Cele 9 tipuri de legături chimice (și caracteristicile lor)

Dacă ne uităm în sus și privim în jur, vom vedea mai multe lucruri. Toate sunt alcătuite din materie. De asemenea, aerul pe care îl respirăm, fiecare dintre celulele din corpul nostru, micul dejun pe care îl mâncăm etc.

Când adăugăm zahăr în cafea, dispare laptele sau zahărul? Cu siguranță nu, știm că se dizolvă. Dar exact ce se întâmplă acolo? De ce? Viața de zi cu zi a acestor tipuri de lucruri ne face uneori să uităm de fenomene cu adevărat fascinante.

Astăzi vom vedea cum atomii și moleculele stabilesc legături prin legături chimice. Cunoașterea fiecărei legături chimice diferite și a caracteristicilor acestora ne va permite să înțelegem mai bine lumea în care trăim dintr-un punct de vedere mai chimic.

• Alți utilizatori au citit: "60 de întrebări simple (și răspunsurile lor)"

Ce sunt legăturile chimice?

Pentru a înțelege cum este structurată materia, este esențial să înțelegem că există unități de bază numite atomi.. De acolo, materia este organizată prin combinarea acestor atomi datorită uniunilor care se stabilesc datorită legăturilor chimice.

Atomii sunt compuși dintr-un nucleu și electroni care orbitează în jurul său, având sarcini opuse. Prin urmare, electronii sunt respinși unul de celălalt, dar au experiență de atracție față de nucleul atomului lor și chiar al celor din alți atomi.

• S-ar putea să doriți să citiți: „Cele mai bune 70 de fraze înțelepte din istorie"

Legături intramoleculare

Pentru a face legături intramoleculare, conceptul de bază pe care trebuie să-l avem în vedere este că atomii împart electroni. Atunci când atomii fac acest lucru, se produce o uniune care le permite să stabilească o nouă stabilitate, ținând cont întotdeauna de sarcina electrică.

În continuare vă arătăm care sunt diferitele tipuri de legături intramoleculare prin care este organizată materia, care există.

1. Legătură ionică

În legătura ionică, o componentă cu electronegativitate scăzută se alătură cu una care are mult. Un exemplu tipic al acestui tip de lipire este sarea de bucătărie obișnuită sau clorura de sodiu, care este scrie NaCl. Electronegativitatea clorurii (Cl) face ca acesta să capteze cu ușurință un electron din sodiu (Na).

Acest tip de atracție produce compuși stabili prin această legătură electrochimică. Proprietățile acestui tip de compus sunt în general puncte de topire ridicate, o bună conducere la electricitate, cristalizare atunci când temperatura scade și solubilitate ridicată în apă.

2. Legătură covalentă pură

Legătura covalentă pură este o legătură de doi atomi cu aceeași valoare de electronegativitate. De exemplu, atunci când doi atomi de oxigen pot forma o legătură covalentă (O2), împărtășind două perechi de electroni.

Noua moleculă este reprezentată grafic cu o liniuță care unește cei doi atomi și indică cei patru electroni în comun: O-O. Pentru alte molecule, electronii împărțiți pot fi o altă cantitate. De exemplu, doi atomi de clor (Cl2; Cl-Cl) împart doi electroni.

• S-ar putea să vă intereseze: "Cele mai bune 15 legende scurte (și explicația lor)"

3. Legătură covalentă polară

În legăturile covalente polare uniunea nu mai este simetrică. Asimetria este reprezentată de unirea a doi atomi de tipuri diferite. De exemplu, o moleculă de acid clorhidric.

Reprezentată ca HCI, molecula de acid clorhidric conține hidrogen (H), cu electronegativitate de 2,2 și clor (Cl), cu electronegativitate de 3. Prin urmare, diferența de electronegativitate este de 0,8.

În acest fel, cei doi atomi împart un electron și obțin stabilitate prin legături covalente, dar decalajul electronic nu este împărțit în mod egal între cei doi atomi.

4. Link dativ

În cazul legăturilor dative, cei doi atomi nu împart electroni. Asimetria este de așa natură încât echilibrul electronilor este un număr întreg dat de unul dintre atomi celuilalt. Cei doi electroni responsabili de legătură sunt responsabili de unul dintre atomi, în timp ce celălalt își rearanjează configurația electronică pentru a-i găzdui.

Este un tip particular de legătură covalentă numită dativ, deoarece cei doi electroni implicați în legătură provin doar dintr-unul dintre cei doi atomi. De exemplu, sulful poate uni oxigenul printr-o legătură dativă. Legătura dativă poate fi reprezentată printr-o săgeată, de la donator la acceptor: S-O.

• S-ar putea să fiți interesat să citiți: "10 mari legende mexicane scurte (ar trebui să știți)"

5. Legătură metalică

Legătura metalică se referă la cea care poate fi stabilită în atomi de metal, cum ar fi fierul, cuprul sau zincul. În aceste cazuri, structura care se formează este organizată ca o rețea de atomi ionizați cufundați pozitiv într-o „mare” de electroni.

Aceasta este o caracteristică fundamentală a metalelor și motivul pentru care sunt atât de buni conductori electrici. Forța de atracție care se stabilește în legătura metalică dintre ioni și electroni este întotdeauna atomi cu aceeași natură.

Legături intermoleculare

Legăturile intermoleculare sunt fundamentale pentru existența stărilor lichide și solide. Dacă nu ar exista forțe care să țină moleculele împreună, ar exista doar starea gazoasă. Astfel, legăturile intermoleculare sunt, de asemenea, responsabile pentru schimbările de stare.

6. Forțele Van Der Waals

Forțele Van Der Waals se stabilesc între moleculele nepolare și prezintă sarcini electrice neutre, cum ar fi N2 sau H2. Acestea sunt formațiuni de dipol momentane în cadrul moleculelor datorate fluctuațiilor din norul de electroni din jurul moleculei.

Acest lucru creează temporar diferențe de încărcare (care sunt constante în moleculele polare, ca în cazul HCl). Aceste forțe sunt responsabile pentru tranzițiile de stare ale acestui tip de moleculă.

• S-ar putea să vă intereseze: "Tipuri de pietre prețioase: proprietăți și modul de utilizare a acestora"

7. Interacțiuni dipol-dipol.

Aceste tipuri de legături apar atunci când există doi atomi puternic legați, ca în cazul HCl printr-o legătură covalentă polară. Deoarece există două părți ale moleculei cu o diferență de electronegativitate, fiecare dipol (cei doi poli ai moleculei) va interacționa cu dipolul unei alte molecule.

Aceasta creează o rețea bazată pe interacțiunile dipolice, determinând substanța să dobândească alte proprietăți fizico-chimice. Aceste substanțe au puncte de topire și fierbere mai mari decât moleculele nepolare.

8. Legătură de hidrogen

Legarea hidrogenului este un tip particular de interacțiune dipol-dipol. Apare atunci când atomii de hidrogen sunt legați de atomi puternic electronegativi, ca în cazul atomilor de oxigen, fluor sau azot.

În aceste cazuri, se creează o sarcină parțială pozitivă pe hidrogen și o sarcină negativă pe atomul electronegativ. Deoarece o moleculă precum acidul fluorhidric (HF) este puternic polarizată, în loc să aibă atracție între moleculele de HF, atracția este centrată pe atomii care le compun. Astfel, atomii de H care aparțin unei molecule de HF creează o legătură cu atomii de F care aparțin unei alte molecule.

Aceste tipuri de legături sunt foarte puternice și provoacă punctele de topire și fierbere ale substanțelor este chiar mai mare (de exemplu, HF are o temperatură mai mare de fierbere și topire decât Acid clorhidric). Apa (H2O) este o altă dintre aceste substanțe, motiv pentru care se explică punctul său de fierbere ridicat (100 ° C).

• S-ar putea să doriți să citiți: „10 moduri de a fi atractiv (conform științei)"

9. Legătura dipolului instantaneu cu dipolul indus

Legăturile dipolului instantaneu către legăturile dipolice induse sunt produse de modificări ale norului de electroni din jurul unui atom. Datorită situațiilor anormale, un atom poate fi dezechilibrat, cu electroni orientați spre o parte. Aceasta presupune taxe negative pe de o parte și taxe pozitive pe de altă parte.

Această încărcare ușor dezechilibrată este capabilă să aibă un efect asupra electronilor atomilor vecini. Aceste interacțiuni sunt slabe și oblice și, în general, durează câteva momente înainte ca atomii să aibă o mișcare nouă și sarcina tuturor acestora să fie reechilibrată.

Referințe bibliografice

• Chang, R. (2007). Chimie (ediția a noua). Mexic: Mc Graw Hill.

• De Santos, V.E. și Rodríguez de Vega, G. (2002). Științe ale naturii 3. Mexic: Mc Graw-Hill.

• Del Bosque, F.R. (2005). Chimie anorganică. A treia editie. Mexic: Mc Graw-Hill.

• Laidler, K. J. (1993). Lumea chimiei fizice, Oxford University Press.