Materie is opgebouwd uit minuscule deeltjes die onzichtbaar zijn voor het menselijk oog, die worden genoemd atomen y moleculenDit zijn de belangrijkste componenten van wat we tegenwoordig kennen als materie.
De bovengenoemde deeltjes zijn meestal een vakbondsproces ingaan wat bekend staat als chemische koppelingenDeze processen worden door de chemie bestudeerd om de duizenden biologische en fysische processen te begrijpen die zich dagelijks voor onze ogen afspelen, maar die niet gemakkelijk waarneembaar zijn. Dankzij deze processen zijn we de meeste gebeurtenissen gaan begrijpen die de wereld maken zoals die is: van waarom water kookt bij een bepaalde temperatuur, tot hoe metalen zich organiseren in resistente structuren, of hoe de moleculen van het leven bij elkaar worden gehouden.
Wat zijn chemische bindingen?
Alles in de wereld, inclusief levende wezens zoals mensen, is opgebouwd uit atomen en moleculen die zich met elkaar verbinden door middel van een proces dat bekend staat als chemische bindingHet is algemeen bekend dat alle levende organismen, en zelfs levenloze objecten, uit materie bestaan, en dat hun bestaan afhankelijk is van chemische bindingen om te kunnen ontstaan en stabiel te blijven.
Simpel gezegd is een chemische binding de kracht die hen bij elkaar houdt tussen twee of meer atomen in een molecuul of in een vaste structuur. Deze kracht kan ontstaan door elektronen overdrachtDoor elektronendeling of door het bestaan van gedecentraliseerde elektronische clouds die zich vrij tussen vele atomen kunnen bewegen, zoals in metalen voorkomt.
Afhankelijk van de manier waarop de atomen en moleculen met elkaar verbonden zijn, kan worden bepaald met welk type chemische binding te maken is. De meest voorkomende typen zijn de volgende: ionische bindingen, covalent en metalenEr bestaan echter ook andere soorten interacties, zoals waterstofbruggen en Van der Waals-troependie essentieel zijn voor het begrijpen van de structuur van stoffen die zo belangrijk zijn als water of eiwitten.
Chemische bindingen worden zo genoemd. aantrekkingskrachten die ervoor zorgen dat twee of meer atomen gedurende een bepaalde tijd met elkaar verbonden blijven, en die de overdracht, uitwisseling of het delen van elektronen tussen hen. Zonder deze bindingen zouden de atomen geïsoleerd blijven en zouden moleculen en materialen zoals wij die kennen niet bestaan.
Het aantrekkingsproces tussen twee atomen is enigszins complex, maar met een zorgvuldige analyse is het gemakkelijk te begrijpen. Het belangrijkste om te weten is dat kernen Atoomkernen bezitten positieve ladingen (protonen) en stoten elkaar daarom af. Rondom deze kernen bevinden zich echter de negatief geladen elektronendie tegelijkertijd door meer dan één kern aangetrokken kan worden. Wanneer de aantrekkingskracht tussen een kern en de elektronen van een ander atoom de afstoting tussen de kernen compenseert, ontstaat een stabiele chemische binding.
Wanneer het proces van chemische binding plaatsvindt, meestal, zo niet bijna altijd, sommige atomen verliezen elektronen Terwijl anderen ze verdienen, of ze min of meer eerlijk delen. Aan het einde van het proces kan men een elektrische stabiliteit en energie die die verbinding gunstig maakt en dat de resulterende stof bepaalde eigenschappen heeft, zoals hardheid, smeltpunt, geleidbaarheid of oplosbaarheid.
Algemene classificatie en intuïtieve weergave van chemische bindingen
Hoewel er op een geavanceerd niveau veel categorieën en subtypen kunnen worden vastgesteld, spreken we in het basisonderwijs meestal van... drie belangrijke soorten chemische bindingen De belangrijkste soorten bindingen zijn: ionische, covalente en metallische bindingen. Daarnaast worden ook andere intermoleculaire interacties in overweging genomen, zoals... waterstofbruggen en Van der Waals-troependie, hoewel zwakker, essentieel zijn voor de structuur van vloeistoffen, moleculaire vaste stoffen en biologische systemen.
Het kan handig zijn om een soort ezelsbruggetje te gebruiken om deze soorten bindingen te onderscheiden op basis van wat er met de elektronen gebeurt:
- Covalente binding: de atomen elektronen delen met elkaar. Geen van beiden geeft ze volledig op, maar er wordt een gedeeld elektronisch paar gevormd.
- ionbinding: een atoom draagt elektronen over aan elkaar. De ene verliest ze (wordt positief) en de andere wint ze (wordt negatief); de aantrekkingskracht tussen tegengestelde ladingen geeft aanleiding tot de binding.
- Metaalbinding: de elektronen bewegen vrij tussen vele metaalatomen, waardoor een soort "elektronenwolk" of "elektronenzee" ontstaat met gedelokaliseerde elektronen.
Vanuit dit algemene idee kunnen vele details en eigenschappen verder worden uitgewerkt, zoals u zult zien bij elk type link.
De 5 soorten chemische bindingen
Het volgende wordt getoond chemische koppelingen Het belangrijkste zijn enkele van hun kenmerken, zodat we begrijpen hoe ze werken en welke rol ze spelen in de materie die ons omringt.
Metalen schakels
In dit type link kun je zien hoe een link tot stand komt. elektronische wolk Deze structuur houdt de hele groep atomen bij elkaar en wordt gevormd door de vrije valentie-elektronen. Kort gezegd verliezen metaalatomen een deel van hun buitenste elektronen, die niet langer tot een specifiek atoom behoren, maar gedeeld worden door de hele metaalstructuur.
Tijdens dit proces kan men observeren hoe atomen worden omgezet in positieve ionen Doordat het atoom zich in een wolk van mobiele elektronen bevindt, in plaats van het normale proces waarbij een aangrenzend atoom een elektronenpaar deelt, verklaart deze elektronendelokalisatie veel van de karakteristieke eigenschappen van metalen, zoals de hoge elektrische en thermische geleidbaarheid.
Metaalbindingen vormen vaak netwerken die worden beschouwd als kristallijnDeze metaalionen hebben een hoog coördinatiegetal. Dit betekent dat elk metaalion in het rooster omringd wordt door vele andere ionen, in zeer geordende en herhalende posities, wat resulteert in zeer compacte structuren.
Op de vlakken van deze netwerken zijn drie verschillende soorten metaalkristalroosters te zien, die verschillende coördinatiepunten hebben die veranderen afhankelijk van hun locatie, en uiteindelijk beschikken over 12 punten, 8 punten en in andere gevallen, 6 puntenEr wordt echter gezegd dat het niveau van valentie van metaalatomen Het is altijd relatief klein, waardoor het voor die valentie-elektronen gemakkelijker is om te delokaliseren.
Dankzij deze unieke structuur verklaren metaalbindingen waarom metalen:
- Sean goede chauffeurs van elektriciteit, omdat de elektronenwolk zich gemakkelijk verplaatst wanneer er een potentiaalverschil wordt aangelegd.
- Heb een hoge Warmtegeleidingwaardoor de warmte snel wordt verspreid.
- Sean kneedbaar en buigzaam (kan worden gelamineerd of tot draden worden getrokken) omdat de metaalionen over elkaar heen kunnen glijden zonder dat het kristal breekt, dankzij het feit dat de elektronenwolk de samenhang behoudt.
- cadeau metaalachtige glansomdat gedelokaliseerde elektronen op een karakteristieke manier met licht interageren.
Om deze redenen vormen metaalverbindingen de basis van vele technologische toepassingen, van geleidende kabels tot bouwconstructies en elektronische componenten.
Ionische bindingen
Als we het hebben over ionische bindingen Dit verwijst naar de binding tussen atomen met een lage ionisatie-energie of lage elektronegativiteit (zoals metalen) en andere atomen met een veel hogere elektronegativiteit (zoals niet-metalen). Typisch vindt dit plaats tussen een metaal en een niet-metaal.
Om dit te laten gebeuren, moet een van de atomen in staat zijn om elektronen verliezenen dat de ander kan ze winnen achtereenvolgens. Het metaal geeft een of meer elektronen af en wordt een positief ion (kation), terwijl het niet-metaal ze ontvangt en een negatief ion wordt (anionDeze binding kan daarom worden beschreven als een proces waarbij twee atomen een bepaalde eigenschap bezitten. elektrostatische aantrekking zeer intens, waarbij de ene partij een grotere neiging heeft om elektronen aan te trekken en de andere een kleinere neiging.
Er werd aangetoond dat veel niet-metallische elementen één of meer elektronen in hun valentieschil missen om hun complete buitenste baanEn om die reden worden ze receptoren in het proces en worden ze anionen genoemd. Chloor heeft bijvoorbeeld één elektron nodig om zijn octet te voltooien en het ion te vormen. Cl⁻.
Metaalelementen staan bekend als de kationen Omdat ze een positieve lading bezitten, wat het tegenovergestelde is van anionen. Omdat ze meestal weinig elektronen in hun buitenste schil hebben, kunnen ze die gemakkelijk verliezen en een stabielere configuratie bereiken. Een typisch voorbeeld is natrium, dat een elektron verliest en het ion vormt. Na⁺die een binding kan aangaan met Cl⁻ om te vormen natriumchloride (gewoon zout).
Op basis van het voorgaande kan worden afgeleid dat bij dit type chemische binding de atomen door een bepaalde kracht worden aangetrokken. intense elektrostatische krachtHet anion trekt dus het kation aan. Op dit punt is te zien dat een van de atomen elektronen verliest, terwijl het andere atoom elektronen opneemt. Deze volledige overdracht van elektronen maakt de ionbinding zeer sterk en zorgt ervoor dat de ionen zich in grote clusters organiseren. kristalroosters driedimensionaal.
Wanneer deze verbinding wordt bewaard in een solideHet blijft georganiseerd in een zeer geordende en stabiele structuur. Echter, wanneer het wordt blootgesteld aan een vochtige omgeving of opgelost in polaire vloeistoffen zoals... waterHet kristalrooster breekt af en de ionen scheiden zich, maar behouden hun elektrische lading. Om deze reden zijn waterige oplossingen van ionische verbindingen Ze geleiden elektriciteit., terwijl een zuivere vaste stof dat normaal gesproken niet doet.
Ionische verbindingen hebben ook andere gemeenschappelijke kenmerken:
- Su smeltpunt en koken is meestal verheven, vanwege de sterke aantrekkingskracht tussen tegengesteld geladen ionen.
- Ze zijn meestal breekbaarAls ze vervormd raken, verschuiven de ionenlagen en kunnen ionen met dezelfde lading met elkaar in contact komen, wat afstoting en kristalbreuk veroorzaakt.
- Ze lossen gemakkelijk op in polaire oplosmiddelen Net als water, omdat watermoleculen de ionen omringen en stabiliseren.
- Ze geleiden elektrische stroom wanneer ze opgelost of gesmoltenomdat de ionen vrij kunnen bewegen.
Al deze details maken ionbindingen fundamenteel in veel alledaagse processen, zoals de samenstelling van minerale zouten, elektrolyten in biologische oplossingen en keramische materialen.
Covalente bindingen
In de verstrengelt covalenten Atomen hebben het vermogen om elektronen aantrekken en delen met elkaar. In plaats van dat het ene atoom al zijn elektronen volledig aan het andere afstaat, dragen beide atomen één of meer elektronen bij om gedeelde elektronenparen te vormen. Het is aangetoond dat de betrokken ionen of atomen in dat geval elektronische configuraties verkrijgen. veel stabieler.
Hoewel men kan stellen dat veel soorten links de mogelijkheid hebben om geleiders van elektriciteitIn dit geval blijkt dat een groot deel van de stoffen die door covalente bindingen worden gevormd, niet geleidend zijn, vooral niet in vaste toestand en in de vorm van neutrale moleculen. Er zijn echter opmerkelijke uitzonderingen, zoals grafiet, waarin gedelokaliseerde elektronen enige geleidbaarheid mogelijk maken.
Alle organisch materiaal Het is hoofdzakelijk opgebouwd uit covalente bindingen, omdat deze, zoals eerder vermeld, doorgaans een grote stabiliteit bieden en de vorming van zeer complexe en gevarieerde structuren mogelijk maken: ketens, ringen, driedimensionale netwerken, enzovoort. Koolstof is bijvoorbeeld een meester in het vormen van meerdere covalente bindingen en vertakte structuren.
Deze bindingen hebben hun eigen classificatie, die varieert afhankelijk van of de elektronendeling symmetrisch is of niet. In grote lijnen kunnen we de volgende onderscheiden: polaire covalente bindingen en niet-polairDit zal hieronder kort worden toegelicht om het verschil in de verdeling van de elektronendichtheid te verduidelijken.
Naast deze classificatie kunnen covalente bindingen ook gemakkelijk (een gedeeld elektronenpaar), dubbel (twee gedeelde paren) of drievoudig (drie gedeelde elektronenparen), wat de lengte en sterkte van de binding beïnvloedt: over het algemeen is een meervoudige covalente binding sterker. kort en krachtig dan een eenvoudige.
Polaire covalente binding
De connecties polaire covalente Hun belangrijkste kenmerk is dat ze volledig asymmetrisch in de verdeling van de elektronendichtheid. Dit betekent dat gebonden atomen elektronen delen, maar niet gelijkmatig: het atoom met de hoogste elektronendichtheid deelt elektronen. elektronegatief Het ene elektron trekt de gedeelde elektronen sterker aan en krijgt daardoor een lichte negatieve deellading, terwijl het andere elektron een lichte positieve deellading krijgt.
Deze situatie kan worden voorgesteld alsof de meer elektronegatief geladen atomen twee elektronen kunnen delen of twee absorptieplaatsen hebben, terwijl de andere er maar één heeft, waarbij de gevallen variëren. Hoewel het in de kwantumrealiteit subtieler is, is het basisidee dat de Delen is niet eerlijk..
Dit type binding ontstaat op een vergelijkbare manier als ionbindingen, in die zin dat er ook verschillen in elektronegativiteit zijn, maar met het belangrijkste verschil dat er voor de binding tussen de atomen geen volledige overdracht van elektronen plaatsvindt, maar een gedeeltelijke overdracht van elektronen. polaire covalente binding waarbij elektronen ongelijk verdeeld zijn. Om dit te laten gebeuren, moeten er twee verschillende niet-metallische elementen met verschillende elektronegativiteit.
Een klassiek voorbeeld is het molecuul van water (H₂O)Zuurstof is veel elektronegatiever dan waterstof, waardoor het de gedeelde elektronen sterk aantrekt en een elektrische dipool In het molecuul: een licht negatieve zone op het zuurstofatoom en twee licht positieve zones op de waterstofatomen.
Door deze polariteit kunnen polaire covalente moleculen met elkaar interageren via dipool-dipoolkrachten En in sommige gevallen vormen ze waterstofbruggen. Deze interacties geven stoffen zoals water zulke unieke eigenschappen, zoals het hoge kookpunt ten opzichte van de moleculaire massa, de hoge oppervlaktespanning en het vermogen om veel ionische en polaire stoffen op te lossen.
Niet-polaire covalente binding
In tegenstelling tot het hierboven beschreven type chemische binding, moeten er in dit geval twee of meer atomen van één element aanwezig zijn. niet-metaal van hetzelfde type of van elementen met zeer vergelijkbare elektronegativiteiten. Dit is in één belangrijk opzicht totaal anders dan polair: de symmetrieWanneer twee atomen van hetzelfde element elektronen delen, is het proces volledig symmetrisch, waardoor ze in evenwicht blijven en beide evenveel elektronen ontvangen als afstaan.
Door deze gelijkmatige verdeling van de elektronendichtheid worden er geen elektronen gegenereerd. aanzienlijke gedeeltelijke belastingen aan geen van beide uiteinden van de binding; daarom wordt de binding als niet-polair beschouwd. Typische voorbeelden van niet-polaire covalente bindingen zijn te vinden in moleculen zoals H (moleculaire waterstof), O₂ (moleculaire zuurstof), Nee (moleculaire stikstof) of in lange koolwaterstofketens zoals die van veel oliën.
Stoffen die hoofdzakelijk gevormd worden door niet-polaire covalente bindingen zijn meestal licht oplosbaar in water (wat een polair oplosmiddel is) en zijn beter oplosbaar in niet-polaire oplosmiddelen, zoals sommige oliën en organische oplosmiddelen. Bovendien kunnen ze bij kamertemperatuur als gas of vloeistof worden aangetroffen. laag kookpuntjuist omdat de aantrekkingskrachten tussen de moleculen relatief zwak zijn.
In veel gevallen kan een enkel molecuul gebieden bevatten met polaire covalente bindingen en andere met niet-polaire bindingen. Dit resulteert in moleculen met een hydrofiel (wateraantrekkend) deel en een hydrofoob (waterafstotend) deel, zoals bijvoorbeeld voorkomt in... lipiden van celmembranen. Deze dualiteit is essentieel voor de vorming van biologische structuren zoals lipide dubbellagen.
Waterstofbindingen
El waterstof Het wordt gekenmerkt door een gedeeltelijke positieve lading wanneer het deel uitmaakt van een polaire covalente binding met een sterk elektronegatief atoom, zoals zuurstof, stikstof of fluor. Om dit type intermoleculaire binding te laten ontstaan, moet het gedeeltelijk positieve waterstofatoom aangetrokken worden tot een elektronegatief atoom met een paar vrije elektronen in een ander molecuul of in een ander deel van hetzelfde molecuul.
Dankzij dit proces ontstaat er een verbinding tussen de twee, die een waterstofbrugDit is waar de binding zijn naam aan dankt. Hij is niet zo sterk als een covalente binding, maar wel veel sterker dan andere Van der Waals-interacties, en speelt een cruciale rol in de structuur en eigenschappen van veel stoffen.
Een zeer representatief voorbeeld is water. Elk watermolecuul kan meerdere waterstofbruggen vormen met naburige moleculen, waardoor een uitgebreid netwerk ontstaat. netwerk van interacties Dit verklaart de hoge soortelijke warmte, de hoge smelt- en kookpunten in verhouding tot de moleculaire massa, en het merkwaardige gedrag van uitzetting bij bevriezing. Dit alles is grotendeels te danken aan de aanwezigheid van deze bindingen.
In biologische systemen, de waterstofbruggen Ze zijn essentieel voor het behoud van de driedimensionale structuur van moleculen, die net zo belangrijk zijn als de eiwitten en nucleïnezuren (DNA en RNA). In DNA worden bijvoorbeeld complementaire stikstofbasen met elkaar verbonden door waterstofbruggen, waardoor de dubbele helix stabiel blijft en zich nauwkeurig kan repliceren.
Links naar Van der Waals
Bij dit type interactie, gegroepeerd onder de naam Van der Waals-troepenDe verbinding tussen twee kan gevonden worden. permanente dipolen, evenals tussen twee geïnduceerde dipolen Of de mogelijkheid dat er bindingen ontstaan tussen een permanente dipool en een geïnduceerde dipool. Dit kan alleen gebeuren als er moleculen zijn met een bepaalde ladingsverdeling, al is het maar van korte duur.
Deze krachten beginnen te werken wanneer er sprake is van een aantrekking of afstoting Dit kan gebeuren tussen moleculen of wanneer er een interactie is tussen ionen en neutrale moleculen die licht gepolariseerd kunnen zijn. Hoewel elk van deze interacties op zich relatief zwak is, kunnen ze samen zeer belangrijk worden, vooral wanneer ze zich optellen in grote moleculen of moleculaire vaste stoffen.
Van der Waals-krachten verklaren bijvoorbeeld waarom de Edele gassenMoleculen, die zijn opgebouwd uit geïsoleerde niet-polaire atomen, kunnen bij lage temperaturen vloeibaar worden en stollen: hoewel ze geen sterke chemische bindingen vormen, is er een zwakke aantrekkingskracht als gevolg van tijdelijke fluctuaties in de verdeling van hun elektronen, die ogenblikkelijke dipolen opwekken.
Zij zijn ook verantwoordelijk voor stoffen zoals olieverf of wassen, die voornamelijk bestaan uit niet-polaire koolwaterstofketens, vertonen viscositeit en blijven aan elkaar gebonden, of die sommige biologische moleculen herkennen en in elkaar passen alsof het puzzelstukjes zijn, dankzij een fijne koppeling van meerdere zwakke interacties van dit type.
Dankzij de constante studie dat Het is van toepassing op alle soorten chemische bindingen. De bestaande conclusie is dat we iets meer inzicht hebben gekregen in hoe materie werkt en hoe het kan transformeren in een compleet nieuw product of kan terugkeren naar zijn oorspronkelijke vorm na een verandering door uitwisseling of herverdeling van elektronen, zoals beschreven in de meeste van deze processen.
Al deze kennis is verworven dankzij technologische vooruitgang, aangezien er voorheen slechts gespeculeerd werd over het bestaan van atomen, en een voorbeeld hiervan is het bestaan van... atomaire modellen Voorgesteld door grote filosofische denkers. Hoewel ze niet zo ver verwijderd waren van wat we vandaag de dag weten, zijn deze processen veel beter begrepen door experimenten, spectroscopische technieken, elektronenmicroscopie en computersimulaties.
Begrijp de soorten chemische bindingen waaruit materie bestaat Het is essentieel om te verklaren waarom elke stof specifieke eigenschappen heeft, hoe nieuwe materialen worden gevormd en wat de moleculaire basis is van de biologische en technologische processen die ons dagelijks leven in stand houden.