KÉMIAI KÖTÉS: JELLEMZŐK, KIALAKULÁSUK MÓDJA, TÍPUSAI - KÉMIA - 2026

A kémiai kötés az az erő, amely képes az anyagot alkotó atomok összetartására. Minden anyagtípusnak jellemző kémiai kötése van, amely egy vagy több elektron részvételéből áll. Így a gázokban az atomokat megkötő erő különbözik például a fémektől.

A periódusos rendszer összes eleme (a hélium és a könnyű nemesgázok kivételével) kémiai kötéseket képezhet egymással. Ezek jellege azonban attól függ, hogy mely elemektől származnak az őket alkotó elektronok. A kötések típusának magyarázatához elengedhetetlen paraméter az elektronegativitás.

Forrás: Ymwang42 (beszéd).Ymwang42 az en.wikipedia-n, a Wikimedia Commonsból

A két atom közötti elektronegativitás (ΔE) különbsége nemcsak a kémiai kötés típusát, hanem a vegyület fizikai-kémiai tulajdonságait is meghatározza. A sókat ionos kötésekkel (magas ΔE) jellemzik, és sok szerves vegyület, például a B _12- vitamin (felső kép) kovalens kötésekkel (alacsony ΔE) rendelkezik.

A magasabb molekuláris szerkezetben mindegyik vonal kovalens kötést jelent. Az ékek jelzik, hogy a kapcsolat a síkból (az olvasó felé), az aláhúzott pedig a sík mögött (az olvasótól távol) mutat. Vegye figyelembe, hogy vannak kettős kötések (=) és egy kobalt-atom, öt nitrogénatommal és egy R oldallánccal koordinálva.

De miért alakulnak ki ilyen kémiai kötések? A válasz a részt vevő atomok és elektronok energiastabilitásában rejlik. Ennek a stabilitásnak egyensúlyban kell lennie az elektron felhők és a magok között tapasztalt elektrosztatikus repulációk és a mag által a szomszédos atom elektronjai által kifejtett vonzerő között.

A kémiai kötés meghatározása

Sok szerző megadta a kémiai kötés meghatározását. Ezek közül a legfontosabb a GN Lewis fizikokémikus volt, aki a kémiai kötést úgy határozta meg, mint egy elektronpár két atom közötti részvétele. Ha az A · és · B atomok egyetlen elektronot képesek beilleszteni, akkor az A: B vagy A – B egyes kötés jön létre közöttük.

A kötés kialakulása előtt mind az A, mind a B meghatározatlan távolságot választanak el egymástól, de a kötés során egy erő tartja őket együtt az AB kovaföld vegyületben és a kötés távolsága (vagy hossza).

jellemzők

Forrás: Gabriel Bolívar

Milyen jellemzői vannak ennek az atomnak az együtt tartó erőnek? Ezek inkább az A és B közötti kapcsolat típusától függenek, mint az elektronikus szerkezetüktől. Például az A - B link irányított. Mit jelent? Hogy az elektronpárok egysége által kifejtett erő egy tengelyen ábrázolható (mintha egy henger lenne).

Ez a kötés szintén energiát igényel a töréshez. Ez az energiamennyiség kifejezhető kJ / mol vagy cal / mol egységekben. Miután elegendő energiát alkalmazott az AB vegyületre (például hővel), az eloszlik az eredeti A · és · B atomokba.

Minél stabilabb a kötés, annál több energiát igényel a kötött atomok elválasztása.

Másrészt, ha az AB vegyületben a kötés ionos, A ⁺ B ^-, akkor nem-irányadó erő lenne. Miért? Mivel az A ⁺ vonzó erőt gyakorol a B ^{- re} (és fordítva), amely inkább attól a távolságtól függ, amely mindkét ionot elválasztja a térben, mint azok relatív helyétől.

Ez a mező a vonzás és taszítás összehozza más ionok alkotnak, amit ismert, mint a kristályrács (felső kép: az A ⁺ kation hazugság körül négy B ^- anionok, és ezek körül négy A ⁺ kationok, és így tovább).

Hogyan képződnek kémiai kötések?

AA homonukleáris vegyületek

Forrás: Gabriel Bolívar

Ahhoz, hogy egy elektronpár kötést képezzen, sok dolgot kell figyelembe venni. Az atommagok, mondjuk az A atommagjai protonokkal rendelkeznek, és ezért pozitívak. Ha két A atom nagyon távol van egymástól, azaz ha nagy atommag távolságra van (felső kép), akkor nem tapasztalnak vonzódást.

Amint a két A atom megközelíti magjait, vonzzák a szomszédos atom elektronfelhőjét (a lila kör). Ez a vonzás erő (A szomszédos lila körön). Az A két magja azonban visszataszítja egymást, mivel pozitívak, és ez az erő növeli a kötés (függőleges tengely) potenciális energiáját.

Van egy nukleáris távolság, amelyben a potenciális energia eléri a minimumot; vagyis mind a vonzó, mind a visszataszító erők (a kép alsó részén lévő két A atom) egyensúlyban vannak.

Ha ez a távolság e pont után csökken, akkor a kötés két atommagot erősen visszatükrözi, és az AA-vegyületet destabilizálja.

Tehát ahhoz, hogy a kötés kialakuljon, energetikailag megfelelő belső távolságnak kell lennie; és ezen túlmenően az atompályáknak át kell fedniük egymást az elektronok kötődéséhez.

Heteronukleáris vegyületek AB

Mi lenne, ha az A atom két atomja helyett az egyik A és a másik B lenne? Ebben az esetben a felső gráf megváltozik, mivel az egyik atomban több proton lenne, mint a másikban, és az elektronfelhők eltérő méretűek lennének.

Mivel az A - B kötés a megfelelő magmag távolságra alakul ki, az elektronpárt elsősorban a leginkább elektronegatív atom közelében találják meg. Ez vonatkozik az összes heteronukleáris kémiai vegyületre, amelyek az ismert (és ismertek lesznek) túlnyomó részét képezik.

Noha mélységben nem említik, számos változó befolyásolja közvetlenül az atomok megközelítését és a kémiai kötések kialakulását; Egyesek termodinamikai (a reakció spontán?), elektronikus (mekkora vagy üres az atomok keringőpontjai), mások kinetikusak.

A kémiai kötések típusai

A linkeknek számos olyan tulajdonsága van, amely megkülönbözteti őket egymástól. Néhány közülük három fő osztályba sorolható: kovalens, ionos vagy fém.

Bár vannak olyan vegyületek, amelyek kötései egyetlen típushoz tartoznak, sokuk valójában mindegyik karakter keverékéből áll. Ez a tény annak köszönhető, hogy a kötéseket képező atomok közötti elektronegativitás eltérő. Így egyes vegyületek lehetnek kovalensek, de kötéseikben valamilyen ionos jellegűek.

Hasonlóképpen, a kötés típusa, a szerkezet és a molekulatömeg kulcsfontosságú tényezők, amelyek meghatározzák az anyag makroszkopikus tulajdonságait (fényesség, keménység, oldhatóság, olvadáspont stb.).

-Kovalens kötés

A kovalens kötések azok, amelyeket eddig magyaráztak. Ezekben két orbitál (mindegyikben egy elektron) átfedésben kell lennie a megfelelő magmag távolsággal elválasztott magokkal.

A molekuláris orbitális elmélet (TOM) szerint, ha az orbitálok átfedése frontalis, akkor szigma σ kötés alakul ki (amelyet egyszerű vagy egyszerű kötésnek is nevezünk). Mivel ha az orbitálokat oldalsó és merőleges átfedések képezik a magmag tengelyéhez képest, akkor π kötések lesznek (kettős és hármas):

Forrás: Gabriel Bolívar

Egyszerű link

A σ-kötés, amint az a képen látható, a magmag tengelyén van kialakítva. Bár nem mutatjuk be, az A és B lehetnek más kötések, és ezért saját kémiai környezetük (a molekuláris szerkezet különböző részei). Ezt a típusú összeköttetést jellemzi a forgási képessége (zöld henger) és az a legerősebb.

Például a hidrogénmolekulában az egyszeres kötés a magmag tengelye körül foroghat (H - H). Hasonlóképpen egy hipotetikus CA - AB molekula képes.

A C - A, A - A és A - B kapcsolatok forognak; de ha C vagy B atomok vagy nagyméretű atomok csoportja, akkor az A - A forgatást sztérikusan akadályozzák (mert C és B összeesik).

Az egyedi kötések gyakorlatilag minden molekulában megtalálhatók. Atomjai bármilyen kémiai hibridizációval rendelkezhetnek, feltéve, hogy orbitáik átfedése frontalis. Visszatérve a B _12- vitamin szerkezetéhez, minden egyes vonal (-) egyszeres kötést jelöl (például a –CONH ₂ -kötéseket).

Dupla link

Dupla ragasztás megköveteli az atomok, hogy (általában) SP ² hibridizált. A tiszta p kötés, merőlegesen a három sp ² hibrid pályák, képez a kettős kötés, és ez jelenik szürkés lapot.

Vegye figyelembe, hogy mind az egyszeres kötés (zöld henger), mind a kettős kötés (szürke lemez) egyszerre létezik. Az egyes kötésekkel ellentétben a kettős kötéseknek ugyanakkor nem ugyanolyan forgási szabadságuk van a magmag tengelye körül. Ennek oka az, hogy a forgáshoz a függesztő elemnek (vagy a fóliának) meg kell törnie; energiaigényes folyamat.

Ezenkívül az A = B kötés reakcióképesebb, mint A - B. Hossza rövidebb, és az A és B atomok rövidebb belső mag távolságra vannak; ennélfogva nagyobb visszatérés van mindkét mag között. Az egyes és a kettős kötések megszakítása több energiát igényel, mint amennyi az A - B molekula atomjai elválasztásához szükséges.

A B _12- vitamin szerkezetében több kettős kötés megfigyelhető: C = O, P = O és az aromás gyűrűkben.

Hármas kötés

A hármas kötés még rövidebb, mint a kettős kötés, és forgása energiánál nagyobb akadályt jelent. Ebben két π kötés merül fel egymással merőlegesen (a szürkés és a lila lap), valamint egy kötés.

Rendszerint az A és B atomok kémiai hibridizációjának sp-ként kell lennie: két sp-keringetéssel, 180 ° -kal egymástól, és két tiszta p-orbitállal, amelyek merőlegesek az elsőre. Vegye figyelembe, hogy a hármas kötés lapátnak tűnik, de forgóerő nélkül. Ez a kötés lehet képviseli egyszerűen A≡B (N≡N, nitrogén-molekula N ₂).

Az összes kovalens kötés közül ez a leginkább reaktív; de ugyanakkor az, amelynek több energiára van szüksége az atomok teljes elválasztásához (· A: +: B ·). Ha a B _12- vitamin hármas kötéssel rendelkezik molekuláris szerkezetében, akkor annak farmakológiai hatása drasztikusan megváltozik.

Hat elektron vesz részt hármas kötésekben; párosban négy elektron; és az egyszerű vagy az egyszerű.

Ezen kovalens kötések közül egy vagy több kialakulása az atomok elektronikus rendelkezésre állásától függ; tehát hány elektronnak kell az orbitálisságra egy valencia-oktet megszerzéséhez.

Nem poláris kötés

A kovalens kötés az elektronpárt egyenlő eloszlásából áll, két atom között. Ez azonban szigorúan igaz, ha mindkét atom elektronegativitása azonos; vagyis ugyanaz a tendencia, hogy vonzza az elektron sűrűségét a környezetéből egy vegyületbe.

A nem poláros kötéseket null elektronegativitási különbség (ΔE≈0) jellemzi. Ez akkor fordul elő két esetben: a homonukleáris vegyület (A ₂), vagy ha a kémiai környezetben mindkét oldalán a kötés egyenértékű (H ₃ C - CH ₃, etán-molekula).

A nem poláros kötésekre példák a következő vegyületekben találhatók:

-Hidrogén (H - H)

-Oxigén (O = O)

-Nitrogén (N≡N)

-Fluor (F - F)

-Klór (Cl - Cl)

-Acetilén (HC≡CH)

Poláris kötvények

Ha a két atom között jelentős különbség van az ΔE elektronegativitásban, akkor a kötési tengely mentén dipólmomentum alakul ki: A ^{δ +} –B ^δ-. Az AB heteronukleáris vegyületnél B a legnagyobb elektronegatív atom, ezért nagyobb elektronsűrűsége δ-; míg A, a legkevésbé elektronegatív, δ + töltési hiányossággal rendelkezik.

A poláris kötések kialakulásához két atomnak különbözõ elektronegativitással kell kapcsolódnia; így heteronukleáris vegyületeket képeznek. A - B hasonlít egy mágnesre: pozitív és negatív pólusával rendelkezik. Ez lehetővé teszi, hogy más molekulákkal kölcsönhatásba lépjen a dipól-dipól erőkkel, amelyek között hidrogénkötések vannak.

A víznek két poláris kovalens kötője van, H - O - H, és molekuláris geometriája szögletes, ami növeli dipóli nyomatékát. Ha geometria lineáris lenne, az óceánok elpárolognának, és a víz alacsonyabb forráspontú lenne.

Az a tény, hogy egy vegyületnek poláris kötések vannak, nem jelenti azt, hogy poláris. Például, a szén-tetraklorid, szén-tetraklorid ₄, négy poláros CCI kötvények, de mivel a tetraéderes elrendezés, a dipólmomentum végül is vektoriálisan semmisíteni.

Dátum- vagy koordinációs kapcsolatok

Amikor egy atom egy elektronpárt ad fel, hogy egy másik atommal kovalens kötést képezzen, akkor egy natív vagy koordinációs kötésről beszélünk. Például, ha B: rendelkezésre álló elektronpár, és A (vagy A ⁺), elektronikus üresedés, akkor B: A kötés jön létre.

A B _12- vitamin szerkezetében az öt nitrogénatom az ilyen típusú kovalens kötés révén kapcsolódik a Co fém központjához. Ezek a nitrogének szabad elektronjaikat bocsátják ki a Co ³⁺ kationhoz, a fém koordinálva velük (Co ³⁺: N–)

Egy másik példa található az ammónia molekula protonálásával ammónia kialakítására:

H ₃ N: + H ⁺ => NH ₄ ⁺

Vegye figyelembe, hogy mindkét esetben a nitrogénatom járul hozzá az elektronokhoz; ezért a navatív vagy a koordinációs kovalens kötés akkor fordul elő, amikor egy atom önmagában járul hozzá az elektronpárokhoz.

Ugyanezen módon a vízmolekula protonálható, hogy hidronium (vagy oxónium) kation legyen:

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

Az ammónium-kationtól eltérően, a hidrónium még mindig tartalmaz szabad elektronpárt (H ₃ O: ⁺); azonban nagyon nehéz számára egy másik proton elfogadása az instabil hidrónium dikáció, a H ₄ O ^{2+ kialakításához}.

-Ionos kötés

Forrás: Pixabay

A képen egy fehér só dombja. A sókat kristályszerkezetek jellemzik, azaz szimmetrikusak és rendezettek; magas olvadáspont és forráspont, magas elektromos vezetőképesség olvadáskor vagy oldódáskor, valamint ionjai erősen kötődnek az elektrosztatikus kölcsönhatásokhoz.

Ezek az interakciók alkotják az úgynevezett ionos kötés. A második kép egy A ⁺ kation körül négy B ^- anionok mutatták, de ez egy 2D ábrázolása. Három dimenzióban az A ⁺ -nak más B-anionokkal kell rendelkeznie ^- a sík előtt és mögött, különféle szerkezeteket képezve.

Így az A ⁺ -nak hat, nyolc vagy akár tizenkét szomszédja lehet. A kristályban egy ionot körülvevő szomszédok számát koordinációs számnak (NC) nevezzük. Minden egyes NC-hez egyfajta kristályos elrendezés társul, amely viszont a só szilárd fázisát képezi.

A sókban látható szimmetrikus és szemcsés kristályok az vonzó (A ⁺ B ^-) és a visszatükrözés (A ⁺ A ⁺, B ^- B ^-) elektrosztatikus kölcsönhatása által létrehozott egyensúlynak tudhatók be.

Kiképzés

De miért nem A + B ^-, vagy Na ⁺ és Cl ^- alkotják Na - Cl kovalens kötések? Mivel a klóratom sokkal elektronegatívabb, mint a nátrium-fém, amelyre az is jellemző, hogy nagyon könnyen feladja elektronjait. Amikor ezek az elemek találkoznak, exoterm módon reagálnak asztali só előállítására:

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (s)

Két nátrium atomok feladják egyetlen vegyérték-elektron (Na ·) a kétatomos molekula Cl ₂, így képezve Cl ^- anionok.

A nátrium-kationok és a klorid-anionok közötti kölcsönhatások, bár ezek gyengébb kötődést képviselnek, mint a kovalens kötések, képesek megtartani erősen egyesülést a szilárd anyagban; és ezt a tényt tükrözi a só magas olvadáspontja (801 ° C).

Fémes kötés

Forrás: Pixnio

A kémiai kötések közül az utolsó fémes. Ez megtalálható bármilyen fém vagy ötvözött alkatrészen. Jellemzője, hogy különleges és különbözik a többitől, annak miatt, hogy az elektronok nem haladnak át egyik atomról a másikra, hanem inkább, mint egy tenger, áthaladnak a fémek kristályán.

Így a fématomok, mondjuk a réz, összekeverik vegyérték-pályájukat egymással, és vezetési sávokat képeznek; amelyeken keresztül az elektronok (s, p, dof) áthaladnak az atomok körül, és szorosan együtt tartják őket.

A fémkristályon áthaladó elektronok számától, a sávok számára biztosított keringő pályáktól és atomjainak csomagolásától függően a fém lehet puha (például alkálifémek), kemény, fényes, vagy jó villamosvezető és forró.

A fémek atomjait - például a képen látható kis embert és laptopját - alkotó erő nagyobb, mint a sóké.

Ez kísérletileg igazolható, mivel a sók kristályait mechanikai erő előtt több felre lehet osztani; mivel egy (nagyon kis kristályokból álló) fémdarab deformálódik.

Példák a linkekre

A következő négy vegyület magában foglalja a magyarázott kémiai kötések típusait:

-Nátrium-fluorid, NaF (Na ⁺ F ^-): ionos.

-Nátrium, Na: fém.

-Fluor, F ₂ (F - F): nem poláris kovalens, mivel a két atom között nulla ΔE van, mivel azonosak.

-Hidrogén-fluorid, HF (H - F): poláris kovalens, mivel ebben a vegyületben a fluor inkább elektronegatív, mint a hidrogén.

Vannak olyan vegyületek, mint például a B-vitamin ₁₂, amely mind poláros, mind ionos kovalens kötések (a negatív töltés annak foszfátcsoport -PO ₄ ^- -). Bizonyos összetett struktúrákban, például a fém klaszterekben, az ilyen típusú kapcsolatok akár létezhetnek is.

Az Matter minden megnyilvánulásában példákat kínál kémiai kötésekre. A tó alján található kőtől és az azt körülvevő viztől kezdve a varangyokig, amelyek a szélén kóborolnak.

Bár a kötések lehetnek egyszerűek, az atomok száma és térbeli elrendezése a molekuláris szerkezetben lehetőséget ad a vegyületek gazdag változatosságára.

A kémiai kötés fontossága

Mennyire fontos a kémiai kötés? A kémiai kötés hiánya által kiszámíthatatlan számú következmény rávilágít annak óriási jelentőségére a természetben:

-Nem, a színek nem léteznek, mivel elektronjai nem szívják el az elektromágneses sugárzást. A légkörben található por- és jégrészecskék eltűnnek, és ezért az ég kék színe sötétedni fog.

-A szén nem képezheti végtelen láncait, amelyekből milliárdnyi szerves és biológiai vegyület származik.

- A fehérjéket még az alkotó aminosavaikban sem lehetett meghatározni. Cukorok és zsírok eltűnnek, akárcsak az élő szervezetekben lévő széntartalmú vegyületek.

-A Földnek nincsen légköre, mert ha kémiai kötések lennének a gázokban, akkor nem lenne erõ, hogy ezeket együtt tartsa. Sem a legkisebb intermolekuláris kölcsönhatás nem lenne közöttük.

- A takarmányok eltűnhetnek, mivel szikla- és ásványi anyaguk, bár nehézek, nem tartalmazhatják atomjukat kristályos vagy amorf szerkezetükbe csomagolva.

- A világ magányos atomokból állna, amelyek képtelenek szilárd vagy folyékony anyagok képzésére. Ez az anyag minden átalakulásának megszűnését is eredményezné; vagyis nem lenne kémiai reakció. Csak átmeneti gázok mindenhol.

Irodalom

1. Harry B. Grey. (1965). Elektronok és kémiai kötés. WA BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck és Stanley. Kémia. (8. kiadás). CENGAGE Learning, 233., 251., 278., 279. o.
3. Nave R. (2016). Kémiai kötés. Helyreállítva: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Kémiai kötési típusok. (2006. október 3.). Feltöltve: dwb4.unl.edu
5. Kémiai kötések kialakulása: Az elektronok szerepe.. Helyreállítva: cod.edu
6. CK-12 Alapítvány. (Sf). Energia és kovalens kötvényképződés. Helyreállítva: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Koordinált vagy navatív kovalens kötés. Helyreállítva: quimitube.com