Yhdeksän kemiallisten sidosten tyyppiä (ja niiden ominaisuudet)

Jos katsomme ylös ja katsomme ympärillämme, näemme useita asioita. Ne kaikki koostuvat aineesta. Myös hengitettävä ilma, jokainen kehomme solu, syömä aamiainen jne.

Kun lisäämme sokeria kahviin, katoako maito vai sokeri? Varmasti ei, tiedämme, että se liukenee. Mutta mitä siellä tapahtuu? Miksi? Tällaisten asioiden arki saa meidät joskus unohtamaan todella kiehtovia ilmiöitä.

Tänään näemme, kuinka atomit ja molekyylit muodostavat sidoksia kemiallisten sidosten kautta. Jokaisen kemiallisen sidoksen ja niiden ominaisuuksien tuntemus antaa meille mahdollisuuden ymmärtää paremmin maailmaa, jossa elämme kemiallisemmasta näkökulmasta.

• Muut käyttäjät ovat lukeneet: "60 trivia-kysymystä (ja heidän vastauksensa)"

Mitä ovat kemialliset sidokset?

Aineen rakenteen ymmärtämiseksi on välttämätöntä ymmärtää, että on olemassa perusyksikköjä, joita kutsutaan atomiksi.. Sieltä aine organisoidaan yhdistämällä nämä atomit kemiallisten sidosten ansiosta perustettujen liittojen ansiosta.

Atomit koostuvat ytimestä ja elektronista, jotka kiertävät sen ympärillä ja joilla on vastakkaiset varaukset. Siksi elektronit hylätään toisistaan, mutta he kokevat vetovoiman atominsa ytimeen ja jopa muiden atomien ytimeen.

• Haluat ehkä lukea: "70 parasta viisasta lauseita historiassa"

Molekyylinsisäiset linkit

Molekyylinsisäisten sidosten muodostamiseksi meidän on pidettävä mielessä peruskäsite, että atomit jakavat elektroneja. Kun atomit tekevät niin, syntyy liitos, joka antaa heille mahdollisuuden luoda uusi vakaus ottaen aina huomioon sähkövaraus.

Seuraavaksi näytämme, mitkä ovat molekyylinsisäiset sidokset, joiden kautta aine organisoituu.

1. Ionisidos

Ionisidoksessa komponentti, jolla on pieni elektronegatiivisuus, liittyy osaan, jolla on paljon. Tyypillinen esimerkki tämän tyyppisestä sidoksesta on tavallinen keittiön suola tai natriumkloridi, joka on kirjoita NaCl. Kloridin (Cl) elektronegatiivisuus saa sen sieppaamaan elektronin helposti natrium (Na).

Tämän tyyppinen vetovoima tuottaa stabiileja yhdisteitä tämän sähkökemiallisen sidoksen kautta. Tämän tyyppisen yhdisteen ominaisuudet ovat yleensä korkeat sulamispisteet, hyvä johtavuus sähköön, kiteytyminen lämpötilan laskiessa ja korkea liukoisuus veteen.

2. Puhdas kovalenttinen sidos

Puhdas kovalenttinen sidos on kahden atomin sidos, jolla on sama elektronegatiivisuuden arvo. Esimerkiksi kun kaksi happiatomia voi muodostaa kovalenttisen sidoksen (O2), jakamalla kaksi elektroniparia.

Uusi molekyyli on esitetty graafisesti viivalla, joka yhdistää kaksi atomia ja osoittaa neljä yhteistä elektronia: O-O. Muille molekyyleille jaetut elektronit voivat olla toinen määrä. Esimerkiksi kaksi klooriatomia (Cl2; Cl-Cl) jakaa kaksi elektronia.

• Se saattaa kiinnostaa sinua: "15 parasta lyhyttä legendaa (ja niiden selitykset)"

3. Polaarinen kovalenttinen sidos

Polaarisissa kovalenttisissa sidoksissa unioni ei ole enää symmetrinen. Epäsymmetriaa edustaa kahden erityyppisen atomin yhdistyminen. Esimerkiksi suolahappomolekyyli.

HCl: na edustettuna suolahappomolekyyli sisältää vetyä (H), jonka elektronegatiivisuus on 2,2, ja klooria (Cl), jonka elektronegatiivisuus on 3. Siksi elektronegatiivisuusero on 0,8.

Tällä tavoin molemmilla atomeilla on yhteinen elektroni ja ne saavuttavat vakauden kovalenttisen sidoksen kautta, mutta elektroninen rako ei ole jaettu tasaisesti näiden kahden atomin välillä.

4. Päivä linkki

Datiivisten sidosten tapauksessa nämä kaksi atomia eivät jaa elektroneja. Epäsymmetria on sellainen, että elektronien tasapaino on yksi kokonaisluku, jonka toinen atomeista antaa toiselle. Kaksi sidoksesta vastuussa olevaa elektronia vastaavat yhdestä atomista, kun taas toinen järjestää uudelleen elektronisen kokoonpanonsa vastaamaan niitä.

Se on tietyntyyppinen kovalenttinen sidos, jota kutsutaan datatiiviksi, koska sidokseen liittyvät kaksi elektronia tulevat vain yhdestä kahdesta atomista. Esimerkiksi rikki voi liittyä happeen datatiivisen sidoksen kautta. Datiivisidos voidaan esittää nuolella luovuttajasta vastaanottajaan: S-O.

• Saatat olla kiinnostunut lukemaan: "10 suurta lyhyttä meksikolaista legendaa (sinun pitäisi tietää)"

5. Metallisidos

Metallisidos viittaa sidokseen, joka voi muodostua metalliatomeihin, kuten rautaan, kupariin tai sinkkiin. Näissä tapauksissa muodostuva rakenne on järjestetty ionisoituneiden atomien verkostoksi, joka upotetaan positiivisesti elektronien "mereen".

Tämä on metallien perusominaisuus ja syy siihen, miksi ne ovat niin hyviä sähköjohtimia. Ionien ja elektronien väliseen metallisidokseen muodostuva vetovoima on aina saman luonteisia atomeja.

Molekyylien väliset linkit

Molekyylien väliset sidokset ovat olennaisia ​​nestemäisten ja kiinteiden tilojen olemassaololle. Jos ei olisi voimia pitää molekyylit yhdessä, olisi vain kaasumainen tila. Niinpä molekyylien väliset sidokset ovat myös vastuussa tilan muutoksista.

6. Van Der Waalsin voimat

Van Der Waalsin voimat muodostuvat polaarittomien ja neutraaleja sähkövaroja osoittavien molekyylien välillekuten N2 tai H2. Nämä ovat hetkellisiä dipolimuodostelmia molekyylien sisällä johtuen molekyylin ympärillä olevan elektronipilven vaihteluista.

Tämä aiheuttaa väliaikaisesti varauseroja (jotka ovat vakioita polaarisissa molekyyleissä, kuten HCl: n tapauksessa). Nämä voimat ovat vastuussa tämän tyyppisten molekyylien tilasiirtymistä.

• Se saattaa kiinnostaa sinua: "Jalokivien tyypit: ominaisuudet ja niiden käyttö"

7. Dipoli-dipoli-vuorovaikutukset.

Tämäntyyppiset sidokset ilmestyvät, kun on olemassa kaksi voimakkaasti sitoutunutta atomiakuten HCl: n tapauksessa polaarisen kovalenttisen sidoksen avulla. Koska molekyylissä on kaksi osaa, joilla on ero elektronegatiivisuudessa, kukin dipoli (molekyylin kaksi napaa) on vuorovaikutuksessa toisen molekyylin dipolin kanssa.

Tämä luo verkoston, joka perustuu dipolivuorovaikutuksiin, jolloin aine saa muita fysikaalis-kemiallisia ominaisuuksia. Näillä aineilla on korkeammat sulamis- ja kiehumispisteet kuin ei-polaarisilla molekyyleillä.

8. Vetysidos

Vetisidos on erityinen dipoli-dipoli-vuorovaikutustyyppi. Se tapahtuu, kun vetyatomit ovat sitoutuneet voimakkaasti elektronegatiivisiin atomeihin, kuten happi-, fluori- tai typpiatomeissa.

Näissä tapauksissa osittainen positiivinen varaus syntyy vedystä ja negatiivinen varaus elektronegatiivisesta atomista. Koska molekyyli, kuten fluorivetyhappo (HF), on voimakkaasti polarisoitunut sen sijaan, että sillä olisi vetovoima HF-molekyylien välillä, vetovoima keskittyy niitä muodostaviin atomiin. Siten yhteen HF-molekyyliin kuuluvat H-atomit luovat sidoksen toiseen molekyyliin kuuluvien F-atomien kanssa.

Tämäntyyppiset sidokset ovat erittäin vahvoja ja aiheuttavat aineiden sulamis- ja kiehumispisteet on vielä korkeampi (esimerkiksi HF: llä on korkeampi kiehumis- ja sulamislämpötila kuin HCl). Vesi (H2O) on toinen näistä aineista, minkä vuoksi sen korkea kiehumispiste (100 ° C) selitetään.

• Haluat ehkä lukea: "10 tapaa olla houkutteleva (tieteen mukaan)"

9. Hetkellinen dipolilinkki indusoituun dipoliin

Hetkellinen dipoli indusoituneisiin dipolisidoksiin syntyy muutoksilla elektronipilvessä atomin ympärillä. Epänormaalien tilanteiden vuoksi atomi voi olla epätasapainossa elektronien kanssa yhdelle puolelle. Tämä edellyttää negatiivisia varauksia toiselta puolelta ja positiivisia varauksia toiselta puolelta.

Tämä hieman epätasapainoinen varaus pystyy vaikuttamaan vierekkäisten atomien elektroneihin. Nämä vuorovaikutukset ovat heikkoja ja vinosti, ja ne kestävät yleensä muutaman hetken ennen kuin atomilla on uusi liike ja niiden kaikkien varaus tasapainottuu.

Bibliografiset viitteet

• Chang, R. (2007). Kemia (yhdeksäs painos). Meksiko: Mc Graw Hill.

• De Santos, V.E. ja Rodríguez de Vega, G. (2002). Luonnontieteet 3. Meksiko: Mc Graw-Hill.

• Del Bosque, F.R. (2005). Epäorgaaninen kemia. Kolmas painos. Meksiko: Mc Graw-Hill.

• Laidler, K. J. (1993). Fyysisen kemian maailma, Oxford University Press.