Substanțe cu ce tip de legătură chimică. Principalele tipuri de legături chimice. Condiții preliminare pentru crearea teoriilor legăturilor chimice

m determinarea legăturii chimice;

m tipuri de legături chimice;

m metoda legăturilor de valență;

m principalele caracteristici ale legăturii covalente;

m mecanisme pentru formarea unei legături covalente;

m compuși complecși;

m metoda orbitalilor moleculari;

m interacţiuni 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.

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

2.) Formarea unei legături chimice se explică prin dorința atomilor de a realiza 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

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

4.) Legătura ionică nu este direcționată.

5.) O legătură pur ionică nu există. Deoarece energia de ionizare este mai mare decât energia afinității electronice, tranziția completă a electronilor nu are loc nici 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.

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

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

3.) 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.

4.) Când se formează o legătură covalentă, norii de electroni ai atomilor care interacționează se suprapun, ca urmare, în spațiul dintre atomi apare o zonă de densitate electronică crescută, atrăgând nucleele încărcate pozitiv ale atomilor care interacționează și ținându-i aproape. fiecare. 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 orbitalelor moleculare (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 ei. simboluri 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 formule 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 covalență conform metodei VS. Deci, covalența hidrogenului este 1, azotul - 3.

După modul în care norii de electroni se suprapun, există două tipuri de legături: s - legătură și p - legătură.

Legătura s - apare atunci când doi nori de electroni se suprapun de-a lungul axei care leagă nucleele atomilor.

Orez. 15. Schema de formare a legăturilor s.

p - 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 formare a legăturilor p.

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 dipolar al conexiunii, , m=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 unei legături 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 S 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. Să luăm în considerare geometria diferitelor molecule folosind exemplul formării hidrurilor.

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

S 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 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.

R 1s 2 2s 2 R 6 3s 2 R 3 .

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 covalență.

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 pe 2p-AO și un electron pe 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 de elemente din grupa II a subgrupului principal, la formarea legăturii participă doi orbitali sp-hibrizi identici. Acest tip de legătură se numește hibridizare sp.

Figura 19. Molecula Ven 2. hibridizarea sp.

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

Structura moleculelor de hidruri de elemente Grupa III luați în considerare subgrupul principal pe exemplul formării moleculei 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 ai s-AO și a 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. Molecula BH3. sp 2 -Hibridare.

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

C 0 1s 2 2s 2 p 2

Covalența C 0 \u003d 2, covalența C * \u003d 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. Moleculă de CH4. sp 3 -Hibridare.

Excepții de la regula generala sunt molecule de H2O şi NH3.

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 schimbul de electroni nepereche între atomi, este necesară suprapunerea. orbitali atomici(Fig. 10.11). Aceasta este acțiunea mecanismului de schimb pentru formarea unei legături chimice covalente. Orbitii 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 din ionul de fluor (donator). Anionul rezultat are patru covalente conexiuni B-F egale ca lungime și energie. În molecula originală, toate cele trei legături B-F au fost formate prin mecanismul de schimb.

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

Cel mai simplu exemplu manifestări ale mecanismului dativului – 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 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 încărcate 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 grupa 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, de regulă, este 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 denumite 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.

1. 2- - sfera interioara

2. 2K+ - sfera exterioară

3. Zn 2+ - agent de complexare

4. OH - - liganzi

5. număr de coordonare - 4

6. Legătura dintre sferele exterioare și interioare este ionică:

K 2 \u003d 2K + + 2-.

7. 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 unui ion, deși chiar și în sfârşitul XIX-lea secolul, a fost stabilită existența unui ion de hidrogen molecular destul de puternic: energia de rupere a legăturii aici este de 2,65 eV. Cu toate acestea, nicio pereche de electroni nu poate fi formată în acest caz, deoarece doar un electron este inclus în compoziția ionului.

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.

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

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

3. 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.

4. MMO-urile folosesc diagrame energetice fără scară.

5. La umplere subnivelurile energetice electroni, utilizați aceleași reguli ca pentru orbitalii atomici:

1) principiul energiei minime, i.e. subnivelurile cu energie mai mică sunt umplute mai întâi;

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

3) Regula lui Hund: subnivelurile de energie sunt umplute în așa fel încât spinul total să fie maxim.

6. Multiplicitatea comunicării. Multiplicitatea comunicăriiîn IMO este determinat de formula:

când Kp=0, nu se formează nicio legătură.

Exemple.

1. Poate exista o moleculă de H 2?

Orez. 23. Schema formării 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 explică metoda orbitală moleculară proprietăți magnetice molecule.

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 d + - Cl d - ... Al d + Cl d - 3

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

3). Interacțiunea de dispersie- aceasta este interacțiunea moleculelor nepolare datorită 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 trasaturi caracteristice legătura covalentă: 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 asociați, sunt mai volatile, au vâscozități, puncte de topire și de fierbere mai mici decât izomerii lor capabili să formeze legături de hidrogen intermoleculare.

Legătura chimică covalentă, varietățile sale și mecanismele de formare. Caracteristicile unei legături covalente (polaritatea și energia de legătură). Legătură ionică. Conexiune metalica. legătură de hidrogen

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: ionice, covalente, metalice și hidrogen.

Împărțirea legăturilor chimice în tipuri este condiționată, deoarece toate sunt caracterizate de o anumită unitate.

O legătură ionică poate fi considerată ca fiind cazul limită al unei legături polare covalente.

O legătură metalică combină interacțiunea covalentă a atomilor cu ajutorul electronilor împărtășiți și atracția electrostatică dintre acești electroni și ionii metalici.

În substanțe, adesea nu există cazuri limitative de legături chimice (sau legături chimice pure).

De exemplu, fluorura de litiu $LiF$ este clasificată ca un compus ionic. De fapt, legătura din acesta este de 80%$ ionică și 20%$ covalentă. Prin urmare, este evident mai corect să vorbim despre gradul de polaritate (ionicitate) al unei legături chimice.

În seria de halogenuri de hidrogen $HF—HCl—HBr—HI—HAt$, gradul de polaritate al legăturii scade, deoarece diferența de electronegativitate a atomilor de halogen și hidrogen scade, iar în astatin legătura devine aproape nepolar $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

În aceleași substanțe pot fi conținute diferite tipuri de legături, de exemplu:

1. în baze: între atomii de oxigen și hidrogen din grupările 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 un reziduu acid - ionic;
4. în peroxizii metalici (de exemplu, $Na_2O_2$) legătura dintre atomii de oxigen este covalentă nepolară, iar între metal și oxigen este ionică și așa mai departe.

Diferite tipuri de conexiuni pot trece una în alta:

- in timpul disocierii electrolitice in apa a compusilor covalenti, o legatura polara covalenta trece intr-una ionica;

- în timpul evaporării metalelor, legătura metalică se transformă într-o covalentă nepolară 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. Caracteristicile unei legături covalente: lungimea legăturii și energia

O legătură chimică covalentă este o legătură care are loc între atomi datorită formării perechilor de electroni comuni.

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

eu. mecanism de schimb acţionează atunci când atomii formează perechi de electroni comuni prin combinarea electronilor neperechi.

1) $H_2$ - hidrogen:

Legătura apare ca urmare a formării unei perechi de electroni comune de către $s$-electroni ai atomilor de hidrogen (suprapunerea $s$-orbitali):

2) $HCl$ - acid clorhidric:

Legătura apare ca urmare a formării unei perechi de electroni comune de $s-$ și $p-$electroni (suprapunerea $s-p-$orbitali):

3) $Cl_2$: într-o moleculă de clor se formează o legătură covalentă datorită $p-$electronilor nepereche (suprapune $p-p-$orbitali):

4) $N_2$: trei perechi de electroni comuni se formează între atomi dintr-o moleculă de azot:

II. Mecanismul donor-acceptor Să luăm în considerare formarea unei legături covalente folosind exemplul ionului de amoniu $NH_4^+$.

Donatorul are o pereche de electroni, acceptorul are un orbital gol pe care această pereche îl poate ocupa. 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 pot fi clasificate după modul în care se suprapun orbitalii electronilor, precum și prin deplasarea lor către unul dintre atomii legați.

Legăturile chimice formate ca urmare a suprapunerii orbitalilor de electroni de-a lungul liniei de legătură se numesc $σ$ -legături (legături sigma). Legătura sigma este foarte puternică.

$p-$orbitalii se pot suprapune în două regiuni, formând o legătură covalentă prin suprapunere laterală:

Legături chimice formate ca urmare a suprapunerii „laterale” a orbitalilor de electroni în afara liniei de comunicație, adică. în două regiuni se numesc $π$ -legaturi (pi-legaturi).

De gradul de părtinire perechile de electroni comuni la unul dintre atomii pe care îi leagă, poate fi o legătură covalentă polarși nepolar.

O legătură chimică covalentă formată între atomi cu aceeași electronegativitate se numește nepolar. Perechile de electroni nu sunt deplasate la niciunul dintre atomi, deoarece atomii au aceeași ER - proprietatea de a trage electronii de valență spre ei dinspre alți atomi. De exemplu:

acestea. printr-o legătură covalentă nepolară se formează molecule de substanțe simple nemetalice. Se numește o legătură chimică covalentă între atomii elementelor a căror electronegativitate diferă polar.

Lungimea și energia unei legături covalente.

caracteristică proprietățile legăturii covalente este lungimea și energia sa. Lungimea link-ului este distanța dintre nucleele atomilor. O legătură chimică este mai puternică cu cât lungimea ei este mai mică. Cu toate acestea, măsura rezistenței legăturii este energie 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 legăturilor moleculelor $H_2, Cl_2$ și $N_2$ sunt $0,074, 0,198$ și, respectiv, $0,109$ nm, iar energiile de legare sunt $436, 242$ și $946$ kJ/ mol, respectiv.

Ioni. Legătură ionică

Imaginează-ți că doi atomi „se întâlnesc”: un atom de metal din grupa I și un atom 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 spațiu liber pe suprafața sa exterioară. nivel electronic.

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 sunt numite ionii.

Legătura chimică care are loc între ioni se numește ionică.

Luați în considerare formarea acestei legături folosind binecunoscutul compus clorură de sodiu (sare de masă) ca exemplu:

Procesul de transformare a atomilor în ioni este prezentat în diagramă:

O astfel de transformare a atomilor în ioni are loc întotdeauna în timpul interacțiunii atomilor de metale tipice și nemetale tipice.

Luați în considerare algoritmul (secvența) raționamentului atunci când înregistrați formarea unei legături ionice, de exemplu, între atomii de calciu și clor:

Se numesc numere care arată numărul de atomi sau molecule coeficienți, iar numerele care arată numărul de atomi sau ioni dintr-o moleculă se numesc indici.

conexiune metalica

Să ne familiarizăm cu modul în care atomii elementelor metalice interacționează între ei. Metalele nu există de obicei sub formă de atomi izolați, ci sub formă de bucată, lingou sau produs metalic. Ce ține atomii de metal împreună?

Atomii majorității metalelor de la nivelul exterior conțin un număr mic de electroni - $1, 2, 3$. Acești electroni sunt ușor detașați, 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 și așa mai departe. 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.

Figura prezintă schematic structura unui fragment de sodiu metalic.

În acest caz, un număr mic de electroni socializați leagă un număr mare de ioni și atomi.

Legătura metalică are o oarecare asemănare cu legătura covalentă, deoarece se bazează pe împărțirea electronilor exteriori. 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, plastice, 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.

legătură de hidrogen

O legătură chimică între atomii de hidrogen polarizați pozitiv ai unei molecule (sau o parte a acesteia) și atomii polarizați negativ ai elementelor puternic electronegative având perechi de electroni singuri ($F, O, N$ și mai rar $S$ și $Cl$), o altă molecula (sau părțile sale) se numește hidrogen.

Mecanismul de formare a legăturii de hidrogen este parțial electrostatic, parțial donor-acceptor.

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).

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

Substanțe cu structură moleculară și nemoleculară. Tip de rețea cristalină. Dependența proprietăților substanțelor de compoziția și structura lor

Structura moleculară și nemoleculară a substanțelor

nu intră în interacțiuni chimice atomi individuali sau molecule, ci substanțe. O substanță în condiții date poate fi în una dintre cele trei stări de agregare: solidă, lichidă sau gazoasă. Proprietățile unei substanțe depind și de natura legăturii chimice dintre particulele care o formează - molecule, atomi sau ioni. După tipul de legătură, se disting substanțele cu structură moleculară și nemoleculară.

Substanțele formate din molecule se numesc substanțe moleculare. Legăturile dintre moleculele din astfel de substanțe sunt foarte slabe, mult mai slabe decât între atomii din interiorul unei molecule și deja la temperaturi relativ scăzute se rup - substanța se transformă într-un lichid și apoi într-un gaz (sublimare cu iod). Punctele de topire și de fierbere ale substanțelor formate din molecule cresc odată cu creșterea greutății moleculare.

Substanțele moleculare includ substanțe cu structură atomică ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), printre acestea se numără metale și nemetale.

Luați în considerare proprietățile fizice Metale alcaline. Rezistența relativ scăzută a legăturii dintre atomi determină o rezistență mecanică scăzută: metalele alcaline sunt moi și pot fi tăiate cu ușurință cu un cuțit.

Dimensiunile mari ale atomilor duc la o densitate scazuta a metalelor alcaline: litiul, sodiul si potasiul sunt chiar mai usoare decat apa. În grupul metalelor alcaline, punctele de fierbere și de topire scad odată cu creșterea numărului ordinal al elementului, deoarece. dimensiunea atomilor crește și legăturile se slăbesc.

La substanțe nemolecular structurile includ compuși ionici. Majoritatea compușilor metalelor cu nemetale au această structură: toate sărurile ($NaCl, K_2SO_4$), unele hidruri ($LiH$) și oxizi ($CaO, MgO, FeO$), baze ($NaOH, KOH$). Substanțele ionice (nemoleculare) au puncte de topire și de fierbere ridicate.

Grile de cristal

O substanță, după cum se știe, poate exista în trei stări de agregare: gazoasă, lichidă și solidă.

Solide: amorfe și cristaline.

Luați în considerare modul în care caracteristicile legăturilor chimice afectează proprietățile solidelor. Solidele sunt împărțite în cristalinși amorf.

Substanțele amorfe nu au un punct de topire clar - atunci când sunt încălzite, se înmoaie treptat și devin fluide. În stare amorfă, de exemplu, sunt plastilină și diverse rășini.

Substanțele cristaline se caracterizează prin aranjarea corectă a particulelor din care sunt compuse: atomi, molecule și ioni - în puncte strict definite din spațiu. Când aceste puncte sunt conectate prin linii drepte, se formează un cadru spațial, numit rețea cristalină. Punctele în care sunt localizate particulele de cristal se numesc noduri de rețea.

În funcție de tipul de particule situate la nodurile rețelei cristaline și de natura conexiunii dintre ele, se disting patru tipuri de rețele cristaline: ionic, atomic, molecularși metal.

Rețele cristaline ionice.

ionic numite rețele cristaline, în nodurile cărora se află ioni. Sunt formate din substanțe cu legătură ionică, care pot lega atât ionii simpli $Na^(+), Cl^(-)$, cât și complexi $SO_4^(2−), OH^-$. În consecință, sărurile, unii oxizi și hidroxizi ai metalelor au rețele cristaline ionice. De exemplu, un cristal de clorură de sodiu este alternând $Na^+$ ioni pozitivi și $Cl^-$ negativi, formând o rețea în formă de cub. Legăturile dintre ionii dintr-un astfel de cristal sunt foarte stabile. Prin urmare, substanțele cu o rețea ionică se caracterizează prin duritate și rezistență relativ ridicate, sunt refractare și nevolatile.

Rețele cristaline atomice.

nuclear numite rețele cristaline, în nodurile cărora se află atomi individuali. În astfel de rețele, atomii sunt interconectați prin legături covalente foarte puternice. Un exemplu de substanțe cu acest tip de rețea cristalină este diamantul, una dintre modificările alotropice ale carbonului.

Majoritatea substanțelor cu rețea cristalină atomică au puncte de topire foarte mari (de exemplu, pentru diamant este peste $3500°C$), sunt puternice și dure, practic insolubile.

Rețele cristaline moleculare.

Molecular numite rețele cristaline, la nodurile cărora se află moleculele. Legăturile chimice din aceste molecule pot fi fie polare ($HCl, H_2O$) fie nepolare ($N_2, O_2$). În ciuda faptului că atomii din molecule sunt legați de legături covalente foarte puternice, există forțe slabe de atracție intermoleculară între molecule înseși. Prin urmare, substanțele cu rețele de cristal moleculare au duritate scăzută, puncte de topire scăzute și sunt volatile. Majoritatea compușilor organici solizi au rețele moleculare cristaline (naftalină, glucoză, zahăr).

Rețele cristaline metalice.

Substanțele cu o legătură metalică au rețele cristaline metalice. La nodurile unor astfel de rețele sunt atomi și ioni (fie atomi, fie ioni, în care atomii de metal se transformă ușor, dându-și electronii exteriori „pentru uz comun”). Astfel de structura interna metalele determină proprietățile lor fizice caracteristice: ductilitate, ductilitate, conductivitate electrică și termică, luciu metalic caracteristic.

Conceptul de legătură chimică are o importanță nu mică în diferite domenii ale chimiei ca știință. Acest lucru se datorează faptului că cu ajutorul său atomii individuali sunt capabili să se combine în molecule, formând tot felul de substanțe, care, la rândul lor, fac obiectul cercetărilor chimice.

Varietatea de atomi și molecule este asociată cu apariția tipuri variate legături între ele. Diferitele clase de molecule se caracterizează prin propriile caracteristici ale distribuției electronilor și, prin urmare, prin propriile tipuri de legături.

Noțiuni de bază

legătură chimică numit un set de interacțiuni care duc la legarea atomilor pentru a forma particule stabile cu o structură mai complexă (molecule, ioni, radicali), precum și agregate (cristale, pahare etc.). Natura acestor interacțiuni este de natură electrică și ele apar în timpul distribuției electronilor de valență în atomii care se apropie.

Valence acceptată denumește capacitatea unui atom de a forma un anumit număr de legături cu alți atomi. În compușii ionici, numărul de electroni dați sau atașați este luat ca valoare a valenței. În compușii covalenti, este egal cu numărul de perechi de electroni comuni.

Sub gradul de oxidare este înțeles ca fiind condiționat sarcina care ar putea fi pe un atom dacă toate legăturile covalente polare ar fi ionice.

Se numește multiplicitatea conexiunii numărul de perechi de electroni împărțiți între atomii considerați.

Legăturile considerate în diverse ramuri ale chimiei pot fi împărțite în două tipuri de legături chimice: cele care duc la formarea de noi substanțe (intramoleculare) , și cele care apar între molecule (intermoleculare).

Caracteristicile de bază ale comunicării

Prin energia de legătură este energia necesară pentru a rupe toate legăturile dintr-o moleculă. Este, de asemenea, energia eliberată în timpul formării legăturilor.

Lungimea comunicării numită o astfel de distanță între nucleele vecine de atomi dintr-o moleculă, la care forțele de atracție și repulsie sunt echilibrate.

Aceste două caracteristici ale legăturii chimice a atomilor sunt o măsură a puterii sale: cu cât lungimea este mai mică și energia este mai mare, cu atât legătura este mai puternică.

Unghiul de valență Se obișnuiește să se numească unghiul dintre liniile reprezentate care trec în direcția legăturii prin nucleele atomilor.

Metode de descriere a relației

Cele mai comune două abordări pentru a explica legătura chimică, împrumutate de la mecanica cuantică:

Metoda orbitalilor moleculari. El consideră o moleculă ca un set de electroni și nuclee de atomi, fiecare electron individual mișcându-se în câmpul de acțiune al tuturor celorlalți electroni și nuclee. Molecula are o structură orbitală, iar toți electronii săi sunt distribuiți de-a lungul acestor orbite. De asemenea, această metodă se numește MO LCAO, care înseamnă „combinație orbital molecular – liniar”.

Metoda legăturilor de valență. Reprezintă o moleculă ca un sistem de doi orbitali moleculari centrali. Mai mult, fiecare dintre ele corespunde unei legături între doi atomi adiacenți din moleculă. Metoda se bazează pe următoarele prevederi:

1. Formarea unei legături chimice este realizată de o pereche de electroni cu spini opuși, care se află între cei doi atomi considerați. Perechea de electroni formată aparține la doi atomi în mod egal.
2. Numărul de legături formate de unul sau altul atom este egal cu numărul de electroni nepereche în starea fundamentală și excitată.
3. Dacă perechile de electroni nu iau parte la formarea unei legături, atunci ele se numesc perechi singure.

Electronegativitatea

Tipul de legătură chimică în substanțe poate fi determinat pe baza diferenței dintre valorile electronegativității atomilor săi constitutivi. Sub electronegativitateaînțelegeți capacitatea atomilor de a atrage perechi de electroni obișnuiți (nor de electroni), ceea ce duce la polarizarea legăturilor.

Există diferite moduri de a determina valorile electronegativității elemente chimice. Cu toate acestea, cea mai utilizată este scara bazată pe date termodinamice, care a fost propusă încă din 1932 de L. Pauling.

Cu cât diferența de electronegativitate a atomilor este mai mare, cu atât ionicitatea sa este mai pronunțată. Dimpotrivă, valorile electronegativității egale sau apropiate indică natura covalentă a legăturii. Cu alte cuvinte, este posibil să se determine ce legătură chimică este observată într-o anumită moleculă din punct de vedere matematic. Pentru a face acest lucru, trebuie să calculați ΔX - diferența de electronegativitate a atomilor conform formulei: ΔX=|X 1 -X 2 |.

• În cazul în care un ΔX>1,7, atunci legătura este ionică.
• În cazul în care un 0,5≤ΔХ≤1,7, legătura covalentă este polară.
• În cazul în care un ΔX=0 sau aproape de acesta, atunci legătura este covalentă nepolară.

Legătură ionică

O legătură ionică este o astfel de legătură care apare între ioni sau datorită retragerii complete a unei perechi de electroni comune de către unul dintre atomi. În substanțe, acest tip de legătură chimică este realizată de forțele de atracție electrostatică.

Ionii sunt particule încărcate formate din atomi ca urmare a adăugării sau eliberării de electroni. Când un atom acceptă electroni, acesta capătă o sarcină negativă și devine anion. Dacă un atom donează electroni de valență, el devine o particulă încărcată pozitiv numită cation.

Este caracteristic compușilor formați prin interacțiunea atomilor de metale tipice cu atomii de nemetale tipice. Principalul proces este aspirația atomilor pentru a dobândi configurații electronice stabile. Și pentru aceasta, metalele și nemetalele tipice trebuie să dea sau să accepte doar 1-2 electroni, ceea ce fac cu ușurință.

Mecanismul de formare a unei legături chimice ionice într-o moleculă este considerat în mod tradițional folosind exemplul interacțiunii sodiului și clorului. Atomii metalelor alcaline donează cu ușurință un electron atras de un atom de halogen. Ca urmare, se formează cationul Na + și anionul Cl - care sunt ținute împreună prin atracție electrostatică.

Nu există o legătură ionică ideală. Chiar și în astfel de compuși, care sunt adesea denumiți ionici, transferul final al electronilor de la atom la atom nu are loc. Perechea de electroni formată rămâne încă în uz comun. Prin urmare, ei vorbesc despre gradul de ionicitate al unei legături covalente.

O legătură ionică este caracterizată de două proprietăți principale legate între ele:

• nedirecționalitate, adică câmpul electric din jurul ionului are forma unei sfere;
• nesaturația, adică numărul de ioni încărcați opus care pot fi plasați în jurul oricărui ion, este determinată de dimensiunea acestora.

legătură chimică covalentă

Legătura formată atunci când norii de electroni ai atomilor nemetalici se suprapun, adică realizată de o pereche de electroni comună, se numește legătură covalentă. Numărul de perechi de electroni partajați determină multiplicitatea legăturii. Deci, atomii de hidrogen sunt legați printr-o singură legătură H··H, iar atomii de oxigen formează o legătură dublă O::O.

Există două mecanisme pentru formarea sa:

• Schimb - fiecare atom reprezintă un electron pentru formarea unei perechi comune: A + B \u003d A: B, în timp ce orbitalii atomici externi, pe care se află un electron, participă la implementarea conexiunii.
• Donator-acceptor - pentru a forma o legătură, unul dintre atomi (donatorul) furnizează o pereche de electroni, iar al doilea (acceptor) asigură un orbital liber pentru plasarea sa: A +: B = A: B.

Modalitățile în care norii de electroni se suprapun în timpul formării unei legături chimice covalente sunt, de asemenea, diferite.

1. Direct. Regiunea de suprapunere a norilor se află pe o linie dreaptă imaginară care leagă nucleele atomilor considerați. În acest caz, se formează legături σ. Tipul de legătură chimică care apare în acest caz depinde de tipul de nori de electroni care suferă suprapunere: s-s, s-p, p-p, s-d sau p-d σ-legaturi. Într-o particulă (moleculă sau ion), între doi atomi învecinați poate apărea o singură legătură σ.
2. Lateral. Se efectuează pe ambele părți ale liniei care leagă nucleele atomilor. Așa se formează o legătură π și sunt posibile și varietățile ei: p-p, p-d, d-d. În afară de legătura σ, legătura π nu se formează niciodată; poate fi în molecule care conțin legături multiple (duble și triple).

Proprietățile unei legături covalente

Ei sunt cei care determină caracteristicile chimice și fizice ale compușilor. Principalele proprietăți ale oricărei legături chimice din substanțe sunt direcționalitatea, polaritatea și polarizabilitatea acesteia, precum și saturația.

Orientare conexiunile se datorează caracteristicilor structurii moleculare a substanțelor și formei geometrice a moleculelor acestora. Esența sa constă în faptul că cea mai bună suprapunere a norilor de electroni este posibilă cu o anumită orientare în spațiu. Opțiunile pentru formarea legăturilor σ și π au fost deja luate în considerare mai sus.

Sub satietateînțelegeți capacitatea atomilor de a forma un anumit număr de legături chimice într-o moleculă. Numărul de legături covalente pentru fiecare atom este limitat de numărul de orbitali exteriori.

Polaritate legătura depinde de diferența dintre valorile electronegativității atomilor. Determină uniformitatea distribuției electronilor între nucleele atomilor. Legătura covalentă pe această bază poate fi polară sau nepolară.

• Dacă o pereche de electroni comună aparține în mod egal fiecăruia dintre atomi și este situată la aceeași distanță de nucleele lor, atunci legătura covalentă este nepolară.
• Dacă perechea comună de electroni este deplasată către nucleul unuia dintre atomi, atunci se formează o legătură chimică polară covalentă.

Polarizabilitate se exprimă prin deplasarea electronilor de legătură sub acțiunea unui câmp electric extern, care poate aparține unei alte particule, legături învecinate din aceeași moleculă, sau provin din surse externe de câmpuri electromagnetice. Astfel, o legătură covalentă sub influența lor își poate schimba polaritatea.

Hibridizarea orbitalilor este înțeleasă ca o schimbare a formelor lor în timpul implementării unei legături chimice. Acest lucru este necesar pentru a obține cea mai eficientă suprapunere. Există următoarele tipuri de hibridizare:

• sp3. Un orbital s și trei orbitali p formează patru orbitali „hibrizi” de aceeași formă. În exterior, seamănă cu un tetraedru cu un unghi între axele de 109 °.
• sp2. Un orbital s și doi orbitali p formează un triunghi plat cu un unghi între axele de 120°.
• sp. Un orbital s și unul p formează doi orbitali „hibrizi” cu un unghi între axele lor de 180°.

O caracteristică a structurii atomilor de metal este o rază destul de mare și prezența unui număr mic de electroni în orbitalii exteriori. Ca urmare, în astfel de elemente chimice, legătura dintre nucleu și electronii de valență este relativ slabă și se rupe ușor.

metal o legătură este o astfel de interacțiune între atomi de metal-ioni, care se realizează cu ajutorul electronilor delocalizați.

În particulele metalice, electronii de valență pot părăsi cu ușurință orbitalii exteriori și pot ocupa locuri libere pe ei. Astfel, în momente diferite, aceeași particulă poate fi un atom și un ion. Electronii smulși din ele se mișcă liber pe întregul volum al rețelei cristaline și realizează o legătură chimică.

Acest tip de legătură are asemănări cu legăturile ionice și covalente. La fel ca și pentru ionic, ionii sunt necesari pentru existența unei legături metalice. Dar dacă pentru implementarea interacțiunii electrostatice în primul caz, sunt necesari cationi și anioni, atunci în al doilea, rolul particulelor încărcate negativ este jucat de electroni. Dacă comparăm o legătură metalică cu o legătură covalentă, atunci formarea ambelor necesită electroni comuni. Cu toate acestea, spre deosebire de o legătură chimică polară, ei nu sunt localizați între doi atomi, ci aparțin tuturor particulelor de metal din rețeaua cristalină.

Legătura metalică este responsabilă pentru proprietățile speciale ale aproape tuturor metalelor:

• plasticitate, prezentă datorită posibilității deplasării straturilor de atomi din rețeaua cristalină deținută de gazul electron;
• luciu metalic, care se observă datorită reflectării razelor de lumină de la electroni (în starea de pulbere nu există rețea cristalină și, prin urmare, electronii care se mișcă de-a lungul ei);
• conductivitatea electrică, care este realizată de un flux de particule încărcate și, în acest caz, electronii mici se mișcă liber printre ionii metalici mari;
• conductivitatea termică se observă datorită capacității electronilor de a transfera căldură.

Acest tip de legătură chimică este uneori denumit intermediar între interacțiunile covalente și intermoleculare. Dacă un atom de hidrogen are o legătură cu unul dintre elementele puternic electronegative (cum ar fi fosfor, oxigen, clor, azot), atunci este capabil să formeze o legătură suplimentară, numită hidrogen.

Este mult mai slabă decât toate tipurile de legături considerate mai sus (energia nu este mai mare de 40 kJ/mol), dar nu poate fi neglijată. De aceea legătura chimică de hidrogen din diagramă arată ca o linie punctată.

Apariția unei legături de hidrogen este posibilă datorită interacțiunii electrostatice donor-acceptor simultan. O diferență mare în valorile electronegativității duce la apariția excesului de densitate de electroni pe atomii O, N, F și alții, precum și la lipsa acesteia asupra atomului de hidrogen. În cazul în care nu există nicio legătură chimică între astfel de atomi, forțele atractive sunt activate dacă sunt suficient de apropiate. În acest caz, protonul este un acceptor de pereche de electroni, iar al doilea atom este un donor.

Legăturile de hidrogen pot apărea atât între moleculele vecine, de exemplu, apa, acizi carboxilici, alcooli, amoniac și în interiorul moleculei, de exemplu, acid salicilic.

Prezența unei legături de hidrogen între moleculele de apă explică o serie de caracteristicile sale unice. proprietăți fizice:

• Valorile capacității sale de căldură, constantei dielectrice, punctele de fierbere și de topire, în conformitate cu calculele, ar trebui să fie mult mai mici decât cele reale, ceea ce se explică prin legarea moleculelor și nevoia de a consuma energie pentru a sparge hidrogenul intermolecular. obligațiuni.
• Spre deosebire de alte substanțe, pe măsură ce temperatura scade, volumul apei crește. Acest lucru se datorează faptului că moleculele ocupă o anumită poziție în structura cristalină a gheții și se îndepărtează unele de altele pe lungimea legăturii de hidrogen.

Această legătură joacă un rol special pentru organismele vii, deoarece prezența ei în moleculele de proteine ​​determină structura lor specială și, prin urmare, proprietățile lor. În plus, acizii nucleici, care formează dubla helix a ADN-ului, sunt, de asemenea, legați tocmai prin legături de hidrogen.

Legături în cristale

Marea majoritate a solidelor au o rețea cristalină - o specială aranjament reciproc particulele care le formează. În acest caz, se observă periodicitatea tridimensională, iar atomii, moleculele sau ionii sunt localizați la noduri, care sunt conectate prin linii imaginare. În funcție de natura acestor particule și de legăturile dintre ele, toate structurile cristaline sunt împărțite în atomice, moleculare, ionice și metalice.

La nodurile rețelei cristaline ionice se află cationi și anioni. Mai mult, fiecare dintre ele este înconjurat de un număr strict definit de ioni cu doar sarcina opusă. Un exemplu tipic este clorura de sodiu (NaCl). Ele tind să aibă puncte de topire și duritate ridicate, deoarece necesită multă energie pentru a se descompune.

La nodurile rețelei cristaline moleculare, există molecule de substanțe formate printr-o legătură covalentă (de exemplu, I 2). Ele sunt conectate între ele printr-o interacțiune slabă van der Waals și, prin urmare, o astfel de structură este ușor de distrus. Astfel de compuși au puncte de fierbere și de topire scăzute.

Rețeaua cristalină atomică este formată din atomi de elemente chimice cu valori mari de valență. Ele sunt conectate prin legături covalente puternice, ceea ce înseamnă că substanțele au puncte de fierbere și de topire ridicate și duritate ridicată. Un exemplu este un diamant.

Astfel, toate tipurile de legături prezente în substanțele chimice au propriile lor caracteristici, care explică complexitatea interacțiunii particulelor din molecule și substanțe. Proprietățile compușilor depind de ele. Ele determină toate procesele care au loc în mediu.

Cristale.

Există patru tipuri de legături chimice: ionice, covalente, metalice și hidrogen.

ionic legătură chimică

Legătură chimică ionică - aceasta este o legătură formată din cauza atracției electrostatice a cationilor către anioni.

După cum știți, cea mai stabilă este o astfel de configurație electronică a atomilor, în care la nivel electronic extern, precum atomii gaze nobile, vor fi 8 electroni (sau pentru primul nivel de energie - 2). În interacțiunile chimice, atomii au tendința de a dobândi o astfel de configurație electronică stabilă și adesea ating acest lucru fie ca urmare a adăugării de electroni de valență de la alți atomi (proces de reducere), fie ca urmare a renunțării la electronii lor de valență (proces de oxidare). . Atomii care au atașați electroni „străini” se transformă în ioni negativi sau anioni. Atomii care își donează electronii se transformă în ioni pozitivi sau cationi. Este clar că între anioni și cationi apar forțe de atracție electrostatică, care îi vor menține unul lângă celălalt, realizând astfel o legătură chimică ionică.

Deoarece cationii formează în principal atomi de metal, iar anionii formează atomi nemetalici, este logic să concluzionăm că acest tip de legătură este tipic pentru compușii metalelor tipice (elementele principalelor subgrupe ale grupelor I și II, cu excepția magneziului și beriliului Be). ) cu nemetale tipice (elemente din grupa principală a subgrupului VII). Un exemplu clasic este formarea de halogenuri de metale alcaline (fluoruri, cloruri etc.). De exemplu, luați în considerare schema pentru formarea unei legături ionice în clorura de sodiu:

Doi ioni încărcați opus, legați de forțe atractive, nu își pierd capacitatea de a interacționa cu ioni încărcați opus, în urma cărora se formează compuși cu o rețea cristalină ionică. Compușii ionici sunt substanțe solide, puternice, refractare, cu un punct de topire ridicat.

Soluțiile și topiturile majorității compușilor ionici sunt electroliți. Acest tip de legătură este caracteristic hidroxizilor metalelor tipice și multor săruri ale acizilor care conțin oxigen. Cu toate acestea, atunci când se formează o legătură ionică, nu are loc o tranziție ideală (completă) a electronilor. O legătură ionică este un caz extrem al unei legături polare covalente.

Într-un compus ionic, ionii sunt prezentați ca sub formă de sarcini electrice cu simetria sferică a câmpului electric, care scade în mod egal odată cu creșterea distanței față de centrul de sarcină (ion) în orice direcție. Prin urmare, interacțiunea ionilor nu depinde de direcție, adică legătura ionică, spre deosebire de legătura covalentă, va fi nedirecțională.

O legătură ionică există și în sărurile de amoniu, unde nu există atomi de metal (rolul lor este jucat de cationul de amoniu).

legătură chimică covalentă

Nu există o teorie unificată a legăturii chimice; în mod condiționat, legătura chimică este împărțită în covalente (tip universal de legătură), ionică (un caz special de legătură covalentă), metalică și hidrogen.

legătură covalentă

Formarea unei legături covalente este posibilă prin trei mecanisme: schimb, donor-acceptor și dativ (Lewis).

Conform mecanism de schimb formarea unei legături covalente are loc datorită socializării perechilor de electroni comuni. În acest caz, fiecare atom tinde să dobândească un înveliș de gaz inert, adică. obțineți nivelul de energie exterioară finalizat. Formarea unei legături chimice de tip schimb este descrisă folosind formulele Lewis, în care fiecare electron de valență al unui atom este reprezentat prin puncte (Fig. 1).

Orez. 1 Formarea unei legături covalente în molecula de HCl prin mecanismul de schimb

Odată cu dezvoltarea teoriei structurii atomului și a mecanicii cuantice, formarea unei legături covalente este reprezentată ca o suprapunere a orbitalilor electronici (Fig. 2).

Orez. 2. Formarea unei legături covalente datorită suprapunerii norilor de electroni

Cu cât suprapunerea orbitalilor atomici este mai mare, cu atât legătura este mai puternică, cu atât lungimea legăturii este mai mică și energia acesteia este mai mare. O legătură covalentă poate fi formată prin suprapunerea diferiților orbitali. Ca urmare a suprapunerii orbitalilor s-s, s-p, precum și a orbitalilor d-d, p-p, d-p de către lobii laterali, se formează o legătură. Perpendicular pe linia care leagă nucleele a 2 atomi, se formează o legătură. O legătură - și una - este capabilă să formeze o legătură covalentă multiplă (dublă), caracteristică materie organică clasă de alchene, alcadiene etc. Legăturile una și două formează o legătură covalentă multiplă (triplă), caracteristică substanțelor organice din clasa alchinelor (acetilene).

Formarea unei legături covalente mecanism donor-acceptor luați în considerare exemplul cationului de amoniu:

NH3 + H+ = NH4+

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atomul de azot are o pereche de electroni liberă (electroni care nu sunt implicați în formarea legăturilor chimice în interiorul moleculei), iar cationul de hidrogen are un orbital liber, deci sunt donor și, respectiv, acceptor de electroni.

Să luăm în considerare mecanismul dativ al formării unei legături covalente folosind exemplul unei molecule de clor.

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

Atomul de clor are atât o pereche de electroni liberă, cât și orbiti liberi, prin urmare, poate prezenta proprietățile atât ale unui donor, cât și ale unui acceptor. Prin urmare, atunci când se formează o moleculă de clor, un atom de clor acționează ca donor, iar celălalt ca acceptor.

Principal caracteristicile legăturii covalente sunt: ​​saturația (legăturile saturate se formează atunci când un atom își atașează atât de mulți electroni cât îi permit capabilitățile sale de valență; legăturile nesaturate se formează atunci când numărul de electroni atașați este mai mic decât capacitățile de valență ale atomului); directivitate (această valoare este asociată cu geometria moleculei și conceptul de „unghi de valență” - unghiul dintre legături).

Legătură ionică

Nu există compuși cu o legătură ionică pură, deși aceasta este înțeleasă ca o astfel de stare a atomilor legată chimic în care se creează un mediu electronic stabil al atomului odată cu tranziția completă a densității totale de electroni la un atom al unui element mai electronegativ. . Legătura ionică este posibilă numai între atomii elementelor electronegative și electropozitive care se află în starea ionilor încărcați opus - cationi și anioni.

DEFINIȚIE

Ion numite particule încărcate electric formate prin detașarea sau atașarea unui electron la un atom.

La transferul unui electron, atomii metalelor și nemetalelor tind să formeze o configurație stabilă în jurul nucleului lor. învelișul de electroni. Un atom nemetalic creează un înveliș al gazului inert ulterior în jurul miezului său, iar un atom de metal creează un înveliș al gazului inert anterior (Fig. 3).

Orez. 3. Formarea unei legături ionice folosind exemplul unei molecule de clorură de sodiu

Moleculele în care există o legătură ionică în formă pură se găsesc în starea de vapori a unei substanțe. Legătura ionică este foarte puternică, în legătură cu aceasta, substanțele cu această legătură au un punct de topire ridicat. Spre deosebire de legăturile covalente, legăturile ionice nu se caracterizează prin directivitate și saturație, deoarece câmpul electric creat de ioni acționează în mod egal asupra tuturor ionilor datorită simetriei sferice.

legătură metalică

O legătură metalică se realizează numai în metale - aceasta este o interacțiune care ține atomii de metal într-o singură rețea. Doar electronii de valență ai atomilor de metal, care aparțin întregului său volum, participă la formarea legăturii. În metale, electronii sunt desprinși în mod constant de atomi, care se mișcă în întreaga masă a metalului. Atomii de metal, lipsiți de electroni, se transformă în ioni încărcați pozitiv, care tind să ia electronii în mișcare către ei. Acest proces continuu formează așa-numitul „gaz de electroni” în interiorul metalului, care leagă ferm toți atomii de metal împreună (Fig. 4).

Legătura metalică este puternică, prin urmare, metalele se caracterizează printr-un punct de topire ridicat, iar prezența „gazului de electroni” conferă metalelor maleabilitate și ductilitate.

legătură de hidrogen

O legătură de hidrogen este o interacțiune intermoleculară specifică, deoarece de aparitia si puterea lui depind natura chimica substante. Se formează între molecule în care un atom de hidrogen este legat de un atom cu electronegativitate mare (O, N, S). Apariția unei legături de hidrogen depinde de două motive, în primul rând, atomul de hidrogen asociat cu un atom electronegativ nu are electroni și poate fi introdus cu ușurință în norii de electroni ai altor atomi, iar în al doilea rând, având un orbital s de valență, hidrogenul. atomul este capabil să accepte o pereche de electroni a unui atom electronegativ și să formeze o legătură cu acesta prin mecanismul donor-acceptor.