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

Lotura kobalente

Wikipedia, Entziklopedia askea
Jump to navigation Jump to search


Hidrogenoen eta karbonoaren arteko lotura kobalenteak metano molekula batean. Kasu honetan lotura bakunak dira.

Lotura kobalentea bi atomoen artean elektroi pareen banaketa oinarritzat hartzen duen lotura kimikoa da. Bi atomoen artean, lotura kobalentea, lotura osatzen duten atomoek zortzikotearen legea bete dezaten, eta, beraz, azkeneko orbitalean dauden elektroiak partekatzen dituzte. Lotura kobalentea emateko, bi atomoen arteko elektronegatibitate diferentzia 1,7 baino txikiagoa izan behar da.


Lotura hau elementu berdineko ez-metalen, elementu ezberdineko ez-metalen eta hidrogeno eta ez-metalaren artean ematen da.

Bi atomoen artean elektroi bat, bi edo hiru partekatu daitezke, ondorioz, lotura bakuna, bikoitza edo hirukoitza emango da. Lewis egituran, bi atomoen artean marra bat (lotura bakunaren kasuan) marrazten da haien arteko lotura adierazteko.

Lotura kobalenteen artean elkarrekintza mota asko daude, σ lotura, π lotura, metal-metal lotura, elkarrekintza agostikoa, lotura flexionatuak eta hiru zentro eta bi elektroi loturak[1][2]. Terminoa 1939an sortu zen[3], eta ko- aurrizkia eta balentzia hitzak elkartzen ditu.

Historia[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kobalente hitza lehenengo aldiz 1919. urtean erabili zen Irving Langmuirrek idatzitako artikuluan :Journal of the American Chemical Society. Artikulu honentan Langmuirrek hau idatzi zuen : « bi atomoek partekatzen dituzten elektroi pare kopuruari kobalente terminoaz izandatuko dugu».

Lotura kobalentearen ideaia, Gilbert N. Lewisek sortu zuen, zeinek 1916. urtean atomoen arteko elektroi pareen trukaketa azaldu zuen. Lewisek egitura notazioa sartu zuen, non balentzia elektroiak atomoaren inguruan dauden puntuen bidez adierazten diren. Baina, loturak adierazteko beste modu bat dago, marra bat marraztea.

Lewisek proposatu zuen atomo batek lotura kobalente nahikoak osatzen dituela kanpoko geruza elektronikoa osatzeko. Goian azaltzen den metanoaren diagraman, karbono atomoak lau balentzia elektroi ditu eta ondorioz, lau elektroiez inguratuta dago (zortzikoteko araua). Hidrogeno bakoitzak bat balentzia dauka eta bi elektroiez inguratuta dago (bere elektroi propioa eta karbonoaren elektroia). Elektroi kopurua betetako geruzei dagozkie; karbono atomo baten kanpoko geruza n=2 geruza da eta zortzi elektroi sar daitezke , aldiz, hidorgeno atomo baten kanpoko geruza (geruza bakarra) n=1 geruza da eta bi elektroi sar daitezke.

Molekula sinpleen propietateak eta estrukturak ulertzeko beharrezkoa da mekanika kuantikoa. 1927. urtean Walter Heitler eta Fritz London-ek lotura kimiko azaldu zuten mekanika kuantikoan oinarrituz,zehazki, hidrogeno molekularrarena. Lanan azaltzen dute lotura kobalea osatzen dela parte hartzen duten atomoen orbital atomikoak berdintsuak direnean.

Lotura kobalentearen teoria, atomo kubikoan oinarrituta dagoena, hainbat arazoei aurre egin behar izan zuen, hain zuzen ere lotura ionikoaren teoria konpetentzia izan zen. Arazoak eduki arren lotura kobalentea 1920.urtean onartua izan zen. M.Niaz eta M.A.Rodríguez-ek Historia y filosofía de las ciencias testuan aipatu zuten beharrezkoa dela unibertsitateko testu zientifikoetan azaltzea estruktura kubikoak ezin duela lotura hirukoitza azaldu. Horregatik atomo tetraedrikoa kubikoa ordezkatu zuen.

Substantzia kobalente motak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Bi sustantzia kobalente mota daude, kobalente molekularrak (bentzenoa) eta sare edo kristal kobalenteak (kuartzo kristalak).

Substantzia kobalente molekularrak: lotura kobalenteek honako propietatedun molekulak osatzen dituzte:

Sare edo kristal kobalentedun substantzia molekularrak: substantzia kobalenteek atomo kopuru ezberdindun sare kristalinoak osatzen dituzte zeinak konposatu ionikoen antzekoak diren. Honako propietateak erakusten dituzte:

Lotura kobalentearen definizioa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Hidogeno atomoen kasuan oinarrituz, elkartzen doazen einean elektroi bakoitza beste atomoaren nukleora erakartzen duten indarrak nabaritzen hasten dira erakarpen indar hauek konpentsatzen diren arte elektroiek haien artean duten aldarapenaren ondorioz. Puntu horretan du molekulak bere konfiguraziorik egonkorrena.

Elektroien orbitalak gainezarri egiten dira eta honela ezin da desberdiindu zein atomori dagokion elektroi bakoitza.

S. Seese eta G William Daub kimikarien arabera hidrogeno molekulan, beste substantzia kobalente guztietan bezala lau ezaugarri hartu behar dira kontuan:

  1. Atomoak banaka dituzten propietateak oso desberdinak dira molekularekin konparatuz, horregatik hidrogenoaren formula molekularra idaztean H2 bezala idatzi behar da molekula diatomiko bat delako.
  2. Bi nukleo positiboek bi elektroiak erakartzen dituzte molekula egonkorrago bat sortzeko asmoarekin, hau da, lotura bat sortzen a honale molekula egonkorragoa egiteko atomo bananduak baino. Nukleoek elektroiengan eragiten duten erakarpenari esker haien arteko aldarapena erregulatzen da eta horregatik elektroiak aurkitzeko probabilitate handieneko gunea bi nukleoen artean kokatzen da.
  3. Nukleoen arteko distantzia hain handia da 1s orgitalek dutela gainjartze maximoa. Hidrogeno molekularen kasuan bi nukleoen arteko distantzia 0.74 Å-ekoa da gutxi gora behera. Beste era batera esanda kobalenteki elkartzen diren bi atomoen arteko distantzia lotura luzera deitzen da.
  4. Gas egoeran dagoen 1,0g hidrogenoren lotura kobalenteak hautsi eta hidrogeno atomoak eratzeko 52,0kcal behar dira.

Bestalde, atomoak desberdinak direnean partekatutako elektroiak ez dira berdin erakarriak izango eta hauek atomo elektronegatiboenera hurbiduko dira gehien. Fenomeno honek polaritate (elektronegatibitate handieneko atomoek polaritate negatiboagoa hartzen dute partekatutako elektroiak bere nukleorantz erakarriz) izena hartzen du eta molekula baten barneko kargen desplazamenduan oinarritzen da.

Esan daiteke atomo elektronegatiboenek ez dutela gustuko bere elektroiak elkarbanatzea beste atomoekin, eta muturreko kasuetan elektroia hartuko duela besterik gabe, hauetan lotura ionikoa eratuz. Horren ondorioz esaten da lotura kobalente polarrek izaera partzialki ionikoa dutela.

Elektronegatibitate diferentziarik ez dagoenean (bi atomo berdin) sortutako lotura kobalente purua izango da; elektronegatibitae diferentzia 1,9 denean izaera ionikoa %35ekoa izango da eta diferentzia 3koa denean berriz %49,5ekoa. Honela esan daiteke elektronegatibitate diferentzia 1,7tik aurrera doanean molekulak izaera ionikoa handitzen doala. Oxigeno edo fluorra 1 eta 2 taldeko elementuekin konbinatzean elektronegatibitate diferentzia maximoa izango da beraz, bere izaera ionikoa ere.

Elektronegatibitate diferentzia 0 eta 1,7 tartean dagoenean izaera kobalentea izango da gailenduko dena, adibidez C-H-ren kasua. Baina Raymond Chang kimikariaren arabera diferentzia hau 2,0 baina handiagoa izan behar da lotura ioniko bezala kontsideratzeko.

Elektronegatibitate diferentziaren arabera lotura kobalentea kobalente polar eta koalente apolar edo puruak daude. Elektronegatibitate diferentzia 0,4 eta 1,7 artean ba dago lotura kobalente polarra izango da eta 0,4 baina txikiagoa bada berriz kobalente apolarra.

Polaritatea molekula koobalenteetan[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Lotura kobalentean parte hartzen duten atomoen polaritatearen arabera lotura kobalente polar eta apolarrak desberdintzen dira.

  • Lotura kobalente polarrak: Elementu desberdinen arteko atomoen arteko loturen eraketan oinarritzen da eta elektronegatibitate diferentzia 0,5 baina handiagoa izan behar da. Lotura honetan elektroiak atomo elektronegatiboenaren nukleoak erakartzen ditu, honela hodei elektronikoa deformatu egiten da karga negatibo gehiago duen gune bat karga positibo gehiagoko beste gune batengandik (dipoloak) urrunduz.
  • Lotura kobalente apolarrak: Atomo berdinen artean gertatzen da eta elektronegatibitate desberdintasuna zero edo oso txikia (0,4 baino txikoagoa) izan behar da. Lotura honetan nukleoak intentsitate berarekin erakartzen dituzte elekroiak eta beraz hodei elektronikoa uniformeki mantentezn da.

Lotura kobalente motak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

  • Lotura bakuna: elektroi pare bakarra partekatzen da bi molekulen artean, elektroi bakoitza loturan parte hartzen duten atomoen azken energia mailan dagoelarik. Lotura marra batez adierazten da. Adibidez: H-H
  • Lotura bikoitza: bi elektroi pare partekatzen dira, hau da, loturan parte hartzen duen molekula bakoitzak bere azken geruzan dituen bi elektroi elkarbanatuz. Bi marrekin adierazten da. Adibidez: O=O
  • Lotura hirukoitza: hiru elektroi pareen hartean hematen da, atomo bakoitzak bere azken geruzan dituen hiru elektroi partekatuz. Hiru marrekin adierazten da. Adibidez: N≡N
  • Koordinaziozko lotura kobalentea: bi atomoren artean partekatutako elektroi pare bat da baina kasu honetan bi elektroiak atomo berdinak emanak dira. Gezi baten bidez adierazten da (→). Adibidez amonio ioia (NH4+) protoi batek eta amoniakoak osatzen dutela. Koordinazio lotura kobalentedun konposatuak koordinazio konposatu bezala ezagutzen dira.

Erresonantzia[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Zenbait kasutan Lewis estruktura batek ez digu molekula baten konfigurazio elektronikoa zehazki azaltzen, horregatik, estrukturen superposizioa behar da kasu horiek azaltzeko. Molekula hauetako bi atomo berdinek lotura ezberdinak izan ditzazkete bi estruktura ezberdinettan, adibidez, estruktura batean lotura bakuna osatu dezakete, baina bestean, bikoitza. Hau horrela, lotura ordena ez litzateke zenbaki osoa izango.

Erresonantzia egituren isla nitrato ioia da, hiru egitura baliokide osatzen baditu. Nitrogeno-oxigeno loturak honakoak dira: lotura bikoitz bat eta bi lotura bakun. Lotura bikoitz hori aldatu egiten da egitura erresonanteaz aldatzen dugunean, hau da, egitura erresonante ezberdinetan lotura bikoitz hori nitrogenoak oxigeno ezberdin batekin osatuko du. Ondorioz, N-O lotura ordena honakoa izango da:

Nitrate ion resonance structures.png

Aromatizitatea[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kimika organikoan, molekula batek Huckelen legea betetzen duen eraztun lau bat badu, egonkortasun igoera bat jasaten du. Egoera aromatiko ezagunena bentzenoa da, non molekula honek hiru lotura bikoitz deslokalizatuak dituen. Lotura bikoitz hauek direla eta, bentzenoak bi egitura erresonante erakusten ditu, ondorioz, egonkorragoa da 1,3,5-ziklohexatrieno hipotetikoa baino.

Heteroziklo aromatikoak edota bentzeko ordezkatuen kasuan, eraztuneko elektronegatibitate ezberdintasunek zehaztuko dute eraztun aromatikoko loturen jokaera kimikoa.

Hiperbalentzia:[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Zenbait molekulek, XeF2 eta SF6 adibidez, uste dena baino oxidazio zenbaki handiagoa dute, hau da, ez dute zortzikotearen legea betetzen. Honako fenomeno hau 3-zentru 4-elektroi lotura bidez azaldu daiteke.

Elektroi gabezia[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kasu honetan aurkako fenomenoa dugu, 3-zentru 2-elektroi lotura ematen da. Elektroi gabeziko lotura hau diboranoan ikusi dezakegu. Molekula honetan bi boroak protoi baten bidez lotzen dira elkar. Hidrogeno hauek bi boroekin osatzen dute lotura momentu berean.

Erreferentziak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

  1.   1929-1997., March, Jerry, (1992), Advanced organic chemistry : reactions, mechanisms, and structure (4th ed. argitaraldia), Wiley, ISBN 0471601802, PMC 25204734, https://www.worldcat.org/oclc/25204734  .
  2.   1949-, Miessler, Gary L., (2004), Inorganic chemistry (3rd ed. argitaraldia), Pearson Education, ISBN 0130354716, PMC 52165864, https://www.worldcat.org/oclc/52165864  .
  3. (Ingelesez)  Merriam-Webster, 2018-05-15, https://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Merriam-Webster&oldid=841447411. Noiz kontsultatua: 2018-05-31  .

Ikus, gainera[aldatu | aldatu iturburu kodea]