CHEMISCHE BINDING: KENMERKEN, HOE ZE WORDEN GEVORMD, TYPEN - CHEMIE - 2025

De chemische binding is de kracht die erin slaagt de atomen waaruit materie bestaat bij elkaar te houden. Elk type materie heeft een karakteristieke chemische binding, die bestaat uit de deelname van een of meer elektronen. De krachten die atomen in gassen binden, verschillen dus bijvoorbeeld van metalen.

Alle elementen van het periodiek systeem (met uitzondering van helium en de lichte edelgassen) kunnen chemische bindingen met elkaar vormen. De aard hiervan wordt echter gewijzigd afhankelijk van de elementen waaruit de elektronen waaruit ze bestaan ​​afkomstig zijn. Een essentiële parameter om het type bindingen te verklaren, is elektronegativiteit.

Bron: door Ymwang42 (talk) .Ymwang42 op en.wikipedia, van Wikimedia Commons

Het verschil in elektronegativiteit (ΔE) tussen twee atomen bepaalt niet alleen het type chemische binding, maar ook de fysisch-chemische eigenschappen van de verbinding. De zouten worden gekenmerkt door ionische bindingen (hoge ΔE), en veel van de organische verbindingen, zoals vitamine B ₁₂ (bovenste afbeelding), hebben covalente bindingen (lage ΔE).

In de hogere moleculaire structuur vertegenwoordigt elk van de lijnen een covalente binding. De wiggen geven aan dat de link uit het vlak komt (richting de lezer), en de onderstreepte achter het vlak (weg van de lezer). Merk op dat er dubbele bindingen (=) en een kobaltatoom zijn gecoördineerd met vijf stikstofatomen en een R zijketen.

Maar waarom ontstaan ​​zulke chemische bindingen? Het antwoord ligt in de energiestabiliteit van de deelnemende atomen en elektronen. Deze stabiliteit moet de elektrostatische afstoting tussen elektronenwolken en kernen in evenwicht brengen, en de aantrekkingskracht die een kern uitoefent op de elektronen van het naburige atoom.

Definitie van de chemische binding

Veel auteurs hebben definities gegeven van de chemische binding. Van allemaal was de belangrijkste die van de fysicochemicus GN Lewis, die de chemische binding definieerde als de deelname van een paar elektronen tussen twee atomen. Als atomen A · en · B een enkel elektron kunnen bijdragen, dan zal de enkele binding A: B of A - B tussen hen ontstaan.

Vóór de vorming van een binding zijn zowel A als B gescheiden door een onbepaalde afstand, maar bij het binden is er nu een kracht die ze bij elkaar houdt in de diatomische verbinding AB en een bindingsafstand (of lengte).

kenmerken

Bron: Gabriel Bolívar

Wat zijn de kenmerken van deze kracht die de atomen bij elkaar houdt? Deze zijn meer afhankelijk van het type verbinding tussen A en B dan van hun elektronische structuren. Link A - B is bijvoorbeeld directioneel. Wat betekent het? Dat de kracht die wordt uitgeoefend door de vereniging van het elektronenpaar kan worden weergegeven op een as (alsof het een cilinder is).

Ook heeft deze band energie nodig om te verbreken. Deze hoeveelheid energie kan worden uitgedrukt in de eenheden kJ / mol of cal / mol. Zodra voldoende energie is toegepast op verbinding AB (bijvoorbeeld door warmte), zal deze dissociëren in de oorspronkelijke A · en · B-atomen.

Hoe stabieler de binding, hoe meer energie het kost om de gebonden atomen te scheiden.

Aan de andere kant, als de binding in verbinding AB ionisch zou zijn, A ⁺ B ^- , dan zou het een niet-directionele kracht zijn. Waarom? Omdat A ⁺ een aantrekkingskracht uitoefent op B ^- (en vice versa) die meer afhangt van de afstand die beide ionen in de ruimte scheidt dan van hun relatieve locatie.

Dit aantrekkings- en afstotingsveld brengt andere ionen samen om een ​​zogenaamd kristalrooster te vormen (bovenste afbeelding: het A ⁺ kation ligt omgeven door vier B ^- anionen , en deze zijn omgeven door vier A ⁺ kationen, enzovoort).

Hoe worden chemische bindingen gevormd?

AA homonucleaire verbindingen

Bron: Gabriel Bolívar

Om een ​​paar elektronen een binding te laten vormen, zijn er veel dingen die eerst moeten worden overwogen. De kernen, zeg maar die van A, hebben protonen en zijn dus positief. Wanneer twee A-atomen erg ver van elkaar verwijderd zijn, dat wil zeggen op een grote internucleaire afstand (bovenste afbeelding), ervaren ze geen enkele aantrekking.

Als de twee A-atomen hun kernen naderen, trekken ze de elektronenwolk van het naburige atoom (de paarse cirkel) aan. Dit is de aantrekkingskracht (A op de aangrenzende paarse cirkel). De twee kernen van A stoten elkaar echter af omdat ze positief zijn, en deze kracht verhoogt de potentiële energie van de binding (verticale as).

Er is een internucleaire afstand waarin de potentiële energie een minimum bereikt; dat wil zeggen dat zowel de aantrekkende als afstotende krachten (de twee A-atomen in het onderste deel van het beeld) in evenwicht zijn.

Als deze afstand na dit punt afneemt, zal de binding ervoor zorgen dat de twee kernen elkaar zeer sterk afstoten, waardoor de AA-verbinding wordt gedestabiliseerd.

Dus om de band te vormen moet er een energetisch voldoende internucleaire afstand zijn; en bovendien moeten de atomaire orbitalen elkaar correct overlappen om de elektronen te binden.

Heteronucleaire verbindingen AB

Wat als in plaats van twee atomen van A, een van A en de andere van B zouden worden samengevoegd? In dit geval zou de bovenste grafiek veranderen omdat een van de atomen meer protonen zou hebben dan de andere, en de elektronenwolken zouden verschillende afmetingen hebben.

Omdat de A - B-binding wordt gevormd op de juiste internucleaire afstand, zal het elektronenpaar voornamelijk in de buurt van het meest elektronegatieve atoom worden gevonden. Dit is het geval met alle heteronucleaire chemische verbindingen, die de overgrote meerderheid vormen van degenen die bekend zijn (en bekend zullen worden).

Hoewel niet diepgaand vermeld, zijn er talrijke variabelen die rechtstreeks van invloed zijn op de benadering van atomen en het vormen van chemische bindingen; sommige zijn thermodynamisch (is de reactie spontaan?), elektronisch (hoe vol of leeg zijn de orbitalen van de atomen) en andere kinetisch.

Soorten chemische bindingen

Links hebben een reeks kenmerken die ze van elkaar onderscheiden. Verschillende van hen kunnen worden ingekaderd in drie hoofdclassificaties: covalent, ionisch of metaalachtig.

Hoewel er verbindingen zijn waarvan de bindingen tot een enkel type behoren, bestaan ​​veel in feite uit een combinatie van karakters van elk. Dit feit is te wijten aan het verschil in elektronegativiteit tussen de atomen die de bindingen vormen. Sommige verbindingen kunnen dus covalent zijn, maar hebben een ionisch karakter in hun bindingen.

Evenzo zijn het type binding, de structuur en de moleculaire massa sleutelfactoren die de macroscopische eigenschappen van de materie bepalen (helderheid, hardheid, oplosbaarheid, smeltpunt, enz.).

-Covalente binding

Covalente bindingen zijn tot dusverre verklaard. In hen moeten twee orbitalen (één elektron in elk) overlappen met de kernen gescheiden door een geschikte internucleaire afstand.

Volgens de moleculaire orbitaaltheorie (TOM), als de overlapping van de orbitalen frontaal is, zal een sigma σ-binding worden gevormd (ook wel een eenvoudige of eenvoudige binding genoemd). Terwijl als de orbitalen worden gevormd door laterale en loodrechte overlappingen ten opzichte van de internucleaire as, we de π-bindingen (dubbel en drievoudig) hebben:

Bron: Gabriel Bolívar

Eenvoudige link

De σ-binding, zoals te zien is in de afbeelding, wordt gevormd langs de internucleaire as. Hoewel niet weergegeven, kunnen A en B andere bindingen hebben en daarom hun eigen chemische omgeving (verschillende delen van de moleculaire structuur). Dit type schakel kenmerkt zich door zijn rotatiekracht (groene cilinder) en doordat hij de sterkste is.

De enkele binding in het waterstofmolecuul kan bijvoorbeeld rond de internucleaire as (H - H) draaien. Evenzo kan een hypothetisch CA-AB-molecuul.

Links C - A, A - A en A - B draaien; maar als C of B atomen zijn of een groep volumineuze atomen, wordt de rotatie A - A sterisch belemmerd (omdat C en B zouden botsen).

Enkele bindingen worden in vrijwel alle moleculen aangetroffen. De atomen kunnen elke chemische hybridisatie hebben zolang de overlapping van hun orbitalen frontaal is. Terugkomend op de structuur van vitamine B ₁₂ , geeft elke enkele lijn (-) een enkele binding aan (bijvoorbeeld de –CONH _2- bindingen ).

Dubbele link

Dubbele binding vereist dat de atomen (meestal) sp ^2- gehybridiseerd zijn . De pure p-binding, loodrecht op de drie sp ² hybride orbitalen , vormt de dubbele binding, die wordt weergegeven als een grijsachtig vel.

Merk op dat zowel de enkele binding (groene cilinder) als de dubbele binding (grijze plaat) tegelijkertijd naast elkaar bestaan. In tegenstelling tot enkele bindingen hebben dubbele bindingen echter niet dezelfde vrijheid van rotatie rond de internucleaire as. Dit komt omdat om te draaien de schakel (of de folie) moet breken; proces dat energie nodig heeft.

Ook is de binding A = B reactiever dan A - B. De lengte is korter en atomen A en B bevinden zich op een kortere internucleaire afstand; daarom is er een grotere afstoting tussen beide kernen. Het verbreken van zowel de enkele als de dubbele bindingen vereist meer energie dan nodig is om de atomen in het A - B-molecuul te scheiden.

In de structuur van vitamine B _{12 kunnen} verschillende dubbele bindingen worden waargenomen: C = O, P = O, en binnen de aromatische ringen.

Drievoudige binding

De drievoudige binding is zelfs korter dan de dubbele binding en de rotatie ervan wordt energetisch meer belemmerd. Daarin worden twee π-bindingen loodrecht op elkaar gevormd (de grijsachtige en paarse vellen), evenals een enkele binding.

Gewoonlijk moet de chemische hybridisatie van de atomen van A en B sp zijn: twee sp-orbitalen 180º uit elkaar, en twee zuivere p-orbitalen loodrecht op de eerste. Merk op dat een drievoudige binding eruitziet als een peddel, maar zonder rotatiekracht. Deze binding kan eenvoudig worden weergegeven als A≡B (N≡N, stikstofmolecuul N ₂ ).

Van alle covalente bindingen is dit de meest reactieve; maar tegelijkertijd degene die meer energie nodig heeft voor de volledige scheiding van zijn atomen (· A: +: B ·). Als vitamine B ₁₂ een drievoudige binding zou hebben binnen zijn moleculaire structuur, zou het farmacologische effect drastisch veranderen.

Zes elektronen nemen deel aan drievoudige bindingen; in dubbelen, vier elektronen; en in het simpele of simpele, twee.

De vorming van een of meer van deze covalente bindingen hangt af van de elektronische beschikbaarheid van de atomen; dat wil zeggen, hoeveel elektronen hebben hun orbitalen nodig om een ​​octet valentie te verwerven.

Niet-polaire binding

Een covalente binding bestaat uit een gelijkmatige verdeling van een paar elektronen tussen twee atomen. Maar dit is alleen strikt waar in het geval dat beide atomen gelijke elektronegativiteiten hebben; dat wil zeggen, dezelfde neiging om elektronendichtheid van zijn omgeving in een verbinding aan te trekken.

Niet-polaire bindingen worden gekenmerkt door een nul-elektronegativiteitsverschil (ΔE≈0). Dit gebeurt in twee situaties: in een homonucleaire verbinding (A ₂ ), of als de chemische omgevingen aan beide zijden van de binding equivalent zijn (H ₃ C - CH ₃ , ethaanmolecuul).

Voorbeelden van niet-polaire bindingen zijn te zien in de volgende verbindingen:

-Waterstof (H - H)

-Zuurstof (O = O)

-Stikstof (N≡N)

-Fluor (F - F)

-Chloor (Cl - Cl)

-Acetyleen (HC≡CH)

Polaire banden

Als er een duidelijk verschil is in elektronegativiteit ΔE tussen beide atomen, wordt een dipoolmoment gevormd langs de bindingsas: A ^{δ +} –B ^δ- . In het geval van de heteronucleaire verbinding AB is B het meest elektronegatieve atoom en daarom heeft het een hogere elektronendichtheid δ-; terwijl A, de minst elektronegatieve, een δ + ladingsdeficiëntie heeft.

Om polaire bindingen te laten ontstaan, moeten twee atomen met verschillende elektronegativiteit samenkomen; en dus heteronucleaire verbindingen vormen. A - B lijkt op een magneet: hij heeft een positieve en een negatieve pool. Hierdoor kan het communiceren met andere moleculen door middel van dipool-dipoolkrachten, waaronder waterstofbruggen.

Water heeft twee polaire covalente bindingen, H - O - H, en de moleculaire geometrie is hoekig, waardoor het dipoolmoment toeneemt. Als de geometrie lineair zou zijn, zouden de oceanen verdampen en zou het water een lager kookpunt hebben.

Het feit dat een verbinding polaire bindingen heeft, betekent niet dat het polair is . Koolstoftetrachloride, CCl ₄ , heeft bijvoorbeeld vier polaire C-Cl-bindingen, maar vanwege hun tetraëdrische rangschikking wordt het dipoolmoment uiteindelijk vectorieel geannuleerd.

Datief- of coördinatielinks

Wanneer een atoom een ​​paar elektronen opgeeft om een ​​covalente binding te vormen met een ander atoom, dan spreken we van een datief of coördinatiebinding. Met bijvoorbeeld B: het beschikbare elektronenpaar en A (of A ⁺ ), een elektronische vacature, wordt de B: A-binding gevormd.

In de structuur van vitamine B _{12 zijn} de vijf stikstofatomen via dit type covalente binding verbonden met het metaalcentrum van Co. Deze stikstofatomen geven hun paar vrije elektronen af ​​aan het Co ³⁺ kation , het metaal coördineert daarmee (Co ³⁺ : N–)

Een ander voorbeeld is de protonering van een ammoniakmolecuul om ammoniak te vormen:

H ₃ N: + H ⁺ => NH ₄ ⁺

Merk op dat in beide gevallen het stikstofatoom de elektronen bijdraagt; daarom treedt de datief of coördinatie covalente binding op wanneer een atoom alleen het elektronenpaar bijdraagt.

Op dezelfde manier kan het watermolecuul worden geprotoneerd om het hydronium (of oxonium) kation te worden:

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

In tegenstelling tot het ammoniumkation heeft hydronium nog steeds een vrij elektronenpaar (H ₃ O: ⁺ ); het is echter zeer moeilijk om op een ander proton accepteren om de onstabiele hydronium dikation vormen, H ₄ O ²⁺ .

-Ionbinding

Bron: Pixabay

Afgebeeld is een witte zoutheuvel. De zouten worden gekenmerkt door kristallijne structuren, dat wil zeggen symmetrisch en geordend; hoge smelt- en kookpunten, hoge elektrische geleidbaarheid bij smelten of oplossen, en ook zijn ionen sterk gebonden door elektrostatische interacties.

Deze interacties vormen wat bekend staat als de ionische binding. In de tweede afbeelding werd een A ⁺ kation getoond omgeven door vier B ^- anionen , maar dit is een 2D-weergave. In drie dimensies zou A ⁺ andere B-anionen moeten hebben ^- voor en achter het vlak, en verschillende structuren vormen.

A ⁺ kan dus zes, acht of zelfs twaalf buren hebben. Het aantal buren dat een ion in een kristal omringt, staat bekend als het coördinatiegetal (NC). Voor elke NC is een soort kristallijne ordening geassocieerd, die op zijn beurt een vaste fase van het zout vormt.

De symmetrische en gefacetteerde kristallen die in de zouten te zien zijn, zijn te wijten aan het evenwicht dat wordt bereikt door de elektrostatische interacties van aantrekking (A ⁺ B ^- ) en afstoting (A ⁺ A ⁺ , B ^- B ^- ).

Opleiding

Maar waarom vormen A + en B ^- of Na ⁺ en Cl ^{- geen} covalente Na - Cl-bindingen? Omdat het chlooratoom veel elektronegatiever is dan natriummetaal, dat ook wordt gekenmerkt door het heel gemakkelijk opgeven van zijn elektronen. Wanneer deze elementen elkaar ontmoeten, reageren ze exotherm om keukenzout te produceren:

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (s)

Twee natriumatomen geven hun enige valentie-elektron (Na ·) af aan het diatomische molecuul Cl ₂ en vormen zo Cl ^- anionen .

De interacties tussen natriumkationen en chloride-anionen, hoewel ze een zwakkere binding vertegenwoordigen dan covalente, zijn in staat ze sterk verenigd te houden in de vaste stof; en dit feit wordt weerspiegeld in het hoge smeltpunt van het zout (801 ° C).

Metalen binding

Bron: Pixnio

De laatste van de soorten chemische bindingen is van metaal. Dit is te vinden op elk onderdeel van metaal of legering. Het wordt gekenmerkt doordat het speciaal is en verschilt van de andere, vanwege het feit dat elektronen niet van het ene atoom naar het andere gaan, maar eerder als een zee door het kristal van metalen reizen.

Metaalatomen, om te zeggen koper, vermengen dus hun valentie-orbitalen met elkaar om geleidingsbanden te vormen; waardoor elektronen (s, p, dof) rond de atomen gaan en ze stevig bij elkaar houden.

Afhankelijk van het aantal elektronen dat door het metaalkristal gaat, de orbitalen die voor de banden zijn voorzien en de pakking van zijn atomen, kan het metaal zacht zijn (zoals alkalimetalen), hard, glanzend of een goede geleider van elektriciteit en heet.

De kracht die de atomen van metalen bij elkaar houdt, zoals die van de kleine man in de afbeelding en zijn laptop, is groter dan die van zouten.

Dit kan experimenteel worden geverifieerd omdat de kristallen van de zouten vóór een mechanische kracht in verschillende helften kunnen worden verdeeld; terwijl een metalen stuk (samengesteld uit zeer kleine kristallen) vervormt.

Voorbeelden van links

De volgende vier verbindingen omvatten de soorten chemische bindingen die worden uitgelegd:

-Natriumfluoride, NaF (Na ⁺ F ^- ): ionisch.

-Natrium, Na: metaalachtig.

-Fluor, F ₂ (F - F): niet-polair covalent, vanwege het feit dat er een nul ΔE is tussen beide atomen omdat ze identiek zijn.

-Waterstoffluoride, HF (H - F): polair covalent, aangezien fluor in deze verbinding meer elektronegatief is dan waterstof.

Er zijn verbindingen, zoals vitamine B ₁₂ , die zowel polaire als ionische covalente bindingen hebben (in de negatieve lading van de fosfaatgroep –PO ₄ ^- -). In sommige complexe structuren, zoals die van metallische clusters, kunnen al deze soorten schakels zelfs naast elkaar bestaan.

Materie biedt in al zijn verschijningsvormen voorbeelden van chemische bindingen. Van de steen op de bodem van een vijver en het water eromheen, tot de padden die aan de randen kwaken.

Hoewel de bindingen eenvoudig kunnen zijn, maken het aantal en de ruimtelijke ordening van de atomen in de moleculaire structuur plaats voor een rijke diversiteit aan verbindingen.

Belang van de chemische binding

Wat is het belang van de chemische binding? Het onberekenbare aantal gevolgen dat de afwezigheid van de chemische binding zou veroorzaken, onderstreept het enorme belang ervan in de natuur:

-Zonder dat zouden kleuren niet bestaan, aangezien de elektronen geen elektromagnetische straling zouden absorberen. De stof- en ijsdeeltjes in de atmosfeer zouden verdwijnen en daarom zou de blauwe kleur van de lucht donker worden.

-Koolstof kon zijn eindeloze ketens niet vormen, waaruit miljarden organische en biologische verbindingen voortkomen.

- Eiwitten konden niet eens worden gedefinieerd in hun samenstellende aminozuren. Suikers en vetten zouden verdwijnen, evenals alle koolstofhoudende verbindingen in levende organismen.

-De aarde zou geen atmosfeer hebben, omdat er bij afwezigheid van chemische bindingen in zijn gassen geen kracht zou zijn om ze bij elkaar te houden. Noch zou er de minste intermoleculaire interactie tussen hen zijn.

-Bergen zouden kunnen verdwijnen, omdat hun rotsen en mineralen, hoewel zwaar, hun atomen niet verpakt in hun kristallijne of amorfe structuren konden bevatten.

-De wereld zou bestaan ​​uit solitaire atomen die geen vaste of vloeibare stoffen kunnen vormen. Dit zou ook resulteren in het verdwijnen van alle transformatie van materie; dat wil zeggen, er zou geen chemische reactie zijn. Gewoon overal vluchtige gassen.

Referenties

1. Harry B. Gray. (1965). Elektronen en chemische binding. WA BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren, p 233, 251, 278, 279.
3. Schip R. (2016). Chemische binding. Hersteld van: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Soorten chemische binding. (3 oktober 2006). Genomen uit: dwb4.unl.edu
5. Vorming van chemische bindingen: de rol van elektronen. . Hersteld van: cod.edu
6. Stichting CK-12. (sf). Vorming van energie en covalente binding. Hersteld van: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Coördinaten of datief covalente binding. Hersteld van: quimitube.com