De 9 typer kemiske bindinger (og deres egenskaber)

Hvis vi kigger op og ser os omkring, ser vi flere ting. Alle består af stof. Også den luft, vi trækker vejret, hver eneste af cellerne i vores krop, morgenmaden vi spiser osv.

Når vi tilsætter sukker til kaffe, forsvinder mælken eller sukkeret? Bestemt ikke, vi ved, at det opløses. Men hvad sker der nøjagtigt derinde? Hvorfor? Hverdagen i denne slags ting får os nogle gange til at glemme virkelig fascinerende fænomener.

I dag vil vi se, hvordan atomer og molekyler etablerer bindinger gennem kemiske bindinger. At kende hver af de forskellige kemiske bindinger og deres karakteristika giver os mulighed for bedre at forstå den verden, vi lever i, fra et mere kemisk synspunkt.

• Andre brugere har læst: "60 Trivia-spørgsmål (og deres svar)"

Hvad er kemiske bindinger?

For at forstå, hvordan stof er struktureret, er det vigtigt at forstå, at der er basisenheder kaldet atomer.. Derfra organiseres stof ved at kombinere disse atomer takket være fagforeninger, der er etableret takket være kemiske bindinger.

Atomer består af en kerne og elektroner, der kredser omkring den og har modsatte ladninger. Elektronerne frastødes derfor fra hinanden, men de oplever tiltrækning mod kernen i deres atom og endda de i andre atomer.

• Du vil måske læse: "De 70 bedste kloge sætninger i historien"

Intramolekylære links

For at skabe intramolekylære bindinger er det grundlæggende koncept, som vi skal huske på, at atomer deler elektroner. Når atomer gør det, produceres en union, der giver dem mulighed for at etablere en ny stabilitet, altid under hensyntagen til den elektriske ladning.

Dernæst viser vi dig, hvad der er de forskellige typer intramolekylære bindinger, gennem hvilke der er organiseret stof, der eksisterer.

1. Ionisk binding

I den ioniske binding slutter en komponent med lav elektronegativitet sig med en, der har meget. Et typisk eksempel på denne type binding er almindeligt køkken salt eller natriumchlorid, hvilket er skriv NaCl. Elektronegativiteten af ​​klorid (Cl) får det til let at fange en elektron fra natrium (Na).

Denne type tiltrækning producerer stabile forbindelser gennem denne elektrokemiske binding. Egenskaberne ved denne type forbindelse er generelt høje smeltepunkter, god ledning til elektricitet, krystallisation, når temperaturen falder, og høj opløselighed i vand.

2. Ren kovalent binding

Den rene kovalente binding er en binding med to atomer med den samme elektronegativitetsværdi. For eksempel, når to iltatomer kan danne en kovalent binding (O2), der deler to par elektroner.

Det nye molekyle er repræsenteret grafisk med en bindestreg, der forbinder de to atomer og angiver de fire elektroner til fælles: O-O. For andre molekyler kan de delte elektroner være en anden mængde. For eksempel to chloratomer (Cl2; Cl-Cl) deler to elektroner.

• Det kan interessere dig: "De 15 bedste korte legender (og deres forklaring)"

3. Polær kovalent binding

I polære kovalente bindinger er foreningen ikke længere symmetrisk. Asymmetri er repræsenteret af foreningen af ​​to atomer af forskellige typer. For eksempel et molekyle saltsyre.

Repræsenteret som HC1, saltsyremolekylet indeholder hydrogen (H) med en elektronegativitet på 2,2 og chlor (Cl) med en elektronegativitet på 3. Elektronegativitetsforskellen er derfor 0,8.

På denne måde deler de to atomer en elektron og opnår stabilitet gennem kovalent binding, men det elektroniske hul deles ikke ens mellem de to atomer.

4. Dative link

I tilfælde af dativebindinger deler de to atomer ikke elektroner. Asymmetrien er sådan, at balancen mellem elektroner er et heltal givet af et af atomerne til det andet. De to elektroner, der er ansvarlige for bindingen, har ansvaret for et af atomerne, mens den anden omarrangerer sin elektroniske konfiguration for at imødekomme dem.

Det er en bestemt type kovalent binding kaldet en dativ, da de to elektroner, der er involveret i bindingen, kun kommer fra et af de to atomer. For eksempel kan svovl forbinde ilt gennem en dativbinding. Dativbindingen kan repræsenteres af en pil fra donor til acceptor: S-O.

• Du kan være interesseret i at læse: "10 store korte mexicanske legender (du bør vide)"

5. Metallisk binding

Den metalliske binding henviser til den, der kan etableres i metalatomer, såsom jern, kobber eller zink. I disse tilfælde er strukturen, der dannes, organiseret som et netværk af ioniserede atomer, der er positivt nedsænket i et "hav" af elektroner.

Dette er en grundlæggende egenskab ved metaller og grunden til, at de er så gode elektriske ledere. Den attraktive kraft, der er etableret i den metalliske binding mellem ioner og elektroner, er altid atomer med samme natur.

Intermolekylære links

Intermolekylære obligationer er grundlæggende for eksistensen af ​​flydende og faste stater. Hvis der ikke var nogen kræfter til at holde molekylerne sammen, ville kun den gasformige tilstand eksistere. Således er intermolekylære obligationer også ansvarlige for tilstandsændringer.

6. Van Der Waals styrker

Van Der Waals kræfter etableres mellem molekyler, der er ikke-polære og viser neutrale elektriske ladninger, såsom N2 eller H2. Disse er momentane dipolformationer inden for molekyler på grund af udsving i elektronskyen omkring molekylet.

Dette skaber midlertidigt ladningsforskelle (som er konstante i polære molekyler, som i tilfældet med HCI). Disse kræfter er ansvarlige for tilstandsovergange af denne type molekyle.

• Det kan interessere dig: "Typer af ædelstene: egenskaber og hvordan man bruger dem"

7. Dipol-dipol interaktioner.

Disse typer obligationer vises, når der er to stærkt bundne atomersom i tilfældet med HCI ved en polær kovalent binding. Da der er to dele af molekylet med forskel i elektronegativitet, vil hver dipol (de to poler i molekylet) interagere med dipolen i et andet molekyle.

Dette skaber et netværk baseret på dipolinteraktioner, hvilket får stoffet til at erhverve andre fysisk-kemiske egenskaber. Disse stoffer har højere smelte- og kogepunkter end ikke-polære molekyler.

8. Brintbinding

Hydrogenbinding er en bestemt type dipol-dipol-interaktion. Det sker, når hydrogenatomer er bundet til stærkt elektronegative atomer, som i tilfældet med ilt-, fluor- eller nitrogenatomer.

I disse tilfælde dannes en delvis positiv ladning på brint og en negativ ladning på det elektronegative atom. Da et molekyle såsom flussyre (HF) er stærkt polariseret i stedet for at have tiltrækning mellem HF-molekyler, er tiltrækningen centreret om de atomer, der komponerer dem. Således skaber H-atomerne, der tilhører et HF-molekyle, en binding med F-atomerne, der tilhører et andet molekyle.

Disse typer af bindinger er meget stærke og forårsager stoffernes smelte- og kogepunkter er endnu højere (for eksempel har HF en højere koge- og smeltetemperatur end HCI). Vand (H2O) er et andet af disse stoffer, hvorfor dets høje kogepunkt (100 ° C) forklares.

• Du vil måske læse: "10 måder at være attraktive (ifølge videnskaben)"

9. Øjeblikkelig dipolforbindelse til induceret dipol

Øjeblikkelig dipol til inducerede dipolbindinger produceres ved ændringer i elektronskyen omkring et atom. På grund af unormale situationer kan et atom være ubalanceret med elektroner orienteret på den ene side. Dette antager negative ladninger på den ene side og positive ladninger på den anden.

Denne let ubalancerede ladning er i stand til at have en effekt på elektronerne i de omkringliggende atomer. Disse interaktioner er svage og skrå, og varer generelt et par øjeblikke, før atomerne har en ny bevægelse, og ladningen af ​​dem alle er genbalanceret.

Bibliografiske referencer

• Chang, R. (2007). Chemistry (niende udgave). Mexico: Mc Graw Hill.

• De Santos, V.E. og Rodríguez de Vega, G. (2002). Naturvidenskab 3. Mexico: Mc Graw-Hill.

• Del Bosque, F.R. (2005). Uorganisk kemi. Tredje udgave. Mexico: Mc Graw-Hill.

• Laidler, K. J. (1993). Verden for fysisk kemi, Oxford University Press.