Artikulu hau "Kalitatezko 1.000 artikulu 12-16 urteko ikasleentzat" proiektuaren parte da

Lotura kimiko

Wikipedia, Entziklopedia askea
Jump to navigation Jump to search

Lotura kimikoa bi atomo edo gehiagoz osaturiko substantzia kimikoak eratzea ahalbidetzen duen atomoen arteko erakarpena da. Loturaren jatorria aurkako kargen artean sortzen den indar elektromagnetikoa da, bai elektroien eta nukleo atomikoen artean sortzen denean bai dipoloen barruan gertatzen denean. Lotura kimikoen sendotasuna ez da beti bera; "lotura sendoak" existitzen dira, esaterako lotura kobalenteak eta lotura ionikoak, eta "lotura ahulak", esaterako dipolo-dipolo elkarrekintzak eta hidrogeno-zubiak.

Lotura kimikoa sortzen da bi elementuekin, adibidez, Burdina ( Fe ) eta Nitrogenoarekin ( N ). Badaude elementuak metalak direnak eta beste batzuk ez-metalak direnak. Hauen bien arteko aragiketak egiteko lehengo loturak agertzen dira (ionikoa, kobalentea eta metalikoa).

Aurkako kargek indar elektromagnetikoaren ondorioz erakartzen elkar erakartzen dutenez, karga negatiboa duten elektroiek, nukleo atomikoen inguruan orbitatzen dutenean, eta karga positiboa duten protoiek elkar erakartzen dute. Era berean, bi nukleoren artean kokatutako elektroi batek bi nukleo horien erakarpena jasango du. Beraz, nukleoen eta elektroien konfiguraziorik egonkorrena elektroiek nukleoen "artean" ahalik eta denbora gehien igarotzen dutena da. Horren ondorioz, nukleoek elkar erakarriko dute eta lotura sortuko da. Hala ere, loturan parte hartzen duten nukleoak ez dira haietako bakoitzaren bolumenaren baturak suposatuko lukeen tamainaraino kolapsatzen; izan ere, De Broglie hipotesiaren ondorioz, elektroiek bolumen handia betetzen dute nukleoekin alderatuz gero, eta elektroiek betetako bolumen hau nukleoak aski aldenduta mantentzen ditu.

Oro har, lotura kimiko sendoetan elektroiak transferitzen dira loturan parte hartzen duten atomoen artean. Molekulak, kristalak eta gas diatomikoak bezalako substantzietan (izatez, inguruan ditugun substantzia gehienak), lotura kimikoak existitzen dira, eta lotura horiek materiaren egitura baldintzatzen dute.

Lotura kimikoaren historia[aldatu | aldatu iturburu kodea]

XII.mendean hasi ziren lotura kimikoari buruzko lehengo espekulazioak egiten. Garai hartan jada suposatzen zuten espezie kimiko batzuk haien artean elkarturik zeudela afinitate kimiko mota batengatik.

1704an, Isaac Newtonek lotura atomikoaren teoria azaldu zuen, atomoak elkarri lotuak zeudela indar jakin batengatik esaten zuena. Hainbat teoria ikertu zituen, teoria hauek nola atomoak haien artean elkartu zitezkeen azaltzen zuten, teoria horien adibide bat honakoa zen: “elkarri itsasiriko atomoak geldialdiaren ondorioz”. Newtonek honakoa ondorioztatu zuen:

Partikulak elkar erakartzen dira indar batengatik, indar hori oso handia da eta masarekiko zuzenki proportzionala da eta distantziarekiko alderantzizko proportzionala. Distantzia txikietan partikulak operazio kimikoak gauzatzen dituzte.

1819an, pila boltaikoaren asmakizunaren ondorioz, Jöns Jakob Berzelius-ek konbinazio kimikoaren teoria bat egin zuen, teoria horretan atomoen izaera elektropositibo eta elektronegatiboak sartu zituen zeharkaka. XIX.mendearen erdialdean, Edward Frankland, F. A. Kekule, A. S. Couper, A. M. Butlerov eta Hermann Kolbe-k erradikalen teoria zabaldu zuten eta balentzia teoria eratu zuten, teoria horrek azaltzen zuen konposatuak elkartuak mantentzen zirela atrakzio positibo eta negatiboaren eraginez. 1916an, Gilbert N. Lewis-ek elektroi bikote lotura kontzeptua adierazi zuen, honakoa azaltzen duena: bi atomoek elektroi bakarretik sei elektroira bitartean partekatu ahal dituzte, eta elektroi bakarreko lotura, lotura bakuna, lotura bikoitza edo lotura hirukoitza eratu ahal dituzte.

Lewis-en hitzetan:

Elektroi bat bi atomo ezberdinen geruzen parte izan daiteke eta ezin dugu esan elektroia atomo batena edo bestearena dela.

Urte berean, Walther Kossel-ek Lewis-en antzeko teoria bat atera zuen, ezberdintasuna honakoa zen: Walther-ek atomoen artean erabateko elektroi transferentzia gertatzen zela adierazten zuen, lotura ioniko baten eredua hain zuzen ere.

Lotura kimikoa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Molekuletan atomoak lotuta mantentzen dituzten loturak, indar intramolekularrak dira.

Loturak, elektroiak interakzionatzeko modu desberdinak dira, sistemaren ezaugarrien arabera. Hiru lotura mota daude, eta normalean lotura eredu bat baino gehiagok parte hartzen dute.

Lotura kobalentea[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Sakontzeko, irakurri: «lotura kobalente»

Lotura kobalentea atomoen arteko elektroien elkarbanaketan oinarritzen da. Elektroi horiek bi nukleoak lotuta mantentzen dituzte. Lotura osatu aurretik, elektroiak atomo isolatuak dira eta behin lotura osatzen denean berriz, bereiztezinak dira, hau da; sistemarenak.

Lotura kobalenteak sinpleak, elektroi bikote bat partekatzen denean (H - H), bikoitzak, bi elektroi bikote partekatzen direnean (O = O), hirukoitzak, hiru elektroi bikote partekatzen badira edo laukoitzak, lau elektroi bikote partekatzen badira.

Lotura kobalentea bi atomo berdinen artean ematen bada, lotura apolarra izango da. Molekula hauetan elektronegatibotasun diferentzia zero da eta atomo berdinez osatuta dagoenez lotura, molekula mononuklearea dela esaten da. Bi atomo desberdinek osatzen badute lotura, eta elektronegatibotasunean desberdintasun handia baldin badago, orduan lotura polarra izango da, hau da; loturaren muturretako bat elektropositiboa izango da, dentsitate elektroniko positiboa edukiko du, eta beste muturra berriz, elektronegatiboa. Hala ere, molekula neutroa izaten jarraituko du. Lotura kobalente polarra, lotura kobalentearen eta ionikoaren tartean aurkitzen da.

Loturan parte hartzen duten atomo horien izaeraren menpekoak dira lotura kobalentearen ezaugarriak.

Lotura ionikoa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Sakontzeko, irakurri: «lotura ioniko»

Lotura ionikoa ioi positiboen eta negatiboen artean ematen den indar elektrostatikoaren emaitza da. Beste modu batean esanda, katioi eta anioi baten artean ematen den lotura, hau da; elementu elektronegatiboenak elementu elektropositiboenaren elektroiak erakartzen dituenean. Elementu metalikoek balentzia-elektroi gutxi dituztenez, eta haien ionizazio-energia baxua denez, katioi bihurtzeko joera dute. Elementu ez-metalikoek berriz, balentzia-elektroi asko dituzte, eta elektroiak hartzeko joera, hori dela eta, anioi bihurtzeko joera dute. Ioiek hiru dimentsioko sarea osatzen dute.

Ioi horiek era egonkorrean elkartzen dira lotura ionikoaren bidez, eta modu horretan konposatu ionikoak eratzen dira.

Adibidea:

Sodio eta kloroaren artean ematen den lotura, lotura ionikoa da. Sodioak bere azkenengo geruzako elektroi bat galtzen du, eta kloroak irabazten du.

Na = elektroi bat galdu (katioi bihurtu)

Cl = elektroi bat irabazi (anioi bihurtu)

Lotura metalikoa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Sakontzeko, irakurri: «lotura metaliko»

Molekularteko indarrak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Lotura kimikoaren ildotik jarraituz, molekularteko indarrei buruz hitz egitea beharrezkoa da. Molekularteko indar edo indar intermolekular izenez ere ezagunak dira. Indar hauek, hitzak berak esaten duen bezala, molekulak lotuta mantentzen dituzten indarrak dira, horretarako elkarrekintza elektronikoen beharrik gabe. Ez dira molekula baten barneko atomoak lotuta mantentzea eragiten duten indarrak. Indar hauek ez dira lotura kimikoak izango, baina oso garrantzitsua da horien existentziaz jabetzea.. Gainera lotura kimikoekin alderatuta oso ahulak izango  dira.

Adibidez:

Uraren mol bat lurrintzeko= 41KJ behar dira

Ur molekularen bi O-H loturak hausteko= 930 KJ.

Lehenengo kasuan indar intermolekularrei erreparatu behar zaie bigarrenean ordea indar intramolekular edo lotura kimikoari.

Esan bezala, bi molekula edo gehiago lotuta mantentzen dituzten indarrak dira, eta hauen sendotasuna ez da beti berdina izango. Alegia solidoen molekularteko indarrak eta gasen molekularteko indarrak sendotasun desberdina dute. Alegia, horretarako egoera fisiko bakoitza aztertu beharko da. Izan ere, solidoek izango dituzte molekularteko indarrik sendoenak eta gasek ordea ahulenak. Likidoak tarteko egoera batean egongo dira. Hori dela eta, esan liteke indar hauek solidoetan eta likidoetan dutela eragin nagusia (gasetan ahulegiak baitira).

Indar intermolekularrek, molekula askoren ezaugarri fisiko-kimikoetan eragina dute. Adibide garbia fusio eta irakite tenperaturarena litzakete. Alegia, kontuan izan behar da, irakite tenperatura aztertzerako garaien indar inetrmolekularrei erreparatu behar zaiela eta ez intramolekularrei (molekula baten barneko loturak). Hau da, irakite tenperatura aztertzeko, likido egoeratik gas egoerara igarotzeko prozesua aztertu behar da. Aldaketa fisiko hori eman dadin, indar intermolekularrei erreparatzea ezinbestekoa da. Alegia tenperatura igo ahala molekulak geroz eta gehiago bibratzen hasten dira eta horien arteko indar intermolekularrak apurtzen hasten dira. Beraz, indar intermolekular horien arabera, bero gehiago, alegia energia gehiago, edo gutxiago behar izango dugu likido egoeratik gas egoerara igarotzeko.

Molekularteko indarren artean, indar mota desberdinak bereizten dira; orientazio indarrak, indukzio indarrak eta dispertsio indarrak

Orientazio indarrak:[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Dipolo-dipolo indar izenez ere ezagunak dira. Indar hauek molekula polarren artean ematen dira. Momentu dipolar iraunkorra dutenez, dipoloen arteko orientazioa gertatzen da, haien arteko erakartze elektroestatikoa gehiegizkoa izan dadin. Momentu dipolarra handitzen bada, indar intermolekular hauek ere handiagotuko dira.

Solido batean orientazioa

Likido eta gasetan gertatzen den orientazioa ez da solidoetan ematen dena bezain zurruna.

Hidrogeno lotura[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Sakontzeko, irakurri: «[[1]

Dipolo-dipolo interakzio mota berezia da, lotura polar baten atomo elektronegatibo bati kobalenteki lotzen zaion H atomoaren eta atomo elektronegatibo (O.N edo F) baten artean gertatzen den erakarpen elektroestatiko bat alegia.

Hidrogeno lotura hauek, molekulen artean (intermolekularki)  nahiz molekula baten zati desberdinen artean (intramolekularki) gertatu daitezke.

Lotura hau, dipolo-dipolo indar elektroestatiko oso sendoa izango da, molekul asko daudenean lotuta, asko egonkortzen baita, baina lotura kobalente edo ionikoak baina ahulagoak dira.

Deskribatzeko modua:

A-HB  edo A-HA

A eta B= atomo elektronegatiboak (O,N, edo F)

A-H= Molekula bat, edo baten zatia

B=molekula baten zatia

Lotura honen adibiderik garbiena ur molekulen artean sortzen diren hidrogeno loturak dira. Alegia, ur molekula baten H atomoaren eta beste ur molekula baten oxigeno atomo elektronegatiboaren artean sortzen dira.

Bi ur molekulen arteko hidrogeno lotura

Hidrogeno loturaren sendotasuna, loturan parte hartzen duten bi atomoen erakartze elektrostatikoaren menpekoa da

Gainera, sustantzia baten ezaugarri fisiko-kimikoak alda ditzake. Alegia fusio edo irakite puntuak espero baino altuagoak izatea eragiten du.

Indukzio indarrak:[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Molekula apolarra den arren, molekula hau dipolo induzitu bihurtu litekeela esatekoa da. Dipolo induzitu hauek, aurrerago azaldutako orientazio indarrek bezalako erakarpen elektroestatikoak sortzen dituzte. Baina nola sortzen dira dipolo induzitu hauek? Hainbat aukera daude, batetik katioi bat gerturatzea eta bestetik molekula polar bat gerturatzea. Honela sortzen diren interakzioak, ioi-dipolo induzitu  eta dipolo-dipolo induzitu izanik.

Indukzio indarrak: dipolo induzituak osatzeko moduak

Dispertsio indarrak:[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Sakontzeko, irakurri: «[[2]

Sakabanatze indarrak ere deitzen zaie. Edozein atomo, espezie edo molekulen artean gertatzen dira, nahiz eta apolarrak izan. Molekulak apolarrak izan arren, molekularen inguruan hodei elektroniko bat egongo da. Kontuan izanik molekulak ez daudela geldirik, alegia bibratzen daudela, bribrazio honek eragingo du hodei elektronikoaren banaketa ez izatea guztiz homogeneoa momentuoro. Honek aldi uneko dipoloak sortzea eragiten du .

Beraz, sorturiko une bateko dipolo honek, ondoan duen molekulari eragin diezaioke, honela dipolo induzitu berri bat sortuko da. Honela zabalduz joango da efektua.

Dispertsio indarrak

Erreferentziak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Ikus, gainera[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kanpo loturak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Wikimedia Commonsen badira fitxategi gehiago, gai hau dutenak: Lotura kimiko Aldatu lotura Wikidatan