Definice chemických vazeb, charakteristika, způsob jejich vzniku, typy

chemická vazba je to síla, která dokáže udržet atomy, které tvoří hmotu, dohromady. Každý typ hmoty má charakteristickou chemickou vazbu, která spočívá v účasti jednoho nebo více elektronů. Tudíž síly, které spojují atomy v plynech, se liší například od kovů.

Všechny prvky periodické tabulky (s výjimkou hélia a lehkých vzácných plynů) mohou tvořit chemické vazby mezi sebou. Jejich povaha je však modifikována v závislosti na tom, jaké prvky pocházejí z elektronů, které je tvoří. Základním parametrem pro vysvětlení typu vazeb je elektronegativita.

Rozdíl v elektronegativitě (AE) mezi dvěma atomy definuje nejen typ chemické vazby, ale také fyzikálně-chemické vlastnosti sloučeniny. Soli se vyznačují tím, že mají iontové vazby (vysoké AE) a mnoho organických sloučenin, jako je vitamin B₁₂ (horní obrázek), kovalentní vazby (nízká ΔE).

V horní molekulární struktuře každá z linií představuje kovalentní vazbu. Klávesy naznačují, že spoj se vynořuje z roviny (směrem k čtečce) a ty podtržené z roviny (od čtečky). Všimněte si, že existují dvojné vazby (=) a atom kobaltu koordinované s pěti atomy dusíku a postranním řetězcem R.

Proč se však takové chemické vazby utvoří? Odpověď spočívá v energetické stabilitě zúčastněných atomů a elektronů. Tato stabilita musí vyvažovat elektrostatické odpuzování mezi elektronickými mraky a jádry a přitažlivost, kterou vyvíjí jádro na elektronech sousedního atomu..

Index

• 1 Definice chemické vazby
• 2 Charakteristiky
• 3 Jak se tvoří
  • 3.1 Homonukleární sloučeniny A-A
  • 3.2 Heteronukleární sloučeniny A-B
• 4 Typy
  • 4.1 - Kovalentní spoj
  • 4.2 - Iontová vazba
  • 4.3 Kovové spojení
• 5 Příklady
• 6 Význam chemické vazby
• 7 Odkazy

Definice chemické vazby

Mnozí autoři uvedli definice chemické vazby. Ze všech z nich byl nejdůležitější fyzikálně-chemický G. N. Lewis, který definoval chemickou vazbu jako účast dvojice elektronů mezi dvěma atomy. Pokud atomy A · a · B mohou poskytnout jeden elektron, pak se mezi nimi vytvoří jednoduchý spoj A: B nebo A-B.

Před vytvořením spoje jsou obě A a B odděleny neurčitou vzdáleností, ale když se spojují, je nyní síla, která je drží společně v diatomické sloučenině AB a vzdálenosti (nebo délky) spoje.

Vlastnosti

Jaké vlastnosti má tato síla, která drží atomy pohromadě? Ty závisí více na typu propojení mezi A a B než na jejich elektronických strukturách. Například odkaz A-B je směrový. Co tím myslíš? Že síla vyvíjená spojením dvojice elektronů může být reprezentována na ose (jako kdyby to byl válec).

Stejně tak toto spojení vyžaduje, aby se energie rozbila. Toto množství energie může být vyjádřeno v jednotkách kJ / mol nebo cal / mol. Jakmile bylo na sloučeninu AB aplikováno dostatečné množství energie (například teplem), disociuje se na původní atomy A a B..

Čím stabilnější je vazba, tím větší množství energie potřebuje k oddělení spojených atomů.

Na druhé straně, jestliže vazba ve sloučenině AB byla iontová, A⁺B^-, pak by to byla nesměrová síla. Proč? Protože A⁺ působí přitažlivou silou na B^- (a naopak), která závisí více na vzdálenosti, která odděluje oba ionty v prostoru, než na jejich relativním umístění.

Toto pole přitažlivosti a odpuzování shromažďuje další ionty, které tvoří tzv. Krystalickou mříž (horní obrázek: kation A⁺ leží obklopen čtyřmi anionty B^-, a tyto čtyři kationty A⁺ a tak dále).

Jak se tvoří

Homonukleární sloučeniny A-A

Aby pár elektronů vytvořil vazbu, existuje mnoho aspektů, které je třeba nejprve zvážit. Jádra, říkat ty A, mají protony a jsou proto pozitivní. Když dva atomy A jsou od sebe daleko od sebe, to znamená, že ve velké internukleární vzdálenosti (horní obraz), nezažívají žádnou přitažlivost.

Když se blíží ke dvěma atomům A, jejich jádra přitahují elektronický mrak sousedního atomu (fialový kruh). Toto je atraktivní síla (A přes sousední fialový kruh). Nicméně, dvě jádra A jsou odrazena tím, že jsou pozitivní, a tato síla zvyšuje potenciální energii vazby (vertikální osa)..

Je zde mezilehlá vzdálenost, ve které potenciální energie dosahuje minima; tj. jak přitažlivá síla, tak odpudivá síla jsou vyrovnány (dva atomy A v dolní části obrazu).

Pokud se tato vzdálenost sníží po tomto bodu, spojení způsobí, že dvě jádra se velmi silně odpudí, což destabilizuje sloučeninu A-A.

Aby spoj, který má být vytvořen, měl být energeticky přiměřená meziokleční vzdálenost; a navíc atomové orbitály se musí správně překrývat, aby byly elektrony spojeny.

Heteronukleární sloučeniny A-B

Co když se místo dvou atomů A spojí jeden z A a druhý B? V tom případě by se horní graf změnil, protože jeden z atomů by měl více protonů než druhý, a elektronické mraky by měly různé velikosti.

Když je vazba A-B vytvořena ve správném internukleárním odstupu, pár elektronů bude nalezen hlavně v blízkosti nejvíce elektronegativního atomu. To se děje se všemi heteronukleárními chemickými sloučeninami, které tvoří převážnou většinu těch, které jsou známy (a budou známy)..

Ačkoli to není zmíněno v hloubce, existuje mnoho proměnných, které přímo ovlivňují způsob přístupu atomů a chemické vazby; některé jsou termodynamické (je to spontánní reakce?), elektronické (jak plné nebo prázdné jsou orbity atomů) a jiné kinetiky.

Typy

Odkazy představují řadu charakteristik, které je od sebe odlišují. Některé z nich mohou být zarámovány do tří hlavních klasifikací: kovalentní, iontové nebo kovové.

Ačkoli tam jsou sloučeniny jehož spojení patří k jedinému typu, mnoho vlastně sestávat ze směsi charakterů každého. Tato skutečnost je způsobena rozdílem v elektronegativitě mezi atomy, které tvoří vazby. Některé sloučeniny tedy mohou být kovalentní, ale ve svých vazbách mají určitý iontový charakter.

Také typ vazby, struktura a molekulová hmotnost jsou klíčovými faktory, které definují makroskopické vlastnosti materiálu (jas, tvrdost, rozpustnost, bod tání atd.)..

-Kovalentní vazba

Kovalentní vazby jsou ty, které byly doposud vysvětleny. V nich se musí dva orbitály (jeden elektron v každém) překrývat s oddělenými jádry ve vhodné internukleární vzdálenosti.

Podle teorie molekulárního orbitálu (TOM), bude-li překrytí orbitálů frontální, bude vytvořena vazba sigma σ (která se také nazývá jednoduché nebo jednoduché spojení). Zatímco pokud jsou orbitály tvořeny laterálními a kolmými přesahy vzhledem k meziokleční ose, budou přítomny π (dvojité a trojité) vazby:

Jednoduchý odkaz

Spojení σ, jak je vidět na obrázku, je tvořeno podél mezilehlé osy. Ačkoli to není ukázáno, A a B mohou mít jiné vazby, a proto, jejich vlastní chemická prostředí (různé části molekulární struktury). Tento typ spoje je charakterizován jeho rotační silou (zelený válec) a tím, že je nejsilnější ze všech.

Například jednoduchá vazba molekul vodíku se může otáčet na mezilehlé ose (H-H). Stejně tak to může udělat hypotetická molekula CA-AB.

Spojení C-A, A-A a A-B se otáčí; ale jestliže C nebo B jsou atomy nebo skupina objemných atomů, rotace A-A je stericky bráněna (protože C a B by spadl) \ t.

Jednoduché vazby se nacházejí prakticky ve všech molekulách. Jejich atomy mohou mít jakoukoliv chemickou hybridizaci, pokud je překrytí jejich orbitálů frontální. Návrat do struktury vitamínu B₁₂, libovolný jednotlivý řádek (-) označuje jeden odkaz (například odkazy -CONH)₂).

Dvojitý odkaz

Dvojitá vazba vyžaduje, aby atomy měly (obvykle) sp hybridizaci². Čistá vazba p, kolmá na tři sp hybridní orbitály², tvoří dvojnou vazbu, která je zobrazena jako šedavě šedá.

Všimněte si, že současně jeden link (zelený válec) a dvojitý odkaz (šedý list) koexistují současně. Nicméně, na rozdíl od jednoduchých odkazů, čtyřhry nemají stejnou svobodu rotace kolem internuclear osy. Je to proto, že pro otočení musí být spoj (nebo list) zlomen; potřebuje energii.

Také vazba A = B je reaktivnější než A-B. Délka tohoto je menší a atomy A a B mají menší internukleární vzdálenost; proto existuje větší odpor mezi oběma jádry. Prolomení obou vazeb, jednoduchých i dvojitých, vyžaduje více energie, než je zapotřebí k oddělení atomů v molekule A-B.

Ve struktuře vitamínu B₁₂ lze pozorovat několik dvojných vazeb: C = O, P = O a uvnitř aromatických kruhů.

Trojitý odkaz

Trojitá vazba je dokonce kratší než dvojná vazba a její rotace je více energeticky poškozena. V něm jsou vytvořeny dvě kolmé π vazby (šedé a fialové listy), stejně jako jednoduchý odkaz.

Chemická hybridizace atomů A a B musí být obvykle sp: dva sp orbitály oddělené o 180 ° a dva čisté p orbitály kolmé na první. Všimněte si, že trojná vazba se podobá paletě, ale bez rotačního výkonu. Toto spojení může být jednoduše reprezentováno jako A2B (NNN, N-dusíková molekula₂).

Ze všech kovalentních vazeb je to nejreaktivnější; ale zároveň ten, kdo potřebuje více energie pro úplné oddělení svých atomů (· A: +: B ·). Pokud vitamín B₁₂ měl trojitou vazbu ve své molekulární struktuře, jeho farmakologický účinek by se drasticky změnil.

V trojných vazbách se účastní šest elektronů; ve čtyřhře, čtyři elektrony; a v jednoduchých nebo jednoduchých dvou.

Tvorba jedné nebo více těchto kovalentních vazeb závisí na elektronické dostupnosti atomů; to je, kolik elektronů potřebuje jejich orbitály získat valenční oktet.

Nepolární spojení

Kovalentní vazba se skládá ze spravedlivého sdílení dvojice elektronů mezi dvěma atomy. To je však striktně pravdivé pouze v případě, kdy oba atomy mají stejnou elektronegativnost; to znamená stejnou tendenci přitahovat elektronickou hustotu svého prostředí uvnitř sloučeniny.

Nepolární vazby jsou charakterizovány rozdílem nulové elektrodonegativity (ΔE≈0). K tomu dochází ve dvou situacích: v homonukleární sloučenině (A₂), nebo pokud jsou chemická prostředí na obou stranách spoje ekvivalentní (H. \ t₃C-CH₃, molekula ethanu).

Příklady nepolárních vazeb jsou uvedeny v následujících sloučeninách:

-Vodík (H-H)

-Kyslík (O = O)

-Dusík (N≡N)

-Fluor (F-F)

-Chlor (Cl-Cl)

-Acetylen (HC≡CH)

Polární odkazy

Když je mezi oběma atomy značný rozdíl v elektronegativitě ΔE, vytvoří se podél osy spoje dipólový moment: A^δ+-B^δ-. V případě heteronukleární sloučeniny AB, B je nejvíce elektronegativní atom, a proto, má nejvyšší elektronovou hustotu δ-; zatímco A, nejméně elektronegativní, zátěžový nedostatek δ+.

Aby se mohly objevit polární vazby, musí být spojeny dva atomy s různými elektronegativádami; a tak tvoří heteronukleární sloučeniny. A-B připomíná magnet: má kladný pól a záporný pól. To umožňuje interakci s jinými molekulami prostřednictvím dipól-dipólových sil, mezi nimiž jsou vodíkové vazby.

Voda má dvě polární kovalentní vazby, H-O-H, a její molekulární geometrie je úhlová, což zvyšuje jeho dipólový moment. Jestliže jeho geometrie byla lineární, oceány by se vypařily a voda by měla nižší bod varu.

Skutečnost, že sloučenina má polární vazby, neznamená to, že je polární. Například tetrachlormethan, CCl₄, má čtyři C-Cl polární odkazy, ale tetrahedral uspořádání nich dipólový moment skončí zrušení vectorially.

Dativní nebo koordinační odkazy

Když atom dává pár elektronů tvořit kovalentní vazbu s jiným atomem, my pak mluvíme o dative nebo koordinační vazbě. Například, mít B: pár elektronů dostupný, a A (nebo A⁺), elektronické volné místo, je vytvořen odkaz B: A.

Ve struktuře vitamínu B₁₂ pět atomů dusíku je vázáno na kovový střed Co tímto typem kovalentní vazby. Tyto atomy dusíku dávají dvojici volných elektronů kationtu Co³⁺, koordinovat kov s nimi (Co³⁺: N-)

Další příklad lze nalézt v protonaci molekuly amoniaku za vzniku amoniaku:

H₃N: + H⁺ => NH₄⁺

V obou případech se jedná o atom dusíku, který přispívá elektrony; proto kovalentní dativní nebo koordinační vazba nastane, když atom elektronů sám přispívá k dvojici elektronů.

Podobně může být molekula vody protonována, aby se transformovala na kation hydronia (nebo oxonia):

H₂O + H⁺ => H₃O⁺

Na rozdíl od amoniového kationtu má hydronium ještě volný pár elektronů (H₃O:⁺); je však velmi obtížné přijmout další proton za vzniku nestabilního dihydrogenhydronia, H₄O²⁺.

-Iontová vazba

Obraz ukazuje bílý kopec soli. Soli se vyznačují tím, že mají krystalické struktury, tj. Symetrické a uspořádané; vysoké teploty tání a varu, vysoké elektrické vodivosti při tavení nebo rozpouštění a také jejich ionty jsou silně vázány elektrostatickými interakcemi.

Tyto interakce tvoří to, co je známo jako iontová vazba. Na druhém obrázku je znázorněn kation A⁺ obklopené čtyřmi anionty B^-, ale toto je 2D reprezentace. Ve třech rozměrech, A⁺ by měly mít jiné anionty B^- před a za rovinou, tvořící různé struktury.

Takže, A⁺ může mít šest, osm nebo dokonce dvanáct sousedů. Počet sousedů obklopujících iont v krystalu je znám jako koordinační číslo (N.C). Pro každý N.C je spojen typ krystalického uspořádání, které zase tvoří pevnou fázi soli.

Symetrické a fazetované krystaly, které jsou vidět v solích, jsou způsobeny rovnováhou stanovenou interakcí přitažlivosti (A)⁺ B^-) a odpuzování (A. \ t⁺ A⁺, B^- B^-elektrostatický.

Školení

Ale proč A + a B^-, nebo Na⁺ a Cl^-, netvoří kovalentní vazby Na-Cl? Protože atom chloru je mnohem více elektronegativní než kov sodíku, který je také charakterizován velmi snadno vzdát se jeho elektronů. Když tyto elementy jsou nalezené, oni reagují exothermically produkovat stolní sůl: \ t

2Na (s) + Cl₂(g) => 2NaCl (s)

Dva atomy sodíku poskytují jejich jedinečný valenční elektron (Na ·) k diatomické molekule Cl₂, za účelem vytvoření aniontů Cl^-.

Interakce mezi sodnými kationty a chloridovými anionty, i když představují slabší vazbu než kovalentní vazby, jsou schopny udržet je pevně vázané v pevné látce; a tato skutečnost se odráží ve vysoké teplotě tání soli (801 ° C)..

Kovové spojení

Poslední typ chemického spojení je kovový. To lze nalézt na jakémkoli kusu kovu nebo slitiny. Je charakterizován tím, že je zvláštní a odlišný od ostatních, protože elektrony neprocházejí z jednoho atomu do druhého, ale cestují jako krystal kovu..

Atomy kovu, tedy měď, vzájemně prolínají své valenční orbity za vzniku vodivých pásů; přičemž elektrony (s, p, d nebo f) procházejí kolem atomů a udržují je pevně vázány.

V závislosti na počtu elektronů, které procházejí kovovým krystalem, orbitály poskytnutými pro pásy a na balení jejich atomů, může být kov měkký (jako alkalické kovy), tvrdý, jasný nebo dobrý vodič elektřiny a tepla.

Síla, která drží pohromadě atomy kovů, jako jsou ty, které tvoří malý muž v obraze a jeho laptopu, je lepší než u solí..

To může být ověřeno experimentálně, protože krystaly solí mohou být rozděleny do několika polovin před mechanickou silou; zatímco kovový kus (složený z velmi malých krystalů) je deformován.

Příklady

Následující čtyři sloučeniny zahrnují typy vysvětlených chemických vazeb:

-Fluorid sodný, NaF (Na⁺F^-): iontové.

-Sodík, Na: kovový.

-Fluor, F₂ (F-F): nepolární kovalentní, protože mezi oběma atomy existuje ΔE null, protože jsou identické.

-Fluorovodík, HF (H-F): polární kovalentní, protože v této sloučenině je fluor více elektronegativní než vodík.

Existují sloučeniny, jako je vitamin B₁₂, který má jak polární tak iontové kovalentní vazby (v záporném náboji jeho fosfátové skupiny -PO₄^--). V některých složitých strukturách, jako jsou kovové klastry, mohou všechny tyto typy propojení existovat současně.

Hmota nabízí příklady chemických vazeb ve všech jejích projevech. Od kamene na dně rybníka a vody, která ho obklopuje, až po ropuchy, které se chvějí na jeho okrajích.

I když spoje mohou být jednoduché, počet a prostorové uspořádání atomů v molekulární struktuře otevírá cestu k bohaté rozmanitosti sloučenin.

Význam chemické vazby

Jaký je význam chemické vazby? Neocenitelný počet důsledků, které by uvolnily nepřítomnost chemické vazby, zdůrazňuje její obrovský význam v přírodě:

-Bez ní by barvy neexistovaly, protože jejich elektrony nebudou absorbovat elektromagnetické záření. Částice prachu a ledu přítomné v atmosféře by zmizely, a proto by se modrá barva oblohy ztmavla.

-Uhlík nemohl tvořit své nekonečné řetězce, z nichž jsou odvozeny bilióny organických a biologických sloučenin.

-Proteiny nemohly být ani definovány ve svých aminokyselinách. Cukry a tuky by zmizely, stejně jako všechny sloučeniny uhlíku v živých organismech.

-Země by vybuchla z atmosféry, protože v nepřítomnosti chemických vazeb v jejích plynech by nebyla žádná síla držet je pohromadě. Ani by mezi nimi nebyla sebemenší intermolekulární interakce.

-Hory by mohly zmizet, protože jejich kameny a minerály, i když těžké, nemohly obsahovat své atomy zabalené uvnitř krystalických nebo amorfních struktur.

-Svět by byl tvořen osamocenými atomy, které nejsou schopny tvořit pevné nebo kapalné látky. To by také vedlo k zániku veškeré přeměny hmoty; to znamená, že by nedošlo k žádné chemické reakci. Všude jen prchavé plyny.

Odkazy

1. Harry B. Grey. (1965). Elektrony a chemické vazby. W.A. BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie (8. vydání). CENGAGE Learning, str. 233, 251, 278, 279.
3. Ship R. (2016). Chemické lepení. Zdroj: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Typy chemických vazeb. (3. října 2006). Převzato z: dwb4.unl.edu
5. Tvorba chemických vazeb: Úloha elektronů. [PDF] Zdroj: cod.edu
6. Nadace CK-12. (s.f.). Energie a formování kovalentních vazeb. Zdroj: chem.libretexts.org
7. Quimitube (2012). Kovalentní propojení koordinováno nebo dative. Zdroj: quimitube.com