Legătura P există în molecule. Legătură chimică. Formarea legăturii sigma și a legăturii pi

Natura legăturii chimice. Interpretarea mecanică cuantică a mecanismului de formare a legăturilor chimice.

Tipuri de legături: covalente, ionice, de coordonare (donator-acceptor), metalice, hidrogen.

Caracteristicile legăturii: energia și lungimea legăturii, directivitatea, saturația, momentele dipolului electric, sarcinile efective ale atomilor, gradul de ionicitate.

Metoda legăturilor de valență (VS). Legături sigma și pi. Tipuri de hibridizare a orbitalilor atomici și geometria moleculelor. perechi de electroni neîmpărțiți de molecule.

Metoda orbitalilor moleculari (MO) și caracteristicile funcției de undă utilizate în ea. Legarea și slăbirea orbitalilor moleculari. Principiile umplerii lor cu electroni, ordinea și energia legăturilor. Legături în moleculele homonucleare biatomice.

Proprietățile legăturilor chimice în stare solidă a materiei. Proprietățile cristalelor ionice. Legătura metalică și structura cristalelor metalice. Proprietăți specifice ale metalelor. Cristale moleculare și proprietățile lor.

Aplicarea teoriei legăturii chimice în chimie și biologie. Energia legăturilor covalente și energia reacțiilor chimice. Predicția geometriei moleculelor. Flexibilitatea biomoleculelor ca rezultat al rotației libere în jurul legăturilor S. Interacțiunea biomoleculelor cu apa ca urmare a formării legăturilor de hidrogen și a interacțiunii dipolilor de apă cu atomii care au sarcini semnificative.

Opțiunea 1

1. Ce legătură se numește ionică? Arătați mecanismul formării unei legături ionice folosind exemplul formării fluorurii de potasiu. Este posibil să vorbim despre molecula CI pentru starea solidă a materiei?

2. Care dintre următoarele molecule are o legătură p? CH4; N2; BeCl2; CO2. Susține-ți răspunsul cu formule grafice.

3. Care este mecanismul valenței variabile a elementelor? De ce sulful prezintă o valență variabilă, oxigenul nu este întotdeauna mai mult decât divalent?

4. Desemnați tipul de hibridizare a orbitalilor în moleculele CH 4 , MgCl 2 , BF 3 .

Opțiunea 2

1. Care este particularitatea unei legături covalente tipice? Arătați mecanismul pentru apariția acestei conexiuni într-o formă schematică generalizată.

2. Dintre compușii enumerați mai jos, scrieți în două coloane moleculele cu legături simple și multiple. Cele în care există o legătură π, subliniază.

C2H4, NH3, N2, CC14, S02, H20.

3. Cum afectează natura legăturii chimice a atomilor proprietățile substanțelor (capacitatea de a se disocia, t etc.)?

4. Desenați o imagine a procesului de hibridizare Sp 2. Dați un exemplu al moleculei corespunzătoare și indicați geometria acesteia.

Opțiunea 3

1. Cum se modifică rezerva de energie a moleculelor în comparație cu rezerva de energie a atomilor disparați? Care moleculă este mai puternică: H 2 (E CB = 431,8 kJ) sau N 2 (E CB = 945 kJ)?

2. Ce determină valoarea covalenței unui element? Dați formulele grafice ale moleculelor N 2, NH 3, NO și determinați covalența azotului în fiecare dintre ele.

3. Ce se numește hibridizarea orbitalilor? Desenați un orbital hibrid și explicați de ce legăturile hibride formează o legătură mai puternică decât cele nehibride.

4. Fă o descriere generală a substanțelor cristaline și numește tipurile de rețele cristaline.

Opțiunea 4

1. Enumerați principalele tipuri de legături chimice și dați un exemplu de compuși chimici corespunzători acestor tipuri de legături.

2. Desenați două moduri posibile de suprapunere a norilor de electroni p.

3. Cum se numește lungimea dipolului și momentul de dipol al moleculei? Ce determină mărimea momentului dipol?

4. Din moleculele enumerate mai jos, notează-le pe acelea în care există orbitali sp-hibrizi și indica geometria acestora.

BeCI2, BC13, H20, C2H2.

Opțiunea 5

1. Care este particularitatea legăturii donor-acceptor? Arată-i mecanismul într-o formă schematică generalizată și cu un exemplu.

2. Ce determină valoarea covalenței unui atom într-o moleculă? Are covalența vreun semn? Determinați covalența sulfului în molecula de H 2 S și ion folosind formulele lor grafice.

3. Câte legături σ- și π sunt în molecula N+, ion?

4. De ce molecula de CaCl 2 (în vapori) are o formă liniară, molecula BCl 3 este triunghiulară - plată, iar molecula CCl 4 - tetraedrică?

Opțiunea 6

1. Care este natura fizică a unei legături covalente tipice în conformitate cu conceptele mecanicii ondulatorii? Care ar trebui să fie spinurile electronilor atomilor care interacționează, astfel încât aceștia să poată intra într-o interacțiune chimică între ei?

2. Cum explică teoria modernă a legăturii chimice valența variabilă a elementelor? Dă un exemplu.

3. Explicați folosind formule grafice? de ce, în prezența legăturilor polare în moleculele de CO 2 și SO 2, una dintre ele este nepolară, iar cealaltă este polară.

4. Notaţi compuşii chimici la formarea cărora participă orbitalii hibrizi Sp 2 C 2 H 4; CH4; BCI3; C2H2.

Opțiunea 7

1. În ce cazuri și cum are loc o legătură de hidrogen? Dă exemple.

2. Scrieți cele din moleculele de mai jos, în care există o legătură covalentă tipică între atomii de PCl 3; N2; K2S; SO3. Dați-le formulele grafice.

3. Ce principii și reguli guvernează umplerea orbitalilor atât atomici, cât și moleculari? Cum se determină numărul de legături chimice dintr-o moleculă prin metoda MO?

4. Care dintre următoarele molecule au formă unghiulară? C02, S02, H20.

Opțiunea 8

1. Care sunt caracteristicile unei legături metalice?

2. Câți electroni inactiv au atomii de Al și Se în starea fundamentală? Ce proces determină posibilitatea creșterii covalenței acestor elemente la o valoare corespunzătoare numărului grupului lor în sistemul lui D. I. Mendeleev?

3. În care dintre moleculele date nu se potrivesc valorile absolute, stările de oxidare și covalența elementelor subliniate?

N2, H2, NH3, C2H2.

Justificați-vă răspunsul cu formule grafice.

4. Schiţaţi procesul Sp 3 -hibridarea orbitalilor. Dați un exemplu de moleculă în care are loc acest tip de hibridizare.

Opțiunea 9

1. Pentru care dintre următoarele molecule sunt posibile legături de hidrogen intermoleculare și de ce? CaH2, H20, HF2, CH4.

2. Ce determină gradul de polarizare a legăturii dintre atomi dintr-o moleculă și care este caracteristica cantitativă a acesteia?

3. Câte legături σ- și π sunt într-o moleculă de CO 2? Ce tip de hibridizare a orbitalilor atomilor de carbon este aici?

4. Care dintre substanțele enumerate au rețele cristaline moleculare și care ionice în stare solidă?

NaJ, H20, K2S04, C02, J2.

Opțiunea 10

1. Desenați structura moleculelor de H 2 , N 2 și NH 3 folosind metoda schemelor de valență (VS). Care este tipul de legătură între atomii acestor molecule? Care dintre molecule are legături π?

2. După tipul de legătură chimică, stabiliți care dintre următoarele substanțe a) are cea mai mare capacitate de disociere; b) punctul cel mai scăzut de topire; c) cel mai ridicat punct de fierbere. HF; Cl2.

3. Care este direcția legăturii covalente? Folosind exemplul structurii unei molecule de apă, arată cum direcția legăturii afectează geometria moleculei.

4. În care dintre moleculele enumerate unghiurile de legătură dintre atomi sunt de 180°?. Ce tip de hibridizare orbitală explică acest lucru?

CH4, BF3, MgCI2, C2H2.

Opțiunea 11

1. Ce electroni: pereche sau inactiv - determină numărul posibil de legături tipic covalente ale unui atom într-o stare energetică dată? Ca exemplu, luați în considerare atomul de sulf.

2. Cum diferă legăturile σ și π una de cealaltă? Pot orbitalii hibrizi să formeze o legătură π? Comparați puterea legăturilor π și σ.

3. Desenați o diagramă a hibridizării Sp a orbitalilor și scrieți-le pe cele ale moleculelor date care au acest tip de hibridizare.

BeCI2, CH4, AlF3, C2H2.

4. Oferiți o descriere generală a trăsăturilor corpurilor amorfe.

Opțiunea 12

1. Care este diferența dintre legăturile covalente-nepolare și covalent-polare? Explicați cu exemple când apar.

2. Precizați tipurile de legături în următorii compuși și ioni:

CsF, 2+, CI2, S03.

3. Câți orbitali hibrizi se formează în timpul hibridizării Sp 3? Care este geometria moleculei CH 4 în care are loc acest tip de hibridizare?

4. Ce tipuri de interacțiuni intermoleculare sunt cunoscute?

Opțiunea 13

1. În funcție de valorile electronegativității atomilor de sulf, clor și sodiu, determinați care dintre ei formează o legătură ionică între ei și care formează o legătură covalentă.

2. Redesenați tabelul și completați-l pentru atomii subliniați.

3. De ce fosforul poate forma compuși PCl 3 și PCl 5 și NCl 3 numai cu azot? La ce atom este deplasată perechea de electroni în toate aceste molecule?

4. Care dintre următoarele molecule au forma unui tetraedru și de ce?

Opțiunea 14

1. Ce determină valoarea electrovalenței unui element în compușii ionici? Desemnați electrovalența în compușii K 2 S, MgCl 2, AlCl 3. Se potrivește cu starea de oxidare?

2. Care este diferența dintre metoda orbitalilor moleculari (MO) și metoda legăturilor de valență (BC)? Dați schemele de formare a unei molecule de hidrogen prin metoda VS și metoda MO.

3. Ce tipuri de legături există în molecula de NH 4 Cl? Arată-le pe schema electronică a structurii moleculei.

4. Indicați tipurile de hibridizare a orbitalilor și geometria moleculelor BeF 2 , СH 4 , BCl 3 .

legătură covalentă. Structura moleculei de apă

Sarcina 61.
Ce legătură chimică se numește legătură covalentă? Cum se poate explica direcția unei legături covalente? Cum explică metoda legăturilor de valență (BC) structura moleculei de apă?
Decizie:
Comunicarea realizată datorită formării perechilor de electroni, aparținând în mod egal ambilor atomi se numește nepolar covalent. Legăturile covalente sunt orientate în spațiu într-un anumit fel, adică au o direcție. Motivul pentru care moleculele pot avea o structură liniară plană sau o altă structură este că atomii folosesc diferiți orbitali și numere diferite ale acestora pentru a forma legături. Moleculele care au un moment dipol nu sunt liniare, în timp ce moleculele care nu au un moment dipol sunt liniare.

Molecula de apă H 2 O are un moment dipol, ceea ce înseamnă că are o structură neliniară. Un atom de oxigen și doi atomi de hidrogen participă la formarea legăturilor dintre atomii de oxigen și hidrogen. Oxigenul este atomul neutru din molecula de apă și are patru perechi de electroni, două perechi singure și două în comun, care sunt formate dintr-un electron s și un electron p de oxigen. O astfel de moleculă are o structură tetraedrică în centrul tetraedrului există un atom de oxigen, iar la colțurile tetraedrului sunt doi atomi de hidrogen și două perechi de electroni de oxigen. Într-o astfel de moleculă, unghiul dintre legături ar trebui să fie egal cu 109,5 0 . Dacă molecula de apă ar fi plată, atunci unghiul HOH ar trebui să fie 90 0 . Dar analiza de difracție cu raze X a moleculelor de apă arată că unghiul HOH este de 104,5 0 . Aceasta explică faptul că molecula de apă nu are o formă liniară, ci are forma unui tetraedru distorsionat. Acest lucru se explică prin faptul că atomul de oxigen suferă hibridizare sp 3, când un orbital s și trei orbitali p ai atomului de oxigen se hibridizează, formând patru orbitali hibrid sp 3 echivalenți. Din cei patru orbitali hibrizi sp 3, doi sunt ocupați de orbitalii s ai atomului de hidrogen. Diferența dintre valorile unghiului de legătură și unghiul tetraedric se explică prin faptul că repulsia între perechile de electroni singuri este mai mare decât între cele de legătură.

Legătură covalentă polară

Sarcina 62.
Ce legătură covalentă se numește polară? Care este măsura cantitativă a polarității unei legături covalente? Pe baza valorilor de electronegativitate ale atomilor elementelor corespondente, determinați care dintre legăturile: HCl, ICl, BrF este cea mai polară.
Decizie:
O legătură covalentă formată din diferiți atomi se numește legătură polară. De exemplu, H - CI; centrul de greutate al unei sarcini negative (asociat cu electroni) nu coincide cu centrul de greutate al unei sarcini pozitive (asociat cu sarcina nucleului atomic). Densitatea de electroni a electronilor comuni este deplasată la unul dintre atomi, care are o valoare mai mare a electronegativității, într-o măsură mai mare. În H:Cl, perechea de electroni partajată este orientată către atomul de clor cel mai electronegativ. Polaritatea legăturii este cuantificată prin momentul dipol (), care este produsul lungimii dipolului (l) - distanța dintre două sarcini egale și opuse +g și -g cu valoarea absolută a sarcinii: = lg. Momentele dipolare HCI, HBr, HI sunt egale cu 1,04, respectiv; 0,79; 0,38 D. Momentele dipolare ale moleculelor sunt de obicei măsurate în debyes (D)*: 1D = 3,33 . 10 -30 C . m.

Momentul dipol este o mărime vectorială și este direcționat de-a lungul axei dipolului de la o sarcină negativă la una pozitivă. Momentul dipol al legăturii oferă informații valoroase despre comportamentul moleculei în ansamblu. Alături de momentul dipol, o caracteristică numită electronegativitatea elementului (EO) este utilizată pentru a evalua gradul de polaritate al legăturii. EO este capacitatea unui atom de a atrage la sine electronii de valență ai altor atomi. Valorile elementelor EO sunt date în scale speciale (tabele).

Valorile EO ale hidrogenului, clorului, bromului, iodului, respectiv fluorului sunt: ​​2,1; 3,0; 2,8; 2,5; 4.0. Pe baza valorilor elementelor EO din compuși

cea mai polară legătură din molecula BrF, deoarece diferența de electronegativitate dintre fluor și brom este cea mai mare - 1,2 (4,0 - 2,8 = 1,2) decât cea a HCl și ICl.

Legătura donor-acceptor

Sarcina 63.
Ce metodă de formare a legăturilor covalente se numește donor-acceptor? Ce legături chimice sunt prezente în ionii NH 4+ și BF 4-? Specificați donatorul și acceptorul.
Decizie:

O legătură donor-acceptor este o legătură covalentă în care doar unul dintre atomii care participă la legătură oferă o pereche comună de electroni. În acest caz, unul dintre atomi este un donator - un furnizor al unei perechi de electroni, iar celălalt este un acceptor - un furnizor al unui orbital cuantic liber.

Cationul de amoniu NH4+ este format prin mecanismul donor-acceptor:

Are forma unui tetraedru regulat:

În ionul de amoniu, fiecare atom de hidrogen este legat de atomul de azot printr-o pereche de electroni comună, dintre care unul este realizat prin mecanismul donor-acceptor. Este important de menționat că legăturile H - N formate prin diferite mecanisme nu au nicio diferență, adică toate sunt echivalente. Donatorul este un atom de azot, iar acceptorul este un atom de hidrogen.

Ionul BF 4- este format din BF 3 și ionul F-. Acest ion se formează datorită faptului că perechea de electroni neîmpărtășită a ionului F- este „înglobată” în învelișul de valență al atomului de bor al moleculei BF3 legată covalent:

În ionul BF 4, ionul de fluor este donorul, iar atomul de bor al moleculei BF 3 este acceptorul.

Legătura donor-acceptor în formulele structurale este reprezentată de o săgeată care este îndreptată de la donor la acceptor.

Metoda legăturii de valență (BC)

Sarcina 64.
Cum explică metoda legăturilor de valență (BC) structura liniară a moleculei de BeCl 2 și CH 4 tetraedric?
Decizie

a) Reprezentările metodei legăturilor de valență fac posibilă explicarea geometriei multor molecule. Astfel, molecula BeCl2 este formată dintr-un atom de beriliu și doi atomi de clor. Un atom de beriliu excitat are un electron s și un electron p. Când se formează BeCl 2, apar două legături covalente. Una dintre ele ar trebui să fie o legătură s - p formată din cauza suprapunerii norii s al atomului de beriliu și a norii p a atomului de clor, celălalt (legatură p - p) datorită suprapunerii atomului de p- nor al atomului de beriliu și norul p al atomului de clor.

Legătura p - p și s - p pot fi situate într-un unghi unul față de celălalt, adică molecula BeCl 2 trebuie să fie unghiulară, dar este stabilit cu precizie că molecula BeCl 2 are o structură liniară, iar ambele legături sunt egale ca energie si lungime. Conceptul de hibridizare a orbitalilor atomici este folosit pentru a explica geometria moleculei BeCl 2. Esența conceptului de orbitali atomici este că orbitalii atomici pot fi modificați geometric și amestecați unul cu celălalt în așa fel încât să asigure cea mai mare suprapunere cu orbitele altor atomi și, prin urmare, cel mai mare câștig de energie. Acest lucru se realizează dacă, în loc de orbitali cu forme și energii diferite, apar orbitali hibrizi de aceeași formă și energie, care sunt combinații liniare ale orbitalilor atomici originali. Deci, în atomul Be, orbitalul s și orbitalul p interacționează, energiile lor sunt aliniate și se formează doi orbitali sp-hibrizi identici. Cei doi nori de electroni sp-hibrizi generați au aceeași energie și o formă asimetrică, ceea ce asigură o suprapunere mai mare cu norii de electroni p ai atomului de clor decât se suprapun cu norii s și p puri nehibriziți. Doi nori sp hibrizi sunt localizați unul față de celălalt și nucleul atomic la un unghi de 180 0:

Orez. 1. Molecula triatomică BeCl 2

Ca rezultat al acestui aranjament de nori hibrizi, molecula BeCl 2 are o structură liniară.

b) Molecula CH 4 este formată dintr-un atom de carbon și patru atomi de hidrogen, între care există patru legături covalente. Un atom de carbon excitat are patru electroni nepereche, unul în orbitalul s și trei în orbitalii p:

Umplerea nivelului de energie externă al atomului de carbon în starea fundamentală:

Umplerea nivelului de energie externă al atomului de carbon într-o stare excitată:

Dintre cele patru legături din molecula CH 4, ar trebui să existe una s - s și trei s - p legături formate din cauza suprapunerii orbitalilor atomului de carbon cu orbitalul s al atomilor de hidrogen. Ca urmare a acestei suprapuneri, ar trebui să se formeze o legătură s - s, diferită de cele trei legături s - p de lungime și energie și situată la un unghi de aproximativ 125 0 față de oricare dintre ele. Cu toate acestea, este stabilit cu precizie că molecula CH 4 are forma unui tetraedru cu un unghi între legături de 109,5 0, iar toate legăturile sunt echivalente ca lungime și energie. Structura tetraedrică a moleculei CH4 poate fi explicată prin hibridizarea sp3. Atomul de carbon conține patru orbitali hibrizi sp 3, rezultați dintr-o combinație liniară a unui orbital s și trei orbitali p. Patru orbitali sp3-hibrizi sunt situati unul fata de celalalt la un unghi de 109,5 0 . Ele sunt îndreptate către vârfurile tetraedrului, în centrul căruia se află nucleul atomului de carbon (Fig. 2.).

Orez. 2. Schema structurii moleculei CH4;
Metan, nu există perechi de electroni fără legături.

Astfel, în molecula CH4 se formează patru legături chimice echivalente datorită suprapunerii orbitalilor sp3-hibrizi ai atomului de carbon cu orbitalii s ai atomilor de carbon.

Formarea legăturii sigma și a legăturii pi

Sarcina 65.
Care legătură covalentă se numește legătură -și care legătură -? Explicați structura moleculei de azot ca exemplu.
Decizie:
O legătură formată prin suprapunerea de-a lungul unei linii care leagă doi atomi se numește -legatura (orice legatura simpla) sau „Daca suprapunerea orbitalilor atomici are loc pe axa internucleara, atunci se formeaza o legatura sigma (-conexiune). O legătură sigma este formată prin suprapunerea a doi orbitali s (legatură s-s), unul s- și unul p-orbital (legatura s-p), doi orbitali p (legatura p-p), unul s- și unul d -orbital (s-d legătură), un orbital p și unul d (legatură p - d).

Opțiuni pentru suprapunerea orbitalilor atomici care duc la formare

162774 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 puternic 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 în mare măsură descrisă 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 bidirecțional, acesta modifică 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 α-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

Cea mai mică particulă a unei substanțe este o moleculă formată ca urmare a interacțiunii atomilor între care există legături chimice sau o legătură chimică. Doctrina legăturii chimice stă la baza chimiei teoretice. O legătură chimică are loc atunci când doi (uneori mai mulți) atomi interacționează. Formarea legăturilor are loc odată cu eliberarea de energie.

O legătură chimică este o interacțiune care leagă atomi individuali în molecule, ioni, cristale.

Legătura chimică este în mod inerent una: este de origine electrostatică. Dar în diverși compuși chimici, legătura chimică este de diferite tipuri; Cele mai importante tipuri de legături chimice sunt covalente (nepolare, polare), ionice și metalice. Varietăți ale acestor tipuri de legături sunt donor-acceptor, hidrogen etc. O legătură metalică ia naștere între atomii de metal.

O legătură chimică realizată prin formarea unei perechi comune sau în comun sau a mai multor perechi de electroni se numește covalentă. La formarea unei perechi comune de electroni, fiecare atom contribuie cu un electron, adică. participă „în părți egale” (Lewis, 1916). Mai jos sunt scheme pentru formarea de legături chimice în moleculele H2, F2, NH3 și CH4. Electronii aparținând diferiților atomi sunt desemnați prin simboluri diferite.

Ca rezultat al formării legăturilor chimice, fiecare dintre atomii din moleculă are o configurație stabilă de doi și opt electroni.

Când apare o legătură covalentă, norii de electroni ai atomilor se suprapun cu formarea unui nor de electroni moleculari, însoțit de un câștig de energie. Norul de electroni moleculari este situat între centrele ambelor nuclee și are o densitate de electroni crescută în comparație cu densitatea norului de electroni atomici.

Implementarea unei legături covalente este posibilă numai în cazul spinurilor antiparalele ale electronilor nepereche aparținând unor atomi diferiți. Cu spinurile paralele ale electronilor, atomii nu se atrag, ci se resping: nu are loc o legătură covalentă. Metoda de descriere a unei legături chimice, a cărei formare este asociată cu o pereche de electroni comună, se numește metoda legăturilor de valență (MVS).

Fundamentele AIM

O legătură chimică covalentă este formată din doi electroni cu spini direcționați opus, iar această pereche de electroni aparține la doi atomi.

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

Când se scriu formule structurale, perechile de electroni care provoacă legătura sunt adesea descrise ca liniuțe (în loc de puncte reprezentând electroni socializați).

Caracteristica energetică a unei legături chimice este importantă. Când se formează o legătură chimică, energia totală a sistemului (moleculei) este mai mică decât energia părților sale constitutive (atomi), adică. EAB<ЕА+ЕB.

Valenta este proprietatea unui atom al unui element chimic de a atasa sau de a inlocui un anumit numar de atomi ai altui element. Din acest punct de vedere, valența unui atom este cel mai ușor de determinat prin numărul de atomi de hidrogen care formează legături chimice cu acesta, sau după numărul de atomi de hidrogen care sunt înlocuiți cu un atom al acestui element.

Odată cu dezvoltarea conceptelor de mecanică cuantică a atomului, valența a început să fie determinată de numărul de electroni nepereche implicați în formarea legăturilor chimice. Pe lângă electronii nepereche, valența unui atom depinde și de numărul de orbitali goli și complet umpluți ai stratului de electroni de valență.

Energia de legare este energia eliberată atunci când o moleculă se formează din atomi. Energia de legare este de obicei exprimată în kJ/mol (sau kcal/mol). Aceasta este una dintre cele mai importante caracteristici ale unei legături chimice. Un sistem care conține mai puțină energie este mai stabil. Se știe, de exemplu, că atomii de hidrogen tind să se combine într-o moleculă. Aceasta înseamnă că un sistem format din molecule de H2 conține mai puțină energie decât un sistem format din același număr de atomi de H, dar nu combinați în molecule.

Orez. 2.1 Dependenţa energiei potenţiale E a unui sistem de doi atomi de hidrogen de distanţa internucleară r: 1 - în timpul formării unei legături chimice; 2 - fără formarea sa.

Figura 2.1 prezintă o curbă de energie caracteristică atomilor de hidrogen care interacționează. Apropierea atomilor este însoțită de eliberarea de energie, care va fi cu atât mai mare, cu cât norii de electroni se suprapun mai mult. Cu toate acestea, în condiții normale, din cauza repulsiei coulombiane, este imposibil să se realizeze fuziunea nucleelor ​​a doi atomi. Aceasta înseamnă că la o anumită distanță, în loc să atragă atomii, aceștia vor respinge. Astfel, distanța dintre atomi r0, care corespunde minimului de pe curba energiei, va corespunde lungimii legăturii chimice (curba 1). Dacă spinurile electronilor atomilor de hidrogen care interacționează sunt aceleași, atunci ei vor respinge (curba 2). Energia de legare pentru diferiți atomi variază între 170-420 kJ/mol (40-100 kcal/mol).

Procesul de tranziție a unui electron la un subnivel sau nivel de energie mai înalt (adică procesul de excitare sau depășire, care a fost menționat mai devreme) necesită cheltuirea energiei. Când se formează o legătură chimică, se eliberează energie. Pentru ca legătura chimică să fie stabilă, este necesar ca creșterea energiei atomului datorată excitației să fie mai mică decât energia legăturii chimice formate. Cu alte cuvinte, este necesar ca energia cheltuită pentru excitarea atomilor să fie compensată prin eliberarea de energie datorită formării unei legături.

O legătură chimică, pe lângă energia de legătură, se caracterizează prin lungime, multiplicitate și polaritate. Pentru o moleculă formată din mai mult de doi atomi, unghiurile dintre legături și polaritatea moleculei în ansamblu sunt semnificative.

Multiplicitatea legăturilor este determinată de numărul de perechi de electroni care leagă doi atomi. Deci, în etan, H3C–CH3, legătura dintre atomii de carbon este simplă, în etilenă, H2C=CH2, este dublă, iar în acetilenă, HCºC, este triplă. Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor crește, energia de legare crește: energia legăturii C–C este de 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol și CºC - 833 kJ/mol.

Legătura chimică dintre atomi se datorează suprapunerii norilor de electroni. Dacă suprapunerea are loc de-a lungul liniei care leagă nucleele atomilor, atunci o astfel de legătură se numește legătură sigma (legatura σ). Poate fi format din doi electroni s, electroni s și p, doi electroni px, electroni s și d (de exemplu

):

O legătură chimică realizată de o pereche de electroni se numește legătură simplă. O legătură simplă este întotdeauna o legătură σ. Orbitalii de tip s pot forma numai legături σ.

Legătura a doi atomi poate fi realizată de mai mult de o pereche de electroni. O astfel de conexiune se numește multiplu. Un exemplu de formare a unei legături multiple este molecula de azot. În molecula de azot, orbitalii px formează o legătură σ. Când o legătură este formată din orbitali pz, apar două regiuni

suprapuneri - deasupra și sub axa x:

O astfel de conexiune se numește pi-legatură (π-bond). Apariția unei legături π între doi atomi are loc numai atunci când aceștia sunt deja legați printr-o legătură σ. A doua legătură π din molecula de azot este formată de orbitalii py ai atomilor. Când se formează legături π, norii de electroni se suprapun mai puțin decât în ​​cazul legăturilor σ. Ca rezultat, legăturile π sunt de obicei mai puțin puternice decât legăturile σ formate de aceiași orbitali atomici.

Orbitalii p pot forma atât legături σ- cât și π; în legăturile multiple, una dintre ele este în mod necesar o legătură σ:

.

Astfel, într-o moleculă de azot, din trei legături, una este o legătură σ și două sunt legături π.

Lungimea legăturii este distanța dintre nucleele atomilor legați. Lungimile legăturilor în diferiți compuși sunt zecimi de nanometru. Pe măsură ce multiplicitatea crește, lungimile legăturilor scad: lungimile legăturilor N–N, N=N și NºN sunt 0,145; 0,125 și 0,109 nm (10-9 m), iar lungimile de legătură C-C, C=C și, respectiv, CºC sunt 0,154; 0,134 și 0,120 nm.

Între diferiți atomi, o legătură covalentă pură se poate manifesta dacă electronegativitatea (EO) a unor molecule este electrosimetrică, adică. „Centrii de greutate” ale sarcinilor pozitive ale nucleelor ​​și sarcinile negative ale electronilor coincid într-un punct, de aceea se numesc nepolare.

Dacă atomii de legătură au EC diferite, atunci norul de electroni situat între ei se deplasează dintr-o poziție simetrică mai aproape de atomul cu EC mai mare:

Deplasarea norului de electroni se numește polarizare. Ca urmare a polarizării unilaterale, centrele de greutate ale sarcinilor pozitive și negative din moleculă nu coincid la un moment dat, între ele apare o anumită distanță (l). Astfel de molecule sunt numite polare sau dipoli, iar legătura dintre atomii din ele se numește polară.

O legătură polară este un fel de legătură covalentă care a suferit o ușoară polarizare unilaterală. Distanța dintre „centrele de greutate” a sarcinilor pozitive și negative dintr-o moleculă se numește lungimea dipolului. Desigur, cu cât polarizarea este mai mare, cu atât lungimea dipolului este mai mare și polaritatea moleculelor este mai mare. Pentru a evalua polaritatea moleculelor, se folosește de obicei un moment dipol permanent (Mp), care este produsul dintre sarcina electrică elementară (e) și lungimea dipolului (l), adică.

.

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 orbitalului molecular;

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 nicio legătură ionică pură. Deoarece energia de ionizare este mai mare decât energia afinității electronilor, 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.

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 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 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 modul în care se suprapun norii electronici, 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 educaţiei  - 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 educaţiei  - 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 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  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.

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.

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.

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 către 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. Molecula 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 neperechi 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. 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). 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, 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 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 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.

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-atomici 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, i.e. 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 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, 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 asociați, sunt mai volatile, au vâscozități, puncte de topire și de fierbere mai mici decât izomerii lor capabili să formeze legături de hidrogen intermoleculare.