Legătură chimică ionică. Tipuri de bază de legături chimice Exemple de legături chimice atomice

170955 0

Fiecare atom are un anumit număr de electroni.

Intrând în reacții chimice, atomii donează, dobândesc sau socializează electroni, atingând cea mai stabilă configurație electronică. Configurația cu cea mai mică energie este cea mai stabilă (ca în atomii de gaz nobil). Acest model este numit „regula octetului” (Fig. 1).

Orez. unu.

Această regulă se aplică tuturor tipuri de conexiuni. Legăturile electronice dintre atomi le permit să formeze structuri stabile, de la cele mai simple cristale până la biomolecule complexe care în cele din urmă formează sisteme vii. Ele diferă de cristale prin metabolismul lor continuu. Cu toate acestea, multe reacții chimice au loc în funcție de mecanisme transfer electronic, care joacă un rol important în procesele energetice din organism.

O legătură chimică este o forță care ține împreună doi sau mai mulți atomi, ioni, molecule sau orice combinație a acestora..

Natura legăturii chimice este universală: este o forță electrostatică de atracție între electronii încărcați negativ și nucleele încărcate pozitiv, determinată de configurația electronilor din învelișul exterior al atomilor. Capacitatea unui atom de a forma legături chimice se numește valenţă, sau starea de oxidare. Conceptul de electroni de valență- electroni care formează legături chimice, adică cei localizați în cei mai mari orbitali de energie. În consecință, învelișul exterior al unui atom care conține acești orbitali se numește coajă de valență. În prezent, nu este suficientă indicarea prezenței unei legături chimice, dar este necesară clarificarea tipului acesteia: ionic, covalent, dipol-dipol, metalic.

Primul tip de conexiune esteionic conexiune

Conform teoriei electronice a valenței a lui Lewis și Kossel, atomii pot obține o configurație electronică stabilă în două moduri: în primul rând, prin pierderea de electroni, devenind cationi, în al doilea rând, dobândirea lor, transformându-se în anionii. Ca urmare a transferului de electroni, datorită forței electrostatice de atracție dintre ionii cu sarcini de semn opus, se formează o legătură chimică, numită Kossel " electrovalent(acum numit ionic).

În acest caz, anionii și cationii formează o configurație electronică stabilă cu o înveliș electron exterior umplut. Legăturile ionice tipice sunt formate din cationii grupelor T și II ale sistemului periodic și anionii elementelor nemetalice din grupele VI și VII (16 și, respectiv, 17 subgrupe, calcogeniși halogeni). Legăturile din compușii ionici sunt nesaturate și nedirecționale, deci păstrează posibilitatea interacțiunii electrostatice cu alți ioni. Pe fig. 2 și 3 prezintă exemple de legături ionice corespunzătoare modelului de transfer de electroni Kossel.

Orez. 2.

Orez. 3. Legătura ionică în molecula de clorură de sodiu (NaCl).

Aici este oportun să reamintim unele dintre proprietățile care explică comportamentul substanțelor în natură, în special să luăm în considerare conceptul de aciziși temeiuri.

Soluțiile apoase ale tuturor acestor substanțe sunt electroliți. Își schimbă culoarea în moduri diferite. indicatori. Mecanismul de acțiune al indicatorilor a fost descoperit de F.V. Ostwald. El a arătat că indicatorii sunt acizi sau baze slabe, a căror culoare în stările nedisociate și disociate este diferită.

Bazele pot neutraliza acizii. Nu toate bazele sunt solubile în apă (de exemplu, unii compuși organici care nu conțin grupări -OH sunt insolubili, în special, trietilamină N (C2H5)3); se numesc baze solubile alcalii.

Soluțiile apoase de acizi intră în reacții caracteristice:

a) cu oxizi metalici - cu formare de sare si apa;

b) cu metale - cu formarea de sare si hidrogen;

c) cu carbonați - cu formare de sare, CO 2 și H 2 O.

Proprietățile acizilor și bazelor sunt descrise de mai multe teorii. În conformitate cu teoria S.A. Arrhenius, un acid este o substanță care se disociază pentru a forma ioni H+ , în timp ce baza formează ioni ESTE EL- . Această teorie nu ține cont de existența bazelor organice care nu au grupări hidroxil.

In linie cu proton Teoria lui Bronsted și Lowry, un acid este o substanță care conține molecule sau ioni care donează protoni ( donatori protoni), iar baza este o substanță formată din molecule sau ioni care acceptă protoni ( acceptori protoni). Rețineți că în soluțiile apoase, ionii de hidrogen există într-o formă hidratată, adică sub formă de ioni de hidroniu H3O+ . Această teorie descrie reacții nu numai cu ioni de apă și hidroxid, ci și efectuate în absența unui solvent sau cu un solvent neapos.

De exemplu, în reacția dintre amoniac NH 3 (bază slabă) și clorură de hidrogen în faza gazoasă, se formează clorură de amoniu solidă, iar într-un amestec de echilibru de două substanțe există întotdeauna 4 particule, dintre care două sunt acizi, iar celelalte două sunt baze:

Acest amestec de echilibru constă din două perechi conjugate de acizi și baze:

1)NH 4+ și NH 3

2) acid clorhidricși Cl ‑

Aici, în fiecare pereche conjugată, acidul și baza diferă cu un proton. Fiecare acid are o bază conjugată. Un acid tare are o bază conjugată slabă, iar un acid slab are o bază conjugată puternică.

Teoria Bronsted-Lowry face posibilă explicarea rolului unic al apei pentru viața biosferei. Apa, în funcție de substanța care interacționează cu ea, poate prezenta proprietățile fie ale unui acid, fie ale unei baze. De exemplu, în reacțiile cu soluții apoase de acid acetic, apa este o bază, iar cu soluții apoase de amoniac, este un acid.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Aici molecula de acid acetic donează un proton moleculei de apă;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + ESTE EL- . Aici molecula de amoniac acceptă un proton din molecula de apă.

Astfel, apa poate forma două perechi conjugate:

1) H2O(acid) și ESTE EL- (bază conjugată)

2) H3O+ (acid) și H2O(bază conjugată).

În primul caz, apa donează un proton, iar în al doilea, îl acceptă.

O astfel de proprietate se numește amfiprotonitate. Sunt numite substanțe care pot reacționa atât ca acizi, cât și ca baze amfoter. Astfel de substanțe se găsesc adesea în natură. De exemplu, aminoacizii pot forma săruri atât cu acizi, cât și cu baze. Prin urmare, peptidele formează cu ușurință compuși de coordonare cu ionii metalici prezenți.

Astfel, proprietatea caracteristică a unei legături ionice este deplasarea completă a unui grup de electroni de legare la unul dintre nuclee. Aceasta înseamnă că există o regiune între ioni în care densitatea electronilor este aproape zero.

Al doilea tip de conexiune estecovalent conexiune

Atomii pot forma configurații electronice stabile prin împărțirea electronilor.

O astfel de legătură se formează atunci când o pereche de electroni este împărțită pe rând. de la fiecare atom. În acest caz, electronii de legătură socializați sunt distribuiți în mod egal între atomi. Un exemplu de legătură covalentă este homonuclear diatomic molecule H 2 , N 2 , F 2. Alotropii au același tip de legătură. O 2 și ozon O 3 și pentru o moleculă poliatomică S 8 și de asemenea molecule heteronucleare acid clorhidric Acid clorhidric, dioxid de carbon CO 2, metan CH 4, etanol Cu 2 H 5 ESTE EL, hexafluorură de sulf SF 6, acetilena Cu 2 H 2. Toate aceste molecule au aceiași electroni comuni, iar legăturile lor sunt saturate și direcționate în același mod (Fig. 4).

Pentru biologi, este important ca razele covalente ale atomilor din legăturile duble și triple să fie reduse în comparație cu o singură legătură.

Orez. 4. Legătura covalentă în molecula de Cl2.

Tipurile ionice și covalente de legături sunt două cazuri limitative ale multor tipuri existente de legături chimice, iar în practică majoritatea legăturilor sunt intermediare.

Compușii a două elemente situate la capete opuse ale aceleiași perioade sau perioade diferite ale sistemului Mendeleev formează predominant legături ionice. Pe măsură ce elementele se apropie unele de altele într-o perioadă, natura ionică a compușilor lor scade, în timp ce caracterul covalent crește. De exemplu, halogenurile și oxizii elementelor din partea stângă a tabelului periodic formează predominant legături ionice ( NaCl, AgBr, BaS04, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), și aceiași compuși ai elementelor din partea dreaptă a tabelului sunt covalenti ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glucoza C6H12O6, etanol C2H5OH).

Legătura covalentă, la rândul ei, are o altă modificare.

În ionii poliatomici și în moleculele biologice complexe, ambii electroni pot proveni doar din unu atom. Se numeste donator pereche de electroni. Se numește un atom care socializează această pereche de electroni cu un donor acceptor pereche de electroni. Acest tip de legătură covalentă se numește coordonare (donator-acceptator, saudativ) comunicare(Fig. 5). Acest tip de legătură este cel mai important pentru biologie și medicină, deoarece chimia celor mai importante elemente d pentru metabolism este descrisă în mare măsură de legăturile de coordonare.

Pic. 5.

De regulă, într-un compus complex, un atom de metal acționează ca un acceptor de pereche de electroni; dimpotrivă, în legăturile ionice și covalente, atomul de metal este donor de electroni.

Esența legăturii covalente și varietatea acesteia - legătura de coordonare - poate fi clarificată cu ajutorul unei alte teorii a acizilor și bazelor, propusă de GN. Lewis. El a extins oarecum conceptul semantic al termenilor „acid” și „bază” conform teoriei Bronsted-Lowry. Teoria Lewis explică natura formării ionilor complecși și participarea substanțelor la reacțiile de substituție nucleofilă, adică la formarea CS.

Potrivit lui Lewis, un acid este o substanță capabilă să formeze o legătură covalentă prin acceptarea unei perechi de electroni dintr-o bază. O bază Lewis este o substanță care are o pereche singură de electroni, care, donând electroni, formează o legătură covalentă cu acidul Lewis.

Adică, teoria Lewis extinde gama reacțiilor acido-bazice și la reacții în care protonii nu participă deloc. În plus, protonul însuși, conform acestei teorii, este și un acid, deoarece este capabil să accepte o pereche de electroni.

Prin urmare, conform acestei teorii, cationii sunt acizi Lewis și anionii sunt baze Lewis. Următoarele reacții sunt exemple:

S-a remarcat mai sus că subdiviziunea substanțelor în ionice și covalente este relativă, deoarece nu există un transfer complet al unui electron de la atomii de metal la atomii acceptori din moleculele covalente. În compușii cu o legătură ionică, fiecare ion se află în câmpul electric al ionilor de semn opus, deci sunt polarizați reciproc, iar învelișurile lor sunt deformate.

Polarizabilitate determinat de structura electronică, sarcina și dimensiunea ionului; este mai mare pentru anioni decât pentru cationi. Cea mai mare polarizabilitate dintre cationi este pentru cationii cu sarcină mai mare și dimensiuni mai mici, de exemplu, pentru Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Are un puternic efect de polarizare H+ . Deoarece efectul polarizării ionilor este bifax, schimbă semnificativ proprietățile compușilor pe care îi formează.

Al treilea tip de conexiune -dipol-dipol conexiune

Pe lângă tipurile de comunicare enumerate, există și dipol-dipol intermolecular interacțiuni, cunoscute și ca van der Waals .

Puterea acestor interacțiuni depinde de natura moleculelor.

Există trei tipuri de interacțiuni: dipol permanent - dipol permanent ( dipol-dipol atracţie); dipol permanent - dipol indus ( inducţie atracţie); dipol instantaneu - dipol indus ( dispersie atracție sau forțe londoneze; orez. 6).

Orez. 6.

Doar moleculele cu legături covalente polare au un moment dipol-dipol ( HCI, NH3, S02, H20, C6H5CI), iar puterea de legătură este 1-2 la revedere(1D \u003d 3,338 × 10 -30 metri coulomb - C × m).

În biochimie, se distinge un alt tip de legătură - hidrogen conexiune, care este un caz limitativ dipol-dipol atracţie. Această legătură se formează prin atracția dintre un atom de hidrogen și un mic atom electronegativ, cel mai adesea oxigen, fluor și azot. Cu atomi mari care au o electronegativitate similară (de exemplu, cu clor și sulf), legătura de hidrogen este mult mai slabă. Atomul de hidrogen se distinge printr-o caracteristică esențială: atunci când electronii de legare sunt îndepărtați, nucleul său - protonul - este expus și încetează să fie ecranat de electroni.

Prin urmare, atomul se transformă într-un dipol mare.

O legătură de hidrogen, spre deosebire de o legătură van der Waals, se formează nu numai în timpul interacțiunilor intermoleculare, ci și în cadrul unei molecule - intramolecular legătură de hidrogen. Legăturile de hidrogen joacă un rol important în biochimie, de exemplu, pentru stabilizarea structurii proteinelor sub formă de a-helix, sau pentru formarea unei duble helix ADN (Fig. 7).

Fig.7.

Legăturile de hidrogen și van der Waals sunt mult mai slabe decât legăturile ionice, covalente și de coordonare. Energia legăturilor intermoleculare este indicată în tabel. unu.

Tabelul 1. Energia forțelor intermoleculare

Notă: Gradul de interacțiuni intermoleculare reflectă entalpia de topire și evaporare (fierbere). Compușii ionici necesită mult mai multă energie pentru a separa ionii decât pentru a separa molecule. Entalpiile de topire ale compuşilor ionici sunt mult mai mari decât cele ale compuşilor moleculari.

Al patrulea tip de conexiune -legatura metalica

În cele din urmă, există un alt tip de legături intermoleculare - metal: conexiunea ionilor pozitivi ai rețelei de metale cu electronii liberi. Acest tip de conexiune nu apare la obiectele biologice.

Dintr-o scurtă trecere în revistă a tipurilor de legături, reiese un detaliu: un parametru important al unui atom sau ion al unui metal - un donor de electroni, precum și un atom - un acceptor de electroni este marimea.

Fără a intra în detalii, observăm că razele covalente ale atomilor, razele ionice ale metalelor și razele van der Waals ale moleculelor care interacționează cresc pe măsură ce numărul lor atomic în grupurile sistemului periodic crește. În acest caz, valorile razelor ionice sunt cele mai mici, iar razele van der Waals sunt cele mai mari. De regulă, la deplasarea în jos a grupului, razele tuturor elementelor cresc, atât covalente, cât și van der Waals.

Cele mai importante pentru biologi și medici sunt coordonare(donator-acceptator) legături considerate de chimia coordonării.

Bioanorganice medicale. G.K. Barașkov

O legătură chimică este interacțiunea atomilor, care determină stabilitatea unei particule chimice sau a unui cristal în ansamblu.
Natura unei legături chimice este atracția electrostatică a particulelor încărcate opus (cationi și anioni, nuclei atomici și perechi de electroni, cationi și electroni metalici).
În funcție de mecanismul de formare, există:
a) legătură ionică - o legătură între un cation metalic și un anion nemetal. Astfel, legătura de tip ionic apare în substanțele formate din atomi de metale puternice și nemetale puternice. În același timp, atomii de metal donează electroni de la nivelul de energie extern (uneori de la nivelul pre-extern) și se transformă în ioni încărcați pozitiv (cationi), iar atomii nemetalici acceptă electroni la nivelul de energie extern și se transformă în ioni încărcați negativ. (anioni) (exemple de substanțe: oxizi ai metalelor tipice K2O, CaO, MgO, baze KOH, Ca(OH)2, săruri NaNO3, CaSO4).
b) o legătură covalentă - o legătură între atomi de nemetale. O legătură covalentă apare din cauza formării perechilor de electroni comuni din electroni nepereche ai nivelului de energie externă al fiecărui atom nemetal (calculat conform formulei 8 - numărul de grup al elementului). Numărul de legături dintr-un compus este egal cu numărul de perechi de electroni partajați. Dacă compusul este format din atomi ai unui element chimic - nemetale, atunci legătura se numește covalentă nepolară (exemple: N2, Cl2, O2, H2). O legătură covalentă nepolară există în substanțele nemetalice simple. Dacă compusul este format din atomi de diferite elemente nemetalice, atunci legătura se numește polară covalentă, deoarece în acest caz, perechile de electroni comuni se deplasează către elementul cu electronegativitate mai mare și pe elemente apar sarcini parțial pozitive și parțial negative (exemple de substanțe: HCl, NO, CCl4, H2SO4). O legătură polară covalentă există în substanțele complexe formate din atomi nemetalici.
Valenta - capacitatea atomilor elementelor chimice de a forma legaturi chimice. Numeric, valența coincide cu numărul de legături chimice pe care le formează atomii unui element chimic dat cu atomii altui element chimic. Cea mai mare valență coincide cu numărul de grup al elementului (excepții: oxigen (II) și azot (IV)).
c) o legătură metalică - o legătură între atomii-ionii metalelor și electronii socializați. O legătură metalică apare ca urmare a faptului că atomii de metal donează toți electronii de la nivelul de energie extern în spațiul interatomic comun și se transformă în ioni încărcați pozitiv (cationi). Electronii socializați se mișcă liber în spațiul interatomic și leagă toți cationii într-un singur întreg datorită atracției electrostatice. O legătură metalică se observă în substanțele simple-metale sau în aliajele metalice (exemple de substanțe: Al, Fe, Cu, bronz, alamă).

.

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 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, este denumită fie o legătură polară ionică, fie covalentă.

Legătură ionică.

O legătură ionică se formează prin interacțiunea atomilor care diferă brusc unul de celălalt în 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).

Legătură covalentă nepolară.

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. atunci 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.

legătură polară covalentă.

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 electronii 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 devin mai puternice și, prin urmare, densitatea „ambalajului” 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 a ADN-ului, adică fenomenul de complementaritate.

legătură chimică

Nu există atomi unici în natură. Toate acestea sunt în compoziția compușilor simpli și complecși, unde combinarea lor în molecule este asigurată de formarea de legături chimice între ele.

Formarea legăturilor chimice între atomi este un proces natural, spontan, deoarece în acest caz energia sistemului molecular scade, adică. energia sistemului molecular este mai mică decât energia totală a atomilor izolați. Aceasta este forța motrice din spatele formării unei legături chimice.

Natura legăturilor chimice este electrostatică, deoarece Atomii sunt o colecție de particule încărcate, între care acționează forțele de atracție și de repulsie, care intră în echilibru.

Electronii nepereche aflați în orbitalii atomici externi (sau perechile de electroni gata făcute) - electroni de valență - participă la formarea legăturilor.Ei spun că atunci când se formează legături, norii de electroni se suprapun, rezultând o zonă între nucleele atomilor în care probabilitatea de a găsi electroni ai ambilor atomi este maximă.

s, p - elemente	d - elemente
Electronii de valență sunt nivelul exterior De exemplu, H +1) 1 e 1s 1 1 electron de valență O+8) 2e) 6 e 1s 2 2s 2 2p 4 Nivelul exterior nu a fost finalizat - 6 electroni de valență	Electronii de valență sunt nivelul exterior șid sunt electroni de nivel preextern de exemplu , Cr +24) 2e) 8e) 8e+ 5e )1e 6 electroni de valență (5e + 1e)

legătură chimică - aceasta este interacțiunea atomilor, realizată prin schimbul de electroni.

Când se formează o legătură chimică, atomii tind să dobândească o înveliș exterioară stabilă de opt electroni (sau doi electroni - H, He), corespunzătoare structurii celui mai apropiat atom de gaz inert, adică. completează-ți nivelul exterior.

Clasificarea legăturilor chimice.

1. După mecanismul formării legăturilor chimice.

A) schimb valutar când ambii atomi care formează o legătură furnizează electroni nepereche pentru aceasta.

De exemplu, formarea moleculelor de hidrogen H 2 și clor Cl 2:

b) donator-acceptator , când unul dintre atomi oferă o pereche de electroni gata (donator) pentru a forma o legătură, iar al doilea atom oferă un orbital liber gol.

De exemplu, formarea unui ion de amoniu (NH 4) + (particulă încărcată):

2. După modul în care se suprapun orbitalii electronilor.

A) σ - conexiune (sigma), când maximul de suprapunere se află pe linia care leagă centrele atomilor.

De exemplu,

H 2 σ (s-s)

CI2 σ(p-p)

HClσ(s-p)

b) π - conexiuni (pi), dacă maximul de suprapunere nu se află pe linia care leagă centrele atomilor.

3. Conform metodei de realizare a învelișului de electroni finalizat.

Fiecare atom tinde să-și completeze învelișul exterior de electroni și pot exista mai multe modalități de a obține o astfel de stare.

Semn de comparație	covalent		ionic	metal
	nepolar	polar
Cum se realizează învelișul de electroni complet?	Socializarea electronilor	Socializarea electronilor	Transferul complet de electroni, formarea de ioni (particule încărcate).	Socializarea electronilor de către toți atomii din crist. zăbrele
Ce atomi sunt implicați?	nemeth - nemeth EO = EO	1) Nemeth-Nemeth 1 2) Meth-Nemeth EO < ЭО	metanfetamina+ [amorțit] - EO << EO	Locurile conțin atomi de metal cationic. Comunicarea este realizată de electroni care se mișcă liber în spațiul interstițial.
∆c = EO 1 - EO 2		< 1,7	> 1,7
Exemple	substanțele simple sunt nemetale.