Moleculele din ce substanțe au o legătură p. Legătura chimică și structura moleculelor. Legătură chimică polară covalentă

C 2s 2 2p 2 C + 1e \u003d C -

O 2s 2 2p 4 O -1e \u003d O +

O altă explicație pentru formarea unei legături triple în molecula de CO este posibilă.

Un atom de carbon neexcitat are 2 electroni neperechi, care pot forma 2 perechi de electroni comuni cu 2 electroni neperechi ai unui atom de oxigen (prin mecanismul de schimb). Cu toate acestea, cei 2 electroni p perechi prezenți în atomul de oxigen pot forma o legătură chimică triplă, deoarece există o celulă neumplută în atomul de carbon care poate accepta această pereche de electroni.

Legătura triplă se formează conform mecanismului donor-acceptor, direcția săgeții este de la donor de oxigen la acceptor - carbon.

La fel ca N 2 - CO, are o energie de disociere mare (1069 kJ), este slab solubil în apă și este inert din punct de vedere chimic. CO este un gaz incolor și inodor, indiferent, care nu formează sare, nu interacționează cu alcalii acizi și apa în condiții normale. Otrăvitoare, pentru că interacționează cu fierul, care face parte din hemoglobină. Cu o creștere a temperaturii sau iradiere, prezintă proprietățile unui agent reducător.

Chitanță:

în industrie

CO 2 + C " 2CO

2C + O2® 2CO

in laborator: H2S04, t

HCOOH® CO + H20;

H2SO4t

H2C2O4® CO + CO2 + H2O.

CO reacționează numai la temperaturi ridicate.

Molecula de CO are o afinitate mare pentru oxigen, arde pentru a forma CO 2:

CO + 1 / 2O 2 \u003d CO 2 + 282 kJ / mol.

Datorită afinității sale mari pentru oxigen, CO este utilizat ca agent reducător pentru oxizi ai multor metale grele (Fe, Co, Pb etc.).

CO + Cl 2 = COCl 2 (fosgen)

CO + NH3® HCN + H2O H-CºN

CO + H2O" CO2 + H2

CO + S ® COS

De cel mai mare interes sunt carbonilii metalici (folositi pentru a obtine metale pure). Legături chimice prin mecanismul donor-acceptor, există o suprapunere p de către mecanismul dativ.

5CO + Fe ® (pentacarbonil de fier)

Toți carbonilii sunt substanțe diamagnetice, caracterizate prin rezistență scăzută, când sunt încălzite, carbonilii se descompun

→ 4CO + Ni (nichel carbonil).

La fel ca CO, carbonilii metalici sunt toxici.

Legătura chimică în molecula de CO2

Într-o moleculă de CO2 sp- hibridizarea atomului de carbon. Doi orbitali sp-hibrizi formează 2 legături s cu atomii de oxigen, iar orbitalii p nehibridați rămași de carbon formează legături p cu doi orbitali p de atomi de oxigen, care sunt situate în planuri perpendiculare unul pe celălalt.

O ═ S ═ O

Sub presiune de 60 atm. și temperatura camerei, CO2 se condensează într-un lichid incolor. Cu o răcire puternică, CO 2 lichid se solidifică într-o masă albă asemănătoare zăpezii, care se sublimează la P = 1 atm și t = 195K (-78°). Masa solidă comprimată se numește gheață carbonică, CO 2 nu susține arderea. Arde numai substanțele a căror afinitate pentru oxigen este mai mare decât cea a carbonului: de exemplu,

2Mg + CO2® 2MgO + C.

CO2 reacţionează cu NH3:

CO 2 + 2NH 3 \u003d CO (NH 2) 2 + H 2 O

(carbamidă, uree)

2CO 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 + O 2

Ureea este descompusă de apă:

CO (NH 2 ) 2 + 2H 2 O ® (NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2

Celuloza este un carbohidrat care constă din reziduuri de b-glucoză. Se sintetizează în plante după următoarea schemă

clorofilă

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 fotosinteza glucozei

CO 2 se obține în tehnologie:

2NaHCO3® Na2CO3 + H2O + CO2

din cocs C + O 2 ® CO 2

În laborator (în aparatul Kipp):

.

Acidul carbonic și sărurile sale

Dizolvându-se în apă, dioxidul de carbon interacționează parțial cu acesta, formând acid carbonic H 2 CO 3; se stabilesc echilibrele:

K 1 \u003d 4 × 10 -7 K 2 \u003d 4,8 × 10 -11 este un acid dibazic slab, instabil, care conține oxigen. Hidrocarbonații sunt solubili în H 2 O. Carbonații sunt insolubili în apă, cu excepția carbonaților de metale alcaline, Li 2 CO 3 și (NH 4) 2 CO 3. Sărurile acide ale acidului carbonic se obțin prin trecerea unui exces de CO 2 într-o soluție apoasă de carbonat:

sau prin adăugarea treptată (picătură cu picătură) a unui acid puternic la un exces de soluție apoasă de carbonat:

Na2CO3 + HNO3® NaHCO3 + NaNO3

Când interacționează cu alcalii sau cu încălzire (calcinare), sărurile acide se transformă în unele medii:

Sărurile sunt hidrolizate conform ecuației:

Eu pun în scenă

Datorită hidrolizei complete, carbonații Gr 3+ , Al 3+ , Ti 4+ , ​​​​​Zr 4+ și alții nu pot fi izolați din soluții apoase.

Sărurile sunt de importanță practică - Na 2 CO 3 (sodă), CaCO 3 (cretă, marmură, calcar), K 2 CO 3 (potasă), NaHCO 3 (bicarbonat de sodiu), Ca (HCO 3) 2 și Mg (HCO 3) ) 2 determinați duritatea carbonatică a apei.

Disulfură de carbon (CS 2)

Când este încălzit (750-1000°C), carbonul reacţionează cu sulful, formând disulfură de carbon, solvent organic (lichid volatil incolor, substanță reactivă), inflamabil și volatil.

Vaporii de CS 2 sunt otrăvitori, folosiți pentru fumigația (fumigația) grânarelor împotriva dăunătorilor, în medicina veterinară este utilizat pentru tratarea ascariazei calului. În tehnologie - un solvent pentru rășini, grăsimi, iod.

Cu sulfuri metalice, CS 2 formează săruri ale acidului tiocarbonic - tiocarbonați.

Această reacție este similară cu procesul

Tiocarbonați- solide cristaline galbene. Sub acțiunea acizilor asupra lor, se eliberează acid tiocarbonic liber.

Este mai stabil decât H 2 CO 3 și la temperatură scăzută se eliberează din soluție sub formă de lichid uleios galben, descompunându-se ușor în:

Compuși ai carbonului cu azot (CN) 2 sau C 2 N 2 - dician, gaz incolor foarte inflamabil. Cianura uscată pură se obține prin încălzirea clorurii de mercur cu cianura de mercur (II).

HgCl2 + Hg(CN)2® Hg2Cl2 + (CN)2

Alte modalități de a obține:

4HCNg + O22 (CN)2 + 2H20

2HCN g + CI2 (CN)2 + 2HCI

Dicianul are proprietăți similare cu halogenii sub forma moleculară X 2 . Deci, într-un mediu alcalin, precum halogenii, este disproporționat:

(CN)2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN

Acid cianhidric- HCN (), un compus covalent, un gaz care se dizolvă în apă pentru a forma acid cianhidric (un lichid incolor și sărurile sale sunt extrem de otrăvitoare). Obține:

Cianură de hidrogen se obține în industrie prin reacții catalitice.

2CH4 + 3O2 + 2NH3® 2HCN + 6H2O.

Sărurile acidului cianhidric - cianuri, sunt supuse unei hidrolize puternice. CN - - un ion izoelectronic pentru molecula de CO, este inclus ca ligand într-un număr mare de complexe de elemente d.

Manipularea cianurii necesită precauții stricte. În agricultură, ele sunt folosite pentru a combate insectele dăunătoare deosebit de periculoase.

Cianurile obțin:

Compuși ai carbonului cu stare de oxidare negativă:

1) covalent (carborundum SiC) ;

2) ionic-covalent;

3) carburi metalice.

Ionico-covalent se descompun prin apă cu eliberarea de gaz, în funcție de gazul eliberat, se împart în:

metanide(CH 4 iese în evidență)

Al 4 C 3 + 12H 2 O ® 4Al (OH) 3 + 3CH 4

acetilenide(securizat C2H2)

H2C2 + AgNO3® Ag2C2 + HNO3

Carburele metalice sunt compuși de compoziție stoechiometrică formați din elemente din grupele 4, 7, 8 prin introducerea atomilor Me în rețeaua cristalină de carbon.

Chimia siliciului

Diferența dintre chimia siliciului și a carbonului se datorează dimensiunii mari a atomului său și posibilității de a utiliza orbitali 3d. Din această cauză, legăturile Si - O - Si, Si - F sunt mai puternice decât cele ale carbonului.

Pentru siliciu sunt cunoscuţi oxizi de compoziţie SiO şi SiO 2. Monoxidul de siliciu există doar în fază gazoasă la temperaturi ridicate în atmosferă inertă; este ușor oxidat de oxigen pentru a forma oxidul mai stabil SiO 2 .

2SiO + O2t® 2SiO2

SiO2- silice, are mai multe modificări cristaline. La temperatură joasă - cuarț, are proprietăți piezoelectrice. Soiuri naturale de cuarț: cristal de rocă, topaz, ametist. Soiuri de silice - calcedonie, opal, agat, nisip.

Este cunoscută o mare varietate de silicați (mai precis, oxosilicați). Structura lor are un model comun: toate constau din SiO 4 4- tetraedre, care sunt conectate între ele printr-un atom de oxigen.

Combinațiile de tetraedre pot fi conectate în lanțuri, panglici, plase și cadre.

Silicați naturali importanți 3MgO×H 2 O×4SiO 2 talc, 3MgO×2H 2 O×2SiO 2 azbest.

Ca și Si02, silicații sunt caracterizați printr-o stare sticloasă (amorfă). Cu cristalizare controlată, se poate obține o stare fin cristalină - vitro-ceramică - materiale cu rezistență crescută. În natură, aluminosilicații sunt obișnuiți - ortosilicații cadru, unii dintre atomii de Si sunt înlocuiți cu Al, de exemplu, Na 12 [(Si, Al) O 4 ] 12.

Cea mai durabilă halogenură SiF 4 se descompune numai sub acțiunea unei descărcări electrice.

Acid hexafluorosilic (asemănător ca tărie cu H2SO4).

(SiS 2) n - substanță polimerică, descompusă de apă:

Acizi silicici.

Acizii silicici SiO 2 corespunzători nu au o compoziție specifică; ei sunt de obicei scrisi ca xH 2 O ySiO 2 - compuși polimerici

Cunoscut:

H 2 SiO 3 (H 2 O × SiO 2) - metasiliciu (nu există cu adevărat)

H 4 SiO 4 (2H 2 O × SiO 2) - ortosiliciu (cel mai simplu existent de fapt doar în soluție)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O × 2SiO 2) - dimethosilicon.

Acizii silicici sunt substanțe slab solubile; H 4 SiO 4 se caracterizează printr-o stare coloidală, deoarece un acid este mai slab decât acidul carbonic (Si este mai puțin metalic decât C).

În soluții apoase, acidul ortosilicic se condensează, rezultând formarea acizilor polisilicici.

Silicati - saruri ale acizilor silicici, insolubile in apa, cu exceptia silicatilor de metale alcaline.

Silicații solubili sunt hidrolizați conform ecuației

Soluțiile de tip jeleu de săruri de sodiu ale acizilor polisilicici sunt numite „sticlă lichidă”. Folosit pe scară largă ca adeziv silicat și ca conservant a lemnului.

Fuziunea Na 2 CO 3 , CaCO 3 și SiO 2 produce sticlă, care este o soluție reciprocă suprarăcită de săruri ale acizilor polisilicici.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Silicatul se scrie ca un oxid mixt.

Silicații sunt cei mai folosiți în construcții. Locul 1 în lume la producția de produse din silicat - ciment, 2 - cărămidă, 3 - sticlă.

Ceramica de constructii - faianta, tevi ceramice. Pentru fabricarea obiectelor sanitare - sticla, portelan, faianta, ceramica din argila.

Una dintre cele mai importante probleme în chimie este problema legăturii chimice, care necesită o explicație a cauzelor și identificarea tiparelor de formare a legăturilor între atomi, ioni, molecule pe baza teoriei structurii atomului și a periodicului. Legea D.I. Mendeleev, precum și caracteristicile acestor legături prin interpretarea proprietăților fizice și chimice ale substanțelor.

Formarea de molecule, ioni moleculari, ioni, substanțe cristaline, amorfe și alte substanțe din atomi este însoțită de o scădere a energiei în comparație cu atomii care nu interacționează. În acest caz, energia minimă corespunde unei anumite aranjamente a atomilor unul față de celălalt, ceea ce corespunde unei redistribuiri semnificative a densității electronilor. Forțele care țin atomii în formațiuni noi au primit denumirea generalizată de „legătură chimică”. Cele mai importante tipuri de legături chimice sunt: ​​ionice, covalente, metalice, hidrogen, intermoleculare.

Când se caracterizează o legătură chimică, se folosesc de obicei concepte precum „valență”, „stare de oxidare” și „multiplicitatea legăturii”.
Valenţă- capacitatea unui atom al unui element chimic de a forma legături cu alți atomi. Pentru compușii ionici, numărul de electroni donați sau primiți este luat ca valoare a valenței. Pentru compușii covalenti, valența este egală cu numărul de perechi de electroni socializați.

În funcție de metoda de redistribuire a electronilor, ei emit legături covalente, ionice și metal . În funcție de prezența sau absența polarizării, legăturile covalente sunt împărțite în: polar între atomi de diferite elemente și nepolar între atomii aceluiaşi element. Conform metodei de formare, legăturile covalente sunt împărțite în comun , donator-acceptator și dativ.

Conform teoriei electronice a valenței, o legătură chimică ia naștere din cauza redistribuirii electronilor în orbitalii de valență, rezultând o configurație electronică stabilă a unui gaz nobil (octet) datorită formării ionilor (W. Kossel) sau formării de perechi de electroni comuni (G. Lewis). Teoriile mecanice cuantice (teoria legăturilor de valență și metoda orbitalilor moleculari) se bazează pe conceptul funcției de undă ψ, care descrie starea electronilor dintr-o moleculă, pe baza soluțiilor aproximative ale ecuației Schrödinger. Pentru prima dată, un astfel de calcul aproximativ a fost efectuat de W. Heitler și F. London pentru molecula de hidrogen.

Energia unui sistem format din doi atomi de hidrogen a - spinii sunt paraleli; b - rotiri sunt antiparalele; E este energia sistemului, r 0 este distanța internucleară în moleculă

Ca urmare, s-au obținut ecuații care fac posibilă aflarea dependenței energiei potențiale a sistemului E, format din doi atomi de hidrogen, de distanța rîntre nucleele acestor atomi. S-a dovedit că rezultatele calculului depind de faptul dacă spinurile electronilor care interacționează au semnul identic sau opus. Cu aceeași direcție de spin (curba a), apropierea atomilor duce la o creștere continuă a energiei sistemului. În acest caz, abordarea atomilor necesită cheltuieli de energie, astfel încât un astfel de proces este nefavorabil din punct de vedere energetic și nu are loc nicio legătură chimică între atomi.

Cu spinuri direcționate opus (curba b), apropierea atomilor de o anumită distanță r0însoţită de o scădere a energiei sistemului. La r = r0 sistemul are cea mai mică energie potențială, adică este în starea cea mai stabilă; apropierea ulterioară a atomilor duce din nou la o creștere a energiei. Dar aceasta înseamnă, de asemenea, că în cazul spinurilor în direcția opusă a electronilor atomici, se formează o moleculă de H 2 - un sistem stabil de doi atomi de hidrogen situat la o anumită distanță unul de celălalt.

Legătura chimică este caracterizată energie și lungime . Măsura rezistenței legăturii este energia cheltuită pentru a rupe legătura sau câștigul de energie în timpul formării unui compus din atomi individuali ( E Sf.). Energia legăturilor chimice - este energia necesară pentru a rupe legăturile chimice.În acest caz, din moleculă se formează atomi, radicali, ioni sau molecule excitate.

De exemplu:

H 2 H + H, E sv \u003d 432 kJ / mol,

H 2 O H + OH E sv \u003d 461 kJ / mol,

NaCl (tv) Na + (g) + Cl - (g) E sv \u003d 788,3 kJ / mol,

C2H65H3 + 5H3, E St = 356 kJ/mol.

Energia de legătură, după cum se poate observa, depinde de produsele care se obțin ca urmare a ruperii acesteia. Pe baza acestor date, a fost introdus conceptul de legături obișnuite (single), duble, triple și, în general, multiple.

Lungimea link-ului(nm, ?)- distanta dintre nucleele atomilor vecini din molecula. Poate fi determinat experimental prin metode fizice moderne (introscopie electronografică, radiografică, în infraroșu etc.). Lungimea legăturii este aproximativ egală cu suma razelor atomilor vecini d A - B = r A + r B .

La fel ca razele atomilor, distanțele internucleare se schimbă în mod natural în serie, subgrupe ale sistemului periodic. De exemplu, în seria HF - HCl - HBr - HI, distanța d H-G crește (1,0; 1,27; 1,41 și, respectiv, 1,62 ?). Distanța dintre aceiași atomi în compuși diferiți (cu aceeași multiplicitate) sunt apropiate. Deci, legăturile C-C obișnuite din orice compuși sunt d C-C de la 1,54 la 1,58?. Cu cât multiplicitatea legăturii este mai mare, cu atât lungimea acesteia este mai mică:

d C - C \u003d 1,54, d C \u003d C \u003d 1,34 și d C ≡ C \u003d 1,2?

cu cât energia de legătură este mai mare, cu atât lungimea acesteia este mai mică.

La compușii care conțin mai mult de doi atomi, o caracteristică importantă este unghiul de legătură format de legăturile chimice din moleculă și care reflectă geometria acesteia. Ele depind de natura atomilor (structura lor electronică) și de natura legăturii chimice (covalentă, ionică, hidrogen, metalică, obișnuită, multiplă). Unghiurile de legătură sunt în prezent determinate foarte precis prin aceleași metode ca și lungimile de legătură.

De exemplu, s-a demonstrat că moleculele AB 2 pot fi liniare (CO 2) sau unghiulare (H 2 O), AB 3 - triunghiulară (BF 3) și piramidale (NH 3), AB 4 - tetraedrice (CH 4), sau pătrat (PtCl 4) -, sau piramidal (SbCl 4) -, AB 5 - trigonal-bipiramidal (PCl 5), sau tetragonal-piramidal (BrF 5), AB 6 - octaedric (AlF 6) 3- etc. Unghiurile de valență se schimbă în mod natural odată cu modificarea numărului de serie din tabelul periodic. De exemplu, unghiul H-E-H pentru H 2 O, H 2 S, H 2 Se scade (104,5; 92, respectiv 90 0).

Polaritatea unei molecule este determinată de diferența de electronegativitate a atomilor care formează o legătură în două centre, de geometria moleculei și, de asemenea, de prezența perechilor de electroni neîmpărțiți, deoarece o parte din densitatea de electroni din moleculă poate fi localizat nu în direcţia legăturilor. Polaritatea unei legături este exprimată prin componenta sa ionică, adică prin deplasarea unei perechi de electroni la un atom mai electronegativ. Polaritatea unei molecule este exprimată în termenii momentului său dipol, care este egal cu suma vectorială a tuturor momentelor dipolare ale legăturilor moleculei.

Un dipol este un sistem de două sarcini egale, dar opuse, situate la o unitate de distanță una de cealaltă. Momentul dipol se măsoară în metri coulomb (C?m) sau debyes (D); 1D \u003d 0,333? 10 -29 Cm.

Cunoscând magnitudinea momentului dipol, se poate trage o concluzie despre natura legăturii chimice (ionică, polară covalentă sau nepolară) și forma geometrică a moleculei. Vă puteți concentra asupra valorii diferențelor de electronegativitate a elementelor care alcătuiesc molecula binară: dacă? ? 1.7, atunci legătura din acest compus este polară covalent, dar dacă? ? 1,7 - ionic.

Legătura dintre atomi cu aceeași electronegativitate, de exemplu, H 2 , Cl 2 , sau valori apropiate ale electronegativității - CH 4 nu are nici măcar o mică contribuție asociată cu separarea sarcinii. Astfel de legături și molecule sunt numite covalent; sunt nepolare, în ele centrele de greutate ale sarcinilor coincid. O legătură covalentă este cel mai general tip de legătură chimică care apare datorită socializării unei perechi de electroni printr-un mecanism de schimb.

Pentru a forma o legătură covalentă simplă, fiecare dintre atomi furnizează un electron: A.|.B. Când legătura donor-acceptor un atom - donator - oferă doi electroni și un alt atom - acceptor - alocă un orbital de electroni vacant pentru aceasta: A : | B. Un exemplu clasic de legătură covalentă nepolară (diferența de electronegativitate este zero) se observă în moleculele homonucleare: H-H, F-F, O + O = O 2. Când se formează o legătură covalentă heteroatomică, perechea de electroni este deplasată la un atom mai electronegativ, ceea ce face o astfel de legătură polară (HCl, H 2 O): S + O 2 = O=S=O.

Cu exceptia polarizabilitate legătura covalentă are proprietatea satietate - capacitatea unui atom de a forma atâtea legături covalente cât are orbitali atomici disponibili energetic. Orbitalii electronici (cu excepția orbitalilor s) au un spațial orientare . Prin urmare, legătura covalentă, care este rezultatul suprapunerii norilor de electroni ai atomilor care interacționează, este situată într-o anumită direcție față de acești atomi.

Dacă suprapunerea norilor de electroni are loc în direcția unei linii drepte care conectează nucleele atomilor care interacționează (adică, de-a lungul axei legăturii), atunci σ -legatura (legatura sigma). În timpul interacțiunii norilor de electroni p direcționați perpendicular pe axa de legătură, se formează două regiuni suprapuse, situate pe ambele părți ale acestei axe. O astfel de legătură covalentă se numește legătură π (legătură pi). Legătura π poate apărea nu numai din cauza electronilor p, ci și din cauza suprapunerii norilor de electroni d și p sau a norilor d. Legăturile Delta (δ) - se datorează suprapunerii tuturor celor patru lobi d - norii de electroni situati în planuri paralele.

Tipuri posibile de suprapunere orbitală chimică

Pe baza condițiilor de simetrie, se poate demonstra că electronii orbitalilor s pot participa numai la σ - legături, p-electroni - deja în σ - și π - legături și d - electroni - atât în ​​σ - cât și π - , iar în δ - legare. Pentru orbitalii f, tipurile de simetrie sunt și mai diverse.

În majoritatea moleculelor, legăturile sunt de natură intermediară (inclusiv NaCl); astfel de legături și molecule sunt numite polare (sau polare covalente), în care „centrele de greutate” ale sarcinilor nu coincid. O legătură covalentă este cel mai comun tip de legătură; se realizează în majoritatea substanțelor cunoscute. Există puțini compuși cu o legătură covalentă nepolară și o legătură apropiată de una pur ionică.

Dacă atomii care interacționează diferă ca electronegativitate, atunci densitatea electronilor se schimbă la una mai electronegativă și atomii, în limită, se transformă în ioni încărcați. În acest caz, între atomi se formează ionic conexiune. De exemplu, legătura din molecula de NaCl poate fi reprezentată aproximativ ca interacțiunea Coulomb a ionilor Na + și Cl -.

O legătură ionică este un caz special de legătură covalentă, când perechea de electroni rezultată aparține în întregime unui atom mai electronegativ care devine anion. Baza pentru separarea acestei legături într-un tip separat este faptul că compușii cu o astfel de legătură pot fi descriși în aproximarea electrostatică, luând în considerare legătura ionică datorită atracției ionilor pozitivi și negativi. Interacțiunea ionilor de semn opus nu depinde de directie, iar forțele Coulomb nu sunt au proprietatea de saturație. Prin urmare, fiecare ion dintr-un compus ionic atrage un astfel de număr de ioni de semn opus încât se formează o rețea cristalină de tip ionic. Nu există molecule într-un cristal ionic. Fiecare ion este înconjurat de un anumit număr de ioni de semn diferit (numărul de coordonare al ionului). Perechile de ioni pot exista în stare gazoasă ca molecule polare.

În stare gazoasă, NaCl are un moment dipol de ~3-10 -29 Cm, care corespunde unei deplasări de 0,8 electroni pe lungimea legăturii de 0,236 nm de la Na la Cl, adică Na 0,8+ Cl 0,8-. Atomii de metal donează de obicei electroni, în timp ce dobândesc configurația electronică a unui atom din gazul inert anterior. atomi d- și f-elementele care prezintă valență variabilă pot avea alte configurații electronice stabile. Atomii nemetalelor își completează adesea stratul exterior de electroni. Dacă în compus este prezent un element mai electronegativ, nemetalul poate dona electroni până când atinge o stare de oxidare stabilă (de exemplu, pentru Cl este +1, +3, +5, +7). Când un atom de metal formează o legătură cu un atom nemetal, primul donează electroni, iar cel de-al doilea acceptă. În cazul interacțiunii unui metal tipic cu un nemetal tipic, între atomii lor se formează legătură ionică : 2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl.

În prezent, două metode sunt utilizate în principal pentru studiul legăturilor chimice: 1) legăturile de valență; 2) orbitali moleculari.

În cadrul primei metode, atomii individuali care interacționează sunt considerați pe baza principiului completității învelișului de electroni (regula octetului). O legătură covalentă din punctul de vedere al metodei legăturilor de valență se formează datorită socializării unei perechi de electroni. Metoda simplă a legăturilor de valență este cea mai de înțeles, convenabilă și ilustrativă pentru un chimist. Dezavantajul metodei legăturii de valență este că unele date experimentale nu pot fi explicate în cadrul acesteia.

Metoda legăturii de valență (MVS) este altfel numită teoria perechilor de electroni localizați, deoarece metoda se bazează pe presupunerea că o legătură chimică între doi atomi se realizează folosind una sau mai multe perechi de electroni care sunt localizate predominant între ei. În conexiunea MVS este întotdeauna cu doi electroniși trebuie să fie bicentric. Numărul de legături chimice elementare pe care un atom sau un ion este capabil să le formeze este egal cu valența sa; electronii de valență participă la formarea unei legături chimice. Funcția de undă care descrie starea electronilor care formează o legătură se numește orbital localizat (LO).

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 dintre norul s al atomului de beriliu și norul p al atomului de clor, celălalt (legătura 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 rezultați 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. Valenta este legata de 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 de electroni 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. În natură, astfel de substanțe se găsesc adesea. 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. Varietățile 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 după 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. Totuși, 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 se 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 dezamorsare, 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 legături 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. .

Momentele dipolului sunt măsurate în debyes D (D \u003d 10-18 el. st. unități × cm, deoarece sarcina elementară este de 4.810-10 el. st. unități, iar lungimea dipolului este în medie egală cu distanța dintre două nuclee atomice, adică 10-8 cm) sau coulometre (C × m) (1 D = 3,33 10-30 C × m) (sarcina electronului 1,6 10-19 C înmulțită cu distanța dintre sarcini, de exemplu, 0,1 nm, atunci Mp = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 C m). Momentele dipolare permanente ale moleculelor au valori de la zero la 10 D.

Pentru moleculele nepolare, l = 0 și Mp = 0, adică. nu au un moment dipol. Pentru moleculele polare, Mp > 0 și atinge valori de 3,5 - 4,0 D.

La o diferență foarte mare de CE, atomii au o polarizare unilaterală clară: norul de electroni al legăturii se deplasează cât mai mult posibil către atomul cu cel mai mare CE, atomii trec în ioni încărcați opus și apare o moleculă ionică:

Legătura covalentă devine ionică. Asimetria electrică a moleculelor crește, lungimea dipolului crește, momentul dipolului crește la 10 D.

Momentul dipol total al unei molecule complexe poate fi considerat egal cu suma vectorială a momentelor dipolare ale legăturilor individuale. Momentul dipol este de obicei considerat a fi direcționat de la capătul pozitiv al dipolului spre negativ.

Polaritatea unei legături poate fi prezisă folosind EO relativă a atomilor. Cu cât diferența de EO relativă a atomilor este mai mare, cu atât polaritatea este mai puternică: DEO = 0 - legătură covalentă nepolară; DEO \u003d 0 - 2 - legătură covalentă polară; DEO \u003d 2 - legătură ionică. Este mai corect să vorbim despre gradul de ionicitate al unei legături, deoarece legăturile nu sunt 100% ionice. Chiar și în compusul CsF, legătura este doar 89% ionică.

O legătură chimică care are loc datorită transferului de electroni de la atom la atom se numește ionică, iar moleculele corespunzătoare de compuși chimici sunt numite ionice. Compușii ionici în stare solidă sunt caracterizați printr-o rețea cristalină ionică. În stare topită și dizolvată, conduc electricitatea, au un punct de topire și fierbere ridicat și un moment dipol semnificativ.

Dacă luăm în considerare compușii elementelor oricărei perioade cu același element, atunci pe măsură ce trecem de la începutul până la sfârșitul perioadei, natura predominant ionică a legăturii este înlocuită cu una covalentă. De exemplu, în perioada 2 fluorurile LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2, gradul de ionicitate al legăturii de la fluorura de litiu slăbește treptat și este înlocuit cu o legătură tipic covalentă în molecula de fluor.

Astfel, natura legăturii chimice este aceeași: nu există nicio diferență fundamentală în mecanismul de formare a legăturilor polare și ionice covalente. Aceste tipuri de legături diferă doar prin gradul de polarizare a norului de electroni al moleculei. Moleculele rezultate diferă în lungimi de dipol și momente dipol permanente. În chimie, valoarea momentului dipol este foarte mare. De regulă, cu cât este mai mare momentul dipol, cu atât mai mare este reactivitatea moleculelor.

Mecanisme de formare a legăturilor chimice

În metoda legăturilor de valență se disting mecanismele de schimb și donor-acceptor de formare a unei legături chimice.

mecanism de schimb. Mecanismul de schimb pentru formarea unei legături chimice include cazurile în care un electron este implicat în formarea unei perechi de electroni din fiecare atom.

În moleculele H2, Li2, Na2, se formează legături din cauza electronilor s neperechi ai atomilor. În moleculele F2 și Cl2, datorită electronilor p neperechi. În moleculele de HF și HCl, legăturile sunt formate din electronii s ai hidrogenului și electronii p ai halogenilor.

O caracteristică a formării compușilor prin mecanismul de schimb este saturația, ceea ce arată că un atom formează nu oricare, ci un număr limitat de legături. Numărul lor, în special, depinde de numărul de electroni de valență nepereche.

Din celulele cuantice N și H, se poate observa că atomul de azot are 3

electron nepereche și un atom de hidrogen - unul. Principiul saturației indică faptul că compusul stabil trebuie să fie NH3 și nu NH2, NH sau NH4. Cu toate acestea, există molecule care conțin un număr impar de electroni, cum ar fi NO, NO2, ClO2. Toate se caracterizează printr-o reactivitate crescută.

În anumite etape ale reacțiilor chimice, se pot forma și grupări nesaturate de valență, care se numesc radicali, de exemplu, H, NH2, O, CH3. Reactivitatea radicalilor este foarte mare și, prin urmare, durata lor de viață este de obicei scurtă.

Mecanismul donor-acceptor

Se știe că compușii saturați cu valență amoniac NH3 și trifluorura de bor BF3 reacționează între ei în funcție de reacție.

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 kJ/mol.

Luați în considerare mecanismul acestei reacții:

Se poate observa că din cei patru orbitali de bor, trei sunt ocupați, iar unul rămâne vacant. În molecula de amoniac, toți cei patru orbitali de azot sunt populați, trei dintre ei sunt electroni de azot și hidrogen prin mecanismul de schimb, iar unul conține o pereche de electroni, ai căror electroni aparțin azotului. O astfel de pereche de electroni se numește o pereche de electroni singuratică. Formarea compusului H3N · BF3 are loc datorită faptului că perechea de electroni neîmpărtășită de amoniac ocupă orbitalul liber al fluorurii de bor. În acest caz, energia potențială a sistemului scade și o cantitate echivalentă de energie este eliberată. Un mecanism similar de formare se numește donor-acceptor, un donor este un atom care donează perechea sa de electroni pentru a forma o legătură (în acest caz, un atom de azot); iar un atom care, furnizând un orbital liber, acceptă o pereche de electroni se numește acceptor (în acest caz, un atom de bor). O legătură donor-acceptor este un tip de legătură covalentă.

În compusul H3N · BF3, azotul și borul sunt tetravalente. Atomul de azot își crește valența de la 3 la 4 ca urmare a utilizării unei perechi de electroni singuri pentru a forma o legătură chimică suplimentară. Atomul de bor își crește valența datorită prezenței unui orbital liber în nivelul său electronic de valență. Astfel, valența elementelor este determinată nu numai de numărul de electroni nepereche, ci și de prezența perechilor de electroni neîmpărțiți și a orbitalilor liberi la nivelul electronic de valență.

Un caz mai simplu de formare a unei legături chimice de către mecanismul donor-acceptor este reacția amoniacului cu un ion de hidrogen:

. Rolul acceptorului perechii de electroni este jucat de orbitalul gol al ionului de hidrogen. În ionul de amoniu NH4+, atomul de azot este tetravalent.

Orientarea legăturilor și hibridizarea orbitalilor atomici

O caracteristică importantă a unei molecule constând din mai mult de doi atomi este configurația sa geometrică. Este determinată de aranjarea reciprocă a orbitalilor atomici implicați în formarea legăturilor chimice.

Suprapunerea norilor de electroni este posibilă numai cu o anumită orientare reciprocă a norilor de electroni; în acest caz, regiunea de suprapunere este situată într-o anumită direcție în raport cu atomii care interacționează.

Când se formează o legătură ionică, câmpul electric al ionului are simetrie sferică și, prin urmare, legătura ionică nu are direcționalitate și saturație.

k.h. = 6 k.h. = 6

Unghiul dintre legăturile unei molecule de apă este de 104,5°. Valoarea sa poate fi explicată pe baza conceptelor mecanicii cuantice. Schema electronică a atomului de oxigen 2s22p4. Doi orbitali p neperechi sunt amplasați la un unghi de 90o unul față de celălalt - suprapunerea maximă a norilor de electroni ai orbitalilor s ai atomilor de hidrogen cu orbitalii p ai unui atom de oxigen va fi dacă legăturile sunt situate la un unghi de 90o. În molecula de apă, legătura O-H este polară. Pe atomul de hidrogen, sarcina pozitivă efectivă este δ+, pe atomul de oxigen - δ-. Prin urmare, o creștere a unghiului dintre legături la 104,5° se explică prin respingerea sarcinilor pozitive efective ale atomilor de hidrogen, precum și a norilor de electroni.

Electronegativitatea sulfului este mult mai mică decât EO a oxigenului. Prin urmare, polaritatea legăturii H–S în H2S este mai mică decât polaritatea legăturii H–O în H2O, iar lungimea legăturii H–S (0,133 nm) este mai mare decât cea a H–O (0,56 nm). ) iar unghiul dintre legături se apropie de o linie dreaptă. Pentru H2S este 92o, iar pentru H2Se este 91o.

Din aceleași motive, molecula de amoniac are o structură piramidală și unghiul dintre legăturile de valență H–N–H este mai mare decât unul drept (107,3o). La trecerea de la NH3 la PH3, AsH3 și SbH3, unghiurile dintre legături sunt, respectiv, de 93,3o; 91,8o și 91,3o.

Hibridarea orbitalilor atomici

Atomul de beriliu excitat are configurația 2s12p1, atomul de bor excitat are configurația 2s12p2, iar atomul de carbon excitat are configurația 2s12p3. Prin urmare, putem presupune că nu aceiași, ci diferiți orbitali atomici pot participa la formarea legăturilor chimice. De exemplu, în compuși precum BeCl2, BeCl3, CCl4, legăturile ar trebui să fie inegale ca rezistență și direcție, iar legăturile σ de la orbitalii p ar trebui să fie mai puternice decât legăturile de la orbitalii s, deoarece pentru orbitalii p, există condiții mai favorabile pentru suprapunere. Cu toate acestea, experiența arată că în moleculele care conțin atomi centrali cu orbitali de valență diferiți (s, p, d), toate legăturile sunt echivalente. Explicația pentru aceasta a fost dată de Slater și Pauling. Ei au ajuns la concluzia că diferiți orbitali, nu foarte diferiți ca energie, formează un număr corespunzător de orbitali hibrizi. Orbitalii hibrizi (mixti) sunt formați din diferiți orbitali atomici. Numărul de orbitali hibrizi este egal cu numărul de orbitali atomici implicați în hibridizare. Orbitalii hibrizi sunt aceiași ca formă de nor de electroni și ca energie. În comparație cu orbitalii atomici, aceștia sunt mai alungiți în direcția de formare a legăturilor chimice și, prin urmare, provoacă o mai bună suprapunere a norilor de electroni.

Hibridizarea orbitalilor atomici necesită energie, astfel încât orbitalii hibrizi dintr-un atom izolat sunt instabili și tind să se transforme în AO pure. Când se formează legături chimice, orbitalii hibrizi se stabilizează. Datorită legăturilor mai puternice formate de orbitalii hibrizi, este eliberată mai multă energie din sistem și, prin urmare, sistemul devine mai stabil.

hibridizarea sp are loc, de exemplu, în formarea de halogenuri de Be, Zn, Co și Hg (II). În starea de valență, toate halogenurile metalice conțin electroni nepereche s și p la nivelul de energie corespunzător. Când se formează o moleculă, un orbital s și unul p formează doi orbitali sp hibrizi la un unghi de 180o.

Datele experimentale arată că toate halogenurile de Be, Zn, Cd și Hg(II) sunt liniare și ambele legături au aceeași lungime.

hibridizare sp2. Ca urmare a hibridizării unui orbital s și a doi orbitali p, se formează trei orbitali sp2 hibrizi, situați în același plan la un unghi de 120o unul față de celălalt.

hibridizarea sp3 este caracteristică compușilor de carbon. Ca urmare a hibridizării unui orbital s și a trei orbitali p, se formează patru orbitali sp3 hibrizi, direcționați către vârfurile tetraedrului cu un unghi între orbitali de 109,5o.

Hibridizarea se manifestă prin echivalența completă a legăturilor atomului de carbon cu alți atomi din compuși, de exemplu, în CH4, CCl4, C(CH3)4 etc.

Hibridizarea poate include nu numai orbitalii s- și p-, ci și d- și f-orbitali.

Cu hibridizarea sp3d2, se formează 6 nori echivalenti. Se observă în compuși precum,.

Ideile despre hibridizare fac posibilă înțelegerea unor astfel de caracteristici ale structurii moleculelor care nu pot fi explicate în alt mod.

Hibridizarea orbitalilor atomici (AO) duce la o deplasare a norului de electroni în direcția formării legăturilor cu alți atomi. Ca rezultat, regiunile suprapuse ale orbitalilor hibrizi se dovedesc a fi mai mari decât pentru orbitalii puri, iar puterea legăturii crește.

Polarizabilitatea și efectul de polarizare al ionilor și moleculelor

Într-un câmp electric, un ion sau o moleculă este deformată, adică. în ele are loc o deplasare relativă a nucleelor ​​și electronilor. Această deformabilitate a ionilor și a moleculelor se numește polarizabilitate. Deoarece electronii stratului exterior sunt cei mai puțin puternic legați în atom, ei experimentează în primul rând deplasarea.

Polarizabilitatea anionilor, de regulă, este mult mai mare decât cea a cationilor.

Cu aceeași structură a învelișurilor de electroni, polarizabilitatea ionului scade pe măsură ce sarcina pozitivă crește, de exemplu, în seria:

Pentru ionii analogilor electronici, polarizabilitatea crește odată cu creșterea numărului de straturi electronice, de exemplu: sau .

Polarizabilitatea moleculelor este determinată de polarizabilitatea atomilor lor constituenți, configurația geometrică, numărul și multiplicitatea legăturilor etc. Concluzia despre polarizabilitatea relativă este posibilă numai pentru moleculele construite similar care diferă cu un atom. În acest caz, diferența de polarizabilitate a moleculelor poate fi judecată din diferența de polarizabilitate a atomilor.

Câmpul electric poate fi creat atât de un electrod încărcat, cât și de un ion. Astfel, ionul în sine poate exercita un efect de polarizare (polarizare) asupra altor ioni sau molecule. Efectul de polarizare al unui ion crește odată cu creșterea sarcinii sale și scăderea razei.

Efectul de polarizare al anionilor este, de regulă, mult mai mic decât cel al cationilor. Acest lucru se datorează dimensiunii mari a anionilor în comparație cu cationii.

Moleculele au efect de polarizare dacă sunt polare; efectul de polarizare este cu atât mai mare, cu atât este mai mare momentul dipol al moleculei.

Puterea de polarizare crește în serie, deoarece razele cresc și câmpul electric creat de ion scade.

legătură de hidrogen

Legătura de hidrogen este un tip special de legătură chimică. Se știe că compușii de hidrogen cu nemetale puternic electronegative, cum ar fi F, O, N, au puncte de fierbere anormal de ridicate. Dacă în seria Н2Тe – H2Se – H2S punctul de fierbere scade în mod natural, atunci în trecerea de la H2S la Н2О are loc un salt brusc la o creștere a acestei temperaturi. Aceeași imagine se observă în seria acizilor hidrohalici. Aceasta indică prezența unei interacțiuni specifice între moleculele de H2O și moleculele de HF. O astfel de interacțiune ar trebui să împiedice separarea moleculelor unele de altele, adică. reduce volatilitatea acestora și, în consecință, crește punctul de fierbere al substanțelor corespunzătoare. Datorită diferenței mari de ER, legăturile chimice H–F, H–O și H–N sunt foarte polarizate. Prin urmare, atomul de hidrogen are o sarcină efectivă pozitivă (δ+), iar atomii F, O și N au un exces de densitate electronică și sunt încărcați negativ (d-). Datorită atracției Coulomb, un atom de hidrogen încărcat pozitiv al unei molecule interacționează cu un atom electronegativ al altei molecule. Din acest motiv, moleculele sunt atrase unele de altele (punctele aldine indică legături de hidrogen).

O legătură de hidrogen este o astfel de legătură care este formată de un atom de hidrogen care face parte din una dintre cele două particule conectate (molecule sau ioni). Energia unei legături de hidrogen (21–29 kJ/mol sau 5–7 kcal/mol) este de aproximativ 10 ori mai mică decât energia unei legături chimice obișnuite. Cu toate acestea, legătura de hidrogen determină existența moleculelor dimerice (Н2О)2, (HF)2 și acid formic în perechi.

Într-o serie de combinații de atomi de HF, HO, HN, HCl, HS, energia legăturii de hidrogen scade. De asemenea, scade odată cu creșterea temperaturii, astfel încât substanțele în stare de vapori prezintă legături de hidrogen doar într-o mică măsură; este caracteristica substantelor in stare lichida si solida. Substanțe precum apa, gheața, amoniacul lichid, acizii organici, alcoolii și fenolii sunt asociate în dimeri, trimeri și polimeri. În stare lichidă, dimerii sunt cei mai stabili.

Interacțiuni intermoleculare

Anterior, au fost luate în considerare legăturile care provoacă formarea moleculelor din atomi. Cu toate acestea, există și interacțiuni între molecule. Este cauza condensării gazelor și a transformării lor în corpuri lichide și solide. Prima formulare a forțelor interacțiunii intermoleculare a fost dată în 1871 de Van der Waals. Prin urmare, ele sunt numite forțe van der Waals. Forțele interacțiunii intermoleculare pot fi împărțite în orientare, inducție și dispersie.

Moleculele polare din cauza interacțiunii electrostatice ale capetelor opuse ale dipolului sunt orientate cu spațiul astfel încât capetele negative ale dipolilor unor molecule sunt îndreptate spre pozitiv.

capete ale dipolilor altor molecule (interacțiune intermoleculară orientativă).

Energia unei astfel de interacțiuni este determinată de atracția electrostatică a doi dipoli. Cu cât dipolul este mai mare, cu atât este mai puternică atracția intermoleculară (H2O, HCl).

Mișcarea termică a moleculelor împiedică orientarea reciprocă a moleculelor; prin urmare, odată cu creșterea temperaturii, efectul de orientare scade. Interacțiunea inductivă se observă și în substanțele cu molecule polare, dar de obicei este mult mai slabă decât cea orientativă.

O moleculă polară poate crește polaritatea unei molecule adiacente. Cu alte cuvinte, sub influența dipolului unei molecule, dipolul altei molecule poate crește, iar o moleculă nepolară poate deveni polară:

b

Momentul dipol care apare ca urmare a polarizării de către o altă moleculă sau ion se numește momentul dipol indus, iar fenomenul în sine se numește inducție. Astfel, interacțiunea de orientare trebuie să fie întotdeauna suprapusă de interacțiunea inductivă a moleculelor.

În cazul moleculelor nepolare (de exemplu, H2, N2 sau atomi de gaz nobil), nu există interacțiune orientativă și inductivă. Cu toate acestea, se știe că hidrogenul, azotul și gazele nobile sunt ars. Pentru a explica aceste fapte, Londra a introdus conceptul de forțe de dispersie ale interacțiunii intermoleculare. Aceste forțe interacționează între orice atomi și molecule, indiferent de structura lor. Ele sunt cauzate de momentele dipol instantanee care apar în mod concertat într-un grup mare de atomi:

În orice moment dat, direcția dipolilor poate fi diferită. Cu toate acestea, apariția lor coordonată oferă forțe de interacțiune slabe care conduc la formarea de corpuri lichide și solide. În special, provoacă trecerea gazelor nobile la temperaturi scăzute într-o stare lichidă.

Astfel, cea mai mică componentă dintre forțele care acționează între molecule este interacțiunea de dispersie. Între moleculele cu polaritate scăzută sau fără polaritate (CH4, H2, HI), forțele care acționează sunt în principal dispersive. Cu cât este mai mare momentul dipol intrinsec al moleculelor, cu atât forțele de orientare ale interacțiunii dintre ele sunt mai mari.

Într-o serie de substanțe de același tip, interacțiunea de dispersie crește odată cu creșterea dimensiunii atomilor care alcătuiesc moleculele acestor substanțe. De exemplu, în HCl, forțele de dispersie reprezintă 81% din interacțiunea intermoleculară totală, pentru HBr această valoare este de 95%, iar pentru HI este de 99,5%.

Descrierea legăturii chimice în metoda orbitalului molecular (MO).

Metoda VS este utilizată pe scară largă de chimiști. În cadrul acestei metode, o moleculă mare și complexă este considerată constând din legături separate cu două centre și doi electroni. Se presupune că electronii care provoacă legătura chimică sunt localizați (situați) între doi atomi. Metoda VS poate fi aplicată cu succes la majoritatea moleculelor. Cu toate acestea, există o serie de molecule cărora această metodă nu este aplicabilă sau concluziile sale sunt în conflict cu experimentul.

S-a stabilit că într-o serie de cazuri rolul decisiv în formarea unei legături chimice este jucat nu de perechi de electroni, ci de electroni individuali. Posibilitatea unei legături chimice cu un singur electron este indicată de existența unui ion. Când acest ion este format dintr-un atom de hidrogen și un ion de hidrogen, se eliberează o energie de 255 kJ (61 kcal). Astfel, legătura chimică din ion este destul de puternică.

Dacă încercăm să descriem o legătură chimică dintr-o moleculă de oxigen folosind metoda VS, vom ajunge la concluzia că, în primul rând, trebuie să fie dublă (legături σ- și p), iar în al doilea rând, toți electronii dintr-o moleculă de oxigen trebuie să fie pereche, adică .e. molecula de O2 trebuie să fie diamagnetică. [În substanțele diamagnetice, atomii nu au un moment magnetic permanent și substanța este împinsă în afara câmpului magnetic. O substanță paramagnetică este aceea ai cărei atomi sau molecule au un moment magnetic și are proprietatea de a fi atrasă într-un câmp magnetic]. Datele experimentale arată că energia legăturii din molecula de oxigen este într-adevăr dublă, dar molecula nu este diamagnetică, ci paramagnetică. Are doi electroni nepereche. Metoda VS este neputincioasă să explice acest fapt.

Cea mai bună metodă de interpretare mecanică cuantică a legăturii chimice este în prezent considerată a fi metoda orbitalilor moleculari (MO). Cu toate acestea, este mult mai complicată decât metoda VS și nu este la fel de clară ca cea din urmă.

Metoda MO consideră că toți electronii unei molecule se află în orbitali moleculari. Într-o moleculă, un electron este situat pe un anumit MO, descris de funcția de undă corespunzătoare ψ.

tipuri de MO. Când un electron al unui atom, când se apropie, cade în sfera de acțiune a altui atom, natura mișcării și, în consecință, funcția de undă a electronului se modifică. În molecula rezultată, funcțiile de undă sau orbitalii electronilor sunt necunoscute. Există mai multe moduri de a determina tipul de MO din AR cunoscute. Cel mai adesea, MO se obține printr-o combinație liniară de orbitali atomici (LCAO). Principiul Pauli, regula lui Hund, principiul energiei minime sunt valabile și pentru metoda MO.

Orez. 2.2 Formarea de legături și slăbirea orbitalilor moleculari din orbitalii atomici.

În cea mai simplă formă grafică, MO, ca și LCAO, poate fi obținut prin adăugarea sau scăderea funcțiilor de undă. Figura 2.2 prezintă formarea MO de legare și slăbire din AO original.

AO-urile pot forma MO dacă energiile AO-urilor corespunzătoare sunt apropiate ca mărime și AO-urile au aceeași simetrie față de axa legăturii.

Funcțiile de undă sau orbitalii hidrogenului 1 pot da două combinații liniare - una atunci când este adăugată, cealaltă când este scăzută (Fig. 2.2).

Când se adaugă funcțiile de undă, atunci în regiunea de suprapunere densitatea norului de electroni, proporțională cu ψ2, devine mai mare, se creează o sarcină negativă în exces între nucleii atomilor, iar nucleii atomilor sunt atrași de acesta. MO, obținut prin adăugarea funcțiilor de undă ale atomilor de hidrogen, se numește legare.

Dacă se scad funcțiile de undă, atunci în regiunea dintre nucleele atomilor, densitatea norului de electroni devine egală cu zero, norul de electroni este „împins” din regiunea situată între atomi. MO rezultat nu poate lega atomii și se numește MO de slăbire.

Deoarece orbitalii s de hidrogen formează doar o legătură σ, MO rezultate sunt desemnați σcv și σr. MO formate din orbitali atomici 1s se notează σcv1s și σр1s.

La MO de legătură, energia potențială (și totală) a electronilor se dovedește a fi mai mică decât la AO, în timp ce la MO de slăbire, este mai mare. În valoare absolută, creșterea energiei electronilor în orbitalii antilegători este oarecum mai mare decât scăderea energiei în orbitalii de legătură. Un electron situat în orbitalii de legătură asigură o legătură între atomi, stabilizând molecula, iar un electron din orbital de slăbire destabilizaază molecula, adică. legătura dintre atomi slăbește. Erasr. > Esv.

MO se formează, de asemenea, din orbitali 2p de aceeași simetrie: orbitalii σ de legare și antilegare din orbitalii 2p situati de-a lungul axei x. Ele sunt desemnate σcv2r și σr2r. Orbitalii p de legare și antilegare sunt formați din orbitalii 2pz. Ele sunt desemnate respectiv πsv2rz, πp2pz. În mod similar, se formează orbitalii πsv2py și πр2py.

Umplere MO. Umplerea MO cu electroni are loc în ordinea creșterii energiei orbitalilor. Dacă MO au aceeași energie (orbitali πb sau pr), atunci umplerea are loc conform regulii lui Hund, astfel încât momentul de spin al moleculei este cel mai mare. Fiecare MO, ca un MO atomic, poate conține doi electroni. După cum sa menționat, proprietățile magnetice ale atomilor sau moleculelor depind de prezența electronilor neperechi: dacă o moleculă are electroni nepereche, atunci este paramagnetică, dacă nu, este diamagnetică.

Să luăm în considerare un ion.

Din diagramă se poate observa că singurul electron este situat de-a lungul σcv - MO. Se formează un compus stabil cu o energie de legare de 255 kJ/mol, o lungime de legătură de 0,106 nm. Ionul molecular este paramagnetic. Dacă acceptăm că multiplicitatea legăturilor, ca în metoda VS, este determinată de numărul de perechi de electroni, atunci multiplicitatea legăturii în este egală cu ½. Procesul de educație poate fi scris după cum urmează:

Această notație înseamnă că există un electron per MO format din 1s AO.

Molecula obișnuită de hidrogen conține deja doi electroni cu spini opuși în orbitalul σcv1s: . Energia de legătură în H2 este mai mare decât în ​​- 435 kJ/mol, iar lungimea legăturii (0,074 nm) este mai scurtă. Molecula de H2 are o singură legătură, molecula este diamagnetică.

Orez. 2.3. Diagrama energetică a AO și MO într-un sistem de doi atomi de hidrogen.

Ionul molecular (+He+ ® He+2[(sc1s)2(sp1s)1]) are deja un electron în orbitalul σ 1s. Energia de legătură în - 238 kJ / mol (comparativ cu H2 este redusă), iar lungimea de legătură (0,108 us) este mărită. Multiplicitatea legăturilor este ½ (multiplicitatea legăturilor este egală cu jumătate din diferența dintre numărul de electroni din orbitalii de legătură și de slăbire).

Li2	(Fii)2	B2	N2	O2	(Ne)2	CO	NU
p2px	–	–	–	–	–	­¯	–	–
πp2py, πp2pz	– –	– –	– –	– –	­,­	­¯,­¯	– –	­,–
σcv2px	–	–	–	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯
πcv2py, πcv2pz	– –	– –	­,­	­¯,­¯	­¯,­¯	­¯,­¯	­¯,­¯	­¯,­¯
σр2s	–	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯
σcv2s	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯
Multiplicitatea comunicării	1	0	1	3	2	0	3	2½
Energia de legătură, kJ/mol	105	–	288	941	566	–	1070	677

O moleculă ipotetică de He2 ar avea doi electroni în orbitalul σc1s și doi electroni în orbitalul σp1s. Întrucât un electron din orbitalul de antilegare anulează acțiunea de legare a electronului din orbitalul de legare, molecula He2 nu poate exista. Metoda VS duce la aceeași concluzie.

Ordinea în care MO sunt umplute cu electroni în timpul formării moleculelor de către elementele perioadei II este prezentată mai jos. În conformitate cu schemele, moleculele B2 și O2 sunt paramagnetice, iar molecula Be2 nu poate exista.

Formarea moleculelor din atomi de elemente din perioada II poate fi scrisă astfel (K - straturi electronice interne):

Proprietățile fizice ale moleculelor și MMO

Existența legăturii și slăbirii MO este confirmată de proprietățile fizice ale moleculelor. Metoda MO face posibil să se prevadă că dacă, în timpul formării unei molecule din atomi, electronii din moleculă cad în orbitali de legătură, atunci potențialele de ionizare ale moleculelor trebuie să fie mai mari decât potențialele de ionizare ale atomilor și dacă electronii cad în orbitali de slăbire, apoi invers.

Astfel, potențialele de ionizare ale moleculelor de hidrogen și azot (orbitali de legătură), 1485 și respectiv 1500 kJ/mol, sunt mai mari decât potențialele de ionizare ale atomilor de hidrogen și azot, 1310 și 1390 kJ/mol, și potențialele de ionizare ale oxigenului și moleculele de fluor (orbitali de slăbire) sunt de 1170 și 1523 kJ/mol - mai puțin decât cel al atomilor corespunzători - 1310 și 1670 kJ/mol. Când moleculele sunt ionizate, puterea legăturii scade dacă un electron este îndepărtat din orbitalul de legătură (H2 și N2) și crește dacă electronul este îndepărtat din orbitalul de slăbire (O2 și F2).

Molecule diatomice cu atomi diferiți

MO pentru molecule cu atomi diferiți (NO, CO) sunt construite în mod similar, dacă atomii inițiali nu diferă foarte mult în potențialele de ionizare. Pentru molecula de CO, de exemplu, avem:

Energiile AO ale atomului de oxigen se află sub energiile orbitalilor de carbon corespunzători (1080 kJ/mol), ele fiind situate mai aproape de nucleu. Cei 10 electroni prezenți în atomii inițiali de pe straturile exterioare umplu orbitalii sb2s- și slăbirea sp2s de legătură și orbitalii de legare - și psb2py,z. Molecula de CO se dovedește a fi izoelectronică cu molecula de N2. Energia de legare a atomilor dintr-o moleculă de CO (1105 kJ/mol) este chiar mai mare decât într-o moleculă de azot (940 kJ/mol). Lungimea legăturii C–O este de 0,113 nm.

FĂRĂ moleculă

are un electron în orbitalul de antilegare. Ca rezultat, energia de legare a NO (680 kJ/mol) este mai mică decât cea a N2 sau CO. Îndepărtarea unui electron din molecula de NO (ionizare cu formarea de NO+) crește energia de legare a atomilor la 1050–1080 kJ/mol.

Luați în considerare formarea de MO într-o moleculă de fluorură de hidrogen HF. Deoarece potențialul de ionizare al fluorului (17,4 eV sau 1670 kJ/mol) este mai mare decât cel al hidrogenului (13,6 eV sau 1310 kJ/mol), orbitalii 2p ai fluorului au mai puțină energie decât orbitalul 1s al hidrogenului. Datorită diferenței mari de energie, orbitalul 1s al atomului de hidrogen și orbitalul 2s al atomului de fluor nu interacționează. Astfel, orbitalul 2s al fluorului devine fără a modifica energia MO în HF. Astfel de orbitali se numesc nelegare. De asemenea, orbitalii 2py și 2pz ai fluorului nu pot interacționa cu orbitalul 1s al hidrogenului din cauza diferenței de simetrie față de axa de legătură. Ele devin, de asemenea, MO nelegate. MO de legare și slăbire sunt formate din orbitalul 1s al hidrogenului și orbitalul 2px al fluorului. Atomii de hidrogen și fluor sunt legați printr-o legătură cu doi electroni cu o energie de 560 kJ/mol.

Bibliografie

Glinka N.L. Chimie generală. - M.: Chimie, 1978. - S. 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavy V.F., Malashko P.M. Chimie generală în formule, definiții, scheme. - Minsk: Universitetskaya, 1996. - S. 51-77.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Lucrări practice și independente în chimie. - Minsk: UE „Donarit”, 2005. - S. 21-30.

Electronegativitatea este o valoare condiționată care caracterizează capacitatea unui atom dintr-un compus chimic de a atrage electroni la sine.