Sigma Link: Hvordan det er formulert, egenskaper og eksempler

Sigma-bindingen (representert som a) er en kovalent type sammenkobling, som er karakterisert ved delingen av to elektroner som forekommer mellom et par atomer for å danne dette bindingen. I tillegg er dette en enkel obligasjonsklasse, hvor begge atomer er festet av to elektroner som danner en enkelt union.

Når to eller flere atomer kombineres for å gi opphav til nye molekylære forbindelser, blir de forbundet med to typer bindinger: det ioniske og det kovalente, hvis struktur avhenger av hvordan elektronene deles mellom begge atomene involvert i denne koblingen.

Forbindelsen som genereres gjennom elektronene utføres takket være overlappingen av orbitaler som tilhører hvert atom (i sine ender), forstå som orbitaler mellomromene hvor elektronen er mer sannsynlig å være lokalisert i atomet og som er definert av den elektroniske tettheten.

Hvordan er det dannet?

Vanligvis er det kjent at enkeltbinding mellom to atomer er ekvivalent med en enkelt sigma-type-kobling.

Også, disse koblingene stammer fra overlapping eller overlapping på en frontal måte som oppstår mellom endene av atomorbitaler av to forskjellige atomer.

Disse atomene som overlapper orbitaler må ligge i posisjoner ved siden av hverandre, slik at de enkelte elektroner som tilhører hvert atomomløp, kan danne en effektiv union og dermed danne bindingen.

Fra dette oppstår det faktum at den elektroniske fordeling som manifesterer seg eller plasseringen av tettheten av elektronene som kommer fra hver overstilling, har en symmetri av sylindrisk form rundt aksen som forekommer mellom de to bundne atomartene.

I dette tilfellet kan orbitalen kalles sigma uttrykkes lettere når det gjelder intramolekylære bindinger som dannes i de diatomiske molekylene, og noterer at det også finnes flere typer sigmabindinger.

De vanligste observerte sigma-bindingsmodellene er: _dz2 + _dz2, s + _pz, _pz + _pz og s + s; hvor abonnementet z representerer aksen som utgjøres av det dannede bindingen, og hvert bokstav (s, p og d) tilsvarer en bane.

Dannelse av sigma-bindinger i forskjellige kjemiske arter

Når vi snakker om molekylære orbitaler, refererer vi til områdene som akkumulerer den høyeste elektrondensiteten når en binding av denne typen dannes mellom forskjellige molekyler, oppnådd ved hjelp av kombinasjonen av atomorbitaler.

Fra kvantemekanikkens synspunkt har studier utgått at molekylære orbitaler som utviser symmetrisk lik oppførsel, faktisk kombineres i blandinger (hybridiseringer).

Transcendensen av denne kombinasjonen av orbitaler er imidlertid nært knyttet til de relative energiene manifestert av molekylære orbitaler som er symmetrisk liknende.

Når det gjelder organiske molekyler, observeres ofte cykliske arter som består av en eller flere ringstrukturer, som ofte utgjøres av et stort antall sigma-type bindinger i forbindelse med pi-type bindinger (flere bindinger).

Faktisk, ved hjelp av enkle matematiske beregninger, er det mulig å bestemme antall sigmabindinger som er tilstede i en molekylær art.

Det er også tilfeller av koordinasjonsforbindelser (med overgangsmetaller), som kombinerer flere bindinger med forskjellige klasser av bindende interaksjoner, så vel som molekyler som består av forskjellige typer atomer (polyatomiske).

funksjoner

Sigma-bindingene har unike egenskaper som tydelig skiller dem fra andre typer kovalent binding (pi-binding), blant annet er det faktum at denne typen binding er den sterkeste blant de kjemiske bindene i kovalent klasse.

Dette skyldes at overlappingen mellom orbitaler skjer direkte, koaksialt (eller lineært) og frontalt; det vil si en maksimal overlapping mellom orbitaler er oppnådd.

I tillegg er den elektroniske distribusjonen i disse veikryssene hovedsakelig konsentrert mellom kjernene til atomartene som kombineres.

Denne overlappingen av sigma-orbitaler skjer på tre mulige måter: mellom et par rene orbitaler (ss), mellom en ren orbital og en hybridtype (s-sp) eller mellom et par hybrid-orbitaler (sp3-sp3).

Hybridiseringen oppstår takket være blandingen av orbitaler av atomartrinn i forskjellige klasser, idet det oppnås at den resulterende hybridorbitral avhenger av mengden av hver enkelt type av rene start-orbitaler (for eksempel sp3 = en ren orbital s + tre rene orbitaler av type p).

I tillegg til dette kan sigma-lenken eksistere uavhengig, samt innrømme rotasjonsbevegelsen fritt mellom et par atomer.

eksempler

Fordi kovalent binding er den vanligste typen forening mellom atomer, er Sigma-bindingen funnet i et stort antall kjemiske arter, som det kan sees nedenfor.

I molekyler av diatomegasser - som hydrogen (H ₂ ), oksygen (O ₂ ) og nitrogen (N ₂ ) - forskjellige typer bindinger kan forekomme avhengig av hybridisering av atomene.

Når det gjelder hydrogen, er det et enkelt sigma-binding som forbinder begge atomer (H-H), fordi hvert atom bidrar med sin eneste elektron.

På den annen side, i molekylært oksygen er begge atomer forbundet med en dobbeltbinding (O = O) - det vil si en sigmabinding - og en pi, som etterlater hvert atom med tre par gjenværende elektroner paret.

I motsetning hvert hvert nitrogenatom har fem elektroner på sitt mest eksterne energinivå (valensskall), slik at de sammenføyes av en trippelbinding (N≡N), som innebærer tilstedeværelse av et sigma-bindings og to pi-bindinger og en par elektroner paret i hvert atom.

På samme måte forekommer det i sykliske forbindelser med enkelt eller flere bindinger og i alle typer molekyler hvis struktur utgjøres av kovalente bindinger.