Orice interacțiune între atomi este posibilă numai în prezența unei legături chimice. O astfel de conexiune este motivul formării unui sistem poliatomic stabil - un ion molecular, o moleculă, o rețea cristalină. O legătură chimică puternică necesită multă energie pentru a se rupe, motiv pentru care este valoarea de bază pentru măsurarea rezistenței legăturii.

Condiții pentru formarea unei legături chimice

Formarea unei legături chimice este întotdeauna însoțită de eliberarea de energie. Acest proces are loc din cauza scăderii energiei potențiale a unui sistem de particule care interacționează - molecule, ioni, atomi. Energia potențială a sistemului rezultat de elemente care interacționează este întotdeauna mai mică decât energia particulelor care ies nelegate. Astfel, baza pentru apariția unei legături chimice în sistem este scăderea energiei potențiale a elementelor sale.

Natura interacțiunii chimice

O legătură chimică este o consecință a interacțiunii câmpurilor electromagnetice care apar în jurul electronilor și nucleelor ​​atomilor acelor substanțe care participă la formarea unei noi molecule sau cristale. După descoperirea teoriei structurii atomului, natura acestei interacțiuni a devenit mai accesibilă pentru studiu.

Pentru prima dată, ideea naturii electrice a unei legături chimice a apărut de la fizicianul englez G. Davy, care a sugerat că moleculele se formează datorită atracției electrice a particulelor încărcate opus. Această idee l-a interesat pe chimistul și naturalistul suedez I.Ya. Berzellius, care a dezvoltat teoria electrochimică a formării unei legături chimice.

Prima teorie, care explica procesele de interacțiune chimică a substanțelor, era imperfectă, iar în timp a trebuit să fie abandonată.

teoria lui Butlerov

O încercare mai reușită de a explica natura legăturii chimice a substanțelor a fost făcută de omul de știință rus A.M. Butlerov. Acest om de știință și-a bazat teoria pe următoarele ipoteze:

• Atomii în starea conectați sunt conectați între ei într-o anumită ordine. O schimbare în această ordine determină formarea unei noi substanțe.
• Atomii se leagă unul de altul conform legilor valenței.
• Proprietățile unei substanțe depind de ordinea conexiunii atomilor dintr-o moleculă a unei substanțe. Un aranjament diferit determină o modificare a proprietăților chimice ale substanței.
• Atomii legați împreună au cea mai puternică influență unul asupra celuilalt.

Teoria lui Butlerov a explicat proprietățile substanțelor chimice nu numai prin compoziția lor, ci și prin aranjarea atomilor. Un astfel de ordin intern al lui A.M. Butlerov a numit „structură chimică”.

Teoria omului de știință rus a făcut posibilă punerea în ordine a lucrurilor în clasificarea substanțelor și a făcut posibilă determinarea structurii moleculelor prin proprietățile lor chimice. Teoria a dat și un răspuns la întrebarea: de ce moleculele care conțin același număr de atomi au proprietăți chimice diferite.

Condiții preliminare pentru crearea teoriilor legăturilor chimice

În teoria sa despre structura chimică, Butlerov nu a abordat problema ce este o legătură chimică. Pentru aceasta, atunci erau prea puține date despre structura internă a materiei. Abia după descoperirea modelului planetar al atomului, omul de știință american Lewis a început să dezvolte o ipoteză conform căreia o legătură chimică ia naștere prin formarea unei perechi de electroni, care aparține simultan la doi atomi. Ulterior, această idee a devenit fundamentul dezvoltării teoriei legăturilor covalente.

legătură chimică covalentă

Un compus chimic stabil poate fi format atunci când norii de electroni ai doi atomi vecini se suprapun. Rezultatul unei astfel de încrucișări reciproce este o densitate de electroni în creștere în spațiul internuclear. Nucleele atomilor, după cum știți, sunt încărcate pozitiv și, prin urmare, încearcă să fie atrase cât mai aproape de norul de electroni încărcat negativ. Această atracție este mult mai puternică decât forțele de respingere dintre două nuclee încărcate pozitiv, astfel încât această legătură este stabilă.

Primele calcule ale legăturilor chimice au fost efectuate de chimiștii Heitler și Londra. Ei au considerat legătura dintre doi atomi de hidrogen. Cea mai simplă reprezentare vizuală a acesteia ar putea arăta astfel:

După cum se poate observa, perechea de electroni ocupă un loc cuantic în ambii atomi de hidrogen. Acest aranjament în două centre de electroni se numește „legătură chimică covalentă”. O legătură covalentă este tipică pentru moleculele de substanțe simple și compușii lor din nemetale. Substanțele create ca urmare a unei legături covalente de obicei nu conduc electricitatea sau sunt semiconductori.

Legătură ionică

O legătură chimică de tip ionic apare atunci când doi ioni încărcați opus sunt atrași electric. Ionii pot fi simpli, constând dintr-un atom al unei substanțe. În compușii de acest tip, ionii simpli sunt cel mai adesea atomi încărcați pozitiv ai metalelor din grupa 1,2 care și-au pierdut electronii. Formarea ionilor negativi este inerentă atomilor nemetalelor tipice și bazele acizilor lor. Prin urmare, printre compușii ionici tipici, există multe halogenuri de metale alcaline, cum ar fi CsF, NaCl și altele.

Spre deosebire de o legătură covalentă, un ion nu are saturație: un număr diferit de ioni încărcați opus se pot alătura unui ion sau grup de ioni. Numărul de particule atașate este limitat doar de dimensiunile liniare ale ionilor care interacționează, precum și de condiția în care forțele de atractivitate ale ionilor încărcați opus trebuie să fie mai mari decât forțele de respingere ale particulelor încărcate identic care participă la o conexiune de tip ionic.

legătură de hidrogen

Chiar înainte de crearea teoriei structurii chimice, s-a observat experimental că compușii de hidrogen cu diferite nemetale au proprietăți oarecum neobișnuite. De exemplu, punctele de fierbere ale fluorurii de hidrogen și ale apei sunt mult mai mari decât ar fi de așteptat.

Acestea și alte caracteristici ale compușilor cu hidrogen pot fi explicate prin capacitatea atomului de H + de a forma o altă legătură chimică. Acest tip de conexiune se numește „legătură de hidrogen”. Cauzele legăturilor de hidrogen se află în proprietățile forțelor electrostatice. De exemplu, într-o moleculă de fluorură de hidrogen, norul de electroni general este atât de mutat către fluor încât spațiul din jurul atomului acestei substanțe este saturat cu un câmp electric negativ. În jurul atomului de hidrogen, lipsit de unicul său electron, câmpul este mult mai slab și are o sarcină pozitivă. Ca rezultat, există o relație suplimentară între câmpurile pozitive ale norilor de electroni H + și negative F - .

Lipirea chimică a metalelor

Atomii tuturor metalelor sunt localizați în spațiu într-un anumit fel. Aranjamentul atomilor de metal se numește rețea cristalină. În acest caz, electronii diferiților atomi interacționează slab între ei, formând un nor de electroni comun. Acest tip de interacțiune între atomi și electroni se numește „legătură metalică”.

Este mișcarea liberă a electronilor în metale care poate explica proprietățile fizice ale substanțelor metalice: conductivitate electrică, conductivitate termică, rezistență, fuzibilitate și altele.

.

Știți că atomii se pot combina între ei pentru a forma atât substanțe simple, cât și complexe. În acest caz, se formează diferite tipuri de legături chimice: ionice, covalente (nepolare și polare), metalice și hidrogen. Una dintre cele mai esențiale proprietăți ale atomilor elementelor, care determină ce fel de legătură se formează între ei - ionică sau covalentă, - este electronegativitatea, adică capacitatea atomilor dintr-un compus de a atrage electroni la sine.

O evaluare cantitativă condiționată a electronegativității este dată de scara electronegativității relative.

În perioade, există o tendință generală de creștere a electronegativității elementelor, iar în grupuri - declinul lor. Elementele de electronegativitate sunt aranjate într-un rând, pe baza căruia este posibil să se compare electronegativitatea elementelor în diferite perioade.

Tipul de legătură chimică depinde de cât de mare este diferența dintre valorile electronegativității atomilor de legătură ai elementelor. Cu cât atomii elementelor care formează legătura diferă mai mult în electronegativitate, cu atât legătura chimică este mai polară. Este imposibil să trasezi o graniță clară între tipurile de legături chimice. În majoritatea compușilor, tipul de legătură chimică este intermediar; de exemplu, o legătură chimică covalentă foarte polară este aproape de o legătură ionică. În funcție de care dintre cazurile limită este mai apropiată în natură de legătura chimică, se face referire la ea fie o legătură polară ionică, fie covalentă.

O legătură ionică se formează prin interacțiunea atomilor care diferă brusc unul de celălalt prin electronegativitate. De exemplu, metalele tipice litiu (Li), sodiu (Na), potasiu (K), calciu (Ca), stronțiu (Sr), bariu (Ba) formează o legătură ionică cu nemetale tipice, în principal halogeni.

Pe lângă halogenurile de metale alcaline, se formează și legături ionice în compuși precum alcalii și sărurile. De exemplu, în hidroxid de sodiu (NaOH) și sulfat de sodiu (Na 2 SO 4), legăturile ionice există doar între atomii de sodiu și oxigen (restul legăturilor sunt polare covalente).

Când atomii interacționează cu aceeași electronegativitate, moleculele se formează cu o legătură covalentă nepolară. O astfel de legătură există în moleculele următoarelor substanțe simple: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Legăturile chimice din aceste gaze se formează prin perechi de electroni comuni, adică. când norii de electroni corespunzători se suprapun, datorită interacțiunii electron-nuclear, care are loc atunci când atomii se apropie unul de celălalt.

La compilarea formulelor electronice ale substanțelor, trebuie amintit că fiecare pereche de electroni comună este o imagine condiționată a unei densități electronice crescute rezultată din suprapunerea norilor de electroni corespunzători.

În timpul interacțiunii atomilor, ale căror valori ale electronegativității diferă, dar nu brusc, există o schimbare a perechii de electroni comune la un atom mai electronegativ. Acesta este cel mai comun tip de legătură chimică găsit atât în ​​compușii anorganici, cât și în cei organici.

Legăturile covalente includ pe deplin acele legături care sunt formate prin mecanismul donor-acceptor, de exemplu, în ionii de hidroniu și amoniu.

Conexiune metalica.

Legătura care se formează ca urmare a interacțiunii electronilor relativ liberi cu ionii metalici se numește legătură metalică. Acest tip de legătură este tipic pentru substanțele simple - metale.

Esența procesului de formare a unei legături metalice este următoarea: atomii de metal renunță cu ușurință la electroni de valență și se transformă în ioni încărcați pozitiv. Electronii relativ liberi, desprinși de atom, se mișcă între ionii metalici pozitivi. Între ele ia naștere o legătură metalică, adică electronii, parcă, cimentează ionii pozitivi ai rețelei cristaline a metalelor.

Legătură de hidrogen.

O legătură care se formează între atomii de hidrogen ai unei molecule și un atom al unui element puternic electronegativ(O, N, F) o altă moleculă se numește legătură de hidrogen.

Poate apărea întrebarea: de ce exact hidrogenul formează o astfel de legătură chimică specifică?

Acest lucru se datorează faptului că raza atomică a hidrogenului este foarte mică. În plus, atunci când un singur electron este deplasat sau complet donat, hidrogenul capătă o sarcină pozitivă relativ mare, datorită căreia hidrogenul unei molecule interacționează cu atomii elementelor electronegative care au o sarcină negativă parțială care face parte din alte molecule (HF, H20, NH3).

Să ne uităm la câteva exemple. De obicei, reprezentăm compoziția apei cu formula chimică H 2 O. Cu toate acestea, acest lucru nu este complet exact. Ar fi mai corect să se desemneze compoziția apei prin formula (H 2 O) n, unde n \u003d 2.3.4 etc. Acest lucru se datorează faptului că moleculele individuale de apă sunt interconectate prin legături de hidrogen.

Legăturile de hidrogen sunt de obicei notate cu puncte. Este mult mai slabă decât o legătură ionică sau covalentă, dar mai puternică decât interacțiunea intermoleculară obișnuită.

Prezența legăturilor de hidrogen explică creșterea volumului apei cu scăderea temperaturii. Acest lucru se datorează faptului că, pe măsură ce temperatura scade, moleculele sunt întărite și, prin urmare, densitatea „împachetării” lor scade.

Când studiem chimia organică, a apărut și următoarea întrebare: de ce punctele de fierbere ale alcoolilor sunt mult mai mari decât cele ale hidrocarburilor corespunzătoare? Acest lucru se explică prin faptul că între moleculele de alcool se formează și legături de hidrogen.

O creștere a punctului de fierbere al alcoolilor are loc și datorită măririi moleculelor acestora.

Legătura de hidrogen este, de asemenea, caracteristică multor alți compuși organici (fenoli, acizi carboxilici etc.). Din cursurile de chimie organică și biologie generală, știți că prezența unei legături de hidrogen explică structura secundară a proteinelor, structura dublei helix ADN, adică fenomenul de complementaritate.

Legătură chimică.

determinarea unei legături chimice;

tipuri de legături chimice;

metoda legăturilor de valență;

principalele caracteristici ale legăturii covalente;

mecanisme pentru formarea unei legături covalente;

compuși complecși;

metoda orbitală moleculară;

interacțiuni intermoleculare.

DETERMINAREA LEGĂTURII CHIMICE

legătură chimică numită interacțiunea dintre atomi, ducând la formarea de molecule sau ioni și menținerea puternică a atomilor unul lângă celălalt.

Legătura chimică are o natură electronică, adică se realizează datorită interacțiunii electronilor de valență. În funcție de distribuția electronilor de valență într-o moleculă, se disting următoarele tipuri de legături: ionice, covalente, metalice etc. O legătură ionică poate fi considerată ca fiind cazul limitativ al unei legături covalente între atomi care diferă puternic ca natură.

TIPURI DE LEGĂTURI CHIMICE

Legătură ionică.

Principalele prevederi ale teoriei moderne a legăturii ionice.

O legătură ionică se formează în timpul interacțiunii elementelor care diferă brusc unele de altele în proprietăți, adică între metale și nemetale.

Formarea unei legături chimice se explică prin efortul atomilor de a obține o înveliș exterioară stabilă de opt electroni (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

Cl: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

Ionii formați cu încărcare opusă sunt ținuți unul lângă celălalt datorită atracției electrostatice.

Legătura ionică nu este direcțională.

Nu există o legătură ionică pură. Deoarece energia de ionizare este mai mare decât energia afinității electronilor, tranziția completă a electronilor nu are loc nici măcar în cazul unei perechi de atomi cu o diferență mare de electronegativitate. Prin urmare, putem vorbi despre ponderea ionicității legăturii. Cea mai mare ionicitate a legăturilor apare în fluorurile și clorurile elementelor s. Astfel, în cristalele de RbCl, KCl, NaCl și NaF, este de 99, 98, 90 și, respectiv, 97%.

legătură covalentă.

Principalele prevederi ale teoriei moderne a legăturilor covalente.

O legătură covalentă se formează între elementele care au proprietăți similare, adică nemetale.

Fiecare element furnizează 1 electron pentru formarea legăturilor, iar spinurile electronilor trebuie să fie antiparalele.

Dacă o legătură covalentă este formată din atomi ai aceluiași element, atunci această legătură nu este polară, adică perechea de electroni comună nu este deplasată la niciunul dintre atomi. Dacă legătura covalentă este formată din doi atomi diferiți, atunci perechea de electroni comună este deplasată la atomul cel mai electronegativ, acesta legătură covalentă polară.

Când se formează o legătură covalentă, norii de electroni ai atomilor care interacționează se suprapun, ca urmare, în spațiul dintre atomi apare o zonă cu densitate electronică crescută, care atrage nucleele încărcate pozitiv ale atomilor care interacționează și îi ține unul lângă celălalt. . Ca urmare, energia sistemului scade (Fig. 14). Cu toate acestea, cu o abordare foarte puternică a atomilor, repulsia nucleelor ​​crește. Prin urmare, există o distanță optimă între nuclee ( lungimea legăturii,l la care sistemul are energia minimă. În această stare, se eliberează energie, numită energie de legare - E St.

Orez. Fig. 14. Dependența energiei sistemelor a doi atomi de hidrogen cu spin paralel (1) și antiparalel (2) de distanța dintre nuclei (E este energia sistemului, Eb este energia de legare, r este distanța între nuclee, l este lungimea legăturii).

Două metode sunt utilizate pentru a descrie o legătură covalentă: metoda legăturii de valență (BC) și metoda orbitală moleculară (MMO).

METODA LEGĂTURII DE VALENCE.

Metoda VS se bazează pe următoarele prevederi:

1. O legătură chimică covalentă este formată din doi electroni cu spini direcționați opus, iar această pereche de electroni aparține la doi atomi. Combinațiile de astfel de legături cu doi electroni și două centre, care reflectă structura electronică a moleculei, sunt numite scheme valente.

2. Cu cât legătura covalentă este mai puternică, cu atât norii de electroni care interacționează se suprapun.

Pentru o reprezentare vizuală a schemelor de valență, se utilizează de obicei următoarea metodă: electronii aflați în stratul electronic exterior sunt notați prin puncte situate în jurul simbolului chimic al atomului. Electronii comuni a doi atomi sunt indicați prin puncte plasate între simbolurile lor chimice; o legătură dublă sau triplă este indicată, respectiv, prin două sau trei perechi de puncte comune:

N:1s2 2s 2 p 3 ;

C:1s2 2s 2 p 4

Din diagramele de mai sus se poate observa că fiecare pereche de electroni care leagă doi atomi corespunde unei liniuțe care ilustrează o legătură covalentă în formulele structurale:

Numărul de perechi de electroni comuni care leagă un atom al unui element dat cu alți atomi sau, cu alte cuvinte, numărul de legături covalente formate de un atom, se numește covalenţa conform metodei VS. Deci, covalența hidrogenului este 1, azotul - 3.

După metoda suprapunerii norilor de electroni, există două tipuri de conexiuni:  - conexiune și  - conexiune.

 - conexiunea are loc atunci când doi nori de electroni se suprapun de-a lungul axei care leagă nucleele atomilor.

Orez. 15. Schema de educație  - conexiuni.

 - legătura se formează atunci când norii de electroni se suprapun pe ambele părți ale liniei care leagă nucleele atomilor care interacționează.

Orez. 16. Schema de educație  - conexiuni.

CARACTERISTICI PRINCIPALE ALE LEGĂTURII COVALENTE.

1. Lungimea legăturii, ℓ. Aceasta este distanța minimă dintre nucleele atomilor care interacționează, care corespunde celei mai stabile stări a sistemului.

2. Energia de legătură, E min - aceasta este cantitatea de energie care trebuie cheltuită pentru a rupe legătura chimică și pentru a elimina atomii din interacțiune.

3. Momentul dipol al legăturii, ,=qℓ. Momentul dipol servește ca măsură cantitativă a polarității unei molecule. Pentru moleculele nepolare, momentul dipol este 0, pentru moleculele nepolare nu este 0. Momentul dipol al unei molecule poliatomice este egal cu suma vectorială a dipolilor legăturilor individuale:

4. O legătură covalentă se caracterizează prin orientare. Orientarea legăturii covalente este determinată de necesitatea suprapunerii maxime în spațiu a norilor de electroni de atomi care interacționează, ceea ce duce la formarea celor mai puternice legături.

Deoarece aceste legături  sunt strict orientate în spațiu, în funcție de compoziția moleculei, ele pot fi la un anumit unghi unele față de altele - un astfel de unghi se numește unghi de valență.

Moleculele diatomice au o structură liniară. Moleculele poliatomice au o configurație mai complexă. Luați în considerare geometria diferitelor molecule folosind exemplul formării hidrurilor.

1. Grupa VI, subgrupa principală (cu excepția oxigenului), H2S, H2Se, H2Te.

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

Pentru hidrogen, un electron cu s-AO participă la formarea unei legături, pentru sulf, 3p y și 3p z. Molecula de H 2 S are o structură plană cu un unghi între legături de 90 0 . .

Fig 17. Structura moleculei H 2 E

2. Hidruri de elemente din grupa V, subgrupa principală: PH 3, AsH 3, SbH 3.

R1s222s2R63s2R3.

La formarea legăturilor iau parte: în hidrogen s-AO, în fosfor - p y, p x și p z AO.

Molecula PH 3 are forma unei piramide trigonale (la baza este un triunghi).

Figura 18. Structura moleculei EN 3

5. Saturabilitatea legătura covalentă este numărul de legături covalente pe care le poate forma un atom. Este limitat, pentru că Un element are un număr limitat de electroni de valență. Numărul maxim de legături covalente pe care le poate forma un anumit atom în starea fundamentală sau excitată se numește al său covalenţa.

Exemplu: hidrogenul este monovalent, oxigenul este bivalent, azotul este trivalent etc.

Unii atomi își pot crește covalența într-o stare excitată datorită separării electronilor perechi.

Exemplu. Fii 0 1s 2 2s 2

Un atom de beriliu în stare excitată are un electron de valență în 2p-AO și un electron în 2s-AO, adică covalența Be 0 = 0 și covalența Be * = 2. În timpul interacțiunii, hibridizarea orbitalilor apare.

Hibridizare- aceasta este alinierea energiei diferitelor AO ca rezultat al amestecării înainte de interacțiunea chimică. Hibridizarea este o tehnică condiționată care face posibilă prezicerea structurii unei molecule folosind o combinație de AO. Acele AO ale căror energii sunt apropiate pot lua parte la hibridizare.

Fiecare tip de hibridizare corespunde unei anumite forme geometrice a moleculelor.

În cazul hidrurilor elementelor grupului II al subgrupului principal, la formarea legăturii participă doi orbitali sp-hibrizi identici. Acest tip de legătură se numește hibridizare sp.

Fig. 19. Moleculă de hibridizare VeH2.sp.

Orbitalii sp-hibrizi au o formă asimetrică, părțile alungite ale AO cu un unghi de legătură de 180 o sunt îndreptate spre hidrogen. Prin urmare, molecula BeH 2 are o structură liniară (Fig.).

Să luăm în considerare structura moleculelor de hidrură ale elementelor grupului III al subgrupului principal folosind exemplul formării unei molecule BH 3.

B 0 1s 2 2s 2 p 1

Covalența B 0 = 1, covalența B * = 3.

Trei orbitali sp-hibrizi iau parte la formarea legăturilor, care se formează ca urmare a redistribuirii densităților de electroni s-AO și doi p-AO. Acest tip de conexiune se numește sp 2 - hibridizare. Unghiul de legătură la sp 2 - hibridizare este egal cu 120 0, prin urmare, molecula BH 3 are o structură triunghiulară plată.

Fig.20. Moleculă BH3. sp 2 -Hibridare.

Folosind exemplul formării unei molecule de CH4, să luăm în considerare structura moleculelor de hidrură ale elementelor grupului IV al subgrupului principal.

C 0 1s 2 2s 2 p 2

Covalența C 0 = 2, covalența C * = 4.

În carbon, patru orbitali sp-hibrizi sunt implicați în formarea unei legături chimice, formată ca urmare a redistribuirii densităților de electroni între s-AO și trei p-AO. Forma moleculei CH 4 este un tetraedru, unghiul de legătură este de 109 o 28`.

Orez. 21. Molecula CH4.sp3-Hibridare.

Excepții de la regula generală sunt moleculele de H 2 O și NH 3.

Într-o moleculă de apă, unghiurile dintre legături sunt de 104,5 o. Spre deosebire de hidruri ale altor elemente din acest grup, apa are proprietăți speciale, este polară, diamagnetică. Toate acestea se explică prin faptul că în molecula de apă tipul de legătură este sp 3 . Adică, patru orbitali sp - hibrizi sunt implicați în formarea unei legături chimice. Doi orbitali conțin câte un electron fiecare, acești orbitali interacționează cu hidrogenul, ceilalți doi orbitali conțin o pereche de electroni. Prezența acestor doi orbitali explică proprietățile unice ale apei.

În molecula de amoniac, unghiurile dintre legături sunt de aproximativ 107,3 ​​o, adică forma moleculei de amoniac este un tetraedru, tipul de legătură este sp 3 . Patru orbitali hibrizi sp 3 iau parte la formarea unei legături într-o moleculă de azot. Trei orbitali conțin câte un electron fiecare, acești orbitali sunt asociați cu hidrogenul, al patrulea AO conține o pereche de electroni neîmpărțită, ceea ce determină unicitatea moleculei de amoniac.

MECANISME DE FORMARE LEGĂTURĂ COVALENTE.

MVS face posibilă distingerea a trei mecanisme pentru formarea unei legături covalente: schimb, donor-acceptor și dativ.

mecanism de schimb. Include acele cazuri de formare a unei legături chimice, când fiecare dintre cei doi atomi legați alocă un electron pentru socializare, ca și cum i-ar schimba. Pentru a lega nucleele a doi atomi, electronii trebuie să fie în spațiul dintre nuclee. Această zonă din moleculă se numește zonă de legare (zona în care perechea de electroni este cel mai probabil să rămână în moleculă). Pentru ca schimbul de electroni nepereche în atomi să aibă loc, este necesară suprapunerea orbitalilor atomici (Fig. 10.11). Aceasta este acțiunea mecanismului de schimb pentru formarea unei legături chimice covalente. Orbitalii atomici se pot suprapune numai dacă au aceleași proprietăți de simetrie față de axa internucleară (Fig. 10, 11, 22).

Orez. 22. Suprapunere AO care nu duce la formarea unei legături chimice.

Mecanisme donator-acceptator și dativ.

Mecanismul donor-acceptor este asociat cu transferul unei perechi singure de electroni de la un atom la un orbital atomic vacant al altui atom. De exemplu, formarea unui ion -:

P-AO vacant din atomul de bor din molecula BF 3 acceptă o pereche de electroni de la ionul de fluor (donator). În anionul rezultat, patru legături covalente B-F sunt echivalente ca lungime și energie. În molecula originală, toate cele trei legături B-F au fost formate prin mecanismul de schimb.

Atomii, a cărui înveliș exterior este format doar din electroni s sau p, pot fi fie donatori, fie acceptori ai perechii de electroni. Atomii care au electroni de valență și pe d-AO pot acționa simultan atât ca donatori, cât și ca acceptori. Pentru a face distincția între aceste două mecanisme, au fost introduse conceptele de mecanism dativ de formare a legăturilor.

Cel mai simplu exemplu de mecanism dativ este interacțiunea a doi atomi de clor.

Doi atomi de clor dintr-o moleculă de clor formează o legătură covalentă de schimb prin combinarea electronilor lor 3p nepereche. În plus, atomul de Cl-1 transferă perechea singură de electroni 3p 5 - AO la atomul de Cl- 2 la 3d-AO vacant, iar atomul de Cl-2 transferă aceeași pereche de electroni la 3d-AO vacant al atomul de Cl- 1. Fiecare atom îndeplinește simultan funcțiile de acceptor și de donor. Acesta este mecanismul dativului. Acțiunea mecanismului dativ crește puterea legăturii, astfel încât molecula de clor este mai puternică decât molecula de fluor.

CONEXIUNI COMPLEXE.

Conform principiului mecanismului donor-acceptor, se formează o clasă uriașă de compuși chimici complecși - compuși complecși.

Compușii complecși sunt compuși care au în compoziția lor ioni complecși capabili să existe atât sub formă cristalină, cât și în soluție, incluzând un ion central sau atom asociat cu ioni încărcați negativ sau molecule neutre prin legături covalente formate prin mecanismul donor-acceptor.

Structura compușilor complecși după Werner.

Compușii complecși constau dintr-o sferă interioară (ion complex) și o sferă exterioară. Conexiunea dintre ionii sferei interioare se realizează conform mecanismului donor-acceptor. Acceptorii sunt numiți agenți de complexare, ei pot fi adesea ioni metalici pozitivi (cu excepția metalelor din grupul IA) care au orbitali liberi. Capacitatea de formare complexă crește odată cu creșterea sarcinii ionului și scăderea dimensiunii acestuia.

Donorii unei perechi de electroni se numesc liganzi sau aditivi. Liganzii sunt molecule neutre sau ioni încărcați negativ. Numărul de liganzi este determinat de numărul de coordonare al agentului de complexare, care este de obicei egal cu de două ori valența ionului de complexare. Liganzii sunt fie monodentati, fie polidentati. Dentanța unui ligand este determinată de numărul de situsuri de coordonare pe care le ocupă ligandul în sfera de coordonare a agentului de complexare. De exemplu, ligand F-- monodentat, S2032-- ligand bidentat. Sarcina sferei interioare este egală cu suma algebrică a sarcinilor ionilor ei constitutivi. Dacă sfera interioară are o sarcină negativă, este un complex anionic; dacă este pozitivă, este un complex cationic. Complexele cationice sunt numite în rusă cu numele ionului de complexare, în complexele anionice agentul de complexare este numit în latină cu adăugarea sufixului - la. Legătura dintre sferele exterioare și interioare într-un compus complex este ionică.

Exemplu: K 2 - tetrahidroxozincat de potasiu, un complex anionic.

2- - sfera interioara

2K+ - sfera exterioară

Zn 2+ - agent de complexare

OH - - liganzi

numărul de coordonare - 4

legătura dintre sferele exterioare și interioare este ionică:

K 2 \u003d 2K ++ 2-.

legătura dintre ionul Zn 2+ și grupările hidroxil este covalentă, formată prin mecanismul donor-acceptor: OH - - donatori, Zn 2+ - acceptor.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Tipuri de compuși complecși:

1. Amoniac - liganzi ai moleculei de amoniac.

Cl2 - clorură de tetraaminocupru (II). Amoniacul se obține prin acțiunea amoniacului asupra compușilor care conțin un agent de complexare.

2. Compuși hidroxo - OH - liganzi.

Na este tetrahidroxoaluminat de sodiu. Complecșii hidroxo se obțin prin acțiunea unui exces de alcali asupra hidroxizilor metalici, care au proprietăți amfotere.

3. Acvacomplexe - liganzi ai moleculei de apă.

CI3 este clorură de hexaacvacrom (III). Acvacomplexele sunt obținute prin interacțiunea sărurilor anhidre cu apa.

4. Complexe acide - liganzi anioni ai acizilor - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - și altele.

K 4 - hexacianoferat de potasiu (II). Obținut prin interacțiunea unui exces de sare care conține un ligand cu o sare care conține un agent de complexare.

METODA ORBITALĂ MOLECULARĂ.

MVS explică destul de bine formarea și structura multor molecule, dar această metodă nu este universală. De exemplu, metoda legăturilor de valență nu oferă o explicație satisfăcătoare pentru existența ionului
, deși la sfârșitul secolului al XIX-lea s-a stabilit existența unui ion de hidrogen molecular destul de puternic
: energia de rupere a legăturilor aici este de 2,65 eV. Cu toate acestea, nu se poate forma nicio pereche de electroni în acest caz, deoarece compoziția ionului
este inclus doar un electron.

Metoda orbitală moleculară (MMO) face posibilă explicarea unui număr de contradicții care nu pot fi explicate folosind metoda legăturii de valență.

Dispoziții de bază ale OMI.

Când doi orbitali atomici interacționează, se formează doi orbitali moleculari. În consecință, atunci când orbitalii n-atomi interacționează, se formează orbitali n-moleculari.

Electronii dintr-o moleculă aparțin în mod egal tuturor nucleelor ​​moleculei.

Dintre cei doi orbitali moleculari formați, unul are o energie mai mică decât originalul, este orbitalul molecular de legătură, celălalt are o energie mai mare decât originalul, este orbital molecular antibondant.

MMO-urile folosesc diagrame energetice fără scară.

La umplerea subnivelurilor de energie cu electroni, se folosesc aceleași reguli ca și pentru orbitalii atomici:

principiul energiei minime, adică subnivelurile cu energie mai mică sunt umplute mai întâi;

principiul Pauli: la fiecare subnivel energetic nu pot exista mai mult de doi electroni cu spin antiparalel;

Regula lui Hund: subnivelurile de energie sunt umplute în așa fel încât rotația totală să fie maximă.

Multiplicitatea comunicării. Multiplicitatea comunicăriiîn IMO este determinat de formula:

când K p = 0, nu se formează nicio legătură.

Exemple.

1. Poate exista o moleculă de H 2?

Orez. 23. Schema de formare a moleculei de hidrogen H 2 .

Concluzie: molecula H 2 va exista, deoarece multiplicitatea legăturii Kp\u003e 0.

2. Poate exista o moleculă He 2?

Orez. 24. Schema de formare a moleculei de heliu He 2 .

Concluzie: molecula He 2 nu va exista, deoarece multiplicitatea legăturilor Kp = 0.

3. Poate exista o particulă H 2 +?

Orez. 25. Schema formării particulei de H 2 +.

Particula H 2 + poate exista, deoarece multiplicitatea legăturii Kp > 0.

4. Poate exista o moleculă de O 2?

Orez. 26. Schema formării moleculei de O 2.

Molecula de O 2 există. Din fig. 26 rezultă că molecula de oxigen are doi electroni nepereche. Datorită acestor doi electroni, molecula de oxigen este paramagnetică.

Astfel, metoda orbitalilor moleculari explică proprietățile magnetice ale moleculelor.

INTERACȚIUNEA INTERMOLECULARĂ.

Toate interacțiunile intermoleculare pot fi împărțite în două grupe: universalși specific. Cele universale apar în toate moleculele fără excepție. Aceste interacțiuni sunt adesea numite conexiunea sau forțele van der Waals. Deși aceste forțe sunt slabe (energia nu depășește opt kJ/mol), ele sunt cauza trecerii majorității substanțelor din starea gazoasă în starea lichidă, adsorbția gazelor de către suprafețele solidelor și a altor fenomene. Natura acestor forțe este electrostatică.

Principalele forțe de interacțiune:

1). Interacțiunea dipol - dipol (orientare). există între moleculele polare.

Interacțiunea de orientare este cu atât mai mare, cu cât momentele dipolului sunt mai mari, cu atât distanța dintre molecule este mai mică și temperatura este mai mică. Prin urmare, cu cât energia acestei interacțiuni este mai mare, cu atât este mai mare temperatura la care substanța trebuie încălzită pentru ca aceasta să fiarbă.

2). Interacțiune inductivă apare atunci când există contact între moleculele polare și nepolare dintr-o substanță. Un dipol este indus într-o moleculă nepolară ca rezultat al interacțiunii cu o moleculă polară.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Energia acestei interacțiuni crește odată cu creșterea polarizabilității moleculelor, adică a capacității moleculelor de a forma un dipol sub influența unui câmp electric. Energia interacțiunii inductive este mult mai mică decât energia interacțiunii dipol-dipol.

3). Interacțiunea de dispersie- aceasta este interacțiunea moleculelor nepolare din cauza dipolilor instantanei care apar din cauza fluctuațiilor densității electronilor în atomi.

Într-o serie de substanțe de același tip, interacțiunea de dispersie crește odată cu creșterea dimensiunii atomilor care alcătuiesc moleculele acestor substanțe.

4) forțe de respingere se datorează interacțiunii norilor de electroni de molecule și apar atunci când sunt abordați în continuare.

Interacțiunile intermoleculare specifice includ toate tipurile de interacțiuni donor-acceptor, adică cele asociate cu transferul de electroni de la o moleculă la alta. Legătura intermoleculară rezultată are toate trăsăturile caracteristice ale unei legături covalente: saturație și direcționalitate.

O legătură chimică formată dintr-un hidrogen polarizat pozitiv care face parte dintr-o grupare sau moleculă polară și un atom electronegativ al altei sau aceleiași molecule se numește legătură de hidrogen. De exemplu, moleculele de apă pot fi reprezentate după cum urmează:

Liniile continue sunt legături covalente polare în interiorul moleculelor de apă între atomii de hidrogen și oxigen; punctele indică legături de hidrogen. Motivul formării legăturilor de hidrogen este că atomii de hidrogen sunt practic lipsiți de învelișuri de electroni: singurii lor electroni sunt deplasați către atomii de oxigen ai moleculelor lor. Acest lucru permite protonilor, spre deosebire de alți cationi, să se apropie de nucleele atomilor de oxigen ai moleculelor învecinate fără a experimenta repulsie din învelișurile de electroni ale atomilor de oxigen.

Legătura de hidrogen este caracterizată printr-o energie de legare de 10 până la 40 kJ/mol. Cu toate acestea, această energie este suficientă pentru a provoca asociere de molecule acestea. asocierea lor în dimeri sau polimeri, care în unele cazuri există nu numai în stare lichidă a unei substanțe, ci se păstrează și atunci când aceasta trece în vapori.

De exemplu, fluorura de hidrogen în fază gazoasă există ca dimer.

În moleculele organice complexe, există atât legături de hidrogen intermoleculare, cât și legături de hidrogen intramoleculare.

Moleculele cu legături de hidrogen intramoleculare nu pot intra în legături de hidrogen intermoleculare. Prin urmare, substanțele cu astfel de legături nu formează asociate, sunt mai volatile, au vâscozități, puncte de topire și de fierbere mai mici decât izomerii lor capabili să formeze legături de hidrogen intermoleculare.

Caracteristicile legăturilor chimice

Doctrina legăturii chimice este baza întregii chimie teoretice. O legătură chimică este o astfel de interacțiune a atomilor care îi leagă în molecule, ioni, radicali, cristale. Există patru tipuri de legături chimice: ionic, covalent, metalic și hidrogen. În aceleași substanțe pot fi conținute diferite tipuri de legături.

1. În baze: între atomii de oxigen și hidrogen din grupele hidroxo, legătura este covalentă polară, iar între metal și gruparea hidroxo este ionică.

2. În sărurile acizilor care conţin oxigen: între atomul nemetal şi oxigenul reziduului acid - polar covalent, iar între metal şi restul acid - ionic.

3. În sărurile de amoniu, metilamoniu etc., între atomii de azot și hidrogen - polar covalent și între ionii de amoniu sau metilamoniu și reziduul acid - ionic.

4. În peroxizii metalici (de exemplu, Na 2 O 2), legătura dintre atomii de oxigen este covalentă nepolară, iar între metal și oxigen este ionică etc.

Motivul unității tuturor tipurilor și tipurilor de legături chimice este natura lor chimică identică - interacțiunea electron-nuclear. Formarea unei legături chimice este în orice caz rezultatul unei interacțiuni electron-nucleare a atomilor, însoțită de eliberarea de energie.

Metode de formare a unei legături covalente

legătură chimică covalentă- aceasta este o legătură care apare între atomi datorită formării perechilor de electroni comuni.

Compușii covalenti sunt de obicei gaze, lichide sau solide cu punct de topire relativ scăzut. Una dintre rarele excepții este diamantul, care se topește peste 3.500°C. Acest lucru se datorează structurii diamantului, care este o rețea continuă de atomi de carbon legați covalent și nu o colecție de molecule individuale. De fapt, orice cristal de diamant, indiferent de dimensiunea lui, este o moleculă uriașă.

O legătură covalentă apare atunci când electronii a doi atomi nemetalici se unesc. Structura rezultată se numește moleculă.

Mecanismul de formare a unei astfel de legături poate fi de schimb și donor-acceptor.

În cele mai multe cazuri, doi atomi legați covalent au electronegativitate diferită, iar electronii împărțiți nu aparțin celor doi atomi în mod egal. De cele mai multe ori sunt mai aproape de un atom decât de altul. Într-o moleculă de acid clorhidric, de exemplu, electronii care formează o legătură covalentă sunt localizați mai aproape de atomul de clor, deoarece electronegativitatea sa este mai mare decât cea a hidrogenului. Cu toate acestea, diferența în capacitatea de a atrage electroni nu este atât de mare încât să existe un transfer complet al unui electron de la un atom de hidrogen la un atom de clor. Prin urmare, legătura dintre atomii de hidrogen și clor poate fi privită ca o încrucișare între o legătură ionică (transfer complet de electroni) și o legătură covalentă nepolară (aranjarea simetrică a unei perechi de electroni între doi atomi). Sarcina parțială a atomilor este indicată cu litera greacă δ. O astfel de legătură se numește legătură covalentă polară, iar molecula de clorură de hidrogen se spune că este polară, adică are un capăt încărcat pozitiv (atomul de hidrogen) și un capăt încărcat negativ (atomul de clor).

1. Mecanismul de schimb funcționează atunci când atomii formează perechi de electroni comuni prin combinarea electronilor neperechi.

1) H2 - hidrogen.

Legătura apare din cauza formării unei perechi de electroni comune de către electronii s ai atomilor de hidrogen (suprapunerea orbitalilor s).

2) HCl - acid clorhidric.

Legătura apare din cauza formării unei perechi de electroni comune de electroni s și p (orbitali s-p suprapusi).

3) Cl 2: În molecula de clor se formează o legătură covalentă datorită electronilor p neperechi (orbitali p-p suprapusi).

4) N ​​​​2: În molecula de azot, între atomi se formează trei perechi de electroni comuni.

Mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor covalente

Donator are o pereche de electroni acceptor- un orbital liber pe care îl poate ocupa această pereche. În ionul de amoniu, toate cele patru legături cu atomii de hidrogen sunt covalente: trei s-au format datorită creării de perechi de electroni comuni de către atomul de azot și atomii de hidrogen prin mecanismul de schimb, una - prin mecanismul donor-acceptator. Legăturile covalente sunt clasificate în funcție de modul în care se suprapun orbitalii electronilor, precum și de deplasarea lor către unul dintre atomii legați. Legăturile chimice formate ca urmare a suprapunerii orbitalilor de electroni de-a lungul unei linii de legătură se numesc σ -conexiuni(legături sigma). Legătura sigma este foarte puternică.

Orbitalii p se pot suprapune în două regiuni, formând o legătură covalentă datorită suprapunerii laterale.

Legăturile chimice formate ca urmare a suprapunerii „laterale” a orbitalilor de electroni în afara liniei de comunicație, adică în două regiuni, se numesc legături pi.

În funcție de gradul de deplasare a perechilor de electroni comuni la unul dintre atomii legați de acestea, o legătură covalentă poate fi polară și nepolară. O legătură chimică covalentă formată între atomi cu aceeași electronegativitate se numește nepolară. Perechile de electroni nu sunt deplasate către niciunul dintre atomi, deoarece atomii au aceeași electronegativitate - proprietatea de a atrage electroni de valență de la alți atomi către ei înșiși. De exemplu,

adică, moleculele de substanțe nemetalice simple se formează printr-o legătură covalentă nepolară. O legătură chimică covalentă între atomii elementelor a căror electronegativitate diferă se numește polară.

De exemplu, NH3 este amoniac. Azotul este un element mai electronegativ decât hidrogenul, astfel încât perechile de electroni împărtășite sunt deplasate către atomul său.

Caracteristicile unei legături covalente: lungimea legăturii și energia

Proprietățile caracteristice ale unei legături covalente sunt lungimea și energia acesteia. Lungimea legăturii este distanța dintre nucleele atomilor. O legătură chimică este mai puternică cu cât lungimea ei este mai mică. Cu toate acestea, o măsură a rezistenței legăturii este energia de legătură, care este determinată de cantitatea de energie necesară pentru a rupe legătura. Se măsoară de obicei în kJ/mol. Astfel, conform datelor experimentale, lungimile de legătură ale moleculelor de H2, CI2 și N2 sunt 0,074, 0,198 și respectiv 0,109 nm, iar energiile de legare sunt 436, 242 și respectiv 946 kJ/mol.

Iona. Legătură ionică

Există două posibilități principale pentru ca un atom să se supună regulii octetului. Prima dintre acestea este formarea unei legături ionice. (A doua este formarea unei legături covalente, care va fi discutată mai jos). Când se formează o legătură ionică, un atom de metal pierde electroni, iar un atom nemetalic câștigă.

Imaginează-ți că doi atomi „se întâlnesc”: un atom al unui metal din grupa I și un atom al unui nemetal din grupa VII. Un atom de metal are un singur electron în nivelul său de energie exterior, în timp ce unui atom nemetalic îi lipsește doar un electron pentru a-și completa nivelul exterior. Primul atom va ceda cu ușurință celui de-al doilea electronul său, care este departe de nucleu și slab legat de acesta, iar al doilea îi va oferi un loc liber la nivelul său electronic exterior. Apoi, un atom, lipsit de una dintre sarcinile sale negative, va deveni o particulă încărcată pozitiv, iar a doua se va transforma într-o particulă încărcată negativ datorită electronului primit. Astfel de particule se numesc ioni.

Este o legătură chimică care are loc între ioni. Numerele care arată numărul de atomi sau molecule se numesc coeficienți, iar numerele care arată numărul de atomi sau ioni dintr-o moleculă se numesc indici.

conexiune metalica

Metalele au proprietăți specifice care diferă de cele ale altor substanțe. Astfel de proprietăți sunt puncte de topire relativ ridicate, capacitatea de a reflecta lumina și conductivitate termică și electrică ridicată. Aceste caracteristici se datorează existenței în metale a unui tip special de legătură - legătură metalică.

Legătură metalică - o legătură între ionii pozitivi din cristalele metalice, realizată datorită atracției electronilor care se mișcă liber prin cristal. Atomii majorității metalelor de la nivelul exterior conțin un număr mic de electroni - 1, 2, 3. Acești electroni se rupe usor, iar atomii sunt transformați în ioni pozitivi. Electronii detașați se deplasează de la un ion la altul, legându-i într-un singur întreg. Conectându-se cu ionii, acești electroni formează temporar atomi, apoi se desprind din nou și se combină cu un alt ion etc. Un proces are loc la nesfârșit, care poate fi descris schematic după cum urmează:

În consecință, în volumul unui metal, atomii sunt transformați continuu în ioni și invers. Legătura dintre metale între ioni prin intermediul electronilor socializați se numește metalică. Legătura metalică are unele asemănări cu legătura covalentă, deoarece se bazează pe socializarea electronilor externi. Cu toate acestea, într-o legătură covalentă, electronii exteriori nepereche ai doar doi atomi vecini sunt socializați, în timp ce într-o legătură metalică, toți atomii iau parte la socializarea acestor electroni. De aceea, cristalele cu o legătură covalentă sunt fragile, în timp ce cele cu o legătură metalică sunt, de regulă, ductile, conductoare electric și au o strălucire metalică.

Legătura metalică este caracteristică atât metalelor pure, cât și amestecurilor de diferite metale - aliaje care sunt în stare solidă și lichidă. Cu toate acestea, în stare de vapori, atomii de metal sunt legați printr-o legătură covalentă (de exemplu, vaporii de sodiu sunt folosiți pentru a umple lămpile cu lumină galbenă pentru a ilumina străzile orașelor mari). Perechile de metale constau din molecule individuale (monatomice și diatomice).

O legătură metalică diferă de o legătură covalentă și prin putere: energia sa este de 3-4 ori mai mică decât energia unei legături covalente.

Energia de legătură - energia necesară pentru a rupe o legătură chimică în toate moleculele care alcătuiesc un mol dintr-o substanță. Energiile legăturilor covalente și ionice sunt de obicei mari și sunt de ordinul 100-800 kJ/mol.

legătură de hidrogen

legătura chimică între atomi de hidrogen polarizați pozitiv ai unei molecule(sau părți ale acestora) și atomi polarizați negativ ai elementelor puternic electronegative având perechi de electroni înzestrate (F, O, N și mai rar S și Cl), o altă moleculă (sau părți din ea) se numește hidrogen. Mecanismul de formare a legăturii de hidrogen este parțial electrostatic, parțial caracter onor-acceptator.

Exemple de legături de hidrogen intermoleculare:

În prezența unei astfel de legături, chiar și substanțele cu greutate moleculară mică pot fi în condiții normale lichide (alcool, apă) sau gaze ușor de lichefiat (amoniac, fluorură de hidrogen). În biopolimeri - proteine ​​(structură secundară) - există o legătură de hidrogen intramoleculară între oxigenul carbonil și hidrogenul grupării amino:

Moleculele de polinucleotide - ADN (acid dezoxiribonucleic) - sunt duble elice în care două lanțuri de nucleotide sunt legate între ele prin legături de hidrogen. În acest caz, funcționează principiul complementarității, adică aceste legături se formează între anumite perechi formate din baze purinice și pirimidinice: timina (T) este situată împotriva nucleotidei adeninei (A), iar citozina (C) este situată împotriva guaninei ( G).

Substanțele cu o legătură de hidrogen au rețele moleculare de cristal.

Învelișurile exterioare ale tuturor elementelor, cu excepția gazelor nobile, sunt NECOMPLETE și în procesul de interacțiune chimică sunt COMPLETATE.

O legătură chimică se formează datorită electronilor învelișurilor exterioare de electroni, dar se realizează în moduri diferite.

Există trei tipuri principale de legături chimice:

Legătura covalentă și varietățile sale: legătura covalentă polară și nepolară;

Legătură ionică;

Conexiune metalica.

Legătură ionică

O legătură chimică ionică este o legătură formată prin atracția electrostatică a cationilor către anioni.

O legătură ionică are loc între atomi care diferă brusc unul de celălalt în valorile electronegativității, astfel încât perechea de electroni care formează legătura este puternic deplasată către unul dintre atomi, astfel încât poate fi considerată ca aparținând atomului acestui element.

Electronegativitatea este capacitatea atomilor elementelor chimice de a atrage electronii proprii și ai altor oameni.

Natura legăturii ionice, structura și proprietățile compușilor ionici sunt explicate din punctul de vedere al teoriei electrostatice a legăturilor chimice.

Formarea cationilor: M 0 - n e - \u003d M n +

Formarea anionilor: HeM 0 + n e - \u003d HeM n-

De exemplu: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

În timpul arderii sodiului metalic în clor, ca urmare a unei reacții redox, se formează cationi ai elementului puternic electropozitiv sodiu și anioni ai elementului puternic electronegativ clor.

Concluzie: între atomii metalici și nemetalici se formează o legătură chimică ionică, care diferă foarte mult ca electronegativitate.

De exemplu: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 etc.

Legături covalente nepolare și polare

O legătură covalentă este legarea atomilor cu ajutorul perechilor de electroni comuni (împărtășite între ei).

Legătură covalentă nepolară

Să luăm în considerare apariția unei legături covalente nepolare folosind exemplul formării unei molecule de hidrogen din doi atomi de hidrogen. Acest proces este deja o reacție chimică tipică, deoarece dintr-o substanță (hidrogen atomic) se formează o alta - hidrogen molecular. Un semn extern al „rentabilității” energetice a acestui proces este eliberarea unei cantități mari de căldură.

Învelișurile de electroni ale atomilor de hidrogen (cu câte un electron s pentru fiecare atom) se contopesc într-un nor de electroni comun (orbital molecular), unde ambii electroni „servesc” nucleele, indiferent dacă acest nucleu este „propriu” sau „străin”. Noul înveliș de electroni este similar cu învelișul de electroni complet al heliului gaz inert de doi electroni: 1s 2 .

În practică, se folosesc metode mai simple. De exemplu, chimistul american J. Lewis a propus în 1916 să desemneze electronii cu puncte lângă simbolurile elementelor. Un punct reprezintă un electron. În acest caz, formarea unei molecule de hidrogen din atomi se scrie după cum urmează:

Să luăm în considerare legarea a doi atomi de clor 17 Cl (sarcină de nucleu Z = 17) într-o moleculă diatomică din punctul de vedere al structurii învelișurilor electronice de clor.

Nivelul electronic exterior al clorului conține s 2 + p 5 = 7 electroni. Deoarece electronii nivelurilor inferioare nu iau parte la interacțiunea chimică, notăm prin puncte doar electronii celui de-al treilea nivel exterior. Acești electroni exteriori (7 bucăți) pot fi aranjați sub forma a trei perechi de electroni și un electron nepereche.

După ce electronii neperechi ai doi atomi se combină într-o moleculă, se obține o nouă pereche de electroni:

În acest caz, fiecare dintre atomii de clor este înconjurat de electroni OCTETA. Acest lucru este ușor de observat dacă încercuiți oricare dintre atomii de clor.

O legătură covalentă este formată numai de o pereche de electroni situată între atomi. Se numește pereche divizată. Perechile de electroni rămase sunt numite perechi singure. Ele umplu cojile și nu participă la legare.

Atomii formează legături chimice ca urmare a socializării unui astfel de număr de electroni încât să dobândească o configurație electronică similară cu configurația electronică completă a atomilor elementelor nobile.

Conform teoriei Lewis și regulii octetului, legătura dintre atomi poate fi realizată nu neapărat de unul, ci și de două sau chiar trei perechi divizate, dacă acest lucru este cerut de regula octetului. Astfel de legături se numesc legături duble și triple.

De exemplu, oxigenul poate forma o moleculă diatomică cu un octet de electroni pentru fiecare atom numai atunci când două perechi comune sunt plasate între atomi:

Atomii de azot (2s 2 2p 3 pe ultimul înveliș) se leagă și ei într-o moleculă diatomică, dar pentru a organiza un octet de electroni, trebuie să aranjeze trei perechi împărțite între ei:

Concluzie: o legătură covalentă nepolară are loc între atomi cu aceeași electronegativitate, adică între atomii unui element chimic - un nemetal.

De exemplu: în molecule H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 - o legătură covalentă nepolară.

legătură covalentă

O legătură covalentă polară ocupă o poziție intermediară între o legătură pur covalentă și o legătură ionică. La fel ca ionic, poate apărea doar între doi atomi de tipuri diferite.

Ca exemplu, luați în considerare formarea apei în reacția dintre atomii de hidrogen (Z = 1) și oxigen (Z = 8). Pentru a face acest lucru, este convenabil să scrieți mai întâi formulele electronice pentru învelișurile exterioare de hidrogen (1s 1) și oxigen (...2s 2 2p 4).

Se pare că pentru aceasta este necesar să luați exact doi atomi de hidrogen pe atom de oxigen. Cu toate acestea, natura este de așa natură încât proprietățile acceptoare ale atomului de oxigen sunt mai mari decât cele ale atomului de hidrogen (motivele pentru aceasta vor fi discutate puțin mai târziu). Prin urmare, perechile de electroni de legare din formula Lewis pentru apă sunt ușor deplasate către nucleul atomului de oxigen. Legătura din molecula de apă este covalentă polară, iar pe atomi apar sarcini parțiale pozitive și negative.

Concluzie: o legătură polară covalentă are loc între atomi cu electronegativitate diferită, adică între atomi de diferite elemente chimice - nemetale.

De exemplu: în molecule HCI, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 - o legătură polară covalentă.

Formule structurale

În prezent, este obișnuit să se înfățișeze perechi de electroni (adică legături chimice) între atomi cu liniuțe.Fiecare liniuță este o pereche de electroni divizată. În acest caz, moleculele deja familiare arată astfel:

Formulele cu liniuțe între atomi se numesc formule structurale. Mai des, în formulele structurale, perechile singure de electroni nu sunt reprezentate

Formulele structurale sunt foarte bune pentru a descrie molecule: ele arată clar cum sunt interconectați atomii, în ce ordine, prin ce legături.

O pereche de electroni de legătură în formulele Lewis este aceeași cu o singură liniuță în formulele structurale.

Legăturile duble și triple au un nume comun - legături multiple. Se spune că molecula de azot are, de asemenea, un ordin de legătură de trei. Într-o moleculă de oxigen, ordinea legăturilor este două. Ordinea legăturilor în moleculele de hidrogen și clor este aceeași. Hidrogenul și clorul nu mai au o legătură multiplă, ci o legătură simplă.

Ordinea legăturilor este numărul de perechi partajate între doi atomi legați. Ordinea comunicării de peste trei nu apare.