CHEMICKÁ VAZBA: VLASTNOSTI, JAK JSOU VYTVÁŘENY, TYPY - CHEMIE - 2025

Chemická vazba je síla, která dokáže udržet pohromadě atomy, které tvoří záležitost. Každý typ hmoty má charakteristickou chemickou vazbu, která sestává z účasti jednoho nebo více elektronů. Síly, které vážou atomy v plynech, se tedy liší například od kovů.

Všechny prvky periodické tabulky (s výjimkou helia a lehkých ušlechtilých plynů) mohou spolu vytvářet chemické vazby. Jejich povaha se však mění v závislosti na tom, z jakých prvků pocházejí elektrony, které je tvoří. Základním parametrem pro vysvětlení typu vazeb je elektronegativita.

Zdroj: Autor Ymwang42 (talk).Ymwang42 na en.wikipedia, z Wikimedia Commons

Rozdíl v elektronegativitě (ΔE) mezi dvěma atomy definuje nejen typ chemické vazby, ale také fyzikálně-chemické vlastnosti sloučeniny. Tyto soli se vyznačují tím, že iontové vazby (vysoký AE), a mnoho z organických sloučenin, jako je například vitamin B ₁₂ (horní obrázek), mají kovalentních vazeb (nízká AE).

Ve vyšší molekulární struktuře každá z linií představuje kovalentní vazbu. Klíny ukazují, že spojení se vynoří z roviny (směrem ke čtenáři) a podtržené za rovinou (od čtečky). Všimněte si, že existují dvojné vazby (=) a atom kobaltu koordinovaný s pěti atomy dusíku a bočním řetězcem R.

Ale proč se takové chemické vazby vytvářejí? Odpověď spočívá v energetické stabilitě zúčastněných atomů a elektronů. Tato stabilita musí vyvažovat elektrostatické odpory, které se vyskytují mezi elektronovými oblaky a jádry, a přitažlivost, kterou jádro vytváří na elektrony sousedního atomu.

Definice chemické vazby

Mnoho autorů uvedlo definice chemické vazby. Ze všech z nich bylo nejdůležitější fyzikálně-chemik GN Lewis, který definoval chemickou vazbu jako účast dvojice elektronů mezi dvěma atomy. Jestliže atomy A · a · B mohou přispívat jediným elektronem, pak se mezi nimi vytvoří jednoduchá vazba A: B nebo A - B.

Před vytvořením vazby jsou oba A a B odděleny neurčitou vzdáleností, ale když se spojí, existuje nyní síla, která je drží pohromadě v křemelině AB a vzdálenost (nebo délka) vazby.

vlastnosti

Zdroj: Gabriel Bolívar

Jaké jsou vlastnosti této síly, která drží atomy pohromadě? Ty závisí více na typu spojení mezi A a B než na jejich elektronických strukturách. Například spojení A - B je směrové. Co to znamená? Že síla vyvozená spojením páru elektronů může být reprezentována na ose (jako by to byl válec).

Také toto pouto vyžaduje zlomení energie. Toto množství energie může být vyjádřeno v jednotkách kJ / mol nebo cal / mol. Jakmile je na sloučeninu AB (například teplem) aplikováno dostatečné množství energie, rozloží se na původní atomy A · a · B.

Čím stabilnější je vazba, tím více energie potřebuje k oddělení vázaných atomů.

Na druhou stranu, pokud by vazba ve sloučenině AB byla iontová, A ⁺ B ^-, pak by to byla nesměrová síla. Proč? Protože A ⁺ vyvíjí atraktivní sílu 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 spojuje další ionty do formy tzv. Krystalové mřížky (horní obrázek: kation A ⁺ leží obklopen čtyřmi anionty B ^- a tyto jsou obklopeny čtyřmi kationty A ⁺ atd.).

Jak se tvoří chemické vazby?

Homonukleární sloučeniny AA

Zdroj: Gabriel Bolívar

Aby pár elektronů vytvořil svazek, existuje mnoho věcí, které je třeba nejprve zvážit. Jádra, říkají jádra A, mají protony, a jsou proto pozitivní. Když jsou dva atomy A velmi od sebe, to znamená ve velké internukleární vzdálenosti (horní obrázek), nezažívají žádnou přitažlivost.

Když se dva atomy A přibližují ke svým jádrům, přitahují elektronový mrak sousedního atomu (fialový kruh). To je síla přitažlivosti (A na sousedním fialovém kruhu). Avšak dvě jádra A se vzájemně odpuzují, protože jsou pozitivní a tato síla zvyšuje potenciální energii vazby (vertikální osa).

Existuje internuclear vzdálenost, ve které potenciální energie dosáhne minima; to znamená, že jak přitažlivé, tak odpudivé síly (dva atomy A ve spodní části obrazu) jsou vyvážené.

Pokud se tato vzdálenost po tomto bodě zmenší, vazba způsobí, že se dvě jádra velmi silně odrazí a destabilizují AA sloučeninu.

Aby se vytvořilo pouto, musí existovat energeticky přiměřená internukleární vzdálenost; a dále se musí atomové orbitaly správně překrývat, aby se elektrony mohly spojit.

Heteronukleární sloučeniny AB

Co když se místo dvou atomů A spojí jeden z A a druhý z B? V tomto případě by se horní graf změnil, protože jeden z atomů by měl více protonů než druhý a elektronová mračna by měla různé velikosti.

Protože vazba A - B je tvořena ve vhodné mezifunkční vzdálenosti, bude pár elektronů nalezen hlavně v blízkosti nejelegantativnějšího atomu. To je případ všech heteronukleárních chemických sloučenin, které tvoří drtivou většinu těch, které jsou známy (a budou známy).

Ačkoli to není uvedeno do hloubky, existuje mnoho proměnných, které přímo ovlivňují způsob přístupu atomů a vytváření chemických vazeb; některé jsou termodynamické (je reakce spontánní?), elektronické (jak plné nebo prázdné jsou orbitaly atomů) a jiné kinetické.

Druhy chemických vazeb

Odkazy mají řadu vlastností, které je od sebe odlišují. Několik z nich lze zarámovat do tří hlavních klasifikací: kovalentních, iontových nebo metalických.

Ačkoli existují sloučeniny, jejichž vazby patří k jedinému typu, mnoho z nich ve skutečnosti sestává ze směsi znaků každého z nich. Tato skutečnost je způsobena rozdílem v elektronegativitě mezi atomy, které tvoří vazby. Některé sloučeniny tedy mohou být kovalentní, ale mohou mít ve svých vazbách nějaký iontový charakter.

Podobně typ vazby, struktura a molekulární hmotnost jsou klíčové faktory, které definují makroskopické vlastnosti látky (jas, tvrdost, rozpustnost, bod tání atd.).

-Kovalentní vazba

Kovalentní pouta jsou ty, které byly dosud vysvětleny. V nich se musí dvě orbitaly (každý elektron v každém) překrývat s jádry oddělenými vhodnou internukleární vzdáleností.

Podle molekulární orbitální teorie (TOM), pokud je překrývání orbitálů frontální, vytvoří se vazba sigma σ (která se také nazývá jednoduchá nebo jednoduchá vazba). Zatímco pokud jsou orbitaly tvořeny bočním a kolmým přesahem vzhledem k internuclearové ose, budeme mít vazby π (dvojité a trojité):

Zdroj: Gabriel Bolívar

Jednoduchý odkaz

Σ vazba, jak je vidět na obrázku, je vytvořena podél internuclear osy. Ačkoli to není ukázáno, A a B mohou mít jiné vazby, a proto své vlastní chemické prostředí (různé části molekulární struktury). Tento typ spojení se vyznačuje svou rotační silou (zelený válec) a je nejsilnějším ze všech.

Například jednoduchá vazba v molekule vodíku se může otáčet kolem internuclear osy (H - H). Podobně může hypotetická molekula CA - AB.

Odkazy 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 se srazily).

Jednotlivé vazby se nacházejí prakticky ve všech molekulách. Jeho atomy mohou mít jakoukoli chemickou hybridizaci, pokud je překrývání jejich orbitálů čelní. Vrátíme-li se na strukturu vitaminu B ₁₂, každý jednotlivý čára (-) znamená jednoduchou vazbu (například CONH ₂ vazby).

Dvojitý odkaz

Double lepení vyžaduje atomy být (obvykle) sp ² hybridizovány. Čistý p vazba, kolmo na tři sp ² hybridní orbitals, tvoří dvojnou vazbu, která je zobrazena jako šedavě list.

Všimněte si, že současně existuje jednoduchá vazba (zelený válec) i dvojná vazba (šedý list). Na rozdíl od jednoduchých vazeb však dvojné vazby nemají stejnou volnost rotace kolem interjaderné osy. Je to proto, že k otáčení se musí spoj (nebo fólie) rozbít; proces, který potřebuje energii.

Rovněž vazba A = B je reaktivnější než A - B. Jeho délka je kratší a atomy A a B jsou v kratší internukleární vzdálenosti; proto existuje větší odpor mezi oběma jádry. Rozbití jednoduché i dvojné vazby vyžaduje více energie, než je zapotřebí k oddělení atomů v molekule A - B.

Ve struktuře vitaminu B ₁₂ lze pozorovat několik dvojných vazeb: C = O, P = O, a v aromatických kruzích.

Trojitá vazba

Trojitá vazba je dokonce kratší než dvojná vazba a její rotace je energeticky bráněna. V něm jsou vytvořeny dvě vazby π kolmo k sobě (šedivé a fialové listy), jakož i jediná vazba.

Obvykle musí být chemická hybridizace atomů A a B sp: dva orbitaly sp o 180 ° od sebe a dva čisté orbitaly kolmé na první. Všimněte si, že trojitá vazba vypadá jako pádlo, ale bez rotační síly. Tato vazba může být reprezentován jako A≡B (N≡N, molekuly dusíku N ₂).

Ze všech kovalentních vazeb je to nejreaktivnější; ale zároveň ta, která potřebuje více energie pro úplné oddělení svých atomů (· A: +: B ·). Pokud vitamin B ₁₂ má trojnou vazbu ve své molekulární struktuře, jeho farmakologický účinek se výrazně změní.

Šest elektronů se účastní trojných svazků; ve čtyřhře, čtyři elektrony; a jednoduše nebo jednoduše dva.

Vytvoření jedné nebo více těchto kovalentních vazeb závisí na elektronické dostupnosti atomů; to je, kolik elektronů potřebuje jejich orbity k získání jednoho oktetu valence.

Nepolární vazba

Kovalentní vazba sestává ze stejného sdílení páru elektronů mezi dvěma atomy. To je však striktně pravda pouze v případě, kdy oba atomy mají stejnou elektronegativitu; to znamená, že stejná tendence přitahovat elektronovou hustotu ze svého okolí do sloučeniny.

Nepolární vazby jsou charakterizovány nulovým rozdílem v elektronegativitě (ΔE≈0). K tomu dochází ve dvou situacích: v homonukleárních sloučeniny (A ₂), nebo v případě, že chemické prostředí na obou stranách svazku jsou ekvivalentní (H ₃ C - CH ₃, ethan molekula).

Příklady nepolárních vazeb jsou uvedeny v následujících sloučeninách:

-Hydrogen (H - H)

-Oxygen (O = O)

-Nitrogen (N≡N)

-Fluor (F - F)

-Chloro (Cl - Cl)

-Acetylen (HC≡CH)

Polární vazby

Když je značný rozdíl v elektronegativitě ΔE mezi oběma atomy, vytvoří se podél vazebné osy dipólový moment: A ^{δ +} –B ^δ-. V případě heteronukleární sloučeniny AB je B nejvíce elektronegativním atomem, a proto má vyšší elektronovou hustotu 5; zatímco A, nejméně elektronegativní, má nedostatek δ + náboje.

Aby došlo k polárním vazbám, musí se spojit dva atomy s různými elektronegativitami; a tak tvoří heteronukleární sloučeniny. A - B se podobá magnetu: má kladný 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 hranatá, což zvyšuje její dipólový moment. Pokud by byla jeho geometrie lineární, oceány by se odpařily a voda by měla nižší bod varu.

Skutečnost, že sloučenina má polární vazby , neznamená, že je polární. Například, tetrachlormethan, CCl ₄, má čtyři polární CCL vazby, ale vzhledem k jejich čtyřboký uspořádání dipólový moment končí se vektorově zrušeno.

Dentální nebo koordinační vazby

Když se atom vzdá dvojice elektronů za účelem vytvoření kovalentní vazby s jiným atomem, pak mluvíme o dativní nebo koordinační vazbě. Například s B: dostupným elektronovým párem a A (nebo A ⁺), elektronickým volným místem, se vytvoří vazba B: A.

Ve struktuře vitaminu B ₁₂ jsou pěti atomy dusíku spojené s kovovou středu Co přes tento typ kovalentní vazby. Tyto nitrogeny vzdávají pár volných elektronů kationtu Co ³⁺, kov s nimi koordinuje (Co ³⁺: N–)

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

H ₃ N + H ⁺ => NH ₄ ⁺

Všimněte si, že v obou případech je to atom dusíku, který přispívá k elektronům; proto k dativní nebo koordinační kovalentní vazbě dochází, když atom sám přispívá párem elektronů.

Stejným způsobem může být molekula vody protonována, aby se stala kationem hydronia (nebo oxonia):

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

Na rozdíl od amoniového kationtu, hydroniové má stále volný pár elektronů (H ₃ O: ⁺); je však velmi obtížné přijmout jiného protonu za vzniku nestabilní hydroniové dikace, H ₄ O ²⁺.

-Ionická vazba

Zdroj: Pixabay

Na obrázku je bílý kopec soli. Soli se vyznačují krystalickými strukturami, to znamená symetrickými a uspořádanými; vysoké teploty tání a teploty varu, vysoké elektrické vodivosti při tavení nebo rozpouštění a také jeho ionty jsou silně vázány elektrostatickými interakcemi.

Tyto interakce tvoří to, co je známé jako iontová vazba. Na druhém obrázku, kterou je A ⁺ kation obklopen čtyřmi B ^- bylo prokázáno, anionty, ale to je 2D reprezentace. Ve třech rozměrech by A ⁺ měla mít další anionty B ^- před a za rovinou, vytvářející různé struktury.

A ^{+ tedy} může mít šest, osm nebo dokonce dvanáct sousedů. Počet sousedů obklopujících ion v krystalu je známý jako koordinační číslo (NC). Pro každý NC je spojen typ krystalického uspořádání, které zase tvoří pevnou fázi soli.

Symetrické a fazetované krystaly pozorované v solích jsou způsobeny rovnováhou vytvořenou elektrostatickými interakcemi přitažlivosti (A ⁺ B ^-) a odpudivosti (A ⁺ A ⁺, B ^- B ^-).

Výcvik

Ale proč A + a B ^- nebo Na ⁺ a Cl ^- netvoří kovalentní vazby Na - Cl? Protože atom chloru je mnohem elektronegativnější než kovový sodík, který se také vyznačuje velmi snadným vzdáním se svých elektronů. Když se tyto prvky setkají, reagují exotermicky za vzniku stolní soli:

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (y)

Dva atomy sodíku vzdát svou jedinou valenční elektron (Na ·) na dvouatomové molekuly Cl ₂, a tvoří tak Cl ^- anionty.

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

Kovová vazba

Zdroj: Pixnio

Poslední z typů chemických vazeb je kovový. To lze nalézt na jakémkoli kovovém nebo slitinovém dílu. Vyznačuje se zvláštností a odlišností od ostatních díky skutečnosti, že elektrony nepřecházejí z jednoho atomu na druhý, ale spíše cestují jako moře přes krystal kovů.

Kovové atomy, řekněme měď, tak vzájemně prolínají své valenční orbity a vytvářejí vodivé pásy; skrz které elektrony (s, p, dof) procházejí atomy a drží je pevně pohromadě.

V závislosti na počtu elektronů, které procházejí kovovým krystalem, orbitálech poskytnutých pro pásy a na balení jeho atomů, může být kov měkký (jako alkalické kovy), tvrdý, lesklý nebo dobrý vodič elektřiny a horký.

Síla, která drží pohromadě atomy kovů, jako jsou ty, které tvoří malého muže na obrázku a jeho notebooku, je větší než síla.

To lze experimentálně ověřit, protože krystaly solí lze před mechanickou silou rozdělit na několik polovin; zatímco kovový kus (složený z velmi malých krystalů) se zdeformuje.

Příklady odkazů

Následující čtyři sloučeniny zahrnují typy vysvětlených chemických vazeb:

-Natrium fluorid, NaF (Na ⁺ F ^-): iontová.

-Sodík, Na: kovový.

-Fluor, F ₂ (F - F): nepolární kovalentní, vzhledem k tomu, že mezi oběma atomy je nulová ΔE, protože jsou totožné.

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

K dispozici jsou sloučeniny, jako je vitamin B ₁₂, které mají obě polární a iontové kovalentní vazby (v zápornému náboji jeho fosfátovou skupinu -PO ₄ ^- -). V některých složitých strukturách, jako jsou kovové klastry, mohou všechny tyto typy vazeb existovat i společně.

Matter nabízí ve všech svých projevech příklady chemických vazeb. Od kamene na dně rybníka a vody, která jej obklopuje, až po ropuchy, které se kroutily na jeho okrajích.

Ačkoli vazby mohou být jednoduché, počet a prostorové uspořádání atomů v molekulární struktuře usnadňuje bohatou rozmanitost sloučenin.

Význam chemické vazby

Jaký je význam chemické vazby? Nevyčíslitelný počet důsledků, které by absence chemické vazby vyvolala, zdůrazňuje její obrovský význam v přírodě:

- Bez toho by barvy neexistovaly, protože jeho elektrony by absorbovaly elektromagnetické záření. Částice prachu a ledu přítomné v atmosféře by zmizely, a proto by modrá barva oblohy ztmavla.

- Uhlík nemohl tvořit své nekonečné řetězce, z nichž pocházejí miliardy organických a biologických sloučenin.

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

- Země by neměla žádnou atmosféru, protože v případě neexistence chemických vazeb v jejích plynech by neexistovala síla, která by je udržovala pohromadě. Nebyla by mezi nimi ani sebemenší intermolekulární interakce.

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

Svět by byl tvořen samotnými atomy, které nejsou schopné tvořit pevné nebo kapalné látky. To by také mělo za následek zmizení veškeré přeměny hmoty; to znamená, že by nedošlo k žádné chemické reakci. Jen plynoucí plyny všude.

Reference

1. Harry B. Gray. (1965). Elektronové a chemické lepení. WA BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck a Stanley. Chemie. (8. ed.). CENGAGE Learning, str. 233, 251, 278, 279.
3. Nave R. (2016). Chemické lepení. Obnoveno z: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Druhy chemických vazeb. (3. října 2006). Převzato z: dwb4.unl.edu
5. Formování chemických vazeb: úloha elektronů.. Obnoveno z: cod.edu
6. Nadace CK-12. (sf). Vytváření energetických a kovalentních dluhopisů. Obnoveno z: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Souřadná nebo dativní kovalentní vazba. Obnoveno z: quimitube.com