KJEMISK BINDING: EGENSKAPER, HVORDAN DE DANNES, TYPER - KJEMI - 2026

Den kjemiske bindingen er kraften som klarer å holde sammen atomene som utgjør saken. Hver type materie har en karakteristisk kjemisk binding, som består av deltakelse av en eller flere elektroner. Således er kreftene som binder atomer i gasser forskjellige, for eksempel fra metaller.

Alle elementene i det periodiske systemet (med unntak av helium og lette edelgasser) kan danne kjemiske bindinger med hverandre. Imidlertid blir arten av disse endret avhengig av hvilke elementer elektronene som danner dem kommer fra. En viktig parameter for å forklare typen bindinger er elektronegativitet.

Kilde: Av Ymwang42 (snakk) .Ymwang42 på en.wikipedia, fra Wikimedia Commons

Forskjellen i elektronegativitet (ΔE) mellom to atomer definerer ikke bare typen av kjemisk binding, men også de fysisk-kjemiske egenskapene til forbindelsen. Saltene er karakterisert ved å ha ioniske bindinger (høy ΔE), og mange av de organiske forbindelsene, for eksempel vitamin B ₁₂ (øvre bilde), har kovalente bindinger (lav ΔE).

I den høyere molekylstrukturen representerer hver av linjene en kovalent binding. Kilene indikerer at koblingen kommer ut fra flyet (mot leseren), og de understrekede bak flyet (borte fra leseren). Merk at det er dobbeltbindinger (=) og et koboltatom koordinert med fem nitrogenatomer og en R-sidekjede.

Men hvorfor dannes slike kjemiske bindinger? Svaret ligger i energistabiliteten til de deltagende atomer og elektroner. Denne stabiliteten må balansere de elektrostatiske frastøtningene som oppleves mellom elektronskyer og kjerner, og attraksjonen som en kjerne utøver på elektronene til nabomassen.

Definisjon av den kjemiske bindingen

Mange forfattere har gitt definisjoner av den kjemiske bindingen. Av alle av dem var den viktigste fysikalskjemikeren GN Lewis, som definerte den kjemiske bindingen som deltakelse av et par elektroner mellom to atomer. Hvis atomer A · og · B kan bidra med et enkelt elektron, vil enkeltbindingen A: B eller A - B dannes mellom dem.

Før bindingsdannelse skilles både A og B ut på ubestemt tid, men når de binder seg er det nå en kraft som holder dem sammen i den diatomiske forbindelsen AB og en bindingsavstand (eller lengde).

kjennetegn

Kilde: Gabriel Bolívar

Hva er egenskapene til denne kraften som holder atomene sammen? Disse avhenger mer av typen kobling mellom A og B enn av deres elektroniske strukturer. For eksempel er lenke A - B retningsbestemt. Hva betyr det? At kraften som utøves av sammenslåingen av elektronparet, kan representeres på en akse (som om det var en sylinder).

Også denne bindingen krever energi for å bryte. Denne energimengden kan uttrykkes i enhetene kJ / mol eller cal / mol. Når nok energi er blitt tilført til sammensatt AB (for eksempel av varme), vil det dissosiere til de originale A · og · B-atomer.

Jo mer stabil bindingen, jo mer energi tar det å skille de bundne atomene.

På den annen side, hvis bindingen i forbindelse AB var ionisk, A ⁺ B ^- , ville det være en ikke-retningsstyrke. Hvorfor? Fordi A ⁺ utøver en attraktiv kraft på B ^- (og omvendt) som avhenger mer av avstanden som skiller begge ionene i rommet enn av deres relative beliggenhet.

Dette tiltrekningsfeltet og frastøtet samler andre ioner for å danne det som er kjent som et krystallgitter (toppbilde: A ⁺ -kationen ligger omgitt av fire B ^- anioner , og disse er omgitt av fire A ⁺ -kationer, og så videre).

Hvordan dannes kjemiske bindinger?

AA homonukleære forbindelser

Kilde: Gabriel Bolívar

For at et par elektroner skal danne en binding er det mange ting som må vurderes først. Kjernene, sier de fra A, har protoner og er derfor positive. Når to A-atomer er veldig langt fra hverandre, det vil si i stor internukleær avstand (øvre bilde), opplever de ingen attraksjon.

Når de to A-atomene nærmer seg kjernene sine, tiltrekker de elektronskyen til nabotomet (den lilla sirkelen). Dette er tiltrekningskraften (A på den nærliggende lilla sirkelen). Imidlertid frastøter de to kjernene i A hverandre fordi de er positive, og denne kraften øker den potensielle energien til bindingen (vertikal akse).

Det er en internukleær avstand der den potensielle energien når et minimum; det vil si at både de attraktive og frastøtende kreftene (de to A-atomene i den nedre delen av bildet) er balanserte.

Hvis denne avstanden avtar etter dette punktet, vil bindingen føre til at de to kjernene frastøter hverandre veldig sterkt, destabiliserer AA-forbindelsen.

Så for at bindingen skal dannes, må det være en energisk tilstrekkelig internukleær avstand; og dessuten må atomomgangene overlappe riktig for at elektronene kan binde seg sammen.

Heteronuclear forbindelser AB

Hva om i stedet for to atomer av A, ble det ene av A og det andre av B samlet? I dette tilfellet vil den øvre grafen endres fordi ett av atomene ville ha flere protoner enn det andre, og elektronskyene ville ha forskjellige størrelser.

Ettersom A - B-bindingen dannes på passende internukleær avstand, vil elektronparet hovedsakelig bli funnet i nærheten av det mest elektronegative atom. Dette er tilfelle med alle heteronukleære kjemiske forbindelser, som utgjør det store flertallet av de som er kjent (og vil bli kjent).

Selv om det ikke er nevnt i dybden, er det mange variabler som direkte påvirker hvordan atomer nærmer seg og kjemiske bindinger dannes; noen er termodynamiske (er reaksjonen spontan?), elektronisk (hvor full eller tom er atomenes orbitaler) og andre kinetisk.

Typer kjemiske bindinger

Koblinger har en serie egenskaper som skiller dem fra hverandre. Flere av dem kan innrammes i tre hovedklassifiseringer: kovalente, ioniske eller metalliske.

Selv om det er forbindelser hvis bindinger tilhører en enkelt type, består mange faktisk av en blanding av karakterer av hver. Dette faktum skyldes forskjellen i elektronegativitet mellom atomene som danner bindingene. Noen forbindelser kan således være kovalente, men har en viss ionisk karakter i sine bindinger.

På samme måte er bindingen, strukturen og molekylmassen nøkkelfaktorer som definerer makroskopiske egenskaper (materiellets lysstyrke, hardhet, løselighet, smeltepunkt, etc.).

-Kovalent binding

Kovalente bindinger er de som er blitt forklart så langt. I dem må to orbitaler (ett elektron i hver) overlappe hverandre med kjernene atskilt med en passende internukleær avstand.

I henhold til molekylær orbital teori (TOM), hvis overlappingen av orbitalene er frontal, vil en sigma σ-binding dannes (som også kalles en enkel eller enkel binding). Mens orbitalene dannes av sideveis og vinkelrett overlapping med hensyn til den internukleære aksen, vil vi ha π-bindingene (dobbel og trippel):

Kilde: Gabriel Bolívar

Enkel lenke

Σ-bindingen, som kan sees på bildet, dannes langs den indre kjerneaksen. Selv om de ikke er vist, kan A og B ha andre bindinger, og derfor deres egne kjemiske miljøer (forskjellige deler av molekylstrukturen). Denne typen koblinger er preget av sin rotasjonskraft (grønn sylinder) og av å være den sterkeste av alle.

For eksempel kan enkeltbindingen i hydrogenmolekylet rotere rundt den indre kjerneaksen (H - H). Tilsvarende kan et hypotetisk CA - AB-molekyl.

Koblingene C - A, A - A og A - B roterer; men hvis C eller B er atomer eller en gruppe voluminøse atomer, hindres A-A-rotasjonen sterisk (fordi C og B ville kollidere).

Enkeltbindinger finnes i praktisk talt alle molekyler. Atomene kan ha en hvilken som helst kjemisk hybridisering så lenge overlappingen av deres orbitaler er frontal. Når vi går tilbake til strukturen til vitamin B ₁₂ , indikerer enhver enkelt linje (-) en enkeltbinding (for eksempel –CONH _2- bindingene ).

Dobbelt lenke

Dobbeltbinding krever atatomene blir (vanligvis) sp ² hybridisert . Den rene p-bindingen, vinkelrett på de tre sp ^2- hybridbunnene , danner dobbeltbindingen, som er vist som et gråaktig ark.

Legg merke til at både enkeltbindingen (grønn sylinder) og dobbeltbindingen (grått ark) eksisterer samtidig. I motsetning til enkeltbindinger har dobbeltbindinger imidlertid ikke den samme rotasjonsfriheten rundt den internukleære aksen. Dette er fordi, for å rotere, må lenken (eller folien) bryte; prosess som trenger energi.

Bindingen A = B er også mer reaktiv enn A - B. Lengden er kortere, og atomer A og B er på kortere internuklear avstand; derfor er det større frastøtning mellom begge kjerner. Å bryte både enkelt- og dobbeltbindingen krever mer energi enn det tar å skille atomene i A-B-molekylet.

I strukturen av vitamin B _{12 kan} flere dobbeltbindinger observeres: C = O, P = O, og innenfor de aromatiske ringene.

Trippelbånd

Trippelbindingen er enda kortere enn dobbeltbindingen, og rotasjonen hindres mer energisk. I den dannes to π-bindinger vinkelrett på hverandre (de gråaktige og lilla arkene), samt en enkeltbinding.

Vanligvis må den kjemiske hybridiseringen av atomene i A og B være sp: to sp orbitaler med 180 ° fra hverandre, og to rene p orbitaler vinkelrett på den første. Merk at en trippelbinding ser ut som en padle, men uten rotasjonskraft. Denne bindingen kan fremstilles ganske enkelt som A≡B (N≡N, nitrogenmolekyl N ₂ ).

Av alle de kovalente bindingene er dette den mest reaktive; men samtidig den som trenger mer energi for fullstendig separasjon av atomene (· A: +: B ·). Hvis vitamin B ₁₂ hadde en trippelbinding i molekylstrukturen, ville den farmakologiske effekten endret seg dramatisk.

Seks elektroner deltar i trippelbindinger; i dobler, fire elektroner; og på det enkle eller enkle, to.

Dannelsen av en eller flere av disse kovalente bindinger avhenger av atomenes elektroniske tilgjengelighet; det vil si hvor mange elektroner som deres orbitaler trenger for å skaffe seg en oktet av valens.

Ikke-polær binding

En kovalent binding består av en lik deling av et par elektroner mellom to atomer. Men dette er strengt tatt bare i tilfelle der begge atomene har like elektronegativiteter; det vil si den samme tendensen til å tiltrekke elektron tetthet fra omgivelsene inn i en forbindelse.

Ikke-polære bindinger er preget av en null elektronegativitetsforskjell (ΔE≈0). Dette skjer i to situasjoner: i en homonukleær forbindelse (A ₂ ), eller hvis de kjemiske omgivelser på begge sider av bindingen er tilsvarende (H ₃ C - CH ₃ , etan-molekyl).

Eksempler på ikke-polare bindinger sees i følgende forbindelser:

-Hydrogen (H - H)

-Oksygen (O = O)

-Nitrogen (N≡N)

-Fluor (F - F)

-Chloro (Cl - Cl)

-Acetylen (HC≡CH)

Polare bindinger

Når det er en markant forskjell i elektronegativitet ΔE mellom begge atomer, dannes et dipolmoment langs bindingsaksen: A ^{δ +} –B ^δ- . Når det gjelder den heteronukleære forbindelsen AB, er B det mest elektronegative atom, og derfor har det en høyere elektron-tetthet 5; mens A, det minste elektronegative, har δ + ladningsmangel.

For at polare bindinger skal oppstå, må to atomer med ulik elektronegativitet være sammen; og danner således heteronukleære forbindelser. A - B ligner en magnet: den har en positiv og negativ pol. Dette gjør at den kan samhandle med andre molekyler gjennom dipol-dipolkrefter, blant dem er hydrogenbindinger.

Vann har to polare kovalente bindinger, H - O - H, og dens molekylære geometri er kantete, noe som øker dipolmomentet. Hvis dens geometri var lineær, ville havene fordampe og vannet ville ha et lavere kokepunkt.

At en forbindelse har polare bindinger, innebærer ikke at den er polar . For eksempel, karbontetraklorid, CCl ₄ , har fire polare CCL bindinger, men på grunn av deres tetraedriske ordning, slutter dipolmomentet opp som vektorielt annullert.

Dative eller koordinasjonslenker

Når et atom gir opp et par elektroner for å danne en kovalent binding med et annet atom, så snakker vi om en dativ eller koordinasjonsbinding. For eksempel, med B: det tilgjengelige elektronparet, og A (eller A ⁺ ), en elektronisk ledig stilling, dannes B: A-bindingen.

I strukturen til vitamin B _{12 er} de fem nitrogenatomer knyttet til metallsenteret til Co gjennom denne typen kovalent binding. Disse nitrogenatene gir opp sitt par gratiselektroner til Co ³⁺ -kationen , metallet som koordinerer dem (Co ³⁺ : N–)

Et annet eksempel kan finnes i protonering av et ammoniakkmolekyl for å danne ammoniakk:

H ₃ N + H ⁺ => NH ₄ ⁺

Legg merke til at det i begge tilfeller er nitrogenatomet som bidrar med elektronene; derfor forekommer dativ eller koordinasjonskovalente binding når et atom alene bidrar med elektronparet.

På samme måte kan vannmolekylet protoneres for å bli hydronium (eller oksonium) kation:

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

I motsetning til ammonium-kation, har hydronium fortsatt et fritt elektronpar (H ₃ O: ⁺ ); Det er imidlertid svært vanskelig for den å ta imot en annen proton for å danne den ustabile hydronium dikation, H ₄ O ²⁺ .

-Jonisk bånd

Kilde: Pixabay

På bildet er en hvit salt salt. Saltene er preget av å ha krystallinske strukturer, det vil si symmetriske og ordnede; høye smelte- og kokepunkter, høye elektriske konduktiviteter ved smelting eller oppløsning, og dessuten er ionene derav sterkt bundet av elektrostatisk interaksjon.

Disse interaksjonene utgjør det som kalles den ioniske bindingen. I det andre bildet ble det vist en A ⁺ -kation omgitt av fire B ^- anioner , men dette er en 2D-representasjon. I tre dimensjoner skal A ⁺ ha andre B-anioner ^- foran og bak planet og danne forskjellige strukturer.

Dermed kan A ⁺ ha seks, åtte eller til og med tolv naboer. Antallet naboer som omgir et ion i en krystall er kjent som koordinasjonsnummer (NC). For hver NC er en type krystallinsk arrangement tilknyttet, som igjen utgjør en fast fase av saltet.

De symmetriske og fasetterte krystaller sett i saltene skyldes likevekten som er etablert av de elektrostatiske interaksjonene av tiltrekning (A ⁺ B ^- ) og frastøtning (A ⁺ A ⁺ , B ^- B ^- ).

Opplæring

Men hvorfor danner ikke A + og B ^- eller Na ⁺ og Cl ^- Na - Cl kovalente bindinger? Fordi kloratom er mye mer elektronegativt enn natriummetall, som også er preget av veldig lett å gi fra seg elektronene. Når disse elementene møtes, reagerer de eksotermisk for å produsere bordsalt:

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (s)

To natriumatomer gir opp sitt enkeltvalenselektron (Na ·) til det diatomiske molekylet i Cl ₂ , og danner dermed Cl ^- anioner .

Interaksjonene mellom natriumkationer og kloridanioner, selv om de representerer en svakere binding enn kovalente, er i stand til å holde dem sterkt forenet i det faste stoffet; og dette faktum gjenspeiles i saltets høye smeltepunkt (801 ºC).

Metallisk binding

Kilde: Pixnio

Den siste av typen kjemiske bindinger er metallisk. Dette kan finnes på alle metall- eller legeringsdeler. Den er preget av å være spesiell og forskjellig fra de andre, på grunn av det faktum at elektroner ikke går fra et atom til et annet, men heller reiser, som et hav, gjennom krystall av metaller.

Dermed blander metalliske atomer, for å si kobber, deres valens-orbitaler med hverandre for å danne ledningsbånd; som elektroner (e, p, dof) passerer rundt atomene og holder dem tett sammen.

Avhengig av antall elektroner som går gjennom metallkrystallen, orbitalene som er gitt for båndene, og pakningen av atomene, kan metallet være mykt (som alkalimetaller), hardt, skinnende eller en god leder av elektrisitet og varmt.

Kraften som samler atomer i metaller, for eksempel de som utgjør den lille mannen på bildet og den bærbare datamaskinen hans, er større enn for salter.

Dette kan verifiseres eksperimentelt fordi krystallene i saltene kan deles i flere halvdeler før en mekanisk kraft; mens et metallisk stykke (sammensatt av veldig små krystaller) deformeres.

Eksempler på lenker

Følgende fire forbindelser omfatter typer kjemiske bindinger som er forklart:

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

-Sodium, Na: metallisk.

-Fluor, F ₂ (F - F): ikke-polar kovalent, på grunn av det faktum at det er en null ΔE mellom begge atomer fordi de er identiske.

-Hydrogenfluorid, HF (H - F): polært kovalent, siden fluor i denne forbindelsen er mer elektronisk enn hydrogen.

Det er forbindelser, for eksempel vitamin B ₁₂ , som har både polære og ioniske kovalente bindinger (i negativ ladning av dens fosfatgruppe –PO ₄ ^- -). I noen komplekse strukturer, for eksempel metalliske klynger, kan alle disse typer koblinger til og med eksistere.

Matter tilbyr i alle sine manifestasjoner eksempler på kjemiske bindinger. Fra steinen i bunnen av et tjern og vannet som omgir det, til paddene som kroker i kantene.

Selv om bindingene kan være enkle, gjør antallet og den romlige anordningen av atomene i molekylstrukturen plass for et rikt mangfold av forbindelser.

Betydningen av den kjemiske bindingen

Hva er viktigheten av den kjemiske bindingen? Det uberegnelige antall konsekvenser som fraværet av den kjemiske bindingen vil slippe løs, understreker dens enorme betydning i naturen:

-Uten det ville farger ikke eksistert, siden elektronene ikke ville absorbere elektromagnetisk stråling. Støv- og ispartiklene som er tilstede i atmosfæren, ville forsvinne, og derfor ville den blå fargen på himmelen bli mørk.

-Karbon kunne ikke danne sine uendelige kjeder, som milliarder av organiske og biologiske forbindelser stammer fra.

- Proteiner kunne ikke engang defineres i de bestanddelige aminosyrene deres. Sukker og fett ville forsvinne, som alle karbonholdige forbindelser i levende organismer.

-Jorden ville ikke ha noen atmosfære, for i mangel av kjemiske bindinger i dens gasser, ville det ikke være noen kraft til å holde dem sammen. Det ville heller ikke være den minste intermolekylære interaksjonen mellom dem.

- Kilder kan forsvinne, fordi bergarter og mineraler, selv om de er tunge, ikke kunne inneholde atomene deres pakket inne i deres krystallinske eller amorfe strukturer.

- Verden vil bestå av ensomme atomer som ikke er i stand til å danne faste eller flytende stoffer. Dette vil også føre til at all transformasjon av materie forsvinner; det vil si at det ikke ville være noen kjemisk reaksjon. Bare flyktige gasser overalt.

referanser

1. Harry B. Gray. (1965). Elektroner og kjemisk liming. WA BENJAMIN, INC. S 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Learning, s 233, 251, 278, 279.
3. Nave R. (2016). Kjemisk liming. Gjenopprettet fra: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Kjemiske bindinger. (3. oktober 2006). Hentet fra: dwb4.unl.edu
5. Danning av kjemiske bindinger: Elektronenes rolle. . Gjenopprettet fra: cod.edu
6. Stiftelsen CK-12. (SF). Energi og kovalent obligasjonsdannelse. Gjenopprettet fra: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Koordinering eller dativ kovalent binding. Gjenopprettet fra: quimitube.com