CHEMINĖ JUNGTIS: CHARAKTERISTIKOS, KAIP JOS SUSIDARO, TIPAI - CHEMIJA - 2025

Cheminis ryšys yra, kad sugeba surengti kartu atomų, kurie sudaro materija jėga. Kiekviena materijos rūšis turi būdingą cheminį ryšį, kurį sudaro vieno ar kelių elektronų dalyvavimas. Taigi jėgos, surišančios atomus dujose, skiriasi, pavyzdžiui, nuo metalų.

Visi periodinės lentelės elementai (išskyrus helį ir lengvas kilmingas dujas) gali sudaryti cheminius ryšius. Tačiau jų pobūdis keičiamas priklausomai nuo to, iš kokių elementų juos formuojantys elektronai yra kilę. Svarbus parametras, paaiškinantis ryšių tipą, yra elektronegatyvumas.

Šaltinis: Autorius Ymwang42 (aptarimas) .Ymwang42 ne en.wikipedia, iš „Wikimedia Commons“

Dviejų atomų elektronegatyvumo (ΔE) skirtumas nusako ne tik cheminio ryšio tipą, bet ir junginio fizikines bei chemines savybes. Druskos pasižymi joninių ryšių (aukšto ΔE) kiekiu, o daugelis organinių junginių, tokių kaip vitaminas B ₁₂ (vaizdas iš viršaus), turi kovalentinius ryšius (žemą ΔE).

Aukštesnėje molekulinėje struktūroje kiekviena linija žymi kovalentinę jungtį. Pleištai rodo, kad saitas atsiranda iš plokštumos (skaitytojo link), o pabraukti - už plokštumos (toliau nuo skaitytuvo). Atkreipkite dėmesį, kad yra dvigubi ryšiai (=) ir kobalto atomas, suderintas su penkiais azoto atomais ir R šonine grandine.

Bet kodėl susidaro tokie cheminiai ryšiai? Atsakymas slypi dalyvaujančių atomų ir elektronų energetiniame stabilume. Šis stabilumas turi subalansuoti elektrostatines atstūmimus, patiriamus tarp elektronų debesų ir branduolių, ir branduolio pritraukimą prie kaimyninio atomo elektronų.

Cheminės jungties apibrėžimas

Daugelis autorių pateikė cheminės jungties apibrėžimus. Iš visų jų svarbiausias buvo fizikocheminis GN Lewisas, kuris cheminį ryšį apibrėžė kaip elektronų poros dalyvavimą tarp dviejų atomų. Jei A · ir · B atomai gali sudaryti vieną elektroną, tada tarp jų susiformuos vienguba jungtis A: B arba A – B.

Prieš jungties susidarymą, tiek A, tiek B yra atskirti neapibrėžtu atstumu, tačiau jungiantis dabar yra jėga, laikanti juos kartu diatominiame junginyje AB, ir jungties atstumas (arba ilgis).

charakteristikos

Šaltinis: Gabrielis Bolívaras

Kokios yra šios jėgos, laikančios atomus kartu, savybės? Jie labiau priklauso nuo ryšio tarp A ir B tipo, o ne nuo jų elektroninių struktūrų. Pavyzdžiui, nuoroda A - B yra kryptinė. Ką tai reiškia? Kad jėga, kurią veikia elektronų poros sąjunga, gali būti pavaizduota ašyje (tarsi tai būtų cilindras).

Taip pat šiam ryšiui reikalinga energija, kad nutrūktų. Šis energijos kiekis gali būti išreikštas kJ / mol arba cal / mol vienetais. Kai junginyje AB bus panaudota pakankamai energijos (pavyzdžiui, šiluma), jis išsiskirs į pradinius A · ir · B atomus.

Kuo ryškesnė jungtis, tuo daugiau energijos reikia atsiribojusiems atomams atskirti.

Kita vertus, jei junginys AB jungtis būtų joninė, A ⁺ B ^- , tai būtų ne kryptinė jėga. Kodėl? Kadangi A ⁺ daro patrauklią jėgą B ^- (ir atvirkščiai), kuri labiau priklauso nuo atstumo, kuris skiria abu jonus erdvėje, nei nuo jų santykinės vietos.

Šis traukos ir atstūmimo laukas sujungia kitus jonus ir taip suformuoja vadinamąją kristalinę gardelę (vaizdas viršuje: A ⁺ katijonas yra apsuptas keturių B ^- anijonų , o šie yra apsupti keturių A ⁺ katijonų ir pan.).

Kaip formuojasi cheminiai ryšiai?

AA homonukleariniai junginiai

Šaltinis: Gabrielis Bolívaras

Tam, kad elektronų pora sudarytų ryšį, yra daug dalykų, į kuriuos pirmiausia reikia atsižvelgti. Branduoliai, tarkim A, turi protonus, todėl yra teigiami. Kai du A atomai yra labai toli vienas nuo kito, tai yra, esant dideliam branduolio atstumui (viršutinis vaizdas), jie nepatiria jokio traukos.

Kai du A atomai artėja prie savo branduolių, jie pritraukia kaimyninio atomo elektroninį debesį (purpurinį apskritimą). Tai yra traukos jėga (A ant gretimo purpurinio apskritimo). Tačiau du A branduoliai atstumia vienas kitą, nes jie yra teigiami, ir ši jėga padidina jungties (vertikalios ašies) potencialią energiją.

Yra branduolinis atstumas, kuriame potenciali energija pasiekia minimalų; y., tiek patraukliosios, tiek atstumiančiosios jėgos (du A atomai apatinėje vaizdo dalyje) yra subalansuotos.

Jei šis atstumas po šio taško sumažės, jungtis paskatins abu branduolius labai stipriai atstumti vienas kitą, destabilizuodami AA junginį.

Taigi, kad jungtis susiformuotų, turi būti energetiškai tinkamas vidinis branduolio atstumas; ir, be to, atominiai orbitalės turi teisingai persidengti, kad elektronai galėtų jungtis.

Heteronukleariniai junginiai AB

Kas būtų, jei vietoj dviejų A atomų būtų sujungti vienas A ir kitas B? Tokiu atveju viršutinis grafikas pasikeistų, nes vienas iš atomų turėtų daugiau protonų nei kitas, o elektronų debesys būtų skirtingo dydžio.

Kadangi A-B jungtis yra suformuota atitinkamu vidiniu branduolio atstumu, elektronų pora bus daugiausia šalia labiausiai elektronegatyvaus atomo. Tai taikoma visiems heteronukleariniams cheminiams junginiams, kurie sudaro didžiąją dalį žinomų (ir bus žinomų) junginių.

Nors ir neminimi išsamiai, yra daugybė kintamųjų, kurie daro tiesioginę įtaką atomų artėjimui ir cheminių jungčių formavimuisi; kai kurie yra termodinaminiai (ar reakcija vyksta spontaniškai?), elektroniniai (kiek pilni ar tušti yra atomų orbitalės), kiti - kinetiniai.

Cheminių jungčių tipai

Nuorodos turi keletą savybių, kurios jas išskiria viena nuo kitos. Keletą iš jų galima suskirstyti į tris pagrindinius klasifikatorius: kovalentinį, joninį arba metalinį.

Nors yra junginių, kurių jungtys priklauso vienam tipui, daugelis jų susideda iš kiekvieno simbolio mišinio. Šis faktas yra susijęs su atomų, sudarančių ryšius, elektronegatyvumo skirtumu. Taigi, kai kurie junginiai gali būti kovalentiniai, tačiau jų jungtys turi tam tikrą joniškumą.

Taip pat jungties tipas, struktūra ir molekulinė masė yra pagrindiniai veiksniai, apibūdinantys makroskopines medžiagos savybes (ryškumas, kietumas, tirpumas, lydymosi temperatūra ir kt.).

-Kovalentinis ryšys

Kovalentiniai ryšiai yra tie, kurie buvo paaiškinti iki šiol. Juose du orbitaliai (po vieną elektroną kiekviename) turi sutapti su branduoliais, atskirtais atitinkamu vidiniu branduolio atstumu.

Pagal molekulinę orbitalės teoriją (TOM), jei orbitų sutapimas yra priekinis, susidarys sigma σ ryšys (kuris dar vadinamas paprastu ar paprastu ryšiu). Kadangi jei orbitalės bus suformuotos iš šoninių ir statmenų sutapimų vidinės branduolio ašies atžvilgiu, turėsime π jungtis (dvigubas ir trigubas):

Šaltinis: Gabrielis Bolívaras

Paprasta nuoroda

Σ jungtis, kaip matyti paveikslėlyje, susidaro išilgai vidinės branduolio ašies. Nors jie neparodyti, A ir B gali turėti kitų jungčių, todėl turi savo cheminę aplinką (skirtingas molekulinės struktūros dalis). Šio tipo jungčiai būdinga sukimosi galia (žalias cilindras) ir ji yra pati stipriausia iš visų.

Pvz., Vienguba jungtis vandenilio molekulėje gali suktis apie vidinę branduolio ašį (H - H). Panašiai gali hipotetinė CA-AB molekulė.

Ryšiai C - A, A - A ir A - B sukasi; bet jei C arba B yra atomai arba didelių gabaritų atomų grupė, A - A sukimasis yra steriliai kliudomas (nes C ir B susidurs).

Viengubai ryšiai yra praktiškai visose molekulėse. Jo atomai gali bet kokiu cheminiu būdu hibridizuotis, jei jų orbitų sutapimas yra priekinis. Grįžtant prie vitamino B ₁₂ struktūros , bet kuri linija (-) rodo vieną jungtį (pvz., –CONH ₂ jungtis ).

Dviguba nuoroda

Dvigubo klijavimui reikalauja atomų būti (paprastai) sp ² hibridizuoti . Gryna p jungtis, statmena trims sp ² hibridinėms orbitalėms , sudaro dvigubą jungtį, kuri parodyta kaip pilkšvas lapas.

Atminkite, kad tuo pačiu metu egzistuoja ir vienguba jungtis (žalias cilindras), ir dviguba jungtis (pilkas lapas). Tačiau skirtingai nei viengubos jungtys, dvigubosios jungtys neturi vienodos sukimosi laisvės aplink branduolio ašį. Taip yra todėl, kad norint pasukti, jungtis (arba folija) turi nutrūkti; procesas, kuriam reikalinga energija.

Taip pat jungtis A = B yra reaktyvesnė nei A - B. Jos ilgis yra trumpesnis, o A ir B atomai yra mažesniu atstumu tarp branduolių; todėl yra didesnis atstūmimas tarp abiejų branduolių. Abiejų ir dvigubųjų ryšių nutraukimas reikalauja daugiau energijos, nei reikia A-B molekulės atomų atskyrimui.

Vitamino B ₁₂ struktūroje galima pastebėti keletą dvigubų jungčių: C = O, P = O ir aromatinių žiedų viduje.

Trigubas ryšys

Trigubas ryšys yra dar trumpesnis už dvigubąjį ryšį ir jo sukimasis yra energingesnis. Jame statmenos viena kitai (pilkšvos ir purpurinės spalvos lakštai) yra suformuotos dvi π jungtys, taip pat viena jungtis.

Paprastai cheminė A ir B atomų hibridizacija turi būti sp: du sp-orbitalės, esančios 180º atstumu viena nuo kitos, ir dvi grynos p-orbitalės, statmenos pirmajai. Atminkite, kad triguba jungtis atrodo kaip irklas, bet be sukimosi galios. Ši jungtis gali būti vaizduojama tiesiog kaip A≡B (N≡N, azoto molekulė N ₂ ).

Iš visų kovalentinių jungčių tai yra labiausiai reaktyvus; bet tuo pačiu metu tam, kuriam reikia daugiau energijos visiškai atskirti savo atomus (· A: +: B ·). Jei vitamino B ₁₂ molekulinė struktūra turėtų trigubą ryšį, jo farmakologinis poveikis smarkiai pasikeistų.

Šeši elektronai dalyvauja trigubose jungtyse; dvigubai - keturi elektronai; ir paprastas ar paprastas, du.

Vieno ar daugiau šių kovalentinių ryšių susidarymas priklauso nuo atomų elektroninio prieinamumo; tai yra, kiek elektronų reikia jų orbitalėms, kad būtų galima įgyti vieną valentės oktetą.

Nepoliarinė jungtis

Kovalentinis ryšys susideda iš vienodo elektronų poros pasidalijimo tarp dviejų atomų. Bet tai griežtai pasakytina tik tuo atveju, kai abu atomai turi vienodą elektronegatyvumą; y., ta pati tendencija pritraukti elektronų tankį iš jo aplinkos į junginį.

Neapolio ryšiams būdingas nulinis elektronegatyvumo skirtumas (ΔE≈0). Tai įvyksta per dvi situacijas: į homonuclear junginio (A ₂ ), arba, jei cheminės aplinkas abiejų pusių jungtimi yra ekvivalentas (H ₃ C - CH ₃ , etano molekulė).

Nepolinių ryšių pavyzdžiai yra šie junginiai:

-Vandenilis (H - H)

-Deguonis (O = O)

- Azotas (N≡N)

-Fluoras (F - F)

-Chloro (Cl - Cl)

-Acetilenas (HC≡CH)

Polinės obligacijos

Kai tarp abiejų atomų pastebimas ryškus elektronegatyvumo ΔE skirtumas, jungties ašyje susidaro dipolio momentas: A ^{δ +} –B ^δ- . Heteronuklearinio junginio AB atveju B yra labiausiai elektroneigiamas atomas, todėl jis turi didesnį elektronų tankį δ; tuo tarpu A, mažiausiai elektroneigiamas, turi δ + krūvio trūkumą.

Kad įvyktų poliniai ryšiai, turi susijungti du atomai, turintys skirtingą elektronegatyvumą; ir tokiu būdu sudaro heteronuklearinius junginius. A - B primena magnetą: jis turi teigiamą ir neigiamą polius. Tai leidžia jai 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, todėl padidėja jo dipolio momentas. Jei jo geometrija būtų tiesinė, vandenynai išgaruotų, o vandens virimo temperatūra būtų žemesnė.

Tai, kad junginys turi polinius ryšius , dar nereiškia, kad jis yra poliarinis . Pavyzdžiui, anglies tetrachlorido, CCl ₄ , turi keturis polinių CCL obligacijas, tačiau dėl jų tetraedrinę susitarimą, dipolis momentas baigiasi yra geometrinis panaikintas.

Datiniai arba koordinavimo ryšiai

Kai atomas atsisako elektronų poros, kad sudarytų kovalentinę jungtį su kitu atomu, tada mes kalbame apie dieninį arba koordinacinį ryšį. Pavyzdžiui, turint B: turimą elektronų porą, ir A (arba A ⁺ ), elektroninę laisvą vietą, susidaro B: A jungtis.

Vitamino B ₁₂ struktūroje penki azoto atomai yra sujungti su metalo Co centru per šio tipo kovalentinį ryšį. Šie azotai atiduoda savo laisvųjų elektronų porą į Co ³⁺ katijoną , kai metalas koordinuoja su jais (Co ³⁺ : N–)

Kitas pavyzdys gali būti amoniako molekulės protonavimas, kad susidarytų amoniakas:

H ₃ N: + H ⁺ => NH ₄ ⁺

Atminkite, kad abiem atvejais azoto atomas yra tas, kuris prisideda prie elektronų; todėl davatinis arba koordinacinis kovalentinis ryšys atsiranda tada, kai vienas atomas sudaro elektronų porą.

Tokiu pat būdu vandens molekulė gali būti protonuota ir virsta hidronio (arba oksono) katijonu:

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

Skirtingai nuo amonio katijono, hidronis vis dar turi laisvą elektronų porą (H ₃ O: ⁺ ); tačiau jai labai sunku priimti kitą protoną, kad susidarytų nestabilus hidrono dikcija - H ₄ O ²⁺ .

-Joninis ryšys

Šaltinis: „Pixabay“

Nuotraukoje yra balta druskos kalva. Druskos pasižymi kristalinėmis struktūromis, tai yra, simetriškomis ir išdėstytomis; aukštas lydymosi ir virimo taškas, didelis elektrinis laidumas lydant ar tirpstant, taip pat jo jonai yra stipriai surišti elektrostatinės sąveikos.

Šios sąveikos sudaro vadinamąją joninę jungtį. Antrame paveikslėlyje buvo parodytas A ⁺ katijonas, apsuptas keturių B ^- anijonų , tačiau tai yra 2D vaizdas. Trijose dimensijose A ⁺ turėtų būti kiti B anijonai ^- priešais plokštumą ir už jos, formuojantys įvairias struktūras.

Taigi A ⁺ gali turėti šešis, aštuonis ar net dvylika kaimynų. Kaimynų, supančių joną kristaluose, skaičius yra žinomas kaip koordinavimo skaičius (NC). Su kiekvienu NC yra susijęs kristalinio išdėstymo tipas, kuris savo ruožtu sudaro kietąją druskos fazę.

Druskos simetriškus ir briaunotus kristalus lemia pusiausvyra, kurią sukuria elektrostatinės traukos (A ⁺ B ^- ) ir atstūmimo (A ⁺ A ⁺ , B ^- B ^- ) sąveikos .

Mokymai

Bet kodėl ne A + ir B ^- , arba Na ⁺ ir Cl ^- , sudaro Na - Cl kovalentinių jungčių? Kadangi chloro atomas yra daug labiau elektronegatyvus nei natrio metalas, kuriam taip pat būdinga tai, kad labai lengvai atsisako savo elektronų. Kai šie elementai susitinka, jie reaguoja egzotermiškai ir gamina stalo druską:

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (s)

Du natrio atomai atiduoda savo vienintelį valentinį elektroną (Na ·) į diatominę Cl ₂ molekulę , sudarydami Cl ^- anijonus .

Natrio katijonų ir chlorido anijonų sąveika, nors jie ir reiškia silpnesnį ryšį nei kovalentiniai, gali išlaikyti juos stipriai vieningus kietoje medžiagoje; ir šis faktas atsispindi aukštoje druskos lydymosi temperatūroje (801ºC).

Metalinis ryšys

Šaltinis: „Pixnio“

Paskutinis iš cheminių jungčių rūšių yra metalinis. Tai galima rasti bet kurioje metalo ar lydinio dalyje. Jis apibūdinamas tuo, kad yra ypatingas ir skiriasi nuo kitų dėl to, kad elektronai nepereina iš vieno atomo į kitą, o greičiau keliauja kaip jūra per metalų kristalus.

Taigi metalo atomai, tarkime varis, susilieja su savo valentinėmis orbitomis, kad sudarytų laidumo juostas; per kuriuos elektronai (s, p, dof) praeina aplink atomus ir juos sandariai laiko.

Priklausomai nuo elektronų, praeinančių per metalo kristalą, juostų orbitų ir jo atomų pakavimo, metalas gali būti minkštas (kaip šarminiai metalai), kietas, blizgus ar geras elektros laidininkas karšta.

Jėga, laikanti kartu metalų atomus, tokius kaip tie, kurie sudaro mažą žmogų atvaizde ir jo nešiojamąjį kompiuterį, yra didesnė nei druskų.

Tai galima patikrinti eksperimentiškai, nes druskų kristalus prieš mechaninę jėgą galima padalyti į dvi dalis; kadangi metalinis gabalas (sudarytas iš labai mažų kristalų) deformuojasi.

Nuorodų pavyzdžiai

Šie keturi junginiai apima paaiškintų cheminių jungčių rūšis:

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

-Natris, Na: metalinis.

-Fluoras, F ₂ (F - F): nepolinis kovalentas dėl to, kad tarp abiejų atomų yra nulinis ΔE, nes jie yra identiški.

-Fluoro vandenilis, HF (H - F): poliarinis kovalentas, nes šiame junginyje fluoras yra labiau elektronegatyvus nei vandenilis.

Yra junginių, tokių kaip vitaminas B ₁₂ , kurie turi ir polinius, ir joninius kovalentinius ryšius (esant neigiamam jo fosfatų grupės –PO _4– ^- krūviui ). Kai kuriose sudėtingose ​​struktūrose, tokiose kaip metalinės sankaupos, visi šie ryšiai gali netgi egzistuoti.

Visose savo apraiškose „Matter“ siūlo cheminių jungčių pavyzdžių. Nuo tvenkinio gale esančio akmens ir jį supančio vandens iki rupūžių, kreivų jo kraštuose.

Nors jungtys gali būti paprastos, atomų skaičius ir erdvinis išdėstymas molekulinėje struktūroje sudaro kelią gausiai junginių įvairovei.

Cheminės jungties svarba

Kuo svarbi cheminė jungtis? Neišmatuojamas pasekmių, kurias išlaisvins cheminės jungties nebuvimas, skaičius pabrėžia jo didžiulę reikšmę gamtoje:

- Be to, spalvų nebūtų, nes jos elektronai nesugeria elektromagnetinės spinduliuotės. Dulkės ir ledo dalelės atmosferoje išnyktų, todėl mėlyna dangaus spalva tamsėtų.

-Anglis negalėjo sudaryti savo begalinių grandinių, iš kurių gaunama milijardai organinių ir biologinių junginių.

- Baltymų net negalėjo būti apibrėžta jų sudedamosiose aminorūgštyse. Cukrus ir riebalai išnyks, kaip ir bet kokie angliavandenių junginiai gyvuose organizmuose.

-Žemėje nebūtų atmosferos, nes jei dujose nebūtų cheminių jungčių, nebūtų jėgos juos laikyti kartu. Taip pat tarp jų nebus nė menkiausios tarpmolekulinės sąveikos.

- Žemės rutuliai gali išnykti, nes jų uolienos ir mineralai, nors ir sunkūs, negalėjo turėti savo atomų, supakuotų į jų kristalines ar amorfines struktūras.

- Pasaulis būtų sudarytas iš vienatūrių atomų, nesugebančių sudaryti kietų ar skystų medžiagų. Tai taip pat lemtų bet kokio materijos virsmo išnykimą; tai yra, nebus jokios cheminės reakcijos. Tiesiog visur sklando dujos.

Nuorodos

1. Haris B. Grėjus. (1965). Elektronai ir cheminis sujungimas. WA BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whittenas, Davisas, Peckas ir Stanley. Chemija. (8-asis leidimas). CENGAGE mokymasis, p. 233, 251, 278, 279.
3. „Nave R.“ (2016). Cheminis klijavimas. Atkurta iš: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Cheminių obligacijų tipai. (2006 m. Spalio 3 d.). Paimta iš: dwb4.unl.edu
5. Cheminių jungčių formavimasis: elektronų vaidmuo. . Atgauta iš: cod.edu
6. CK-12 fondas. (sf). Energijos ir kovalentinių obligacijų formavimas. Atkurta iš: chem.libretexts.org
7. „Quimitube“. (2012). Koordinuotas arba datyvus kovalentinis ryšys. Atkurta iš: quimitube.com