Een covalente coördinatenbinding of coördinatiebinding is een soort binding waarbij een van de aangesloten atomen alle gedeelde elektronen levert.
In een eenvoudige covalente binding levert elk atoom één elektron aan de binding. Aan de andere kant, in een coördinatiebinding, worden de atomen die het elektron doneren om een binding te vormen het donoratoom genoemd, terwijl het atoom dat het paar elektronen accepteert om mee te verbinden het acceptoratoom wordt genoemd (Clark, 2012).
Figuur 1: weergave van een coördinatiebinding tussen het donoratoom (N) en de acceptor (H).
Een coördinatiebinding wordt weergegeven door een pijl die begint bij de donoratomen en eindigt bij het acceptoratoom (Figuur 1). In sommige gevallen kan de donor een molecuul zijn.
In dit geval kan een atoom in het molecuul het elektronenpaar doneren, wat de Lewis-base zou zijn, terwijl het molecuul met het accepterende vermogen het Lewis-zuur zou zijn (Coordinate Covalent Bond, SF).
Een coördinatiebinding heeft kenmerken die vergelijkbaar zijn met die van een eenvoudige covalente binding. Verbindingen met dit type binding hebben over het algemeen een laag smelt- en kookpunt, met een niet-bestaande coulombische interactie tussen de atomen (in tegenstelling tot de ionische binding) en de verbindingen zijn zeer oplosbaar in water (Atkins, 2017).
Enkele voorbeelden van gecoördineerde covalente bindingen
Het meest voorkomende voorbeeld van een coördinatiebinding is het ammoniumion, dat wordt gevormd door de combinatie van een ammoniakmolecuul en een proton uit een zuur.
In ammoniak heeft het stikstofatoom een eenzaam paar elektronen na het voltooien van zijn octet. Doneer dit eenzame paar aan het waterstofion, zodat het stikstofatoom een donor wordt. Het waterstofatoom wordt de acceptor (Schiller, SF).
Figuur 2: weergave van de coördinatiebinding van hydroniumionen.
Een ander bekend voorbeeld van een datiefbinding is de vorming van het hydroniumion. Net als bij het ammoniumion, dient het vrije elektronenpaar van het watermolecuul als een donor voor het proton dat de acceptor is (Figuur 2).
Er moet echter worden opgemerkt dat zodra de coördinatiebinding tot stand is gebracht, alle waterstofatomen die aan zuurstof zijn gebonden, exact equivalent zijn. Wanneer een waterstofion weer kapot gaat, is er geen onderscheid tussen welke van de waterstofatomen vrijkomt.
Een uitstekend voorbeeld van een Lewis-zuur-base-reactie, die de vorming van een gecoördineerde covalente binding illustreert, is de vormingsreactie van boortrifluoride-adduct met ammoniak.
Boortrifluoride is een verbinding die geen edelgasstructuur heeft rond het booratoom. Borium heeft slechts 3 paar elektronen in zijn valentieschil, dus er wordt gezegd dat BF3 elektron-deficiënt is.
Het ongedeelde elektronenpaar van ammoniakstikstof kan worden gebruikt om dat tekort te overwinnen en er wordt een verbinding gevormd die een coördinatiebinding inhoudt.
Figuur 3: Adduct tussen boortrifluoridemolecuul en ammoniak.
Dat paar elektronen uit stikstof wordt gedoneerd aan de lege p-orbitaal van boor. Hier is ammoniak de Lewis-base en BF3 is het Lewis-zuur.
Coördinatiechemie
Er is een tak van anorganische chemie die zich uitsluitend toelegt op de studie van verbindingen die overgangsmetalen vormen. Deze metalen verbinden andere atomen of moleculen door middel van coördinatiebindingen om complexe moleculen te vormen.
Deze moleculen staan bekend als coördinatieverbindingen en de wetenschap die ze bestudeert, wordt coördinatiechemie genoemd.
In dit geval staat de stof die aan het metaal is gebonden, dat de elektronendonor zou zijn, bekend als een ligand en coördinatieverbindingen zijn algemeen bekend als complexen.
Coördinatieverbindingen omvatten stoffen zoals vitamine B12, hemoglobine en chlorofyl, kleurstoffen en pigmenten en katalysatoren die worden gebruikt bij de bereiding van organische stoffen (Jack Halpern, 2014).
Een voorbeeld van een complex ion is het kobalt 2+ -complex, dat dichlooraminenethyleendiaminekobalt (IV) zou zijn.
Coördinatiechemie groeide uit het werk van Alfred Werner, een Zwitserse chemicus die verschillende verbindingen van kobalt (III) chloride en ammoniak onderzocht. Na toevoeging van zoutzuur ontdekte Werner dat de ammoniak niet volledig verwijderd kon worden. Hij stelde toen voor dat de ammoniak nauwer zou worden gebonden aan het centrale kobaltion.
Toen echter waterig zilvernitraat werd toegevoegd, was een van de gevormde producten vast zilverchloride. De hoeveelheid gevormd zilverchloride was gerelateerd aan het aantal ammoniakmoleculen gebonden aan kobalt (III) chloride.
Toen bijvoorbeeld zilvernitraat werd toegevoegd aan CoCl 3 · 6NH 3 , werden alle drie de chloriden omgezet in zilverchloride.
Toen echter zilvernitraat werd toegevoegd aan CoCl 3 · 5NH 3 , vormden slechts 2 van de 3 chloriden zilverchloride. Toen CoCl 3 .4NH 3 werd behandeld met zilvernitraat, sloeg een van de drie chloriden neer als zilverchloride.
De resulterende waarnemingen suggereerden de vorming van complexe of coördinatieverbindingen. In de interne coördinatiesfeer, in sommige teksten ook wel de eerste bol genoemd, zitten de liganden direct vast aan het centrale metaal.
In de buitenste coördinatiesfeer, ook wel de tweede sfeer genoemd, zijn andere ionen aan het complexe ion gehecht. Werner ontving in 1913 de Nobelprijs voor zijn theorie van coördinatie (Inleiding tot Coördinatiechemie, 2017).
Deze coördinatietheorie zorgt ervoor dat overgangsmetalen twee soorten valentie hebben: de eerste valentie, bepaald door het oxidatiegetal van het metaal, en de andere valentie, het coördinatiegetal.
Het oxidatiegetal geeft aan hoeveel covalente bindingen in het metaal kunnen worden gevormd (bijvoorbeeld ijzer (II) produceert FeO) en het coördinatiegetal geeft aan hoeveel coördinatiebindingen in het complex kunnen worden gevormd (bijvoorbeeld ijzer met coördinatiegetal 4 produceert - en 2- ) (Coördinatieverbindingen, 2017).
In het geval van kobalt heeft het coördinatiegetal 6. Daarom werd bij de experimenten van Werner bij het toevoegen van zilvernitraat altijd de hoeveelheid zilverchloride verkregen die een hex-gecoördineerd kobalt zou achterlaten.
De coördinatiebindingen van dit type verbinding hebben het kenmerk dat ze gekleurd zijn.
Ze zijn in feite verantwoordelijk voor de typische kleuring die geassocieerd wordt met een metaal (rood ijzer, blauw kobalt, enz.) En zijn belangrijk voor atomaire emissie- en absorptiespectrofotometrische tests (Skodje, SF).
Referenties
- Atkins, PW (2017, 23 januari). Chemische binding. Opgehaald van britannica.com.
- Clark, J. (2012, september). CO-ORDINEREN (DATIVE COVALENT) BONDING. Opgehaald van chemguide.co.uk.
- Coördineer covalente binding. (SF). Hersteld van chemistry.tutorvista.
- Coördinatieverbindingen. (2017, 20 april). Opgehaald van chem.libretexts.org.
- Inleiding tot coördinatiechemie. (2017, 20 april). Opgehaald van chem.libretexts.org.
- Jack Halpern, GB (2014, 6 januari). Coördinatieverbinding. Opgehaald van britannica.com.
- Schiller, M. (SF). Coördineer covalente binding. Opgehaald van easychem.com.
- Skodje, K. (SF). Coördineren covalente binding: definitie en voorbeelden. Opgehaald van study.com.