De 9 soorten chemische bindingen (en hun kenmerken)

Als we omhoog kijken en om ons heen kijken, zien we meerdere dingen. Ze bestaan ​​allemaal uit materie. Ook de lucht die we inademen, elk van de cellen in ons lichaam, het ontbijt dat we eten, enz.

Als we suiker aan koffie toevoegen, verdwijnt de melk of suiker dan? Zeker niet, we weten dat het oplost. Maar wat gebeurt daar precies? Waarom? Het dagelijkse leven van dit soort dingen doet ons soms echt fascinerende verschijnselen vergeten.

Vandaag zullen we zien hoe atomen en moleculen bindingen tot stand brengen door middel van chemische bindingen. Als we elk van de verschillende chemische bindingen en hun kenmerken kennen, kunnen we de wereld waarin we leven beter begrijpen vanuit een meer chemisch oogpunt.

• Andere gebruikers hebben gelezen: "60 Trivia-vragen (en hun antwoorden)"

Wat zijn chemische bindingen?

Om te begrijpen hoe materie is gestructureerd, is het essentieel om te begrijpen dat er basiseenheden zijn die atomen worden genoemd.. Van daaruit wordt de materie georganiseerd door deze atomen te combineren dankzij vakbonden die tot stand komen dankzij chemische bindingen.

Atomen bestaan ​​uit een kern en elektronen die er omheen draaien, met tegengestelde ladingen. De elektronen worden dus van elkaar afgestoten, maar ze voelen zich aangetrokken tot de kern van hun atoom en zelfs die van andere atomen.

• Misschien wilt u lezen: "De 70 beste wijze zinnen in de geschiedenis"

Intramoleculaire verbindingen

Om intramoleculaire bindingen te maken, is het basisconcept dat we in gedachten moeten houden dat atomen elektronen delen share. Wanneer de atomen dit doen, ontstaat er een unie die hen in staat stelt een nieuwe stabiliteit tot stand te brengen, waarbij altijd rekening wordt gehouden met de elektrische lading.

Vervolgens laten we u zien wat de verschillende soorten intramoleculaire bindingen zijn waardoor materie wordt georganiseerd die er bestaan.

1. Ionbinding

In de ionische binding voegt een component met een lage elektronegativiteit zich bij een component met veel. Een typisch voorbeeld van dit type binding is gewoon keukenzout of natriumchloride, dat is: schrijf NaCl. De elektronegativiteit van chloride (Cl) zorgt ervoor dat het gemakkelijk een elektron kan vangen van natrium (Na).

Dit type aantrekking produceert stabiele verbindingen door deze elektrochemische binding. De eigenschappen van dit type verbinding zijn over het algemeen hoge smeltpunten, goede geleiding naar elektriciteit, kristallisatie wanneer de temperatuur daalt en hoge oplosbaarheid in water.

2. Zuivere covalente binding

De zuivere covalente binding is een binding van twee atomen met dezelfde elektronegativiteitswaarde. Bijvoorbeeld wanneer twee zuurstofatomen een covalente binding (O2) kunnen vormen en twee elektronenparen delen.

Het nieuwe molecuul wordt grafisch weergegeven met een streepje dat de twee atomen verbindt en de vier gemeenschappelijke elektronen aangeeft: O-O. Voor andere moleculen kunnen de gedeelde elektronen een andere grootheid zijn. Bijvoorbeeld twee chlooratomen (Cl2; Cl-Cl) delen twee elektronen.

• Het kan je interesseren: "De 15 beste korte legendes (en hun uitleg)"

3. Polaire covalente binding

In polaire covalente bindingen is de unie niet langer symmetrisch. Asymmetrie wordt weergegeven door de vereniging van twee atomen van verschillende typen. Bijvoorbeeld een molecuul zoutzuur.

Voorgesteld als HCl, bevat het zoutzuurmolecuul waterstof (H), met een elektronegativiteit van 2,2, en chloor (Cl), met een elektronegativiteit van 3. Het elektronegativiteitsverschil is dus 0,8.

Op deze manier delen de twee atomen een elektron en bereiken ze stabiliteit door covalente binding, maar de elektronische kloof wordt niet gelijk verdeeld tussen de twee atomen.

4. datieve link

In het geval van datiefbindingen delen de twee atomen geen elektronen. De asymmetrie is zodanig dat de elektronenbalans één geheel getal is, gegeven door een van de atomen aan de andere. De twee elektronen die verantwoordelijk zijn voor de binding hebben de leiding over een van de atomen, terwijl de andere de elektronische configuratie herschikt om ze te accommoderen.

Het is een bepaald type covalente binding die een datief wordt genoemd, omdat de twee elektronen die bij de binding betrokken zijn, afkomstig zijn van slechts één van de twee atomen. Zwavel kan bijvoorbeeld zuurstof verbinden via een datiefbinding. De datiefbinding kan worden weergegeven door een pijl, van donor naar acceptor: S-O.

• Misschien vind je het interessant om te lezen: "10 geweldige korte Mexicaanse legendes (je moet het weten)"

5. Metaalverbinding

De metaalbinding verwijst naar de binding die kan worden vastgesteld in metaalatomen, zoals ijzer, koper of zink. In deze gevallen is de gevormde structuur georganiseerd als een netwerk van geïoniseerde atomen die positief zijn ondergedompeld in een "zee" van elektronen.

Dit is een fundamenteel kenmerk van metalen en de reden waarom ze zulke goede elektrische geleiders zijn. De aantrekkingskracht die ontstaat in de metaalbinding tussen ionen en elektronen zijn altijd atomen met dezelfde aard.

Intermoleculaire verbindingen

Intermoleculaire bindingen zijn fundamenteel voor het bestaan ​​van vloeibare en vaste toestanden. Als er geen krachten waren om de moleculen bij elkaar te houden, zou alleen de gasvormige toestand bestaan. Intermoleculaire bindingen zijn dus ook verantwoordelijk voor toestandsveranderingen.

6. Van der Waals krachten

Van der Waals-krachten ontstaan ​​tussen moleculen die niet-polair zijn en neutrale elektrische ladingen vertonen, zoals N2 of H2. Dit zijn tijdelijke dipoolformaties binnen moleculen als gevolg van fluctuaties in de elektronenwolk rond het molecuul.

Hierdoor ontstaan ​​tijdelijk ladingsverschillen (die in polaire moleculen constant zijn, zoals in het geval van HCl). Deze krachten zijn verantwoordelijk voor de toestandsovergangen van dit type molecuul.

• Het kan je interesseren: "Soorten edelstenen: eigenschappen en hoe ze te gebruiken"

7. Dipool-dipool interacties.

Dit soort bindingen verschijnen wanneer er twee sterk gebonden atomen zijn, zoals in het geval van HCl door een polaire covalente binding. Aangezien er twee delen van het molecuul zijn met een verschil in elektronegativiteit, zal elke dipool (de twee polen van het molecuul) een interactie aangaan met de dipool van een ander molecuul.

Hierdoor ontstaat een netwerk op basis van dipoolinteracties, waardoor de stof andere fysisch-chemische eigenschappen krijgt. Deze stoffen hebben hogere smelt- en kookpunten dan niet-polaire moleculen.

8. Waterstofbinding

Waterstofbinding is een bepaald type dipool-dipool interactie. Het treedt op wanneer waterstofatomen zijn gehecht aan sterk elektronegatieve atomen, zoals in het geval van zuurstof-, fluor- of stikstofatomen.

In deze gevallen ontstaat er een gedeeltelijke positieve lading op de waterstof en een negatieve lading op het elektronegatieve atoom. Omdat een molecuul zoals fluorwaterstofzuur (HF) sterk gepolariseerd is, in plaats van aantrekking tussen HF-moleculen, is de aantrekkingskracht gecentreerd op de atomen waaruit ze zijn samengesteld. Zo creëren de H-atomen die tot een HF-molecuul behoren een binding met de F-atomen die tot een ander molecuul behoren.

Dit soort bindingen zijn erg sterk en veroorzaken de smelt- en kookpunten van de stoffen nog hoger is (HF heeft bijvoorbeeld een hogere kook- en smelttemperatuur dan HCl). Water (H2O) is een andere van deze stoffen, daarom wordt het hoge kookpunt (100 ° C) verklaard.

• Misschien wilt u lezen: "10 manieren om aantrekkelijk te zijn (volgens de wetenschap)"

9. Onmiddellijke dipoolkoppeling naar geïnduceerde dipool

Onmiddellijke dipool-naar-geïnduceerde dipoolbindingen worden geproduceerd door veranderingen in de elektronenwolk rond een atoom. Door abnormale situaties kan een atoom uit balans zijn, met elektronen naar één kant georiënteerd. Dit veronderstelt negatieve ladingen aan de ene kant en positieve ladingen aan de andere kant.

Deze enigszins ongebalanceerde lading kan effect hebben op de elektronen van naburige atomen. Deze interacties zijn zwak en schuin, en duren over het algemeen een paar ogenblikken voordat de atomen een nieuwe beweging hebben en de lading van ze allemaal opnieuw in evenwicht wordt gebracht.

Bibliografische verwijzingen

• Chang, R. (2007). Chemie (negende editie). Mexico: McGraw Hill.

• De Santos, V.E. en Rodríguez de Vega, G. (2002). Natuurwetenschappen 3. Mexico: McGraw-Hill.

• Del Bosque, FR (2005). Anorganische scheikunde. Derde editie. Mexico: McGraw-Hill.

• Laidler, K. J. (1993). De wereld van de fysische chemie, Oxford University Press.