ENLLAÇ QUÍMIC: CARACTERÍSTIQUES, COM ES FORMEN, TIPUS - QUIMICA - 2025

L' enllaç químic és la força que aconsegueix mantenir units els àtoms que componen la matèria. Cada tipus de matèria posseeix un enllaç químic característic, el qual consisteix en la participació d'un o més electrons. Així, les forces que uneixen els àtoms en els gasos són diferents, per exemple, a la dels metalls.

Tots els elements de la taula periòdica (a excepció de l'heli i els gasos nobles lleugers) poden formar enllaços químics entre ells. No obstant això, la naturalesa d'aquests es modifica depenent de quins elements provenen els electrons que els formen. Un paràmetre essencial per explicar el tipus d'enllaços és l'electronegativitat.

Font: By Ymwang42 (talk).Ymwang42 at en.wikipedia, from Wikimedia Commons

La diferència d'electronegativitat (ΔE) entre dos àtoms defineix no només el tipus d'enllaç químic, sinó a més, les propietats fisicoquímiques de l'compost. Les sals es caracteritzen per tenir enllaços iònics (ΔE alt), i molts dels compostos orgànics, com la vitamina B ₁₂ (imatge superior), enllaços covalents (ΔE baix).

En l'estructura molecular superior, cadascuna de les línies representa un enllaç covalent. Les falques indiquen que l'enllaç emergeix de el pla (cap al lector), i les subratllades darrere de el pla (allunyant-se de l'lector). Cal notar que hi ha dobles enllaços (=) i un àtom de cobalt coordinat amb cinc àtoms de nitrogen i una cadena lateral R.

Però, per què es formen aquests enllaços químics? La resposta es troba en l'estabilitat energètica dels àtoms i electrons participants. Aquesta estabilitat ha d'equilibrar les repulsions electrostàtiques experimentades entre els núvols electròniques i els nuclis, i l'atracció exercida per un nucli sobre els electrons de l'àtom veí.

Definició de l'enllaç químic

Molts autors han donat definicions de l'enllaç químic. De totes elles la més important va ser la de l'fisicoquímic GN Lewis, que va definir l'enllaç químic com la participació d'un parell d'electrons entre dos àtoms. Si els àtoms A · i · B poden aportar un sol electró, llavors es formarà entre ells l'enllaç senzill A: B o A-B.

Abans de la formació de l'enllaç, tant A com B estan separats per una distància indefinida, però a l'enllaçar-hi ara una força que els manté units en el compost diatómico AB i una distància (o longitud) d'enllaç.

Característiques

Font: Gabriel Bolívar

Quines característiques té aquesta força que manté unit els àtoms? Aquestes depenen més de l'tipus d'enllaç entre A i B que de les seves estructures electròniques. Per exemple, l'enllaç A-B és direccional. Què vol dir? Que la força exercida per la unió de el parell d'electrons pot representar-se en un eix (com si fos un cilindre).

Així mateix, aquest enllaç requereix d'energia per trencar-se. Aquesta quantitat d'energia pot venir expressada en les unitats de kJ / mol o cal / mol. Un cop aplicada la suficient energia sobre el compost AB (mitjançant calor, per exemple), aquest es dissociarà en els àtoms A · i · B originals.

Com més estable sigui l'enllaç, major és la quantitat d'energia que requereix per separar els àtoms units.

D'altra banda, si l'enllaç en el compost AB fora iònic, A ⁺ B ^-, llavors es tractaria d'una força no direccional. Per què? Perquè A ⁺ exerceix una força d'atracció sobre B ^- (i viceversa) que depèn més de la distància que separa els dos ions en l'espai que d'una ubicació relativa dels mateixos.

Aquest camp d'atracció i repulsió reuneix altres ions per formar el que es coneix com a xarxa cristal·lina (imatge superior: el catió A ⁺ jeu envoltat de quatre anions B ^-, i aquests de quatre cations A ⁺ i així successivament).

Com es formen els enllaços químics?

Compostos homonucleares AA

Font: Gabriel Bolívar

Perquè un parell d'electrons formin un enllaç hi ha molts aspectes que s'han de considerar primer. Els nuclis, a dir els de A, tenen protons i són per tant positius. Quan dos àtoms d'A es troben molt allunyats entre si, és a dir, a una distància internuclear gran (imatge superior), aquests no experimenten cap atracció.

A mesura que s'aproximen els dos àtoms de Als seus nuclis atreuen el núvol electrònic de l'àtom veí (el cercle morat). Aquesta és la força d'atracció (A sobre el cercle morat veí). No obstant això, els dos nuclis de A es repel·leixen per ser positius, i aquesta força augmenta l'energia potencial de l'enllaç (eix vertical).

Hi ha una distància internuclear en la qual l'energia potencial arriba a un mínim; és a dir, s'equilibren tant la força d'atracció com la de repulsió (els dos àtoms d'A en la part inferior de la imatge).

Si aquesta distància disminueix després d'aquest punt, l'enllaç ocasionarà que els dos nuclis es repel·leixin amb molta força, desestabilitzant el compost AA.

Llavors, perquè l'enllaç es formi ha d'haver una distància internuclear energèticament adequada; ia més, els orbitals atòmics han traslaparse correctament perquè els electrons es enllaci.

Compostos heteronuclears AB

I si en lloc de dos àtoms d'A s'unissin un A i un altre de B? En aquest cas la gràfica superior canviaria perquè un dels àtoms tindria més protons que l'altre, i els núvols electròniques diferents mides.

A l'formar-se l'enllaç A-B a l'adequada distància internuclear, el parell d'electrons es trobarà principalment en les rodalies de l'àtom més electronegatiu. Això succeeix així amb tots els compostos químics heteronuclears, els quals constitueixen la immensa majoria dels que es coneixen (i es coneixeran).

Tot i que no es mencionen amb profunditat, hi ha nombroses variables que influeixen directament en com s'aproximen els àtoms i es formen els enllaços químics; algunes són termodinàmiques (¿és espontània la reacció?), electròniques (què tan plens o buits estan els orbitals dels àtoms) i altres cinètiques.

Tipus d'enllaços químics

Els enllaços presenten una sèrie de característiques que els distingeixen els uns dels altres. Diverses d'elles poden emmarcar-se en tres principals classificacions: covalents, iònics o metàl·lics.

Encara que hi ha compostos els enllaços pertanyen a un únic tipus, molts en realitat consisteixen d'una barreja de caràcters de cada un. Aquest fet es deu a la diferència d'electronegativitat entre els àtoms que formen els enllaços. Així, alguns compostos poden ser covalents, però presenten en els seus enllaços cert caràcter iònic.

Així mateix, el tipus d'enllaç, l'estructura i la massa molecular, són factors claus que defineixen les propietats macroscòpiques de la matèria (brillantor, duresa, solubilitat, punt de fusió, etc.).

-Enllaci covalent

Els enllaços covalents són aquells que han vingut explicant fins al moment. En ells, dos orbitals (un electró en cada un) han traslaparse amb els nuclis separats a una apropiada distància internuclear.

D'acord a la teoria de l'orbital molecular (TOM), si l'encavalcament dels orbitals és frontal es formarà un enllaç sigma σ (a el qual també se li crida enllaç senzill o simple). Mentre que si els orbitals es formen per traslapes laterals i perpendiculars respecte a l'eix internuclear, es tindran els enllaços π (doble i triple):

Font: Gabriel Bolívar

enllaç senzill

L'enllaç σ com pot apreciar-se en la imatge es forma al llarg de l'eix internuclear. Tot i que no es mostri, A i B poden tenir altres enllaços, i per tant, els seus propis entorns químics (diferents parts de l'estructura molecular). Aquest tipus d'enllaç es caracteritza pel seu poder de rotació (cilindre verd) i per ser el més fort de tots.

Per exemple, l'enllaç senzill de la molècula d'hidrogen pot rotar sobre l'eix internuclear (H-H). De la mateixa manera, pot fer-ho una molècula hipotètica CA-AB.

Els enllaços C-A, A-A i A-B roten; però si C o B són àtoms o un grup d'àtoms voluminosos, la rotació A-A es veu impedida estèricament (perquè xocarien C i B).

Els enllaços senzills es troben pràcticament en totes les molècules. Els seus àtoms poden tenir qualsevol hibridació química sempre que l'encavalcament de les seves orbitals sigui frontal. Tornant a l'estructura de la vitamina B ₁₂, qualsevol línia sola (-) indica un enllaç senzill (per exemple, els enllaços -CONH ₂).

enllaç doble

L'enllaç doble requereix que els àtoms posseeixin (d'ordinari) hibridació sp ². L'enllaç p pur, perpendicular als tres orbitals híbrids sp ², forma l'enllaç doble, el qual es mostra com una làmina grisenca.

Cal notar que tant l'enllaç senzill (cilindre verd) com el doble (làmina grisenca) coexisteixen a el mateix temps. No obstant això, a diferència dels enllaços senzills, els dobles no presenten la mateixa llibertat de rotació entorn a l'eix internuclear. Això es deu al fet que, per rotar, l'enllaç (o la làmina) s'ha de trencar; procés el qual necessita energia.

Així mateix, l'enllaç A = B és més reactiu que A-B. La longitud d'aquest és menor i els àtoms A i B es troben a una menor distància internuclear; per tant, hi ha major repulsió entre els dos nuclis. Trencar tots dos enllaços, el senzill i el doble, requereix més energia que la que es necessita per separar els àtoms en la molècula d'A-B.

En l'estructura de la vitamina B ₁₂ poden observar diversos enllaços dobles: C = O, P = O, i dins dels anells aromàtics.

enllaç triple

L'enllaç triple és encara més curt que l'enllaç doble i la seva rotació es troba més impedida energèticament. En ell, es formen dos enllaços π perpendiculars entre si (les làmines grisenca i morada), així com un enllaç senzill.

D'ordinari, la hibridació química dels àtoms d'A i de B ha de ser sp: dos orbitals sp separats 180º, i dos orbitals p purs perpendiculars als primers. Cal notar que un triple enllaç s'assembla a una paleta, però sense poder de rotació. Aquest enllaç pot representar senzillament com A≡B (N≡N, molècula de nitrogen N ₂).

De tots els enllaços covalents, aquest és el més reactiu; però a el mateix temps, el que necessita de major energia per a la completa separació dels seus àtoms (· A: +: B ·). Si la vitamina B ₁₂ tingués un enllaç triple dins la seva estructura molecular, el seu efecte farmacològic canviaria dràsticament.

En els enllaços triples participen sis electrons; en els dobles, quatre electrons; i en els senzills o simples, dos.

La formació d'un o més d'aquests enllaços covalents depèn de la disponibilitat electrònica dels àtoms; és a dir, de quants electrons necessiten els seus orbitals per adquirir un octet de valència.

Enllaç no polar

Un enllaç covalent consisteix d'una compartició equitativa d'un parell d'electrons entre dos àtoms. Però això és estrictament cert només en el cas on els dos àtoms tinguin iguals electronegativitats; és a dir, la mateixa tendència d'atreure densitat electrònica del seu entorn dins d'un compost.

Els enllaços no polars es caracteritzen per una diferència de electronegativitat nul·la (ΔE≈0). Això passa en dues situacions: en un compost homonuclear (A ₂), o si els entorns químics a banda i banda de l'enllaç són equivalents (H ₃ C-CH ₃, molècula d'età).

Exemples d'enllaços no polars es veuen en els següents compostos:

-Hidrógeno (H-H)

-Oxígeno (O = O)

-Nitrogen (N≡N)

-Flúor (F-F)

-Cloro (Cl-Cl)

-Acetileno (HC≡CH)

Enllaços polars

Quan hi ha una diferència marcada de electronegativitat ΔE entre els dos àtoms, es forma un moment dipolar al llarg de l'eix d'enllaç: A ^{δ +} -B ^δ-. En el cas de l'compost heteronuclear AB, B és l'àtom més electronegatiu, i per tant, té més densitat electrònica δ-; mentre que A, el menys electronegatiu, deficiència de càrrega δ +.

Perquè es donin els enllaços polars han d'unir dos àtoms amb diferents electronegativades; i així, formar compostos heteronuclears. A-B s'assembla a un imant: té un pol positiu i un altre negatiu. Això li permet interaccionar amb altres molècules mitjançant forces dipol-dipol, entre les quals hi ha els ponts d'hidrogen.

L'aigua té dos enllaços covalents polars, H-O-H, i la seva geometria molecular és angular, la qual cosa incrementa el seu moment dipolar. Si la seva geometria fora lineal, els oceans s'evaporarien i l'aigua tindria un punt d'ebullició menor.

El fet que un compost posseeixi enllaços polars, no implica que aquest sigui polar. Per exemple, el tetraclorur de carboni, CCl ₄, té quatre enllaços polars CCl, però a la disposició tetraèdrica dels mateixos el moment dipolar acaba anul·lant-vectorialment.

Enllaços datius o de coordinació

Quan un àtom cedeix un parell d'electrons per formar un enllaç covalent amb un altre àtom, es parla llavors d'un enllaç datiu o de coordinació. Per exemple, tenint B: el parell d'electrons disponible, i A (o A ⁺), una vacant electrònica, es forma l'enllaç B: A.

En l'estructura de la vitamina B ₁₂ els cinc àtoms de nitrogen s'enllacen a centre metàl·lic de Co mitjançant aquest tipus d'enllaç covalent. Aquests nitrògens cedeixen el seu parell d'electrons lliures a l'catió Co ³⁺, coordinant-el metall amb ells (Co ³⁺: N-)

Un altre exemple pot trobar-se en la protonació d'una molècula d'amoníac per formar amoni:

H ₃ N: + H ⁺ => NH ₄ ⁺

Cal notar que en tots dos casos és l'àtom de nitrogen qui aporta els electrons; per tant, l'enllaç covalent datiu o de coordinació passa quan un àtom per si sol aporta el parell d'electrons.

De la mateixa manera, la molècula d'aigua pot protonarse per transformar-se en el catió hidroni (o oxoni):

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

A diferència de l'catió amoni, el hidroni encara té un parell d'electrons lliure (H ₃ O: ⁺); però, és molt difícil que accepti un altre protó per formar l'inestable dicatión hidroni, H ₄ O ^{2 +}.

-Enllaci iònic

Font: Pixabay

A la imatge es mostra un turó blanca de sal. Les sals es caracteritzen per tenir estructures cristal·lines, és a dir, simètriques i ordenades; alts punts de fusió i ebullició, altes conductivitats elèctriques a l'fondre o dissoldre, i també, els seus ions es troben fortament units per interaccions electrostàtiques.

Aquestes interaccions conformen el que es coneix com l'enllaç iònic. A la segona imatge es va mostrar a un catió A ⁺ envoltat de quatre anions B ^-, però aquesta és una representació 2D. En tres dimensions, A ⁺ hauria de tenir altres anions B ^- endavant i darrere de el pla, formant diverses estructures.

Així, A ⁺ pot tenir sis, vuit, o fins i tot, 12 veïns. El nombre de veïns que envolta un ion en un vidre es coneix com nombre de coordinació (NC). Per a cada NC ve associada un tipus d'arranjament cristal·lí, el que al seu torn constitueix una fase sòlida de la sal.

Els vidres simètrics i facetats vistos a les sals es deuen a l'equilibri establert per les interaccions d'atracció (A ⁺ B ^-) i repulsió (A ⁺ A ⁺, B ^- B ^-) electrostàtiques.

formació

Però, per què A + i B ^-, o Na ⁺ i Cl ^-, no formen enllaços covalents Na-Cl? Perquè l'àtom de clor és molt més electronegatiu que el metall sodi, el qual a més es caracteritza per cedir molt fàcilment els seus electrons. Quan aquests elements es troben, reaccionen exotèrmicament per produir la sal de taula:

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (s)

Dos àtoms de sodi cedeix el seu únic electró de valència (Na ·) a la molècula diatòmica de Cl ₂, per així formar els anions Cl ^-.

Les interaccions entre els cations sodi i els anions clorurs, tot i que representen un enllaç més feble que els covalents, són capaços de mantenir-los fortament units en el sòlid; i aquest fet es reflecteix en l'alt punt de fusió de la sal (801ºC).

enllaç metàl·lic

Font: Pixnio

L'últim dels tipus d'enllaç químic és el metàl·lic. Aquest pot trobar-se en qualsevol peça metàl·lica o d'aliatge. Es caracteritza per ser especial i diferent dels altres, pel fet que els electrons no passen d'un àtom a un altre, sinó que recorren, com un mar, el vidre dels metalls.

Així, els àtoms metàl·lics, a dir el coure, barregen les seves orbitals de valència uns amb altres per formar bandes de conducció; per les quals, els electrons (s, p, DOF) transiten al voltant dels àtoms i els manté fortament units.

Depenent de l'nombre d'electrons que transitin pel vidre metàl·lic, els orbitals aportats per les bandes, i de l'empaquetament dels seus àtoms, el metall pot ser tou (com els metalls alcalins), dur, brillant, o bon conductor de l'electricitat i el calor.

La força que manté units els àtoms dels metalls, com els que componen l'homenet de la imatge i el seu portàtil, és superior a la de les sals.

Això es pot comprovar experimentalment perquè els cristalls de les sals poden partir-se en diverses parts iguals davant d'una força mecànica; mentre que una peça metàl·lica (composta de cristalls molt petits) es deforma.

Exemples d'enllaços

Els següents quatre compostos engloben els tipus d'enllaços químics explicats:

-Fluoruro de sodi, NaF (Na ⁺ F ^-): iònic.

-Sodio, Na: metàl·lic.

-Flúor, F ₂ (F-F): covalent no polar, a causa que hi ha una ΔE nul·la entre els dos àtoms per ser idèntics.

-Fluoruro d'hidrogen, HF (HF): covalent polar, ja que en aquest compost el fluor és més electronegatiu que l'hidrogen.

Hi ha compostos, com la vitamina B ₁₂, que posseeix tant enllaços covalents polars com iònics (en la càrrega negativa del seu grup fosfat -PO ₄ ^- -). En algunes estructures complexes, com la dels clústers metàl·lics, poden fins i tot coexistir tots aquests tipus d'enllaços.

La matèria ofereix en totes les seves manifestacions exemples d'enllaços químics. Des de la pedra en el fons d'un estany i l'aigua que l'envolta, fins als gripaus que rauquen en les seves vores.

Si bé els enllaços poden ser simples, el nombre i disposició espacial dels àtoms en l'estructura molecular obren pas a una rica diversitat de compostos.

Importància de l'enllaç químic

Quina és la importància de l'enllaç químic? El incalculable nombre de conseqüències que deslligaria l'absència de l'enllaç químic ressalta la seva enorme importància en la naturalesa:

-Sense ell, no existirien els colors, ja que els seus electrons no absorbirien la radiació electromagnètica. Les partícules de pols i gel presents en l'atmosfera desapareixerien, i per tant, el color blau de cel es tornaria fosc.

-El carboni no podria formar els seus interminables cadenes, de les quals deriven bilions de compostos orgànics i biològics.

-Les proteïnes no podrien ni tan sols definir-se en els seus aminoàcids constituents. Els sucres i els greixos desapareixerien, així com qualsevol compost carbonat en els organismes vius.

-La Terra es quedaria sense atmosfera, perquè en absència dels enllaços químics en els seus gasos, no hi hauria força que els mantingués units. Tampoc hauria la més mínima interacció intermolecular entre ells.

-Les muntanyes potser s'esfumarien, a causa que les seves roques i minerals, encara que pesats, no podrien contenir empaquetats seus àtoms dins de les seves estructures cristal·lines o amorfes.

-El món estaria format per àtoms solitaris incapaços de formar substàncies sòlides ni líquides. Això també portaria com a conseqüència la desaparició de tota transformació de la matèria; és a dir, no hi hauria cap reacció química. Només gasos fugaços per tot arreu.

referències

1. Harry B. Gray. (1965). Electrons and Chemical Bonding. WA BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química. (8va ed.). Cengage Learning, pàg 233, 251, 278, 279.
3. Nau R. (2016). Chemical Bonding. Recuperat de: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Chemical Bond Types. (03 de octubre de 2006). Pres de: dwb4.unl.edu
5. Formation of chemical bonds: El rol dels electrons.. Recuperat de: cod.edu
6. CK-12 Foundation. (Sf). Energy and covalent Bond Formation. Recuperat de: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Enllaç covalent coordinat o datiu. Recuperat de: quimitube.com