ĶĪMISKĀ SAITE: RAKSTUROJUMS, KĀ TĀS VEIDOJAS, VEIDI - ĶĪMIJA - 2025

Ķīmiskās saites ir spēks, kas izdodas turēt kopā atomi, kas veido jautājums. Katram matērijas tipam ir raksturīga ķīmiskā saite, kas sastāv no viena vai vairāku elektronu piedalīšanās. Tādējādi spēki, kas saista atomus gāzēs, atšķiras, piemēram, no metāliem.

Visi periodiskās tabulas elementi (izņemot hēliju un vieglās cēlgāzes) var savstarpēji veidot ķīmiskas saites. Tomēr to raksturs tiek mainīts atkarībā no tā, no kuriem elementiem nāk elektroni, kas tos veido. Būtisks parametrs, kas izskaidro obligāciju veidu, ir elektronegativitāte.

Avots: Autors Ymwang42 (saruna) .Ymwang42 vietnē en.wikipedia, no Wikimedia Commons

Elektronegativitātes (ΔE) atšķirība starp diviem atomiem nosaka ne tikai ķīmiskās saites veidu, bet arī savienojuma fizikāli ķīmiskās īpašības. Sāļiem ir raksturīgas jonu saites (augstas ΔE), un daudziem no organiskajiem savienojumiem, piemēram, vitamīnam B ₁₂ (augšējais attēls), ir kovalentās saites (zems ΔE).

Augstākā molekulārā struktūrā katra no līnijām apzīmē kovalento saiti. Ķīļi norāda, ka saite rodas no plaknes (lasītāja virzienā), bet pasvītrotie - aiz plaknes (prom no lasītāja). Ņemiet vērā, ka pastāv divkāršās saites (=) un kobalta atoms, kas koordinēts ar pieciem slāpekļa atomiem un R sānu ķēdi.

Bet kāpēc veidojas šādas ķīmiskās saites? Atbilde slēpjas iesaistīto atomu un elektronu enerģētiskajā stabilitātē. Šai stabilitātei jāsabalansē elektrostatiskās atgrūšanās, kas rodas starp elektronu mākoņiem un kodoliem, un pievilcība, ko kodols rada kaimiņu atoma elektroniem.

Ķīmiskās saites definīcija

Daudzi autori ir snieguši ķīmiskās saites definīcijas. No visiem tiem vissvarīgākais bija fizikāli ķīmiķis GN Lewis, kurš ķīmisko saiti definēja kā elektronu pāra dalību starp diviem atomiem. Ja atomi A · un · B var dot ieguldījumu vienā elektronā, tad starp tiem veidosies vienotā saite A: B vai A – B.

Pirms saišu veidošanās gan A, gan B tiek atdalītas ar nenoteiktu attālumu, bet, kad tās saista, tagad ir spēks, kas tās satur kopā diatomiskajā savienojumā AB, un saites attālums (vai garums).

raksturojums

Avots: Gabriel Bolívar

Kādas ir šī spēka īpašības, kas kopā satur atomus? Tie vairāk ir atkarīgi no savienojuma veida starp A un B, nevis no to elektroniskajām struktūrām. Piemēram, saite A - B ir virziena. Ko tas nozīmē? Ka spēku, ko rada elektronu pāra savienība, var attēlot uz asi (it kā tas būtu cilindrs).

Arī šai saitei ir nepieciešama enerģija, lai saplīst. Šo enerģijas daudzumu var izteikt kJ / mol vai cal / mol vienībās. Kad savienojumam AB (piemēram, ar karstumu) ir pielietota pietiekami daudz enerģijas, tas sadalīsies sākotnējos A · un · B atomos.

Jo stabilāka ir saite, jo vairāk enerģijas nepieciešams saistīto atomu atdalīšanai.

No otras puses, ja saite AB savienojumā būtu jonu, A ⁺ B ^- , tad tas būtu bez virziena spēks. Kāpēc? Tā kā A ⁺ pievilina spēku B ^- (un otrādi), tas ir vairāk atkarīgs no attāluma, kas atdala abus jonus telpā, nevis no to relatīvās atrašanās vietas.

Šis pievilcības un atgrūšanas lauks apvieno citus jonus, veidojot tā saukto kristāla režģi (augšējais attēls: A ⁺ katjonu ieskauj četri B ^- anijoni , un tos ieskauj četri A ⁺ katjoni utt.).

Kā veidojas ķīmiskās saites?

AA homonukleārie savienojumi

Avots: Gabriel Bolívar

Lai elektronu pāris veidotu saiti, vispirms ir jāņem vērā daudzas lietas. Kodoliem, teiksim A, ir protoni un tāpēc tie ir pozitīvi. Kad divi A atomi atrodas ļoti tālu viens no otra, tas ir, lielā kodolstarpes attālumā (augšējais attēls), tie nepiedzīvo nekādu pievilcību.

Kad divi A atomi tuvojas saviem kodoliem, tie piesaista kaimiņu atoma (purpursarkanā loka) elektronu mākoni. Tas ir pievilcības spēks (A uz kaimiņu purpura apļa). Tomēr abi A kodoli atgrūž viens otru, jo tie ir pozitīvi, un šis spēks palielina saites (vertikālās ass) potenciālo enerģiju.

Pastāv starpkodolu attālums, kurā potenciālā enerģija sasniedz minimumu; tas ir, gan pievilcīgie, gan atbaidošie spēki (divi A atomi attēla apakšējā daļā) ir līdzsvaroti.

Ja pēc šī punkta šis attālums samazinās, saite liks diviem kodoliem ļoti spēcīgi atgrūsties, destabilizējot AA savienojumu.

Tātad, lai saite veidotos, ir jābūt enerģētiski pietiekamam starpkodolu attālumam; un turklāt atomu orbitālei ir pareizi jāpārklājas, lai elektroni varētu sasaistīties.

Heteronukleāro savienojumu AB

Kā būtu, ja divu A atomu vietā būtu savienoti viens no A un otrs no B? Šajā gadījumā mainītos augšējais grafiks, jo vienam no atomiem būtu vairāk protonu nekā otram, un elektronu mākoņiem būtu dažādi izmēri.

Tā kā A-B saite veidojas atbilstošā kodolu attālumā, elektronu pāris galvenokārt tiks atrasts visvairāk elektronegatīvā atoma tuvumā. Tas attiecas uz visiem heteronukleārajiem ķīmiskajiem savienojumiem, kas veido lielāko daļu no tiem, kas ir zināmi (un būs zināmi).

Lai arī tie nav minēti padziļināti, ir daudz mainīgo, kas tieši ietekmē to, kā tuvojas atomi un veidojas ķīmiskās saites; daži ir termodinamiski (vai reakcija notiek spontāni?), elektroniski (cik pilni vai tukši ir atomu orbitāles), bet citi - kinētiski.

Ķīmisko saišu veidi

Saitēm ir virkne īpašību, kas tās atšķir viena no otras. Vairākus no tiem var iedalīt trīs galvenajās klasifikācijās: kovalentā, jonu vai metāla.

Lai gan ir savienojumi, kuru saites pieder vienam tipam, daudzi faktiski sastāv no katra rakstzīmju sajaukuma. Šis fakts ir saistīts ar atšķirību elektronegativitātē starp atomiem, kas veido saites. Tādējādi daži savienojumi var būt kovalenti, bet to saitēm ir kāds jonu raksturs.

Tāpat saites veids, struktūra un molekulārā masa ir galvenie faktori, kas nosaka vielas makroskopiskās īpašības (spilgtums, cietība, šķīdība, kušanas temperatūra utt.).

-Kovalenta saite

Kovalentās saites ir tās, kuras līdz šim ir izskaidrotas. Tajos diviem orbitāļiem (pa vienam elektronam katrā) jāpārklājas ar kodoliem, kas atdalīti ar atbilstošu starpkodolu attālumu.

Saskaņā ar molekulāro orbitālo teoriju (TOM), ja orbitāļu pārklāšanās ir frontāla, izveidosies sigma σ saite (ko sauc arī par vienkāršu vai vienkāršu saiti). Tā kā, ja orbitāles veido sānu un perpendikulāri pārklājumi attiecībā pret kodolu asi, mums būs π saites (divkāršās un trīskāršās):

Avots: Gabriel Bolívar

Vienkārša saite

Σ saite, kā redzams attēlā, tiek veidota gar kodolu asi. Lai arī tie nav parādīti, A un B var būt citas saites, un tāpēc tām ir sava ķīmiskā vide (dažādas molekulārās struktūras daļas). Šim savienojuma veidam raksturīga tā rotācijas jauda (zaļais cilindrs) un tas, ka tas ir visspēcīgākais.

Piemēram, vienotā saite ūdeņraža molekulā var griezties ap kodolu asi (H - H). Tāpat hipotētiska CA - AB molekula var.

Saites C - A, A - A un A - B griežas; bet, ja C vai B ir atomi vai lielgabarīta atomu grupa, A - A rotācija ir steriski traucēta (jo C un B sabruks).

Vienreizējās saites ir sastopamas praktiski visās molekulās. Tā atomiem var būt jebkāda ķīmiska hibridizācija, ja vien to orbitāļu pārklāšanās ir frontāla. Atgriežoties pie B ₁₂ vitamīna struktūras , jebkura vienota līnija (-) norāda uz vienotu saiti (piemēram, –CONH ₂ saites ).

Dubultā saite

Divkāršai saistībai ir nepieciešams, lai atomi būtu (parasti) sp ² hibridizēti . Tīrā p saite, kas ir perpendikulāra trim sp ² hibrīda orbītām , veido dubultā saiti, kas parādīta kā pelēka lapa.

Ņemiet vērā, ka vienotā saite (zaļais cilindrs) un dubultā saite (pelēkā lapa) pastāv vienlaikus. Tomēr atšķirībā no atsevišķajām saitēm divkāršajām saitēm nav vienādas rotācijas brīvības ap kodolu asi. Tas ir tāpēc, ka, lai pagrieztu, saitei (vai folijai) ir jālauž; process, kam nepieciešama enerģija.

Arī saite A = B ir reaktīvāka nekā A - B. Tā garums ir īsāks, un A un B atomi atrodas īsākā starpkodolu attālumā; tāpēc starp abiem kodoliem ir lielāka atgrūšanās. Gan vienreizējās, gan dubultās saites pārrāvums prasa vairāk enerģijas, nekā nepieciešams atomu atdalīšanai A-B molekulā.

B ₁₂ vitamīna struktūrā var novērot vairākas divkāršās saites: C = O, P = O un aromātisko gredzenu iekšienē.

Trīskāršā saite

Trīskāršā saite ir pat īsāka nekā divkāršā saite, un tās rotācija ir enerģētiski traucēta. Tajā divas π saites ir izveidotas perpendikulāri viena otrai (pelēcīgas un purpursarkanas loksnes), kā arī viena saite.

Parasti A un B atomu ķīmiskajai hibridizācijai jābūt sp: divām sp orbitālām, kas atrodas 180 ° attālumā viena no otras, un divām tīrām p orbitālēm, kas ir perpendikulāras pirmajai. Ņemiet vērā, ka trīskāršā saite izskatās kā bradāt, bet bez rotācijas spēka. Šo saiti var attēlot vienkārši kā A≡B (N≡N, slāpekļa molekula N ₂ ).

No visām kovalentajām saitēm šī ir visreaģējošākā; bet tajā pašā laikā tas, kuram nepieciešama vairāk enerģijas pilnīgai atomu atdalīšanai (· A: +: B ·). Ja B ₁₂ vitamīnam molekulārajā struktūrā būtu trīskārša saite, tā farmakoloģiskā iedarbība krasi mainītos.

Seši elektroni piedalās trīskāršās saitēs; dubultā - četri elektroni; un vienkāršajā vai vienkāršajā - divi.

Vienas vai vairāku šo kovalento saišu veidošanās ir atkarīga no atomu elektroniskās pieejamības; tas ir, cik elektroniem ir vajadzīgas to orbitāles, lai iegūtu vienu valenta oktetu.

Nepolārā saite

Kovalento saiti veido vienāda elektronu pāra dalīšana starp diviem atomiem. Bet tas ir stingri taisnība tikai tad, ja abiem atomiem ir vienāda elektronegativitāte; tas ir, tāda pati tendence piesaistīt elektronu blīvumu no apkārtnes savienojumam.

Nepolārajām saitēm raksturīga nulles elektronegativitātes starpība (ΔE≈0). Tas notiek divās situācijās: homonukleārā savienojumā (A ₂ ) vai ja ķīmiskā vide abās saites pusēs ir līdzvērtīga (H ₃ C - CH ₃ , etāna molekula).

Nepolāru saišu piemēri ir redzami šādos savienojumos:

-Ūdeņradis (H - H)

-Skābeklis (O = O)

-Slāpeklis (N≡N)

-Fluors (F - F)

-Hlora (Cl - Cl)

-Acetilēns (HC≡CH)

Polārās obligācijas

Ja starp abiem atomiem ir izteikta elektronegativitātes ΔE atšķirība, gar saites asi veidojas dipola moments: A ^{δ +} –B ^δ- . Heteronukleārā savienojuma AB gadījumā B ir visvairāk elektronegatīvais atoms, un tāpēc tam ir lielāks elektronu blīvums δ-; savukārt A, vismazāk elektronegatīvam, ir δ + lādiņa deficīts.

Lai notiktu polārās saites, jāsavieno divi atomi ar atšķirīgu elektronegativitāti; un tādējādi veido heteronukleāros savienojumus. A - B atgādina magnētu: tam ir pozitīvs un negatīvs pols. Tas ļauj tai mijiedarboties ar citām molekulām caur dipola-dipola spēkiem, starp kuriem ir ūdeņraža saites.

Ūdenim ir divas polāras kovalences saites, H - O - H, un tā molekulārā ģeometrija ir leņķiska, kas palielina tā dipola momentu. Ja tā ģeometrija būtu lineāra, okeāni iztvaikotu un ūdenim būtu zemāka viršanas temperatūra.

Fakts, ka savienojumam ir polārās saites , nenozīmē, ka tas ir polārs . Piemēram, tetrahloroglekli, CCL ₄ , ir četri polāro CCL obligācijas, bet sakarā ar to tetraedriskā vienošanos, dipola moments beidzas ar to vectorially atcelts.

Datu vai koordinācijas saites

Ja atoms atsakās no elektronu pāra, lai veidotu kovalento saiti ar citu atomu, tad mēs runājam par pozitīvo vai koordinācijas saiti. Piemēram, ja B ir pieejamais elektronu pāris un A (vai A ⁺ ) ir elektroniska vakance, veidojas saite B:.

B ₁₂ vitamīna struktūrā pieci slāpekļa atomi ir saistīti ar Co metāla centru caur šāda veida kovalento saiti. Šie slāpekļi atdod savus brīvo elektronu pāri Co ³⁺ katjonam , metālam to koordinējot (Co ³⁺ : N–)

Vēl viens piemērs ir atrodams amonjaka molekulas protonācijā, veidojot amonjaku:

H ₃ N: + H ⁺ => NH ₄ ⁺

Ņemiet vērā, ka abos gadījumos elektronus ievada slāpekļa atoms. tāpēc dabiskā vai koordinācijas kovalentā saite rodas, ja atoms vien veicina elektronu pāri.

Tādā pašā veidā ūdens molekulu var protonēt, lai tā kļūtu par hidronija (vai oksonija) katjonu:

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

Atšķirībā no amonija katjona, hidronijā joprojām ir brīvs elektronu pāris (H ₃ O: ⁺ ); tomēr tam ir ļoti grūti pieņemt citu protonu, lai veidotu nestabilu hidronija dikciju - H ₄ O ²⁺ .

-Jonu saite

Avots: Pixabay

Attēlā ir balts sāls kalns. Sāļiem ir raksturīgas kristāliskas struktūras, tas ir, simetriskas un sakārtotas; augsta kušanas un viršanas temperatūra, augsta elektriskā vadītspēja kausējot vai izšķīstot, kā arī tās jonus stingri saista elektrostatiskā mijiedarbība.

Šīs mijiedarbības veido tā saukto jonu saiti. Otrajā attēlā tika parādīts A ⁺ katjons, ko ieskauj četri B ^- anjoni , bet tas ir 2D attēlojums. Trīs dimensijās A ⁺ vajadzētu būt citiem B anjoniem ^- plaknes priekšā un aiz tās, veidojot dažādas struktūras.

Tādējādi A ⁺ var būt seši, astoņi vai pat divpadsmit kaimiņi. Kaimiņu skaits, kas ieskauj jonu kristālā, tiek saukts par koordinācijas numuru (NC). Katrai NC tiek piesaistīts kristāliskās struktūras veids, kas savukārt veido sāls cieto fāzi.

Sālī redzamie simetriskie un šķautņainie kristāli rodas līdzsvara dēļ, ko nosaka pievilcības (A ⁺ B ^- ) un atgrūšanās (A ⁺ A ⁺ , B ^- B ^- ) elektrostatiskās mijiedarbības .

Apmācība

Bet kāpēc nav A + un B ^- , vai Na ⁺ un Cl ^- , veido Na - Cl kovalentas saites? Tā kā hlora atoms ir daudz vairāk elektronegatīvs nekā nātrija metāls, kam raksturīga arī ļoti viegla atteikšanās no saviem elektroniem. Kad šie elementi satiekas, tie reaģē eksotermiski, lai iegūtu galda sāli:

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (s)

Divi nātrija atomi atsakās no viena valenta elektrona (Na ·) uz diatomisko Cl ₂ molekulu , tādējādi veidojot Cl ^- anionus .

Kaut arī mijiedarbība starp nātrija katjoniem un hlorīda anjoniem ir vājāka saite nekā kovalentiem, tie spēj tos cieši apvienot; un šo faktu atspoguļo sāls augstā kušanas temperatūra (801ºC).

Metāla saite

Avots: Pixnio

Pēdējais no ķīmisko saišu veidiem ir metālisks. To var atrast uz jebkura metāla vai sakausējuma daļas. To raksturo tas, ka tas ir īpašs un atšķirīgs no citiem, sakarā ar to, ka elektroni nepāriet no viena atoma uz otru, bet drīzāk pārvietojas, piemēram, jūrā, caur metālu kristālu.

Tādējādi metāliskie atomi, teiksim varš, savā valences orbitālēs sajaucas savā starpā, veidojot vadītspējas joslas; caur kuriem elektroni (s, p, dof) iziet ap atomiem un cieši tur tos kopā.

Atkarībā no elektronu skaita, kas iziet cauri metāliskajam kristālam, joslām paredzētajām orbitālēm un tā atomu iepakojumam, metāls var būt mīksts (piemēram, sārmu metālu), ciets, spīdīgs vai labs elektrības un karsts.

Spēks, kas satur kopā metālu atomus, piemēram, tādus, kas veido mazo cilvēku attēlā, un viņa klēpjdatoru, ir lielāks nekā sāļi.

To var pārbaudīt eksperimentāli, jo sāļu kristālus pirms mehāniskā spēka var sadalīt vairākās daļās; tā kā metāla gabals (kas sastāv no ļoti maziem kristāliem) deformējas.

Saites piemēri

Šādi četri savienojumi aptver izskaidroto ķīmisko saišu veidus:

-Nātrija fluorīds, NaF (Na ⁺ F ^- ): jonu.

-Nātrijs, Na: metālisks.

-Fluors, F ₂ (F - F): nepolāra kovalenta, sakarā ar to, ka starp abiem atomiem ir nulles ΔE, jo tie ir identiski.

-Ūdeņraža fluorīds, HF (H - F): polārā kovalents, jo šajā savienojumā fluors ir vairāk elektronegatīvs nekā ūdeņradis.

Ir savienojumus, piemēram, vitamīna B ₁₂ , kas abi polāro un jonu kovalentas saites (attiecībā negatīvu maksas tā fosfātu grupas -PO ₄ ^- -). Dažās sarežģītās struktūrās, piemēram, metāla kopās, visi šie saišu veidi var pat pastāvēt.

Visās izpausmēs Matter piedāvā ķīmisko saišu piemērus. Sākot ar akmeni dīķa apakšā un ūdeni, kas to ieskauj, līdz krupjiem, kas krokās tā malās.

Lai arī saites var būt vienkāršas, atomu skaits un telpiskais izvietojums molekulārajā struktūrā dod iespēju bagātīgai savienojumu daudzveidībai.

Ķīmiskās saites nozīme

Cik liela ir ķīmiskā saite? Neaprēķināmais seku skaits, ko varētu atbrīvot ķīmiskās saites neesamība, uzsver tā milzīgo nozīmi dabā:

- bez tā krāsas neeksistētu, jo tās elektroni neuzsūc elektromagnētisko starojumu. Pazūd atmosfērā esošās putekļu un ledus daļiņas, un tāpēc debesu zilā krāsa kļūst tumša.

- Ogleklis nevarēja izveidot savas bezgalīgās ķēdes, no kurām iegūst miljardiem organisko un bioloģisko savienojumu.

- Olbaltumvielas pat aminoskābēs nevarēja noteikt. Pazūd cukuri un tauki, tāpat kā visi oglekļa savienojumi dzīvos organismos.

-Zeme būtu palikusi bez atmosfēras, jo, ja tās gāzēs nebūtu ķīmisku saišu, nebūtu spēka, kas tās turētu kopā. Starp tiem arī nebūtu vismazākās starpmolekulārās mijiedarbības.

-Cilvēki var pazust, jo to ieži un minerāli, lai arī smagi, nespēj saturēt atomus, kas iesaiņoti kristālisko vai amorfo struktūru iekšpusē.

-Pasauli veidotu vieninieku atomi, kas nespēj veidot cietas vai šķidras vielas. Tas novestu arī pie visa matērijas pārveidošanas izzušanas; tas ir, nebūtu ķīmisku reakciju. Vienkārši visur ir gāzes.

Atsauces

1. Harijs B. Grejs. (1965). Elektroni un ķīmiskā saistīšana. WA BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās, 233., 251., 278., 279. lpp.
3. Nave R. (2016). Ķīmiskā līmēšana. Atgūts no: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Ķīmisko obligāciju veidi. (2006. gada 3. oktobris). Paņemts no: dwb4.unl.edu
5. Ķīmisko saišu veidošanās: elektronu loma. . Atgūts no: cod.edu
6. CK-12 fonds. (sf). Enerģijas un kovalento obligāciju veidošanās. Atgūts no: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Koordinātu vai naturāla kovalenta saite. Atgūts no: quimitube.com