KEMISK BINDNING: EGENSKAPER, HUR DE BILDAS, TYPER - KEMI - 2025

Den kemiska bindningen är den kraft som lyckas hålla samman de atomer som utgör materien. Varje typ av materia har en karakteristisk kemisk bindning, som består av deltagande av en eller flera elektroner. Således skiljer de krafter som binder atomer i gaser till exempel från metaller.

Alla element i den periodiska tabellen (med undantag av helium och de lätta ädla gaserna) kan bilda kemiska bindningar med varandra. Emellertid ändras arten av dessa beroende på vilka element elektronerna som bildar dem kommer från. En viktig parameter för att förklara typen av bindningar är elektronegativitet.

Källa: Av Ymwang42 (diskussion). Ymwang42 på en.wikipedia, från Wikimedia Commons

Skillnaden i elektronegativitet (ΔE) mellan två atomer definierar inte bara typen av kemisk bindning, utan också de fysikalisk-kemiska egenskaperna hos föreningen. Salterna kännetecknas av att de har joniska bindningar (hög ΔE), och många av de organiska föreningarna, såsom vitamin B ₁₂ (övre bild), har kovalenta bindningar (låg ΔE).

I den högre molekylstrukturen representerar var och en av linjerna en kovalent bindning. Kilarna indikerar att länken kommer ut från planet (mot läsaren) och de understrukna bakom planet (bort från läsaren). Observera att det finns dubbelbindningar (=) och en koboltatom koordinerad med fem kväveatomer och en R-sidokedja.

Men varför bildas sådana kemiska bindningar? Svaret ligger i de deltagande atomerna och elektronernas energistabilitet. Denna stabilitet måste balansera de elektrostatiska avstötningar som upplevs mellan elektronmoln och kärnor, och attraktionen som en kärna utövar på elektronerna i den angränsande atomen.

Definition av den kemiska bindningen

Många författare har gett definitioner av den kemiska bindningen. Av dem alla var det viktigaste fysikkemisten GN Lewis, som definierade den kemiska bindningen som deltagande av ett par elektroner mellan två atomer. Om atomerna A · och · B kan bidra med en enda elektron, kommer enkelbindningen A: B eller A - B att bildas mellan dem.

Innan bindning bildas, separeras både A och B med ett obestämd avstånd, men när de binds finns det nu en kraft som håller dem samman i den diatomiska föreningen AB och ett bindningsavstånd (eller längd).

egenskaper

Källa: Gabriel Bolívar

Vilka är egenskaperna hos denna kraft som håller atomerna samman? Dessa beror mer på typen av länk mellan A och B än av deras elektroniska strukturer. Till exempel är länk A - B riktad. Vad betyder det? Att den kraft som utövas av kopplingen av elektronsparet kan representeras på en axel (som om det var en cylinder).

Dessutom kräver denna bindning energi för att bryta. Denna energimängd kan uttryckas i enheterna kJ / mol eller kal / mol. När tillräckligt med energi har applicerats på förening AB (till exempel genom värme), kommer den att dissocieras till de ursprungliga A · och · B-atomerna.

Ju stabilare bindningen, desto mer energi tar det att separera de bundna atomerna.

Å andra sidan, om bindningen i förening AB var jonisk, A ⁺ B ^- , 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 deras relativa placering.

Detta område av attraktion och repulsion sammanför andra joner för att bilda vad som är känt som ett kristallgitter (övre bild: de A ⁺ katjon ligger omgivna av fyra B ^- anjoner , och dessa är omgiven av fyra A ⁺ katjoner, och så vidare).

Hur bildas kemiska bindningar?

AA homonukleära föreningar

Källa: Gabriel Bolívar

För att ett par elektroner ska bilda en bindning finns det många saker som måste övervägas först. Kärnorna, säger A, har protoner och är därför positiva. När två A-atomer är mycket långt ifrån varandra, det vill säga på ett stort internt avstånd (övre bild), upplever de inte någon attraktion.

När de två A-atomerna närmar sig deras kärnor, lockar de elektronmolnet i den angränsande atomen (den lila cirkeln). Detta är attraktionskraften (A på den angränsande lila cirkeln). De två kärnorna i A stöter emellertid varandra eftersom de är positiva, och denna kraft ökar bindningens potentiella energi (vertikal axel).

Det finns ett internukleärt avstånd där den potentiella energin når ett minimum; det vill säga både attraktiva och avvisande krafter (de två A-atomerna i bildens nedre del) är balanserade.

Om detta avstånd minskar efter denna punkt, kommer bindningen att göra att de två kärnorna stöter varandra mycket kraftigt, destabiliserar AA-föreningen.

Så för att bindningen ska bildas måste det finnas ett energiskt adekvat internukleärt avstånd; och dessutom måste de atomära orbitalerna överlappa korrekt för att elektronerna binds.

Heteronukleära föreningar AB

Tänk om istället för två atomer av A, en av A och den andra av B förenades? I det här fallet skulle den övre grafen ändras eftersom en av atomerna skulle ha fler protoner än den andra, och elektronmolnen skulle ha olika storlekar.

Eftersom A-B-bindningen bildas på lämpligt internukleärt avstånd kommer elektronparet att hittas huvudsakligen i närheten av den mest elektronegativa atomen. Detta är fallet med alla heteronukleära kemiska föreningar, som utgör den stora majoriteten av de som är kända (och kommer att bli kända).

Även om det inte nämns ingående, finns det många variabler som direkt påverkar hur atomer närmar sig och kemiska bindningar bildas; vissa är termodynamiska (är reaktionen spontan?), elektronisk (hur full eller tom är atomernas orbitaler) och andra kinetiska.

Typer av kemiska bindningar

Länkar har en serie egenskaper som skiljer dem från varandra. Flera av dem kan inramas i tre huvudklassificeringar: kovalenta, joniska eller metalliska.

Även om det finns föreningar vars bindningar tillhör en enda typ består många faktiskt av en blandning av tecken av var och en. Detta faktum beror på skillnaden i elektronegativitet mellan atomerna som bildar bindningarna. Således kan vissa föreningar vara kovalenta, men har viss jonisk karaktär i sina bindningar.

På samma sätt är typen av bindning, strukturen och molekylmassan nyckelfaktorer som definierar de makroskopiska egenskaperna hos materialet (ljusstyrka, hårdhet, löslighet, smältpunkt etc.).

-Kovalent bindning

Kovalenta bindningar är de som har förklarats hittills. I dem måste två orbitaler (en elektron i vardera) överlappa varandra med kärnorna separerade med ett lämpligt internukleärt avstånd.

Enligt molekylära orbitalteorin (TOM), om överlappningen av orbitalerna är frontal, kommer en sigma σ-bindning att bildas (som också kallas en enkel eller enkel bindning). Medan orbitalerna bildas av laterala och vinkelräta överlappningar med avseende på den internukleära axeln, kommer vi att ha π-bindningarna (dubbel och trippel):

Källa: Gabriel Bolívar

Enkel länk

Σ-bindningen, som kan ses i bilden, bildas längs den internukleära axeln. Även om de inte visas kan A och B ha andra bindningar, och därför deras egna kemiska miljöer (olika delar av molekylstrukturen). Denna typ av länk kännetecknas av dess rotationskraft (grön cylinder) och av att vara den starkaste av alla.

Till exempel kan enkelbindningen i vätemolekylen rotera kring den internukleära axeln (H - H). På liknande sätt kan en hypotetisk CA-AB-molekyl.

Länkar C - A, A - A och A - B roterar; men om C eller B är atomer eller en grupp skrymmande atomer, hindras A-A-rotationen steriskt (eftersom C och B skulle kollidera).

Enstaka bindningar finns i praktiskt taget alla molekyler. Dess atomer kan ha någon kemisk hybridisering så länge överlappningen av deras orbital är frontal. När vi går tillbaka till strukturen för vitamin B ₁₂ indikerar varje enskild linje (-) en enkelbindning (till exempel –CONH _2- bindningarna )

Dubbel länk

Dubbelbindning kräver att atomerna är (vanligtvis) sp ² hybridiserade . Den rena p-bindning, som är vinkelrät mot de tre sp ² hybrid orbitaler , bildar dubbelbindningen, vilket visas som ett gråaktigt ark.

Observera att både enkelbindningen (grön cylinder) och dubbelbindningen (grått ark) existerar samtidigt. Till skillnad från enkelbindningar har dubbelbindningar emellertid inte samma rotationsfrihet runt den internukleära axeln. Detta beror på att, för att rotera, måste länken (eller folien) bryta; process som behöver energi.

Bindningen A = B är också mer reaktiv än A - B. Dess längd är kortare och atomerna A och B har ett kortare internukleärt avstånd; därför finns det större avstötning mellan båda kärnorna. Att bryta både enkel- och dubbelbindningarna kräver mer energi än det krävs för att separera atomerna i A-B-molekylen.

I strukturen för vitamin B _{12 kan} flera dubbelbindningar observeras: C = O, P = O, och inom de aromatiska ringarna.

Trippelbindning

Trippelbindningen är ännu kortare än dubbelbindningen och dess rotation hindras mer energiskt. I den bildas två π-bindningar vinkelräta mot varandra (de gråaktiga och lila ark), liksom en enda bindning.

Vanligtvis måste den kemiska hybridiseringen av atomerna i A och B vara sp: två sp orbitaler som är 180 ° från varandra och två rena p orbitaler vinkelräta mot den första. Observera att en trippelbindning ser ut som en paddel, men utan rotationskraft. Denna bindning kan representeras helt enkelt som A≡B (N≡N, kväve molekyl N ₂ ).

Av alla de kovalenta bindningarna är detta den mest reaktiva; men samtidigt den som behöver mer energi för fullständig separering av dess atomer (· A: +: B ·). Om vitamin B ₁₂ hade en trippelbindning inom sin molekylstruktur, skulle dess farmakologiska effekt förändras dramatiskt.

Sex elektroner deltar i trippelbindningar; i dubbel, fyra elektroner; och i det enkla eller enkla, två.

Bildandet av en eller flera av dessa kovalenta bindningar beror på atomernas elektroniska tillgänglighet; det vill säga hur många elektroner som deras orbitaler behöver för att få en valet oktett.

Icke-polär bindning

En kovalent bindning består av en lika delning av ett par elektroner mellan två atomer. Men detta är strikt sant endast i de fall då båda atomerna har lika elektroniska egenskaper; det vill säga samma tendens att locka elektrondensitet från omgivningen till en förening.

Icke-polära bindningar kännetecknas av en noll elektronegativitetsskillnad (ΔE≈0). Detta sker i två situationer: i en homonuclear förening (A ₂ ), eller om de kemiska miljöer på båda sidor om bindningen är ekvivalenta (H ₃ C - CH ₃ , etan molekyl).

Exempel på icke-polära bindningar ses i följande föreningar:

-Väte (H - H)

-Oxygen (O = O)

-Nitrogen (N≡N)

-Fluor (F - F)

-Klor (Cl - Cl)

-Acetylen (HC≡CH)

Polära obligationer

När det finns en markant skillnad i elektronegativitet ΔE mellan båda atomerna, bildas ett dipolmoment längs bindningsaxeln: A ^{δ +} –B ^δ- . I fallet med den heteronukleära föreningen AB är B den mest elektronegativa atomen, och därför har den en högre elektrondensitet 5; medan A, det minst elektronegativa, har en 6 + laddningsbrist.

För att polära bindningar ska inträffa måste två atomer med olika elektronegativiteter ansluta sig; och bildar således heteronukleära föreningar. A - B liknar en magnet: den har en positiv och en negativ pol. Detta tillåter den att interagera med andra molekyler genom dipol-dipolkrafter, bland vilka är vätebindningar.

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

Det faktum att en förening har polära bindningar innebär inte att den är polär . Exempelvis koltetraklorid, CCl ₄ , har fyra polära ccl bindningar, men på grund av deras tetraedrisk arrangemang, slutar dipolmomentet upp att vektoriellt ogiltigförklaras.

Dative eller koordinationslänkar

När en atom ger upp ett par elektroner för att bilda en kovalent bindning med en annan atom, talar vi om en dativ- eller koordinationsbindning. Till exempel, med B: det tillgängliga elektronparet, och A (eller A ⁺ ), en elektronisk vakans, bildas B: A-bindningen.

I strukturen för vitamin B _{12 är} de fem kväveatomerna kopplade till metallcentret i Co genom denna typ av kovalent bindning. Dessa kväve överger sina par fria elektroner till Co 3 ⁺ -katjonen , metallen koordinerar med dem (Co ³⁺ : N–)

Ett annat exempel kan hittas i protonering av en ammoniakmolekyl för att bilda ammoniak:

H ₃ N: + H ⁺ => NH ₄ ⁺

Observera att det i båda fallen är kväveatomen som bidrar med elektronerna; därför uppträder dativ eller koordinationskovalent bindning när en atom enbart bidrar med elektronerna.

På samma sätt kan vattenmolekylen protoneras för att bli hydronium (eller oxonium) katjon:

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

Skillnad ammoniumkatjonen har hydronium fortfarande en fri elektronpar (H ₃ O: ^{^} ); emellertid, är det mycket svårt för den att acceptera en annan proton för att bilda den instabila hydronium dikatjon, H ₄ O ²⁺ .

-Jonisk bindning

Källa: Pixabay

På bilden är en vit kulle med salt. Salterna kännetecknas av att de har kristallina strukturer, det vill säga symmetriska och ordnade; höga smält- och kokpunkter, hög elektrisk ledningsförmåga vid smältning eller upplösning, och dess joner är starkt bundna av elektrostatiska interaktioner.

Dessa interaktioner utgör den så kallade joniska bindningen. I den andra bilden en A ⁺ katjon som omges av fyra B ^- anjoner visades , men detta är en 2D-representation. I tre dimensioner bör A ⁺ ha andra B-anjoner ^- framför och bakom planet och bilda olika strukturer.

Således kan A ⁺ ha sex, åtta eller till och med tolv grannar. Antalet grannar som omger en jon i en kristall kallas koordinationsnumret (NC). För varje NC är en typ av kristallin arrangemang associerad, vilken i sin tur utgör en fast fas av saltet.

De symmetriska och fasetterade kristallerna som ses i salterna beror på jämvikten som fastställts av de elektrostatiska växelverkningarna av attraktion (A ⁺ B ^- ) och avvisande (A ⁺ A ⁺ , B ^- B ^- ).

Träning

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

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (s)

Två natriumatomer ge upp sin enda valenselektron (Na ·) till tvåatomigt molekylen av Cl ₂ , och bildar sålunda Cl ^- anjoner .

Interaktioner mellan natriumkationer och kloridanjoner, även om de representerar en svagare bindning än kovalenta, kan hålla dem starkt förenade i det fasta ämnet; och detta faktum återspeglas i saltets höga smältpunkt (801 ° C).

Metallisk bindning

Källa: Pixnio

Den sista av de typer av kemiska bindningar är metallisk. Detta finns på alla metall- eller legeringsdelar. Det kännetecknas av att det är speciellt och skiljer sig från de andra, på grund av att elektroner inte passerar från en atom till en annan, utan snarare reser, som ett hav, genom metallkristallen.

Således blandar metallatomer, säger koppar, deras valensbana med varandra för att bilda ledningsband; genom vilka elektroner (s, p, dof) passerar runt atomerna och håller dem tätt ihop.

Beroende på antalet elektroner som passerar genom den metalliska kristallen, orbitalerna som tillhandahålls för banden, och packningen av dess atomer, kan metallen vara mjuk (som alkalimetaller), hård, glansig eller en god elektrisk ledare och varm.

Kraften som håller samman atomerna i metaller, såsom de som utgör den lilla mannen i bilden och hans bärbara dator, är större än den för salter.

Detta kan verifieras experimentellt eftersom saltens kristaller kan delas upp i flera halvor före en mekanisk kraft; medan ett metalliskt stycke (sammansatt av mycket små kristaller) deformeras.

Exempel på länkar

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

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

-Sodium, Na: metalliskt.

-Fluor, F ₂ (F - F): icke-polär kovalent, på grund av det faktum att det finns en noll ΔE mellan båda atomerna eftersom de är identiska.

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

Det finns föreningar, såsom vitamin B ₁₂ , som har både polära och joniska kovalenta bindningar (i den negativa laddningen av dess fosfatgrupp -PO ₄ ^- -). I vissa komplexa strukturer, såsom metallkluster, kan alla dessa typer av länkar till och med samexistera.

Matter erbjuder i alla dess manifestationer exempel på kemiska bindningar. Från stenen i botten av ett damm och vattnet som omger det, till paddorna som skakar i dess kanter.

Även om bindningarna kan vara enkla, ger antalet och rumsliga arrangemanget av atomerna i molekylstrukturen plats för en rik mångfald av föreningar.

Betydelsen av den kemiska bindningen

Vilken är vikten av den kemiska bindningen? Det oberäknbara antalet konsekvenser som frånvaron av den kemiska bindningen skulle släppa fram belyser dess enorma betydelse i naturen:

- Utan det skulle färger inte existera eftersom dess elektroner inte skulle absorbera elektromagnetisk strålning. Damm- och ispartiklarna i atmosfären skulle försvinna, och därför skulle den blåa färgen på himlen bli mörk.

-Kolhydrat kunde inte bilda sina ändlösa kedjor, från vilka miljarder organiska och biologiska föreningar härrör.

- Proteiner kunde inte ens definieras i deras bestående aminosyror. Sockerarter och fetter skulle försvinna, liksom alla kolhaltiga föreningar i levande organismer.

-Jorden skulle inte ha någon atmosfär, för i frånvaro av kemiska bindningar i dess gaser skulle det inte finnas någon kraft att hålla dem samman. Det skulle inte heller finnas den minsta intermolekylära interaktionen mellan dem.

-Källa kan försvinna eftersom deras stenar och mineraler, även om de är tunga, inte kunde innehålla sina atomer packade inuti deras kristallina eller amorfa strukturer.

-Världen skulle bestå av ensamma atomer som inte kan bilda fasta eller flytande ämnen. Detta skulle också leda till att all omvandling av materien försvinner. det vill säga att det inte skulle finnas någon kemisk reaktion. Bara flyktiga gaser överallt.

referenser

1. Harry B. Gray. (1965). Elektroner och kemisk limning. WA BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning, s 233, 251, 278, 279.
3. Nave R. (2016). Kemisk bindning. Återställdes från: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Kemiska bindningstyper. (3 oktober 2006). Hämtad från: dwb4.unl.edu
5. Bildande av kemiska bindningar: Elektronernas roll. . Återställs från: cod.edu
6. CK-12 Foundation. (Sf). Energi och kovalent bindning. Återställd från: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Koordinat eller dativ kovalent bindning. Återställd från: quimitube.com