Link Sigma Comment il est formulé, caractéristiques et exemples

Le lien sigma (représentée par σ) est une liaison covalente, caractérisée par le partage de deux électrons qui se produisent entre deux atomes pour former cette liaison. En outre, il s'agit d'une classe de liaison simple, dans laquelle les deux atomes adhèrent par deux électrons formant une seule union.

Lorsque deux ou plusieurs atomes se combinent pour donner naissance à de nouveaux composés moléculaires, ils sont reliés par deux types de liaisons: ionique et covalente, dont la structure dépend de la façon dont les électrons entre les atomes impliqués dans ce couplage sont partagées.

La connexion généré par des électrons est effectuée en raison du chevauchement des orbitales appartenant à chaque atome (à ses extrémités), ce qui signifie des espaces orbitales où est plus susceptible de localiser l'électron dans l'atome et sont définis par la densité électronique.

Index

• 1 Comment est-il formé?
  • 1.1 Formation de liaisons sigma dans différentes espèces chimiques
• 2 caractéristiques
• 3 exemples
• 4 références

Comment est-il formé?

Typiquement, il est connu que la liaison simple entre deux atomes est équivalente à un lien de type sigma unique.

En outre, ces liens sont dus au chevauchement ou au chevauchement de manière frontale entre les extrémités des orbitales atomiques de deux atomes différents.

Ces atomes dont les orbitales se chevauchent doivent être dans des positions adjacentes, de sorte que les électrons individuels appartenant à chaque orbitale atomique puissent former une union efficace et former ainsi la liaison.

D'où le fait que le manifestant de courrier électronique ou de la localisation de la densité des électrons à partir de chaque superposition présente une symétrie cylindrique autour de l'axe qui se produit entre les deux espèces atomiques liées.

Dans ce cas, le sigma appelé orbital peut être exprimé plus facilement en termes de liaisons intramoléculaires formées dans les molécules diatomiques, notant que plusieurs types de liaisons sigma existent également.

Les types de liaison sigma les plus fréquemment observés sont: d_z²+ d_z², s + p_z, p_z+ p_z et s + s; où l'indice z représente l'axe constitué par la liaison formée et chaque lettre (s, p et d) correspond à une orbitale.

Formation de liaisons sigma dans différentes espèces chimiques

Quand on parle d'orbitales moléculaires référence à des régions qui accumulent la densité d'électrons plus élevée pour former une liaison entre ces molécules différentes, obtenues grâce à la combinaison des orbitales atomiques est.

Du point de vue de la mécanique quantique, des études ont permis de déduire que les orbitales de type moléculaire présentant un comportement symétrique sont effectivement combinées dans des mélanges (hybridations).

Cependant, la transcendance de cette combinaison d'orbitales est intimement liée aux énergies relatives manifestées par des orbitales de type moléculaire qui sont symétriquement similaires.

Dans le cas de molécules organiques, on observe fréquemment des espèces cycliques constituées d'une ou plusieurs structures cycliques, souvent constituées d'un grand nombre de liaisons de type sigma associées à des liaisons de type pi (liaisons multiples).

En fait, en utilisant des calculs mathématiques simples, il est possible de déterminer le nombre de liaisons sigma présentes dans une espèce moléculaire.

Il existe également des cas de composés de coordination (avec des métaux de transition), qui combinent des liaisons multiples avec différents types d'interactions de liaison, ainsi que des molécules composées de différents types d'atomes (polyatomiques).

Caractéristiques

Les liaisons sigma ont des caractéristiques uniques qui les différencient clairement des autres types de liaisons covalentes (liaison pi), parmi lesquelles le fait que ce type de liaison est le plus fort parmi les liaisons chimiques de la classe covalente.

En effet, le chevauchement entre les orbitales se produit directement, coaxialement (ou linéairement) et frontalement; c'est-à-dire qu'un recouvrement maximal entre les orbitales est obtenu.

De plus, la distribution électronique dans ces jonctions se concentre principalement entre les noyaux des espèces atomiques combinées.

Ce chevauchement des orbitales sigma se produit de trois manières possibles: entre une paire d'orbitales purs (s-s), entre un pur orbital et un type hybride (s-sp) ou entre une paire d'orbitales de type hybride (sp³- sp³).

L'hybridation se produit grâce au mélange d'orbitales d'origine atomique de différentes classes, en obtenant que l'orbitale hybride résultante dépend de la quantité de chacun des types d'orbitales de départ pures (par exemple, sp³ = une orbitale pure s + trois orbitales de type p pures).

En plus de cela, le lien sigma peut exister indépendamment, tout en admettant librement le mouvement de rotation entre deux atomes.

Des exemples

Comme la liaison covalente est l'union la plus courante entre les atomes, la liaison sigma se trouve dans un grand nombre d'espèces chimiques, comme on peut le voir ci-dessous.

Dans les molécules de gaz diatomiques - telles que l’hydrogène (H₂), oxygène (O₂) et de l'azote (N₂) - différents types de liaisons peuvent être présentés en fonction de l’hybridation des atomes.

Dans le cas de l'hydrogène, il existe une seule liaison sigma reliant les deux atomes (H-H), car chaque atome fournit son seul électron.

D'autre part, dans l'oxygène moléculaire, les deux atomes sont liés par une double liaison (O = O) - c'est-à-dire une liaison sigma - et un pi, laissant chaque atome avec trois paires d'électrons restants appariés.

En revanche, chaque atome d’azote possède cinq électrons à son niveau d’énergie le plus externe (enveloppe de valence), donc ils sont reliés par une triple liaison (N≡N), ce qui implique la présence d’une liaison sigma et de deux liaisons pi et paire d'électrons appariés dans chaque atome.

De même, il se produit dans des composés de type cyclique à liaisons simples ou multiples et dans tous les types de molécules dont la structure est constituée de liaisons covalentes.

Références

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2. Chang, R. (2007). Chimie, neuvième édition. Mexique: McGraw-Hill.
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6. Srivastava, A. K. (2008). La chimie organique simplifiée Récupéré de books.google.co.ve