradinių orbitų tipų kiekio (pvz., Sp.3 = grynas orbitinis s + trys gryno p tipo orbitos).

Be to, sigmos ryšys gali egzistuoti savarankiškai, taip pat laisvai leisti rotacijos judėjimą tarp atomų poros.

Pavyzdžiai

Kadangi kovalentinė jungtis yra labiausiai paplitusi jungtis tarp atomų, sigmos ryšys randamas daugelyje cheminių rūšių, kaip matyti toliau.

Diatominėse dujų molekulėse, tokiose kaip vandenilis (H2), deguonis (O2) ir azoto (N2) - priklausomai nuo atomų hibridizacijos, gali būti pateikiami įvairūs obligacijų tipai.

Vandenilio atveju yra vienas sigmos ryšys, jungiantis abu atomus (H-H), nes kiekvienas atomas prisideda prie vienintelio elektrono.

Kita vertus, molekuliniame deguonyje abu atomai yra susieti dviguba jungtimi (O = O) - tai yra sigma jungtis ir pi, paliekant kiekvieną atomą su poromis likusių elektronų poromis..

Priešingai, kiekvienas azoto atomas turi penkis elektronus savo išoriniame energijos lygmenyje (valentinis korpusas), todėl jie yra sujungti trimis jungtimis (N≡N), o tai reiškia, kad yra sigma ir dvi pi jungtys ir elektronų poros, susietos su kiekvienu atomu.

Panašiai jis pasireiškia ciklinio tipo junginiuose su vienu ar keliais ryšiais ir visų tipų molekulėse, kurių struktūrą sudaro kovalentinės jungtys..

Nuorodos

  1. Vikipedija. (s.f.). „Sigma“ ryšys. Gauta iš en.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Chemija, devintas leidimas. Meksika: McGraw-Hill.
  3. ThoughtCo. (s.f.). „Sigma Bond“ chemijos apibrėžimas. Gauta iš thinkco.com
  4. Britannica, E. (s.f.). „Sigma“ ryšys. Gauta iš britannica.com
  5. „LibreTexts“. (s.f.). Sigma ir Pi obligacijos. Gauta iš chem.libretexts.org
  6. Srivastava, A. K. (2008). Organinė chemija pagaminta paprasta. Gauta iš books.google.co.ve