Ķīmiskās saites definīcija, īpašības, to veidošanās, veidi

The ķīmiskā saite tas ir spēks, kas spēj saglabāt atomus, kas veido jautājumu kopā. Katram materiāla veidam ir raksturīga ķīmiskā saite, kas sastāv no viena vai vairāku elektronu līdzdalības. Tādējādi spēki, kas savieno atomus gāzēs, ir atšķirīgi, piemēram, no metāliem.

Visi periodiskās tabulas elementi (izņemot hēliju un vieglās cēlgāzes) var veidot ķīmiskas saiknes. Tomēr to raksturs tiek mainīts atkarībā no tā, kādi elementi nāk no tiem veidojošajiem elektroniem. Būtisks parametrs, kas izskaidro saiknes veidu, ir elektronegativitāte.

Atšķirība elektronegativitātē (ΔE) starp diviem atomiem nosaka ne tikai ķīmiskās saites veidu, bet arī savienojuma fizikāli ķīmiskās īpašības. Sāļus raksturo ar jonu saitēm (augsts ΔE) un daudziem organiskajiem savienojumiem, piemēram, B vitamīnam₁₂ (augšējais attēls), kovalentās saites (zema ΔE).

Augšējā molekulārajā struktūrā katra no līnijām ir kovalenta saite. Ķīļi norāda, ka saite parādās no plaknes (pret lasītāju), un tie, kas ir pasvītroti no plaknes (prom no lasītāja). Ņemiet vērā, ka ir divkāršas saites (=) un kobalta atoms koordinēti ar pieciem slāpekļa atomiem un sānu ķēdi R.

Bet kāpēc veidojas šādas ķīmiskās saites? Atbilde ir iesaistīto atomu un elektronu enerģētiskā stabilitāte. Šai stabilitātei ir jāsabalansē elektrostatiskie atslābumi, kas rodas starp elektroniskajiem mākoņiem un kodoliem, un pievilcība, ko kodols ietekmē blakus esošā atoma elektronos..

Indekss

• 1 Ķīmiskās saites definīcija
• 2 Raksturojums
• 3 Kā tie veidojas
  • 3.1 Homonukleārie savienojumi A-A
  • 3.2 Heteronukleārie savienojumi A-B
• 4 veidi
  • 4.1 - Kovalentā saite
  • 4.2 - Jonu saite
  • 4.3. Metāla saite
• 5 Piemēri
• 6 Ķīmiskās saites nozīme
• 7 Atsauces

Ķīmiskās saites definīcija

Daudzi autori ir norādījuši ķīmiskās saites definīcijas. No tiem vissvarīgākais bija fizikāli ķīmiskais G. N. Lūiss, kurš noteica ķīmisko saikni kā elektronu pāru līdzdalību starp diviem atomiem. Ja atomi A · un · B var nodrošināt vienu elektronu, tad starp tām veidosies vienkārša saite A: B vai A-B.

Pirms saiknes izveidošanas gan A, gan B tiek atdalīti ar nenoteiktu attālumu, bet, sasaistot, tagad ir spēks, kas tos tur kopā kopā ar diatomisko savienojumu AB un saiknes attālumu (vai garumu)..

Funkcijas

Kādas īpašības šis spēks satur atomus kopā? Tie ir vairāk atkarīgi no saiknes veida starp A un B nekā to elektroniskajām struktūrām. Piemēram, saite A-B ir virziena. Ko tu domā? Elektronu pāru savienības spēks var tikt attēlots uz ass (it kā tas būtu cilindrs).

Tāpat šai saitei ir nepieciešama enerģija, lai pārtrauktu. Šo enerģijas daudzumu var izteikt kJ / mol vai cal / mol vienībās. Pēc tam, kad AB savienojumam ir uzlikts pietiekami daudz enerģijas (piemēram, izmantojot siltumu), tas atdalīsies sākotnējos A · un · B atomos.

Jo stabilāka ir saite, jo lielāks enerģijas daudzums, kas nepieciešams, lai atdalītu pievienotos atomus.

No otras puses, ja savienojums AB savienojumā bija jonu, A⁺B^-, tad tas būtu bez virziena spēks. Kāpēc? Jo A⁺ ir pievilcīgs spēks B^- (un otrādi), kas vairāk atkarīgs no attāluma, kas atdala abus jonus kosmosā, nevis uz to relatīvo atrašanās vietu.

Šis pievilcības un atbaidīšanas lauks apkopo citus jonus, kas veido kristālisko režģi (augšējais attēls: cation A⁺ atrodas četri anjoni B^-, un šie četri katjoni A⁺ un tā tālāk).

Kā tās veidojas

Homonukleārie savienojumi A-A

Lai elektronu pāris veidotu saiti, vispirms ir jāņem vērā daudzi aspekti. Kodoliem, proti, A kodoliem, ir protoni un tāpēc ir pozitīvi. Ja divi A atomi atrodas tālu viena no otras, tas ir, lielā kodolceļa attālumā (augšējais attēls), viņiem nav nekādas atrakcijas.

Tuvojoties abiem A atomiem, to kodoli piesaista kaimiņu atoma elektronisko mākoni (purpura apli). Tas ir pievilcīgs spēks (A pār kaimiņu violetu apli). Tomēr abi A kodoli atgrūž, jo tie ir pozitīvi, un šis spēks palielina saiknes potenciālo enerģiju (vertikālā ass)..

Ir starptautisks attālums, kurā potenciālā enerģija sasniedz minimumu; tas nozīmē, ka gan pievilcīgais spēks, gan atbaidošais spēks ir līdzsvaroti (abas A atomi attēla apakšējā daļā).

Ja šis attālums samazinās pēc šī punkta, saite izraisīs abu kodolu atgrūšanu ļoti stipri, destabilizējošu savienojumu A-A.

Tātad, lai izveidotu saikni, ir jābūt ar enerģiju atbilstošam starpkodolu attālumam; turklāt atomu orbitālēm ir jāpārklājas pareizi, lai elektroni būtu saistīti.

Heteronukleārie savienojumi A-B

Ko darīt, ja divu A atomu vietā pievienosies viens no A un otrs no B? Tādā gadījumā augšējais grafiks mainītos, jo vienam no atomiem būtu vairāk protonu nekā citi, un elektroniskie mākoņi atšķiras pēc izmēriem..

Kad A-B saite ir veidojusies pareizajā starpnacionālajā attālumā, elektronu pāris tiks atrasts galvenokārt elektronegatīvākā atoma tuvumā. Tas notiek ar visiem heteronukleāro ķīmisko savienojumu veidiem, kas veido lielāko daļu no tiem, kas ir zināmi (un būs zināmi)..

Lai gan dziļumā tas nav minēts, pastāv daudzi mainīgie, kas tieši ietekmē to, kā veidojas atomu pieeja un ķīmiskās saites; daži no tiem ir termodinamikas (vai spontāna reakcija?), elektroniski (cik pilnas vai tukšas ir atomu orbītas) un citas kinētikas.

Veidi

Šajās saitēs ir virkne pazīmju, kas tos atšķir viena no otras. Vairākas no tām var būt ietvertas trīs galvenajās klasifikācijās: kovalents, jonu vai metālisks.

Lai gan ir savienojumi, kuru saiknes pieder pie viena veida, daudzi faktiski sastāv no katra rakstzīmju kombinācijas. Šis fakts ir saistīts ar elektronegativitātes atšķirībām starp atomiem, kas veido obligācijas. Tādējādi daži savienojumi var būt kovalenti, bet to savienojumos ir noteikts jonu raksturs.

Arī saites, struktūras un molekulmasas veids ir galvenie faktori, kas nosaka materiāla makroskopiskās īpašības (spilgtums, cietība, šķīdība, kausēšanas punkts utt.)..

-Kovalentā saite

Kovalentās obligācijas ir tās, kas līdz šim ir izskaidrotas. Tajos divām orbitālēm (pa vienam elektronam katrā) ir jāpārklājas ar atdalītajiem kodoliem atbilstošā kodolceļa attālumā.

Saskaņā ar molekulārās orbitālās teorijas (TOM) teoriju, ja orbītu pārklāšanās ir frontāla, tiks veidota sigma σ saite (ko sauc arī par vienkāršu vai vienkāršu saiti). Ja orbitāli veidojas no sāniem un perpendikulāriem pārklājumiem attiecībā pret starpkodolu asi, π (dubultā un trīskāršā) saites būs:

Vienkārša saite

Saite σ, kā redzams attēlā, veidojas gar iekšējo kodolu. Lai gan tas nav parādīts, A un B var būt citas saites, un tādējādi arī to pašu ķīmiskā vide (dažādas molekulārās struktūras daļas). Šāda veida saikni raksturo rotācijas jauda (zaļais cilindrs) un spēcīgākais no visiem.

Piemēram, ūdeņraža molekulas vienkāršo saiti var pagriezt uz kodolenerģijas ass (H-H). Tādā pašā veidā hipotētiskā CA-AB molekula var to darīt.

C-A, A-A un A-B saites rotē; bet, ja C vai B ir atomi vai liela izmēra atomu grupa, rotācija A-A ir stingri traucēta (jo C un B crash).

Vienkāršas saites ir atrodamas gandrīz visās molekulās. To atomiem var būt jebkura ķīmiska hibridizācija, ja vien to orbītu pārklāšanās ir frontāla. Atgriežoties pie B vitamīna struktūras₁₂, jebkura atsevišķa līnija (-) norāda uz vienu saiti (piemēram, -CONH saites₂).

Dubultā saite

Divkāršajai saitei nepieciešams, lai atomiem būtu (parasti) spibridizācija². Tīra p saite, kas ir perpendikulāra trim spibrīda orbitālēm², veido dubultu saiti, kas ir attēlota kā pelēcīga loksne.

Ņemiet vērā, ka vienlaicīgi ir gan viena saite (zaļais cilindrs), gan dubultā saite (pelēka loksne). Tomēr, atšķirībā no vienkāršām saitēm, dubultspēlēs nav vienādas rotācijas brīvības ap iekšējo asi. Tas ir tāpēc, ka, lai pagrieztu, saite (vai loksne) ir jānošķir; procesam, kam nepieciešama enerģija.

Arī saite A = B ir reaktīvāka nekā A-B. Šī garuma garums ir mazāks un atomi A un B ir mazāki kodolceļi; tādēļ abu kodolu starpā ir lielāka atbaidīšana. Abu saišu, viena un dubultā, pārrāvums prasa vairāk enerģijas, nekā nepieciešams atomu atdalīšanai A-B molekulā.

B vitamīna struktūrā₁₂ var novērot vairākas dubultās saites: C = O, P = O un aromātisko gredzenu robežās.

Trīs saites

Trīskāršā saite ir pat īsāka nekā divkāršā saite, un tās rotācija ir enerģētiski vājāka. Tajā ir izveidotas divas perpendikulāras π saites (pelēkas un purpura loksnes), kā arī vienkārša saite.

Parasti A un B atomu ķīmiskai hibridizācijai jābūt sp: divām sp orbitālēm, kas atdalītas ar 180 °, un divām tīrajām p orbitālēm, kas ir perpendikulāras pirmajai. Ņemiet vērā, ka trīskāršā saite atgādina paleti, bet bez rotācijas jaudas. Šo saiti var vienkārši attēlot kā A≡B (N≡N, N-slāpekļa molekulu₂).

No visām kovalentajām saitēm tas ir visreaktīvākais; bet tajā pašā laikā tas, kam nepieciešams vairāk enerģijas, lai pilnībā atdalītu tās atomus (· A: +: B ·). Ja B vitamīns₁₂ tās molekulārajā struktūrā bija trīskāršā saite, tā farmakoloģiskā iedarbība krasi mainītos.

Trīskāršās obligācijās piedalās seši elektroni; dubultspēlēs - četri elektroni; un vienkārši vai vienkārši, divi.

Viena vai vairāku no šīm kovalentajām saitēm veidošanās ir atkarīga no atomu elektroniskās pieejamības; tas ir, cik elektronu vajadzīgi to orbitāli, lai iegūtu valences oktetu.

Ne polāra saite

Kovalentā saite sastāv no elektronu pāru taisnīgas sadales starp diviem atomiem. Bet tas ir tikai taisnība, ja abiem atomiem ir vienādas elektronegativitātes; tas ir, tāda pati tendence piesaistīt tās vides elektronisko blīvumu savienojumā.

Nepolārām saitēm raksturīga nulles elektronegativitātes atšķirība (ΔE≈0). Tas notiek divās situācijās: homonukleārā savienojumā (A)₂) vai, ja ķīmiskā vide abās saiknes pusēs ir līdzvērtīga (H. \ t₃C-CH₃, etāna molekula).

Ne polāro saikņu piemēri ir redzami šādos savienojumos:

-Ūdeņradis (H-H)

-Skābeklis (O = O)

-Slāpeklis (N≡N)

-Fluors (F-F)

-Hlora (Cl-Cl)

-Acetilēns (HC≡CH)

Polāras saites

Ja starp abiem atomiem ir ievērojama elektronegativitātes ΔE atšķirība, pa saiknes asi veido dipola momentu: A^δ+-B^δ-. Heteronukleārā savienojuma AB gadījumā B ir visvairāk elektronegatīvais atoms, un tāpēc tam ir augstākais elektronu blīvums δ-; bet A, vismazāk elektronegatīvais, slodzes deficīts δ+.

Lai izveidotos polārās saites, jāapvieno divi atomi ar dažādiem elektronegativātiem; un tādējādi veido heteronukleārus savienojumus. A-B atgādina magnētu: tai ir pozitīvs pols un negatīvs pols. Tas ļauj tai mijiedarboties ar citām molekulām, izmantojot dipola-dipola spēkus, tostarp ūdeņraža saites.

Ūdenim ir divas polāras kovalentās saites, H-O-H, un tā molekulārā ģeometrija ir leņķiska, kas palielina tā dipola momentu. Ja tās ģeometrija būtu lineāra, okeāni iztvaikotu un ūdenim būtu zemāks viršanas punkts.

Fakts, ka savienojumam ir polārās saites, tas nenozīmē, ka tas ir polārs. Piemēram, oglekļa tetrahlorīds, CCl₄, tai ir četras C-Cl polārās saites, bet pēc tetraedriskā izvietojuma dipola moments beidzas ar vektoru.

Dative vai koordinācijas saites

Kad atoms rada elektronu pāri, lai izveidotu kovalentu saiti ar citu atomu, mēs runājam par dative vai koordinācijas saiti. Piemēram, ja B ir pieejams elektronu pāris, un A (vai A)⁺), ir izveidota elektroniska vakance, saite B: A.

B vitamīna struktūrā₁₂ pieci slāpekļa atomi ir saistīti ar Co metālisko centru ar šāda veida kovalentu saiti. Šie nitrogēni dod savu brīvo elektronu pāri katjonu Co³⁺, saskaņojot metālu ar tiem (Co³⁺: N-)

Vēl viens piemērs ir amonjaka molekulas protonēšanā, veidojot amonija:

H₃N: + H⁺ => NH₄⁺

Ņemiet vērā, ka abos gadījumos elektronus dod slāpekļa atoms; līdz ar to kovalentā dzimumlocekļa vai koordinācijas saite rodas, kad tikai atoms veicina elektronu pāri.

Līdzīgi ūdens molekulu var protonēt, lai pārveidotos par hidroniju (vai oksonu) katjonu:

H₂O + H⁺ => H₃O⁺

Atšķirībā no amonija katjona hidronijs joprojām ir brīvs elektronu pāris (H₃O:⁺); tomēr ir ļoti grūti pieņemt citu protonu, lai izveidotu nestabilu dihidrogēnhidronu, H₄O²⁺.

-Jonu saite

Attēlā redzams balts sāls kalns. Sāļus raksturo kristāliskas struktūras, kas ir, simetriskas un sakārtotas; augstas kušanas un viršanas temperatūras, augstas elektriskās vadītspējas, kušanas vai izšķīdināšanas laikā, kā arī to joni ir stingri saistīti ar elektrostatisko mijiedarbību.

Šīs mijiedarbības veido to, ko sauc par jonu saiti. Otrajā attēlā parādīts kations A⁺ ieskauj četri anjoni B^-, bet tas ir 2D pārstāvība. Trīs dimensijās, A⁺ jābūt citiem anjoniem B^- uz priekšu un aiz plaknes, veidojot dažādas struktūras.

Tātad, A⁺ tai var būt seši, astoņi vai pat divpadsmit kaimiņi. Kaimiņu skaits apkārtējā jonu kristālā ir pazīstams kā koordinācijas numurs (N.C). Katrai N.C ir saistīts kristāliskās izkārtojuma veids, kas savukārt veido sāls cieto fāzi.

Sāls simetriskie un šķembu kristāli ir saistīti ar piesaistes mijiedarbību (A⁺ B^-) un atbaidīšana (A. \ t⁺ A⁺, B^- B^-elektrostatiski).

Apmācība

Bet, kāpēc A + un B^-, vai Na⁺ un Cl^-, nav Na-Cl kovalentās saites? Tā kā hlora atoms ir daudz elektronegatīvāks nekā nātrija metāls, ko raksturo arī ļoti viegli atteikties no elektroniem. Kad šie elementi tiek atrasti, tie eksotermiski reaģē, lai iegūtu galda sāli:

2Na (s) + Cl₂(g) => 2NCl (s)

Divi nātrija atomi dod savu unikālo valences elektronu (Na ·) uz Cl diatomisko molekulu₂, lai izveidotu Cl anjonus^-.

Mijiedarbība starp nātrija katjoniem un hlorīda anjoniem, lai gan tie veido vājāku saiti nekā kovalentie, spēj tos noturēt cietā vielā; un šis fakts atspoguļojas sāls augstajā kušanas punktā (801ºC)..

Metāla saite

Pēdējais no ķīmisko savienojumu veidiem ir metālisks. To var atrast uz jebkura metāla vai sakausējuma gabala. To raksturo īpašs un atšķirīgs no citiem, jo ​​elektroni nepāriet no viena atoma uz otru, bet ceļo, kā jūra, metālu kristāls..

Tādējādi, metāliskie atomi, sakot vara, savstarpēji sajauc savas valences orbītas, lai veidotu vadīšanas joslas; kur elektroni (s, p, d vai f) iet cauri atomiem un cieši sasiet tos.

Atkarībā no elektronu skaita, kas šķērso metālisko kristālu, joslām paredzētie orbīti un to atomu iepakošana, metāls var būt mīksts (piemēram, sārmu metāli), ciets, spilgts vai labs elektrības vadītājs un siltums.

Spēks, kas apvieno metālu atomus, tādus kā tie, kas veido mazo cilvēku attēlā, un viņa klēpjdators, ir pārāks par sāļu atomu..

To var pārbaudīt eksperimentāli, jo sāļu kristāli var sadalīties vairākās daļās pirms mehāniskā spēka; kamēr deformējas metāla gabals (sastāv no ļoti maziem kristāliem).

Piemēri

Šādi četri savienojumi ietver ķīmisko obligāciju veidus, kas izskaidroti:

-Nātrija fluorīds, NaF (Na⁺F^-): jonu.

-Nātrijs, Na: metāls.

-Fluors, F₂ (F-F): nav polārais kovalents, jo starp abiem atomiem ir ΔE null, jo tie ir identiski.

-Ūdeņraža fluorīds, HF (H-F): polārais kovalents, jo šajā savienojumā fluors ir vairāk elektronegatīvs nekā ūdeņradis..

Ir savienojumi, piemēram, B vitamīns₁₂, kam ir gan polāro, gan jonu kovalentās saites (tās fosfātu grupas -PO negatīvā lādiņā)₄^--). Dažās sarežģītās struktūrās, piemēram, metāla klasteros, visi šāda veida savienojumi var pastāvēt līdzās.

Matter piedāvā ķīmisko saišu piemērus visās tās izpausmēs. No akmens, kas atrodas dīķa dibenā, un ūdeni, kas to ieskauj, uz krupēm, kas griežas tās malās.

Lai gan saites var būt vienkāršas, atomu skaits un telpiskais izkārtojums molekulārajā struktūrā paver ceļu uz bagātīgu savienojumu daudzveidību..

Ķīmiskās saites nozīme

Kāda ir ķīmiskās saites nozīme? Nenovērtējamais seku skaits, kas atbrīvotu ķīmiskās saites trūkumu, izceļ tās milzīgo nozīmi dabā:

-Bez tā krāsas nepastāvētu, jo viņu elektroni neaizņem elektromagnētisko starojumu. Atmosfērā esošās putekļu un ledus daļiņas izzustu, un tāpēc zilā debesīs krāsa kļūtu tumša.

-Ogleklis nevarēja veidot bezgalīgas ķēdes, no kurām iegūst triljonus organisko un bioloģisko savienojumu.

-Proteīnus pat nevarēja definēt to aminoskābēs. Cukuri un tauki izzustu, kā arī visi oglekļa savienojumi dzīvajos organismos.

-Zeme beigsies no atmosfēras, jo, tā kā nav gāzu ķīmiskajām saitēm, nebūtu spēka tos turēt kopā. Arī starp tām nebūtu mazākās starpmolekulārās mijiedarbības.

-Kalni var izzust, jo to akmeņi un minerāli, lai gan tie ir smagi, nevarētu saturēt to atomus, kas iepakoti kristālisko vai amorfo struktūru iekšpusē..

-Pasaule veidotos no vientuļajiem atomiem, kas nespēj veidot cietas vai šķidras vielas. Tas arī izraisītu visas materiāla transformācijas izzušanu; tas nozīmē, ka nebūtu ķīmiskas reakcijas. Tikai īslaicīgas gāzes visur.

Atsauces

1. Harijs B. Gray. (1965). Elektroni un ķīmiskā saistīšana. W.A. BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Ķīmija (8. izdevums). CENGAGE Learning, 233, 251, 278, 279. lpp.
3. Kuģis R. (2016). Ķīmiskā saistīšana. Saturs iegūts no: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Ķīmisko obligāciju veidi. (2006. gada 3. oktobris). Ņemts no: dwb4.unl.edu
5. Ķīmisko saišu veidošanās: elektronu loma. [PDF] Saturs iegūts no: cod.edu
6. CK-12 fonds. (s.f.). Enerģijas un kovalentās obligāciju veidošanās. Saturs iegūts no: chem.libretexts.org
7. Quimitube (2012). Koordinēta vai noturīga kovalentā saite. Saturs iegūts no: quimitube.com