Дефиниција хемијске везе, карактеристике, како се оне формирају, типови

Тхе хемијска веза то је сила која успева да задржи атоме који чине материју заједно. Свака врста материје има карактеристичну хемијску везу, која се састоји од учешћа једног или више електрона. Према томе, силе које спајају атоме у гасовима су различите, на пример, од метала.

Сви елементи периодног система (са изузетком хелијума и лаких племенитих гасова) могу међусобно да формирају хемијске везе. Међутим, њихова природа се модификује у зависности од тога који елементи долазе од електрона који их формирају. Битан параметар за објашњење типа веза је електронегативност.

Разлика у електронегативности (ΔЕ) између два атома дефинише не само тип хемијске везе, већ и физичко-хемијска својства једињења. Соли су карактерисане поседовањем јонских веза (високи ΔЕ) и многих органских једињења, као што је витамин Б₁₂ (горња слика), ковалентне везе (ниска ΔЕ).

У горњој молекуларној структури свака линија представља ковалентну везу. Клинови указују на то да веза излази из равни (према читачу), а оне подвучене из равни (далеко од читача). Треба приметити да постоје двоструке везе (=) и атом кобалта координиран са пет атома азота и бочним ланцем Р.

Али зашто се стварају такве хемијске везе? Одговор лежи у енергетској стабилности атома и електрона. Ова стабилност мора уравнотежити електростатичка одбијања која се јављају између електронских облака и језгара, те привлачење нуклеуса на електроне сусједног атома..

Индек

• 1 Дефиниција хемијске везе
• 2 Карактеристике
• 3 Како се они формирају
  • 3.1 Хомонуклеарни једињења А-А
  • 3.2 Хетеронуклеарна једињења А-Б
• 4 Типови
  • 4.1 - Ковалентна веза
  • 4.2 - Јонска веза
  • 4.3 Метални линк
• 5 Примери
• 6 Важност хемијске везе
• 7 Референце

Дефиниција хемијске везе

Многи аутори су дали дефиниције хемијске везе. Од свих њих најважнији је био физичко-хемијски Г. Н. Левис, који је хемијску везу дефинисао као учешће пара електрона између два атома. Ако атоми А · и · Б могу да обезбеде један електрон, онда се између њих формира једноставна веза А: Б или А-Б.

Пре формирања везе, оба А и Б су одвојена неодређеном растојању, али када се повезују, сада постоји сила која их држи заједно у дијатомејском једињењу АБ и растојању (или дужини) везе.

Феатурес

Које карактеристике има ова сила која држи атоме заједно? Они више зависе од типа везе између А и Б него од њихових електронских структура. На пример, веза А-Б је усмерена. Како то мислиш? Да се ​​сила која дјелује на спој електрона може представити на оси (као да је то цилиндар).

Исто тако, ова веза захтијева енергију за прекид. Ова количина енергије може се изразити у јединицама кЈ / мол или кал / мол. Када се довољно енергије примени на АБ једињење (на пример, топлотом), она ће се дисоцирати на оригиналне А · и · Б атоме.

Што је веза стабилнија, то је већа количина енергије која је потребна да би се одвојили придружени атоми.

С друге стране, ако је веза у једињењу АБ била јонска, А⁺Б^-, онда би то била ненасилна сила. Зашто? Зато што је А⁺ врши привлачну силу на Б^- (и обрнуто) који више зависи од удаљености која раздваја оба јона у простору него на релативној локацији.

Ово поље привлачења и одбијања окупља друге јоне да би формирали оно што је познато као кристална решетка (горња слика: катион А⁺ лежи окружен са четири аниона Б^-, и ова четири ката А⁺ и тако даље).

Како се они формирају

Хомонуклеарни једињења А-А

За пар електрона који формирају везу постоје многи аспекти који се прво морају узети у обзир. Језгра, да кажем оне А, имају протоне и стога су позитивни. Када су два атома А удаљена један од другог, то јест, на великој интернуклеарној удаљености (горња слика), они не доживљавају никакву привлачност.

Како се приближавају два атома А, њихова језгра привлачи електронски облак сусједног атома (љубичасти круг). То је привлачна сила (А преко суседног љубичастог круга). Међутим, два језгра А се одбијају позитивним, а ова сила повећава потенцијалну енергију везе (вертикална оса).

Постоји интернуклеарна удаљеност у којој потенцијална енергија достиже минимум; то јест, и атрактивна сила и одбојна сила су уравнотежене (два атома А у доњем делу слике).

Ако се ова удаљеност смањи након ове тачке, веза ће проузроковати снажно одбијање два језгра, дестабилизујући једињење А-А.

Дакле, да би веза била формирана мора постојати енергетски адекватна интернуклеарна удаљеност; и поред тога, атомске орбитале морају се правилно преклапати тако да су електрони повезани.

Хетеронуклеарна једињења А-Б

Шта ако се уместо два ата А придружи један од А и други Б? У том случају би се горњи график промјенио јер би један од атома имао више протона него други, а електронски облаци различитих величина.

Када се А-Б веза формира на одговарајућој интернуклеарној удаљености, пар електрона ће се наћи углавном у близини највише електронегативног атома. Ово се дешава са свим хетеронуклеарним хемијским једињењима, који чине велику већину оних који су познати (и биће познати).

Иако се не спомиње у дубини, постоје бројне варијабле које директно утичу на приступ атома и формирање хемијских веза; неке су термодинамичке (је ли реакција спонтана?), електронска (колико су пуне или празне орбитале атома) и друге кинетике.

Типови

Линкови представљају низ карактеристика које их разликују једна од друге. Неколико њих се може уоквирити у три главне класификације: ковалентно, ионско или метално.

Иако постоје једињења чије везе припадају једном типу, многе се заправо састоје од мешавине карактера сваке од њих. Ова чињеница је посљедица разлике у електронегативности између атома који чине везе. Тако нека једињења могу бити ковалентна, али у својим везама имају одређени јонски карактер.

Такође, тип везе, структура и молекуларна маса су кључни фактори који дефинишу макроскопска својства материјала (светлост, тврдоћа, растворљивост, тачка топљења, итд.).

-Ковалентна веза

Ковалентне везе су оне које су до сада објашњене. У њима, две орбитале (по један електрон у свакој) морају се преклапати са одвојеним језграма на одговарајућој интернуклеарној удаљености.

Према теорији молекуларне орбите (ТОМ), ако је преклапање орбитала фронтално, формираће се сигма σ веза (која се назива и једноставна или једноставна веза). Док ако су орбитале формиране латералним и перпендикуларним преклапањима у односу на интернуклеарну осу, биће присутна π (двострука и трострука) веза:

Једноставна веза

Веза σ, како се може видети на слици, формирана је дуж интернуклеарне осе. Иако није приказано, А и Б могу имати друге везе, а самим тим и сопствене хемијске средине (различите делове молекуларне структуре). Овај тип везе карактерише његова ротациона снага (зелени цилиндар) и најјачи од свих.

На пример, једноставна веза молекула водоника може ротирати на интернуклеарној оси (Х-Х). На исти начин, хипотетска молекула ЦА-АБ може то да уради.

Ц-А, А-А и А-Б везе ротирају; али ако су Ц или Б атоми или група гломазних атома, ротација А-А је стерички ометена (јер би се Ц и Б сломили).

Једноставне везе се налазе у готово свим молекулима. Њихови атоми могу имати било коју хемијску хибридизацију све док је преклапање њихових орбитала фронтално. Враћајући се на структуру витамина Б₁₂, било која појединачна линија (-) означава једну везу (на пример, -ЦОНХ везе₂).

Доубле линк

Двострука веза захтева да атоми имају (обично) сп хибридизацију². Чиста п веза, окомита на три сп хибридне орбитале², формира двоструку везу, која је приказана као сивкасти лист.

Имајте на уму да и појединачни линк (зелени цилиндар) и двострука веза (сиви лист) постоје истовремено. Међутим, за разлику од једноставних веза, дублови немају исту слободу ротације око интернуклеарне осе. То је зато што, за ротацију, веза (или лист) мора бити сломљена; који захтева енергију.

Такође, веза А = Б је реактивнија од А-Б. Дужина ове је мања, а атоми А и Б су на мањој међузаничној удаљености; према томе, постоји већа одбојност између оба језгра. Разбијање оба линка, једноструке и двоструке, захтева више енергије него што је потребно за раздвајање атома у А-Б молекули.

У структури витамина Б₁₂ може се уочити неколико двоструких веза: Ц = О, П = О, и унутар ароматичног прстена.

Трипле линк

Трострука веза је чак и краћа од двоструке везе и њена ротација је енергетски ослабљена. У њему се формирају две окомите π везе (сиви и љубичасти листови), као и једноставна веза.

Обично, хемијска хибридизација атома А и Б мора бити сп: две сп орбитале раздвојене за 180 °, и две чисте п орбитале окомите на прву. Имајте на уму да трострука веза наликује палети, али без ротационе снаге. Ова веза се може једноставно представити као А≡Б (Н≡Н, молекул Н-азота₂).

Од свих ковалентних веза, ово је најреактивније; али у исто време, онај коме је потребно више енергије за потпуно раздвајање својих атома (· А: +: Б ·). Ако је витамин Б₁₂ имала је троструку везу у својој молекуларној структури, њен фармаколошки ефекат би се драстично променио.

У троструким везама учествује шест електрона; у паровима, четири електрона; у једноставном или једноставном, два.

Формирање једне или више ових ковалентних веза зависи од електронске расположивости атома; то јест, колико електрона треба своје орбитале да би добили валентни октет.

Неполарна веза

Ковалентна веза се састоји од једнаке расподеле пара електрона између два атома. Али ово је строго тачно само у случају када оба атома имају једнаке електронегативности; то јест, иста тенденција да се привуче електронска густина своје средине у оквиру једињења.

Неполарне везе су карактерисане разликом нула електронегативности (ΔЕ≈0). Ово се дешава у две ситуације: у хомонуклеарном једињењу (А₂), или ако су хемијска окружења са обе стране везе еквивалентна (Х₃Ц-ЦХ₃, молекул етана).

Примери неполарних веза се виде у следећим једињењима:

-Водоник (Х-Х)

-Кисеоник (О = О)

-Азот (Н≡Н)

-Флуор (Ф-Ф)

-Хлор (Цл-Цл)

-Ацетилен (ХЦ≡ЦХ)

Полар линкс

Када постоји изражена разлика у електронегативности ΔЕ између оба атома, формира се диполни моменат дуж осе везе: А^δ+-Б^δ-. У случају хетеронуклеарног једињења АБ, Б је нају електронегативнији атом, те стога има највећу електронску густину δ-; док је А, најмање електронегативан, недостатак оптерећења δ+.

Да би дошло до поларних веза, морају се спојити два атома са различитим електронегативама; и стога, формирају хетеронуклеарне једињења. А-Б подсећа на магнет: има позитиван пол и негативни пол. То му омогућава интеракцију са другим молекулима преко дипол-диполних сила, међу којима су и водоничне везе.

Вода има две поларне ковалентне везе, Х-О-Х, а њена молекуларна геометрија је угаона, што повећава њен диполни моменат. Ако је његова геометрија линеарна, океани ће испарити и вода ће имати нижу тачку кључања.

Чињеница да једињење има поларне везе, то не значи да је она поларна. На пример, тетраклорум угљеника, ЦЦл₄, има четири Ц-Цл поларне везе, али тетраедарским распоредом њих диполни моменат завршава векторски поништавањем.

Даторске или координационе везе

Када атом даје пар електрона да формира ковалентну везу са другим атомом, онда говоримо о дативној или координационој вези. На пример, ако имате Б: расположиви пар електрона и А (или А)⁺), формира се електронско празно мјесто, веза Б: А.

У структури витамина Б₁₂ пет атома азота су везани за метални центар Цо овим типом ковалентне везе. Ови нитрогени дају свој пар слободних електрона катиону Цо³⁺, координација метала са њима (Цо³⁺: Н-)

Други пример може се наћи у протонацији молекула амонијака да би се добио амонијум:

Х₃Н: + Х⁺ => НХ₄⁺

Запазите да у оба случаја атом азота доприноси електронима; дакле, ковалентна датив или координациона веза настаје када сам атом доприноси пару електрона.

Слично томе, молекул воде се може протонизовати да се трансформише у хидронијум (или оксонијум) катион:

Х₂О + Х⁺ => Х₃О⁺

За разлику од амонијумовог катјона, хидронијум још увек има слободан пар електрона (Х₃О:⁺); међутим, веома је тешко прихватити други протон за формирање нестабилног дихидроген хидронијума, Х₄О²⁺.

-Иониц бонд

На слици је приказано бело брдо соли. Соли су карактерисане постојањем кристалних структура, то јест, симетричним и уређеним; високе тачке топљења и кључања, високе електричне проводљивости при топљењу или растварању, као и њихове ионе су снажно везани електростатичким интеракцијама.

Ове интеракције чине оно што је познато као јонска веза. У другој слици, приказан је катион А⁺ окружен са четири аниона Б^-, али ово је 2Д репрезентација. У три димензије, А⁺ треба имати друге анионе Б^- напред и иза авиона, формирајући различите структуре.

Дакле, А⁺ може имати шест, осам или чак дванаест сусједа. Број сусједа који окружују ион у кристалу је познат као координациони број (НЦ). За сваки Н.Ц је повезан тип кристалног распореда, који са своје стране чини чврсту фазу соли.

Симетрични и фасетирани кристали који се виде у солима настају због равнотеже успостављене интеракцијама привлачења (А)⁺ Б^-и одбијање (А⁺ А⁺, Б^- Б^-електростатски).

Траининг

Али, зашто А + и Б^-, или На⁺ и Цл^-, не формирају На-Цл ковалентне везе? Зато што је атом хлора много електронегативнији од метала натријума, који је такође карактеристичан по томе што веома лако одустаје од својих електрона. Када се пронађу ови елементи, реагују егзотермички да би произвели столну со:

2На (с) + Цл₂(г) => 2НаЦл (с)

Два атома натријума дају свој јединствени валентни електрон (На ·) дијатомејском молекулу Цл₂, да би се формирали Цл аниони^-.

Интеракције између натријум катиона и хлоридних аниона, иако представљају слабију везу од ковалентних, могу да их одрже чврсто везаним у чврстом материјалу; и ова чињеница се одражава у високој тачки топљења соли (801ºЦ).

Металлиц линк

Последњи тип хемијског везивања је металик. Ово се може наћи на било ком комаду метала или легуре. Одликује се посебним и другачијим од других, јер електрони не прелазе из једног атома у други, већ путују, као море, кристал метала..

Према томе, метални атоми, да кажемо бакар, међусобно мијешају валентне орбитале да би формирали проводне траке; при чему електрони (с, п, д или ф) пролазе око атома и држе их чврсто везаним.

У зависности од броја електрона који пролазе кроз метални кристал, орбитала предвиђених за траке и паковања њихових атома, метал може бити мекан (попут алкалних метала), тврд, светао или добар проводник струје и хеат.

Сила која држи заједно атоме метала, као што су они који чине малог човека на слици и његовом лаптопу, супериорнија је од оне соли..

Ово се може проверити експериментално, јер се кристали соли могу поделити на више половине пре механичке силе; док је метални део (састављен од веома малих кристала) деформисан.

Примери

Следећа четири једињења обухватају типове хемијских веза које су објашњене:

-Натријум флуорид, НаФ (На⁺Ф^-): ионски.

-Натријум, На: металик.

-Флуор, Ф₂ (Ф-Ф): неполарни ковалентни, јер постоји ΔЕ нула између оба атома јер су идентична.

-Хидроген флуорид, ХФ (Х-Ф): поларни ковалентни, пошто је у овом једињењу флуор више електронегативан него водоник.

Постоје једињења, као што је витамин Б₁₂, који поседује и поларне и јонске ковалентне везе (у негативном набоју његове фосфатне групе -ПО₄^--). У неким сложеним структурама, као што су метални кластери, све ове врсте веза могу постојати истовремено.

Материја нуди примере хемијских веза у свим њеним манифестацијама. Од камена на дну рибњака и воде која га окружује, до жабе које крче на његовим рубовима.

Док везе могу бити једноставне, број и просторни распоред атома у молекуларној структури отварају пут богатој разноликости једињења.

Значај хемијске везе

Који је значај хемијске везе? Небројене последице које би ослободиле одсуство хемијске везе указују на његову огромну важност у природи:

-Без тога боје не би постојале, јер њихови електрони не би апсорбовали електромагнетно зрачење. Честице прашине и леда присутне у атмосфери би нестале, па би плава боја неба постала тамна.

-Угљеник не може да формира своје бескрајне ланце, од којих потичу трилиони органских и биолошких једињења.

-Протеини не могу бити дефинисани ни у њиховим конституирајућим аминокиселинама. Шећери и масти би нестали, као и сви угљенични спојеви у живим организмима.

-Земља би остала без атмосфере, јер у одсуству хемијских веза у њеним гасовима, не би било силе да их држе заједно. Нити би постојала и најмања интермолекуларна интеракција између њих.

-Планине би могле да нестану, јер њихове стене и минерали, иако тешки, нису могли да садрже своје атоме упаковане у њихове кристалне или аморфне структуре.

-Свет би био формиран од самотних атома који нису у стању да формирају чврсте или течне супстанце. То би такође резултирало нестанком свих трансформација материје; то јест, не би било хемијске реакције. Само пролазни гасови свуда.

Референце

1. Харри Б. Граи. (1965). Електрони и хемијска везивања. В.А. БЕЊАМИН, ИНЦ. П 36-39.
2. Вхиттен, Давис, Пецк & Станлеи. Цхемистри (8. изд.). ЦЕНГАГЕ Леарнинг, стр. 233, 251, 278, 279.
3. Схип Р. (2016). Цхемицал Бондинг. Преузето са: хиперпхисицс.пхи-астр.гсу.еду
4. Типови хемијских веза. (3. октобар 2006). Преузето из: двб4.унл.еду
5. Формирање хемијских веза: Улога електрона. [ПДФ] Добављено из: цод.еду
6. Фондација ЦК-12. (с.ф.). Формирање енергије и ковалентне везе. Преузето са: цхем.либретектс.орг
7. Куимитубе (2012). Ковалентна веза координирана или дативна. Преузето са: куимитубе.цом