Legătura chimică: definiție, tipuri, clasificare și caracteristici ale definiției. Tipuri de legături chimice Se determină tipul de legătură chimică formată între atomi

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

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

Legătura chimică este una din natură: este de origine electrostatică. Dar în diferiți compuși chimici, legăturile chimice sunt de diferite tipuri; cele mai importante tipuri de legături chimice sunt covalente (nepolare, polare), ionice, metalice. Tipurile acestor tipuri de legături sunt donator-acceptor, hidrogen etc. O legătură metalică apare între atomii metalici.

Legătura chimică, efectuată datorită formării unei perechi comune sau partajate sau a mai multor perechi de electroni se numește covalentă. Fiecare atom contribuie cu un electron la formarea unei perechi comune de electroni, adică participă „la o cotă egală” (Lewis, 1916). Mai jos sunt schemele pentru formarea legăturilor chimice în moleculele H2, F2, NH3 și CH4. Electronii care aparțin diferiților atomi sunt indicați prin simboluri diferite.

Ca urmare a 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 rotirilor antiparalele de electroni nepereche aparținând unor atomi diferiți. Cu rotiri paralele de electroni, atomii nu sunt atrași, ci respinși: legătura covalentă nu are loc. Metoda de descriere a unei legături chimice, a cărei formare este asociată cu o pereche comună de electroni, se numește metoda legăturilor de valență (MVB).

Principalele dispoziții ale AIM

O legătură chimică covalentă este formată din doi electroni cu rotiri direcționate opus, iar această pereche de electroni aparține a doi atomi.

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

La scrierea formulelor structurale, perechile de electroni care determină legătura sunt adesea descrise prin liniuțe (în loc de puncte care reprezintă electroni împărtășiți).

Caracteristica energetică a legăturii chimice are o mare importanță. Când se formează o legătură chimică, energia totală a sistemului (moleculei) este mai mică decât energia părților constitutive (atomi), adică ЕAB<ЕА+ЕB.

Valența este proprietatea unui atom al unui element chimic de a atașa sau de a înlocui un anumit număr de atomi ai unui alt element. Din acest punct de vedere, valența unui atom este determinată cel mai ușor de numărul de atomi de hidrogen care formează legături chimice cu acesta sau de numărul de atomi de hidrogen înlocuiți cu un atom al acestui element.

Odată cu dezvoltarea conceptelor mecanice cuantice ale atomului, valența a început să fie determinată de numărul de electroni nepereche care participă la formarea legăturilor chimice. În plus față de electronii nepereche, valența unui atom depinde și de numărul orbitalilor goi și complet umpluți ai stratului de electroni de valență.

Energia de legare este energia care este eliberată atunci când o moleculă este formată 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. Sistemul 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 care nu este combinat în molecule.

Figura: 2.1 Dependența energiei potențiale E a unui sistem de doi atomi de hidrogen de distanța internucleară r: 1 - în timpul formării unei legături chimice; 2 - fără educația sa.

Figura 2.1 prezintă curba de energie pentru atomii de hidrogen care interacționează. Abordarea atomilor este însoțită de eliberarea de energie, care va fi cu atât mai mare, cu cât norii de electroni se suprapun. Cu toate acestea, în condiții normale, datorită repulsiei Coulomb, este imposibil să se realizeze fuziunea nucleilor a doi atomi. Aceasta înseamnă că la o anumită distanță, în loc să atragă atomi, va avea loc respingerea lor. Astfel, distanța dintre atomii r0, care corespunde minimului pe curba de energie, va corespunde lungimii legăturii chimice (curba 1). Dacă rotațiile electronice ale atomilor de hidrogen care interacționează sunt aceleași, atunci va avea loc repulsia lor (curba 2). Energia de legare pentru diferiți atomi variază în intervalul 170-420 kJ / mol (40-100 kcal / mol).

Procesul de tranziție al unui electron la un subnivel sau nivel de energie mai mare (adică procesul de excitație sau despărțire, care a fost menționat anterior) necesită consum de energie. Când se formează o legătură chimică, se eliberează energie. Pentru ca o legătură chimică să fie stabilă, este necesar ca creșterea energiei atomului datorită excitației să fie mai mică decât energia legăturii chimice formate. Cu alte cuvinte, este necesar ca cheltuiala de energie pentru excitația atomilor să fie compensată prin eliberarea de energie datorită formării unei legături.

Legătura chimică, pe lângă energia legăturii, 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 importante.

Multiplicitatea unei legături este determinată de numărul de perechi de electroni care leagă doi atomi. Deci, în etanul Н3С - СН3 legătura dintre atomii de carbon este simplă, în etilena Н2С \u003d СН2 - dublă, în acetilenă НСССН - triplă. Pe măsură ce multiplicitatea legăturii crește, energia legăturii crește: energia legăturii C - C este de 339 kJ / mol, C \u003d 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 atomice, atunci o astfel de legătură se numește legătură sigma (legătura σ). Poate fi format din doi electroni s, electroni s și p, doi electroni px, electroni s și d (de exemplu):

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

Legătura dintre doi atomi poate fi realizată de mai mult de o pereche de electroni. O astfel de relație se numește multiplă. Un exemplu de formare a unei legături multiple este o moleculă de azot. Într-o moleculă de azot, orbitalele px formează o legătură σ. Când o legătură este formată din orbitali pz, apar două regiuni
suprapuneri - deasupra și dedesubtul axei x:

O astfel de legătură se numește legătură pi (legătură π). Apariția unei legături π între doi atomi are loc numai atunci când acestea sunt deja conectate printr-o legătură σ. A doua legătură π din molecula de azot este formată din orbitalii py ai atomilor. Când se formează legături π, norii de electroni se suprapun mai puțin decât în \u200b\u200bcazul legăturilor σ. Ca rezultat, legăturile π sunt de obicei mai puțin puternice decât legăturile σ formate din aceiași orbitali atomici.

orbitalii p pot forma atât legături σ, cât și legături 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 o legătură π.

Lungimea legăturii este distanța dintre nucleele atomilor legați. Lungimile legăturii din diferiți compuși sunt în zecimi de nanometru. Pe măsură ce multiplicitatea crește, lungimile legăturii scad: lungimile legăturilor N - N, N \u003d N și NºN sunt 0,115; 0,125 și 0,109 nm (10-9 m), iar lungimile legăturilor C-C, C \u003d C și CºC sunt, respectiv, 0,154; 0.134 și 0.120 nm.

Între atomi diferiți, poate apărea o legătură covalentă pură dacă electronegativitatea (EO) a 1 atomi este aceeași. Aceste molecule sunt electrosimetrice, adică „Centrele de greutate” ale sarcinilor pozitive ale nucleelor \u200b\u200bși sarcinilor negative ale electronilor coincid la un moment dat, de aceea sunt numite nepolare.

Dacă atomii de conectare au EO diferit, atunci norul de electroni situat între ei se deplasează dintr-o poziție simetrică mai aproape de atom cu un EO 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; o anumită distanță (l) apare între ele. Astfel de molecule se numesc polare sau dipoli, iar legătura dintre atomii din ele se numește polară.

O legătură polară este un tip de legătură covalentă care a suferit o ușoară polarizare unidirecțională. Distanța dintre „centrele de greutate” ale sarcinilor pozitive și negative dintr-o moleculă se numește lungimea dipolului. Bineînțeles, cu cât polarizarea este mai mare, cu atât lungimea dipolului este mai mare și polaritatea moleculelor este mai mare. Pentru a estima polaritatea moleculelor, se folosește de obicei un moment dipolar constant (Мр), care este produsul valorii sarcinii electrice elementare (e) de lungimea dipolului (l), adică ...

Momentele dipolice sunt măsurate în debye D (D \u003d 10-18 el. St. Unități × cm, deoarece sarcina elementară este de 4.810-10 el. Unități, iar lungimea dipolului este în medie egală cu distanța dintre doi nuclei atomici , adică 10-8 cm) sau coulometre (C × m) (1 D \u003d 3,33 10-30 C × m) (încărcare electronică 1,6 10-19 C înmulțită cu distanța dintre sarcini, de exemplu, 0,1 nm, apoi Mp \u003d 1,6 10-19 × 1 × 10-10 \u003d 1,6 10-29 Cm). Momentele dipolare constante ale moleculelor au valori de la zero la 10 D.

În moleculele nepolare, l \u003d 0 și Mp \u003d 0, adică nu au un moment dipol. În moleculele polare, Mp\u003e 0 și atinge valori de 3,5 - 4,0 D.

Cu o diferență foarte mare în EO, atomii au o polarizare clară unidirecțională: norul de electroni al legăturii este deplasat maxim spre atomul cu cel mai mare EO, atomii trec în ioni încărcați în mod opus și apare o moleculă ionică:

Legătura covalentă devine ionică. Electroasimetria moleculelor crește, lungimea dipolului crește, iar momentul dipolului crește la 10 D.

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

Polaritatea unei legături poate fi prezisă folosind EO relativă a atomilor. Cu cât diferența în EO relativă a atomilor este mai mare, cu atât polaritatea este mai pronunțată: DEO \u003d 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 ionică doar cu 89%.

Legătura chimică care rezultă din transferul de electroni de la atom la atom se numește ionică, iar moleculele corespunzătoare ale compușilor chimici se numesc ionice. Pentru compușii ionici în stare solidă este caracteristică o rețea de cristal ionic. În stare topită și dizolvată, conduc un curent electric, au un punct de topire și fierbere ridicat și un moment dipol semnificativ.

Dacă luăm în considerare compușii elementelor din orice perioadă cu același element, atunci când ne deplasăm de la începutul până la sfârșitul perioadei, natura predominant ionică a legăturii se transformă în covalentă. De exemplu, în fluorurile din a doua perioadă LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2, gradul de ionicitate a legăturii din fluorura de litiu slăbește treptat și este înlocuit de 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 covalente polare și ionice. Aceste tipuri de comunicare diferă doar în ceea ce privește gradul de polarizare al norului de electroni al moleculei. Moleculele rezultate diferă prin lungimile dipolilor și valorile momentelor dipolice constante. În chimie, valoarea momentului dipolar este foarte mare. De regulă, cu cât este mai mare momentul dipol, cu atât este mai mare reactivitatea moleculelor.

Mecanisme de formare a legăturilor chimice

Metoda legăturilor de valență face distincția între mecanismele de schimb și de donator-acceptor de formare a legăturilor chimice.

Mecanism de schimb. Mecanismul de schimb al formării unei legături chimice include cazuri în care un electron participă la formarea unei perechi de electroni din fiecare atom.

În moleculele H2, Li2, Na2, legăturile se formează datorită electronilor s nepereche ai atomilor. În moleculele F2 și Cl2 - datorită electronilor p neperecheați. În moleculele HF și HCl, legăturile sunt formate din s-electroni ai hidrogenului și p-electroni ai halogenilor.

O caracteristică a formării compușilor prin mecanismul de schimb este saturația, care arată că atomul nu formează niciunul, 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, iar atomul de hidrogen este unul singur. Principiul saturației impune ca compusul stabil să fie NH3, nu NH2, NH sau NH4. Cu toate acestea, există molecule care conțin un număr impar de electroni, de exemplu, NO, NO2, ClO2. Toate acestea se caracterizează printr-o reactivitate crescută.

În anumite etape ale reacțiilor chimice, se pot forma și grupuri 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 donator-acceptor

Se știe că compușii saturați de valență amoniac NH3 și trifluorură de bor BF3 reacționează între ei conform reacției

NH3 + BF3 \u003d NH3BF3 + 171,4 kJ / mol.

Să luăm în considerare mecanismul acestei reacții:

Se poate observa că din cei patru orbitali de bor, trei sunt populați și unul rămâne vacant. Toți cei patru orbitali de azot sunt populați în molecula de amoniac, dintre care trei sunt locuiți de mecanismul de schimb cu electroni de azot și hidrogen, iar unul conține o pereche de electroni, ambii electroni aparținând azotului. O astfel de pereche de electroni se numește pereche de electroni singulari. Formarea compusului H3N · BF3 are loc datorită faptului că perechea de electroni solitari de amoniac ocupă orbitalul liber al fluorurii de bor. În acest caz, energia potențială a sistemului scade și se eliberează o cantitate echivalentă de energie. Un astfel de mecanism de formare se numește donator-acceptor, donator - un atom care renunță la perechea sa de electroni pentru a forma o legătură (în acest caz, un atom de azot); iar atomul care, în timp ce oferă un orbital liber, acceptă o pereche de electroni, este numit acceptor (în acest caz, un atom de bor). O legătură donator-acceptor este un tip de legătură covalentă.

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

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

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

Direcția legăturilor și hibridizarea orbitalilor atomici

O caracteristică importantă a unei molecule formate din mai mult de doi atomi este configurația sa geometrică. Este determinată de dispunerea 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.

c.h. \u003d 6 c.h. \u003d 6

Unghiul dintre legăturile din molecula de apă este de 104,5 grade. Magnitudinea sa poate fi explicată pe baza conceptelor mecanice cuantice. Circuitul electronic al atomului de oxigen 2s22p4. Doi orbitali p neperecheați sunt situați la un unghi de 90 ° unul față de celălalt - suprapunerea maximă a norilor de electroni a orbitalilor s de atomi de hidrogen cu orbitalii p ai atomului de oxigen va fi în cazul în care legăturile sunt situate la o unghi de 90 °. Într-o moleculă de apă, legătura O - H este polară. Sarcina pozitivă efectivă este δ + pe atomul de hidrogen și δ- pe atomul de oxigen. 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 semnificativ mai mică decât EO-ul oxigenului. Prin urmare, polaritatea legăturii H –S în H2S este mai mică decât polaritatea legăturii Н - О în Н2О, iar lungimea legăturii H - S (0,133 nm) este mai lungă decât legătura Н - О (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, iar unghiul dintre legăturile de valență H - N - H este mai mare decât cel direct (107.3®). Trecând de la NH3 la PH3, AsH3 și SbH3, unghiurile dintre legături sunt respectiv 93,3 °; 91,8 ° și 91,3 °.

Hibridizarea orbitalilor atomici

Un atom de beriliu excitat are configurația 2s12p1, un atom de bor excitat are o configurație 2s12p2, iar un atom de carbon excitat are o configurație 2s12p3. Prin urmare, putem presupune că diferiți orbitali atomici pot participa la formarea legăturilor chimice. De exemplu, în compuși precum BeCl2, BeCl3, CCl4 ar trebui să existe o forță și o direcție inegale, iar legăturile σ de la orbitalele p ar trebui să fie mai puternice decât legăturile de la orbitalele s pentru orbitalele 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. Au concluzionat că diferiți orbitali, nu foarte diferiți în ceea ce privește energia, formează un număr corespunzător de orbitali hibrizi. Orbitalii hibrizi (amestecați) sunt formați din orbitali atomici diferiți. Numărul orbitalilor hibrizi este egal cu numărul orbitalilor atomici implicați în hibridizare. Orbitalii hibrizi sunt identici în forma și energia norilor de electroni. Comparativ cu orbitalele atomice, acestea sunt mai alungite în direcția formării legăturilor chimice și, prin urmare, provoacă o mai bună suprapunere a norilor de electroni.

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

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

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

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

hibridizarea sp3 este caracteristică compușilor de carbon. Ca rezultat al hibridizării unui orbital s și trei orbital p, se formează patru orbitali hibrid sp3, direcționați către vârfurile tetraedrului cu un unghi între orbitalii de 109,5 °.

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 s și p, ci și orbitali d și f.

Cu hibridizarea sp3d2, se formează 6 nori echivalenți. Se observă la compuși precum ,.

Conceptul de hibridizare face posibilă înțelegerea unor astfel de caracteristici structurale ale moleculelor care nu pot fi explicate în alt mod.

Hibridizarea orbitalilor atomici (AO) duce la deplasarea norului de electroni în direcția formării legăturilor cu alți atomi. Ca rezultat, regiunile suprapuse ale orbitalilor hibrizi sunt mai mari decât pentru orbitalii puri, iar rezistența legăturii crește.

Polarizabilitatea și acțiunea de polarizare a ionilor și moleculelor

Într-un câmp electric, un ion sau o moleculă este deformat, adică în ele există o deplasare relativă a nucleilor și a electronilor. Această deformabilitate a ionilor și moleculelor se numește polarizabilitate. Deoarece electronii stratului exterior sunt legați cel mai puțin puternic în atom, ei sunt deplasați în primul rând.

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

Cu aceeași structură a cochiliilor de electroni, polarizabilitatea ionului scade odată cu creșterea sarcinii pozitive, de exemplu, în serie:

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

Polarizabilitatea moleculelor este determinată de polarizabilitatea atomilor incluși în acestea, configurația geometrică, numărul și multiplicitatea legăturilor etc. Concluzia despre polarizabilitatea relativă este posibilă numai pentru moleculele construite în mod similar, care diferă într-un singur atom. În acest caz, diferența de polarizabilitate a moleculelor poate fi judecată după diferența de polarizabilitate a atomilor.

Un câmp electric poate fi creat fie de un electrod încărcat, fie de un ion. Astfel, ionul în sine poate avea un efect de polarizare (polarizare) asupra altor ioni sau molecule. Efectul polarizant al unui ion crește odată cu creșterea încărcării sale și cu scăderea razei sale.

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

Moleculele se polarizează atunci când sunt polare; efectul de polarizare este cu atât mai mare, cu cât este mai mare momentul dipol al moleculei.

Abilitatea de polarizare crește la rând, deoarece razele cresc și câmpul electric creat de ion scade.

Legătură de hidrogen

Legătura cu hidrogen este un tip special de legătură chimică. Se știe că compușii cu hidrogen cu nemetale puternic electronegative precum F, O, N au puncte de fierbere anormal de ridicate. Dacă în seria Н2Тe - H2Se - H2S punctul de fierbere scade în mod regulat, atunci la trecerea de la H2S la Н2О are loc un salt puternic la o creștere a acestei temperaturi. Aceeași imagine este observată în seria acizilor hidrohalici. Aceasta indică prezența unei interacțiuni specifice între moleculele H2O, moleculele HF. O astfel de interacțiune ar trebui să împiedice separarea moleculelor între ele, adică reduce volatilitatea acestora și, în consecință, crește punctul de fierbere al substanțelor corespunzătoare. Datorită diferenței mari în EO, legăturile chimice H - F, H - O, H - N sunt puternic polarizate. Prin urmare, atomul de hidrogen are o sarcină efectivă pozitivă (δ +), în timp ce atomii F, O și N au un exces de densitate a electronilor și sunt încărcați negativ (d-). Datorită atracției Coulomb, atomul de hidrogen încărcat pozitiv al unei molecule interacționează cu atomul electronegativ al altei molecule. Ca urmare, moleculele sunt atrase una de cealaltă (punctele îndrăznețe indică legături de hidrogen).

O legătură de hidrogen se numește o legătură care este formată dintr-un atom de hidrogen care face parte dintr-una din cele două particule legate (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 convenționale. Cu toate acestea, legătura de hidrogen determină existența moleculelor dimerice (Н2О) 2, (HF) 2 și a acidului formic în perechi.

Într-o serie de combinații de atomi HF, HO, HN, HCl, HS, energia legăturii de hidrogen scade. De asemenea, scade odată cu creșterea temperaturii, prin urmare, substanțele în stare de vapori prezintă legături de hidrogen doar într-o măsură nesemnificativă; este caracteristică substanțelor în stare lichidă și solidă. Substanțe precum apă, gheață, amoniac lichid, acizi organici, alcooli și fenoli sunt asociate în dimeri, trimeri și polimeri. Dimerii sunt cei mai stabili în stare lichidă.

Interacțiuni intermoleculare

Anterior, au fost luate în considerare legăturile care determină formarea moleculelor din atomi. Cu toate acestea, există și interacțiuni între molecule. Este motivul condensării gazelor și transformării lor în 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, inductivă și dispersivă.

Datorită interacțiunii electrostatice a capetelor opuse ale dipolilor, moleculele polare sunt orientate cu spațiul în așa fel încât capetele negative ale dipolilor unor molecule sunt transformate în pozitive

capetele dipolilor altor molecule (interacțiunea intermoleculară orientativă).

Energia acestei interacțiuni este determinată de atracția electrostatică a doi dipoli. Cu cât este mai mare dipolul, cu atât este mai puternică atracția intermoleculară (Н2О, HCl).

Mișcarea termică a moleculelor împiedică orientarea reciprocă a moleculelor; prin urmare, efectul de orientare slăbește odată cu creșterea temperaturii. Interacțiunea de inducție este observată și la substanțele cu molecule polare, dar este de obicei mult mai slabă decât interacțiunea orientativă.

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

b

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

În cazul moleculelor nepolare (de exemplu, H2, N2 sau atomii de gaze nobile), interacțiunile orientative și inductive sunt absente. Cu toate acestea, se știe că hidrogenul, azotul și gazele nobile sunt arse. Pentru a explica aceste fapte, Londra a introdus conceptul de forțe de dispersie ale interacțiunilor intermoleculare. Aceste forțe interacționează între oricare atom și moleculă, indiferent de structura lor. Acestea sunt cauzate de momente dipolare instantanee care apar în concert 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 duc la formarea de lichide și solide. În special, provoacă tranziția gazelor nobile într-o stare lichidă la temperaturi scăzute.

Astfel, cea mai mică componentă dintre forțele care acționează între molecule este interacțiunea de dispersie. Între moleculele cu polaritate mică sau nulă (CH4, H2, HI), forțele de acțiune sunt în principal dispersive. Cu cât este mai mare momentul dipolar intrinsec al moleculelor, cu atât sunt mai mari forțele orientative de interacțiune dintre ele.

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 HCI, forțele de dispersie reprezintă 81% din interacțiunea intermoleculară totală; pentru HBr, această valoare este de 95%, iar pentru HI, 99,5%.

Descrierea legăturii chimice în metoda orbitalului molecular (MO)

Metoda VS este utilizată pe scară largă de către chimiști. În această metodă, o moleculă mare și complexă este considerată a fi compusă din legături separate de doi centri și de doi electroni. Se presupune că electronii responsabili de legătura chimică sunt localizați (localizați) între doi atomi. Metoda VS poate fi aplicată cu succes la majoritatea moleculelor. Cu toate acestea, există o serie de molecule pentru care această metodă nu este aplicabilă sau concluziile sale sunt în contradicție 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. Existența unui ion indică posibilitatea unei legături chimice folosind un electron. Când se formează acest ion, o energie de 255 kJ (61 kcal) este eliberată dintr-un atom de hidrogen și un ion de hidrogen. Astfel, legătura chimică din ion este destul de puternică.

Dacă încercăm să descriem legătura chimică într-o moleculă de oxigen prin metoda VS, ajungem la concluzia că, în primul rând, trebuie să fie dublă (legăturile σ și p) și, în al doilea rând, într-o moleculă de oxigen toți electronii trebuie să fie asociat, adică .e. molecula de O2 trebuie să fie diamagnetică. [La substanțele diamagnetice, atomii nu au un moment magnetic constant și substanța este împinsă afară din câmpul magnetic. O substanță paramagnetică este una ai cărei atomi sau molecule au un moment magnetic și are proprietatea de a fi atrași într-un câmp magnetic]. Datele experimentale arată că legătura din molecula de oxigen este într-adevăr dublă în energie, dar molecula nu este diamagnetică, ci paramagnetică. Are doi electroni nepereche. Metoda VS este neputincioasă pentru a explica acest fapt.

Cea mai bună metodă pentru tratamentul mecanic cuantic al legăturilor chimice este considerată în prezent metoda orbitalilor moleculari (MO). Cu toate acestea, este mult mai complicată decât metoda VS și nu este la fel de vizuală ca aceasta din urmă.

Metoda MO consideră că toți electronii unei molecule se află în orbitali moleculari. Într-o moleculă, electronul se află la 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, prin urmare, funcția de undă a electronului, se schimbă. În molecula rezultată, funcțiile de undă sau orbitalele electronilor sunt necunoscute. Există mai multe moduri de a determina tipul MO prin AO cunoscut. Cel mai adesea, MO-urile sunt obținute printr-o combinație liniară de orbitali atomici (LCAO). Principiul lui Pauli, regula lui Gund, principiul minim al energiei este valabil și pentru metoda MO.

Figura: 2.2 Formarea orbitelor moleculare de legătură și anti-legare de pe orbitalele atomice.

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-urilor de legare și slăbire de la AO inițială.

AO-urile pot forma MO-uri dacă energiile AO-urilor corespunzătoare sunt apropiate ca mărime și AO-urile au aceeași simetrie în legătură cu axa legăturii.

Funcțiile de undă, sau orbitale, ale hidrogenului 1s pot da două combinații liniare - una când se adaugă, cealaltă când se scade (Fig. 2.2).

Când se adaugă funcțiile de undă, atunci în regiunea suprapusă densitatea norului de electroni, proporțional cu to2, devine mai mare, se creează o sarcină negativă în exces între nucleele atomice, iar nucleii atomici sunt atrași de acesta. MO obținut prin adăugarea funcțiilor de undă ale atomilor de hidrogen se numește legătură.

Dacă funcțiile de undă sunt scăzute, atunci în regiunea dintre nucleii atomilor densitatea norului de electroni devine egală cu zero, norul de electroni este „împins afară” din regiunea situată între atomi. MO-ul format nu poate lega atomii și se numește anti-legare.

Deoarece orbitalele s ale hidrogenului formează doar o legătură σ, MO-urile obținute sunt notate cu σcv și σp. MO-urile formate din 1s orbitali atomici sunt notate cu σcv1s și σp1s.

Pe un MO care leagă, energia potențială (și totală) a electronilor se dovedește a fi mai mică decât pe un AO, iar pe un MO anti-legătură, este mai mare. În termeni absoluți, creșterea energiei electronilor în orbitații anti-legătură este oarecum mai mare decât scăderea energiei în orbitații de legătură. Un electron din orbitalele care leagă asigură o legătură între atomi, stabilizând o moleculă, iar un electron dintr-un orbital anti-legătură destabilizează o moleculă, adică legătura dintre atomi se slăbește. Erazr. \u003e Esv.

MO-urile se formează, de asemenea, din orbitalii 2p de aceeași simetrie: orbitalii σ care leagă și se leagă din orbitalii 2p situați de-a lungul axei x. Ele sunt desemnate σcv2p și σp2p. Legarea și slăbirea orbitalilor p se formează din orbitali 2pz. Ele sunt desemnate respectiv πсв2рz, πp2pz. Orbitalele πcv2py și πр2py sunt formate în mod similar.

Umplerea MO. Umplerea MO-urilor cu electroni are loc în ordinea creșterii energiei orbitale. Dacă MO-urile au aceeași energie (orbitalele πcw- sau πр), atunci umplerea are loc conform regulii lui Hund, astfel încât momentul de rotire al moleculei este cel mai mare. Fiecare MO, ca unul atomic, poate găzdui doi electroni. După cum sa menționat, proprietățile magnetice ale atomilor sau moleculelor depind de prezența electronilor nepereche: dacă există electroni nepereche într-o moleculă, atunci este paramagnetic, dacă nu, este diamagnetic.

Luați în considerare un ion.

Din diagramă se poate observa că singurul electron este situat de-a lungul lui σc - MO. Un compus stabil este format cu o energie de legare de 255 kJ / mol și o lungime a legăturii de 0,106 nm. Ionul molecular este paramagnetic. Dacă presupunem că multiplicitatea comunicării, ca și în metoda VS, este determinată de numărul de perechi electronice, atunci multiplicitatea comunicării în este egală cu ½. Procesul de educație poate fi scris după cum urmează:

Această notație înseamnă că există un electron pe σc în MO format din 1s AO.

Molecula de hidrogen obișnuit conține deja doi electroni cu rotiri opuse pe σcв1s-orbital :. Energia de legare din H2 este mai mare decât în \u200b\u200b- 435 kJ / mol, iar lungimea legăturii (0,074 nm) este mai mică. Există o singură legătură în molecula H2, molecula este diamagnetică.

Smochin. 2.3. Diagrama energetică a AO și MO în sistemul a doi atomi de hidrogen.

Ionul molecular (+ He + ® He + 2 [(sb1s) 2 (sp1s) 1]) are deja un electron în orbitalul de rezoluție 1s. Energia legăturii în - 238 kJ / mol (în comparație cu H2 redusă) și lungimea legăturii (0,108 noi) - au crescut. Multiplicitatea legăturii este ½ (multiplicitatea legăturii este egală cu jumătate din diferența dintre numărul de electroni din orbitalii de legătură și de legătură).

O moleculă ipotetică de He2 ar avea doi electroni în orbitalul σcv1s și doi electroni în orbitalul σp1s. Deoarece un electron de pe orbitalul anti-legătură distruge efectul de legătură al electronului asupra orbitalului de legătură, molecula He2 nu poate exista. Metoda VS conduce la aceeași concluzie.

Ordinea umplerii MO cu electroni în timpul formării moleculelor de elemente din perioada II este prezentată mai jos. În conformitate cu schemele, moleculele B2 și O2 sunt paramagnetice, în timp ce molecula Be2 nu poate exista.

Formarea moleculelor din atomii elementelor din perioada II poate fi scrisă după cum urmează (K - straturi electronice interne):

Proprietățile fizice ale moleculelor și MMO-urilor

Existența MO-urilor de legare și relaxare este confirmată de proprietățile fizice ale moleculelor. Metoda MO permite prezicerea că, dacă, în timpul formării unei molecule din atomi, electronii din moleculă cad pe orbitalii de legătură, atunci potențialele de ionizare ale moleculelor ar trebui să fie mai mari decât potențialele de ionizare ale atomilor și dacă electronii cad pe orbitalii anti-legătură, apoi invers.

Astfel, potențialele de ionizare ale moleculelor de hidrogen și azot (orbitale 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, iar potențialele de ionizare ale oxigenului și molecule de fluor (orbitale de slăbire) - 1170 și 1523 kJ / mol - mai puțin decât pentru atomii corespunzători - 1310 și 1670 kJ / mol. În timpul ionizării moleculelor, puterea legăturii scade dacă un electron este îndepărtat din orbitalul de legătură (H2 și N2) și crește dacă un electron este îndepărtat din orbitalul anticorp (O2 și F2).

Molecule diatomice cu atomi diferiți

MO-urile pentru molecule cu atomi diferiți (NO, CO) sunt construite într-un mod similar, dacă atomii inițiali nu diferă prea mult în ceea ce privește valorile potențialilor de ionizare. Pentru o moleculă de CO, de exemplu, avem:

Energiile AO ale atomului de oxigen se află sub energiile orbitalilor de carbon corespunzători (1080 kJ / mol), sunt situate mai aproape de nucleu. Cei 10 electroni prezenți în atomii inițiali de pe straturile exterioare umple orbitalele de legătură sb2s și sp2s de legătură și orbitalele de legare-și pcw2py, 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.

Molecula NR

are un electron în orbitalul anti-legătură. 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.

Să luăm în considerare formarea 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 o energie mai mică decât orbitalul 1s al hidrogenului. Datorită diferenței mari de energii, orbitalul 1s al atomului de hidrogen și orbitalul 2s al atomului de fluor nu interacționează. Astfel, orbitalul fluor 2s devine fără a schimba energia MO în HF. Astfel de orbitali sunt numiți fără legătură. Orbitalii 2py și 2pz de fluor nu pot interacționa, de asemenea, cu orbitalul 1s al hidrogenului datorită diferenței de simetrie în legătură cu axa legăturii. De asemenea, devin MO-uri fără caracter obligatoriu. MO-urile de legare și slăbire sunt formate din orbitalul 1s al hidrogenului și orbitalul 2px al fluorului. Atomii de hidrogen și fluor sunt legați de o legătură cu doi electroni cu o energie de 560 kJ / mol.

Lista de referinte

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: Universitetskae, 1996. - S. 51-77.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Muncă practică și independentă în chimie. - Minsk: UP "Donarit", 2005. - S. 21-30.

Fig. 1. Razele orbitale ale elementelor (ra) și lungimea legăturii chimice cu un electron (d)

Cea mai simplă legătură chimică cu un singur electron este creată de un singur electron de valență. Se pare că un electron este capabil să rețină doi ioni încărcați pozitiv într-un singur întreg. În cuplarea cu un singur electron, forțele Coulomb de repulsie a particulelor încărcate pozitiv sunt compensate de forțele Coulomb de atracție ale acestor particule către un electron încărcat negativ. Electronul de valență devine comun celor doi nuclei ai moleculei.

Exemple de astfel de compuși chimici sunt ionii moleculari: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

O legătură covalentă polară apare în moleculele diatomice heteronucleare (Fig. 3). Perechea de electroni care leagă într-o legătură chimică polară este aproape de atom cu un potențial mai mare de primă ionizare.

Distanța d dintre nucleii atomici care caracterizează structura spațială a moleculelor polare poate fi considerată aproximativ ca suma razelor covalente ale atomilor corespunzători.

Caracterizarea unor substanțe polare

Deplasarea perechii de electroni care leagă la unul dintre nucleii moleculei polare duce la apariția unui dipol electric (electrodinamică) (Fig. 4).

Distanța dintre centrele de greutate ale sarcinilor pozitive și negative se numește lungimea dipolului. Polaritatea unei molecule, la fel ca polaritatea unei legături, este estimată de magnitudinea momentului dipolar μ, care este produsul lungimii dipolului l prin valoarea încărcării electronice:

Legături covalente multiple

Legăturile covalente multiple sunt reprezentate de compuși organici nesaturați care conțin legături chimice duble și triple. Pentru a descrie natura compușilor nesaturați, L. Pauling introduce conceptele de legături sigma și π, hibridizarea orbitalilor atomici.

Hibridizarea lui Pauling pentru doi electroni S și doi p a făcut posibilă explicarea direcției legăturilor chimice, în special configurația tetraedrică a metanului. Pentru a explica structura etilenei, un electron p trebuie izolat din patru electroni Sp 3 echivalenți ai unui atom de carbon pentru a forma o legătură suplimentară, numită legătură π. În acest caz, cei trei orbitali Sp 2-hibri rămași sunt situați în plan la un unghi de 120 ° și formează legături de bază, de exemplu, o moleculă etilenă plană (Fig. 5).

În noua teorie a lui Pauling, toți electronii de legătură au devenit egali și echidistanți de linia care leagă nucleele moleculei. Teoria lui Pauling a legăturilor chimice îndoite a luat în considerare interpretarea statistică a funcției de undă M. Born, corelația electronilor Coulomb a electronilor. A apărut un sens fizic - natura legăturii chimice este complet determinată de interacțiunea electrică a nucleilor și a electronilor. Cu cât electronii se leagă mai mult, cu atât distanța internucleară este mai mică și legătura chimică dintre atomii de carbon este mai puternică.

Legătură chimică în trei centre

Dezvoltarea ulterioară a conceptului de legătură chimică a fost dată de fizicochimistul american W. Lipscomb, care a dezvoltat teoria legăturilor tri-centrale cu doi electroni și o teorie topologică care face posibilă prezicerea structurii mai multor hidruri de bor (borohidride) .

O pereche de electroni într-o legătură chimică cu trei centri devine comună pentru trei nuclee atomice. În cel mai simplu reprezentant al legăturii chimice cu trei centri, ionul de hidrogen molecular H 3 +, perechea de electroni deține trei protoni într-un singur întreg (Fig. 6).

Figura 7 Diboran

Existența boranilor cu legăturile lor cu trei centri de doi electroni, cu atomi de hidrogen „punți”, a încălcat doctrina canonică a valenței. Atomul de hidrogen, care anterior era considerat un element monovalent standard, s-a dovedit a fi legat de aceleași legături cu doi atomi de bor și a devenit formal un element divalent. Lucrările lui W. Lipscomb privind descifrarea structurii boranilor au extins conceptul de legături chimice. Comitetul Nobel i-a acordat lui William Nunn Lipscomb Premiul de chimie din 1976 pentru studiul structurii boranilor (borohidriți), clarificând problemele legăturilor chimice.

Legătură chimică multicentrică

Fig. 8 Molecula de ferocen

Fig. 9 Dibenzen crom

Fig. 10 Uranocen

Toate cele zece legături (C-Fe) din molecula de ferocen sunt echivalente, distanța internucleară Fe-c este de 2,04 Å. Toți atomii de carbon dintr-o moleculă de ferocen sunt echivalenți din punct de vedere structural și chimic, lungimea fiecărei legături C-C este de 1,40 - 1,41 Å (pentru comparație, în benzen, lungimea legăturii C-C este de 1,39 Å). În jurul atomului de fier apare o coajă de 36 de electroni.

Dinamica legăturilor chimice

Legătura chimică este destul de dinamică. Astfel, o legătură metalică este transformată într-o legătură covalentă în timpul unei tranziții de fază în timpul evaporării metalului. Trecerea unui metal de la un solid la o stare de vapori necesită cantități mari de energie.

În vapori, aceste metale constau practic din molecule diatomice homonucleare și atomi liberi. La condensarea vaporilor de metal, legătura covalentă se transformă într-una metalică.

Evaporarea sărurilor cu o legătură ionică tipică, de exemplu, fluorurile metalelor alcaline, duce la distrugerea legăturii ionice și la formarea de molecule diatomice heteronucleare cu o legătură covalentă polară. În acest caz, are loc formarea moleculelor dimerice cu legături de punte.

Caracterizarea legăturii chimice în moleculele fluorurilor metalelor alcaline și dimerii acestora.

În timpul condensării vaporilor de fluoruri de metal alcalin, legătura covalentă polară se transformă într-una ionică cu formarea rețelei cristaline corespunzătoare a sării.

Mecanismul de tranziție de la legătura covalentă la legătura metalică

Fig.11. Raportul dintre raza perechii de electroni orbital r e lungimea legăturii chimice covalente d

Fig. 12 Orientarea dipolilor moleculelor diatomice și formarea unui fragment octaedric distorsionat al clusterului în timpul condensării vaporilor de metal alcalin

Fig. 13 Dispunerea cubică centrată pe volum a nucleelor \u200b\u200bîn cristale de metale alcaline și o legătură de legătură

Atracția dispersată (forțele londoneze) determină interacțiunea interatomică și formarea moleculelor diatomice homonucleare din atomi de metal alcalin.

Formarea unei legături covalente metal-metal este asociată cu deformarea cojilor de electroni ai atomilor care interacționează - electronii de valență creează o pereche de electroni de legătură, a cărei densitate de electroni este concentrată în spațiul dintre nucleii atomici ai moleculei rezultate. O trăsătură caracteristică a moleculelor diatomice homonucleare ale metalelor alcaline este o lungime lungă a legăturii covalente (de 3,6-5,8 ori lungimea legăturii într-o moleculă de hidrogen) și o energie redusă de rupere a acesteia.

Raportul specificat între re și d determină distribuția neuniformă a sarcinilor electrice în moleculă - în partea de mijloc a moleculei este concentrată sarcina electrică negativă a perechii de electroni de conectare, iar la capetele moleculei sunt sarcinile electrice pozitive ale cele două nuclee atomice.

Distribuția neuniformă a sarcinilor electrice creează condiții pentru interacțiunea moleculelor datorită forțelor orientative (forțele van der Waals). Moleculele de metale alcaline tind să se orienteze astfel încât să apară încărcături electrice opuse în vecinătate. Ca urmare, forțele de atracție acționează între molecule. Datorită prezenței acestora din urmă, moleculele metalelor alcaline se apropie și se unesc mai mult sau mai puțin ferm. În același timp, o anumită deformare a fiecăruia dintre ele apare sub acțiunea polilor mai apropiați ai moleculelor vecine (Fig. 12).

De fapt, electronii de legătură ai moleculei diatomice inițiale, care cad în câmpul electric a patru nuclee atomice încărcate pozitiv de molecule de metal alcalin, se desprind de raza orbitală a atomului și devin liberi.

În acest caz, perechea de electroni care leagă devine comună chiar și pentru sistemul cu șase cationi. Construcția rețelei de cristal metalic începe în stadiul cluster. În rețeaua cristalină a metalelor alcaline, structura legăturii de legătură este exprimată clar, care are forma unui octaedru turtit turtit - o bipiramidă pătrată, a cărei înălțime și marginile bazei sunt egale cu valoarea constantei a rețelei de translație aw (Fig. 13).

Valoarea constantei de rețea de translație a w a unui cristal de metal alcalin depășește semnificativ lungimea legăturii covalente a unei molecule de metal alcalin; prin urmare, este general acceptat faptul că electronii din metal sunt în stare liberă:

Construcția matematică asociată cu proprietățile electronilor liberi dintr-un metal este de obicei identificată cu „suprafața Fermi”, care ar trebui considerată ca un loc geometric în care locuiesc electronii, oferind proprietatea principală a unui metal - de a conduce un curent electric.

Atunci când se compară procesul de condensare a vaporilor metalelor alcaline cu procesul de condensare a gazelor, de exemplu, hidrogenul, o caracteristică caracteristică apare în proprietățile metalului. Deci, dacă interacțiunile intermoleculare slabe apar în timpul condensării hidrogenului, atunci în timpul condensării vaporilor metalici, apar procese caracteristice reacțiilor chimice. Condensarea vaporilor de metal în sine trece prin mai multe etape și poate fi descrisă prin următoarea procesiune: atom liber → moleculă diatomică cu o legătură covalentă → grup de metal → metal compact cu o legătură metalică.

Interacțiunea moleculelor de halogenuri ale metalelor alcaline este însoțită de dimerizarea lor. O moleculă dimerică poate fi privită ca un cvadrupol electric (Fig. 15). În prezent, sunt cunoscute principalele caracteristici ale dimerilor halogenurilor metalelor alcaline (lungimile legăturilor chimice și unghiurile de legătură).

Lungimea legăturii chimice și unghiurile de legătură în dimerii halogenurilor metalelor alcaline (E 2 X 2) (faza gazoasă).

E 2 X 2	X \u003d F		X \u003d Cl		X \u003d fr		X \u003d eu
	d EF, Å		d ECl, Å		d EBr, Å		d EI, Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

În procesul de condensare, acțiunea forțelor de orientare este îmbunătățită, interacțiunea intermoleculară este însoțită de formarea de clustere și apoi un solid. Halogenurile metalelor alcaline formează cristale cu o rețea cubică simplă și centrată pe corp.

Tipul de rețea cristalină și constanta de rețea de translație pentru halogenurile metalelor alcaline.

În procesul de cristalizare, are loc o creștere suplimentară a distanței interatomice, ceea ce duce la separarea unui electron de raza orbitală a unui atom de metal alcalin și la transferul unui electron către un atom de halogen cu formarea ionilor corespunzători. Câmpurile de forță ale ionilor sunt distribuite uniform în toate direcțiile în spațiu. În acest sens, în cristalele de metale alcaline, câmpul de forță al fiecărui ion nu se coordonează nicidecum cu un ion cu semnul opus, așa cum se obișnuiește pentru a reprezenta calitativ legătura ionică (Na + Cl -).

În cristalele de compuși ionici, conceptul de molecule simple ionice, cum ar fi Na + Cl - și Cs + Cl - își pierde sensul, deoarece ionul metal alcalin este legat de șase ioni de clor (într-un cristal de clorură de sodiu) și opt ioni de clor (într-un cristal de clorură de cesiu. distanțele interionice din cristale sunt echidistante.

Note

1. Manual de chimie anorganică. Constantele substanțelor anorganice. - M.: „Chimie”, 1987. - S. 124. - 320 p.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manual de chimie anorganică. Constantele substanțelor anorganice. - M.: „Chimie”, 1987. - S. 132-136. - 320 p.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Cum se formează o legătură chimică și au loc reacții chimice. - M.: Grupul editorial „Frontieră”, 2007. - 320 p. - ISBN 978-5-94691296-9
4. B.V. Nekrasov Curs de chimie generala. - M.: Goskhimizdat, 1962. - S. 88 .-- 976 p.
5. Pauling L. Natura legăturii chimice / editat de Ya.K. Syrkin. - per. din engleza M.E. Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 p.
6. Chimie organică teoretică / ed. R.H. Freidlina. - per. din engleza Yu.G. Bundel. - M.: Ed. literatura străină, 1963. - 365 p.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Russian Chemical Journal (Jurnalul Societății Chimice din Rusia numit după D.I. Mendeleev). - 2000 .-- T. XLIV, numărul 6. - S. 63-86.
8. Dicționar enciclopedic chimic / Ch. ed. I.L. Knunyants. - M.: Sov. enciclopedie, 1983. - P. 607 .-- 792 p.
9. B.V. Nekrasov Curs de chimie generala. - M.: Goskhimizdat, 1962 .-- P. 679 .-- 976 p.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manual de chimie anorganică. Constantele substanțelor anorganice. - M.: „Chimie”, 1987. - S. 155-161. - 320 p.
11. Gillespie R. Geometria moleculelor / per. din engleza E.Z. Zasorin și V.S. Mastryukov, ed. Yu.A. Pentina. - M.: „Mir”, 1975. - S. 49. - 278 p.
12. Manualul chimistului. - ediția a II-a, Rev. si adauga. - L.-M.: GNTI Chemical Literature, 1962. - T. 1. - S. 402-513. - 1072 p.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manual de chimie anorganică. Constantele substanțelor anorganice .. - M.: „Chimie”, 1987. - S. 132-136. - 320 p.
14. Ziman J. Electroni în metale (introducere în teoria suprafețelor Fermi). Progrese în științe fizice .. - 1962. - V. 78, numărul 2. - 291 p.

Vezi si

• Legătură chimică - articol din Marea Enciclopedie sovietică
• Legătură chimică - Chemport.ru
• Legătură chimică - Enciclopedie fizică

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

Varietatea atomilor și moleculelor este asociată cu apariția diferitelor tipuri de legături între ei. Diferite clase de molecule se caracterizează prin propriile lor caracteristici de distribuție a electronilor și, prin urmare, propriile lor tipuri de legături.

Noțiuni de bază

Legătură chimică se numește un ansamblu de interacțiuni care duc la legarea atomilor pentru a forma particule stabile ale unei structuri mai complexe (molecule, ioni, radicali), precum și agregate (cristale, pahare etc.). Natura acestor interacțiuni este de natură electrică și apar în timpul distribuției electronilor de valență în atomii care se apropie.

Valence a acceptat numiți capacitatea unui atom de a forma un anumit număr de legături cu alți atomi. În compușii ionici, numărul de electroni donați sau atașați este luat ca valoare de valență. În compușii covalenți, este egal cu numărul de perechi comune de electroni.

Sub starea de oxidare este înțeleasă ca o condițională sarcina care ar putea fi pe atom dacă toate legăturile covalente polare ar fi ionice.

Multiplicitatea comunicării se numește numărul de perechi de electroni împărțiți între atomii considerați.

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

Caracteristici de comunicare de bază

Prin energia comunicării numită energia necesară pentru a sparge toate legăturile existente în moleculă. Este, de asemenea, energia eliberată în timpul formării unei legături.

Lungimea comunicării se referă la distanța dintre nucleii atomici vecini într-o moleculă la care forțele de atracție și respingere sunt echilibrate.

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

Unghiul de valență se obișnuiește să se apeleze unghiul dintre liniile reprezentate care trec în direcția legăturii prin nucleii atomilor.

Metode de descriere a relației

Cele mai frecvente sunt două abordări pentru explicarea legăturii chimice, împrumutate din mecanica cuantică:

Metoda orbitală moleculară. El consideră o moleculă ca o colecție de electroni și nuclei de atomi, fiecare electron individual deplasându-se în câmpul de acțiune al tuturor celorlalți electroni și nuclei. Molecula are o structură orbitală și toți electronii ei sunt distribuiți de-a lungul acestor orbite. De asemenea, această metodă se numește MO LCAO, care înseamnă „combinație orbital-liniară moleculară

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

1. Formarea unei legături chimice este realizată de o pereche de electroni cu rotiri opuse, care sunt situate între cei doi atomi considerați. Perechea de electroni formată aparține în mod egal a doi atomi.
2. Numărul de legături formate de unul sau alt atom este egal cu numărul de electroni nepereche din sol și stări excitate.
3. Dacă perechile electronice nu participă la formarea unei legături, atunci ele sunt numite perechi solitare.

Electronegativitate

Este posibil să se determine tipul de legătură chimică din substanțe pe baza diferenței în valorile electronegativităților atomilor săi constitutivi. Sub electronegativitate înțelegeți capacitatea atomilor de a scoate perechi comune de electroni (nor de electroni), ceea ce duce la polarizarea legăturii.

Există diferite moduri de a determina valorile electronegativităților elementelor chimice. Cu toate acestea, cea mai utilizată este scala bazată pe date termodinamice, care a fost propusă în 1932 de L. Pauling.

Cu cât diferența de electronegativități a atomilor este mai semnificativă, cu atât se manifestă ionicitatea sa. Dimpotrivă, valori egale sau apropiate ale electronegativității indică natura covalentă a legăturii. Cu alte cuvinte, este posibil matematic să se determine ce fel de legătură chimică se observă într-o anumită moleculă. Pentru a face acest lucru, trebuie să calculați ΔХ - diferența dintre electronegativitățile atomilor folosind formula: ΔX \u003d | X 1 -X 2 |.

• În cazul în care un ΔХ\u003e 1,7, atunci legătura este ionică.
• În cazul în care un 0,5≤ΔX≤1,7, atunci legătura covalentă este polară.
• În cazul în care un ΔX \u003d 0 sau aproape de acesta, atunci legătura se referă la un non-polar covalent.

Legătură ionică

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

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

Este caracteristic compușilor formați prin interacțiunea atomilor metalelor tipice cu atomii nemetalelor tipice. Principala parte a acestui proces este dorința atomilor de a dobândi configurații electronice stabile. Iar pentru metalele și nemetalele tipice, pentru aceasta trebuie să dați sau să primiți doar 1-2 electroni, ceea ce fac cu ușurință.

Mecanismul formării unei legături chimice ionice într-o moleculă este considerat în mod tradițional pe exemplul interacțiunii de sodiu și clor. Atomii de metal alcalin donează cu ușurință un electron tras de un atom de halogen. Rezultatul este un cation Na + și un anion Cl - care sunt ținute împreună de atracția electrostatică.

Nu există o legătură ionică ideală. Chiar și în astfel de compuși, care sunt adesea denumiți ionici, nu are loc tranziția finală a electronilor de la atom la atom. Perechea de electroni formați rămâne încă în uz comun. Prin urmare, se vorbește despre gradul de ionicitate al legăturii covalente.

Legătura ionică se caracterizează prin două proprietăți principale legate între ele:

• nondirecționalitatea, adică câmpul electric din jurul ionului are forma unei sfere;
• nesaturarea, adică numărul de ioni încărcați în mod opus, care pot fi localizați în jurul oricărui ion, este determinat de mărimea lor.

Legătură chimică covalentă

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

Există două mecanisme pentru formarea sa:

• Schimbabil - fiecare atom reprezintă un electron pentru formarea unei perechi comune: А
• Donator-acceptor - pentru formarea unei legături, unul dintre atomi (donator) oferă o pereche de electroni, iar al doilea (acceptor) oferă un orbital gratuit pentru plasarea sa: A +: B \u003d A: B.

Metodele de suprapunere a norilor de electroni în timpul formării unei legături chimice covalente sunt, de asemenea, diferite.

1. Direct. Regiunea de suprapunere a norilor se află pe o linie imaginară dreaptă care leagă nucleele atomilor în cauză. În acest caz, se formează legături σ. Tipul de legătură chimică care apare în acest caz depinde de tipul de nori de electroni supuși suprapunerii: legături s-s, s-p, p-p, s-d sau p-d σ. Într-o particulă (moleculă sau ion), este posibilă doar o legătură σ între doi atomi vecini.
2. Lateral. Se efectuează pe ambele părți ale liniei care leagă nucleele atomice. Astfel se formează o legătură π și sunt posibile și soiurile sale: p-p, p-d, d-d. În afară de legătura σ, legătura π nu se formează niciodată; poate fi în molecule care conțin legături multiple (duble și triple).

Proprietăți de legătură covalentă

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

Direcţie conexiunea se datorează particularităților structurii moleculare a substanțelor și formei geometrice a moleculelor lor. Esența sa este că cea mai bună suprapunere a norilor de electroni este posibilă cu o anumită orientare în spațiu. Mai sus, opțiunile pentru formarea unei legături σ- și π au fost deja luate în considerare.

Sub saturare să înțeleagă capacitatea atomilor de a forma un anumit număr de legături chimice într-o moleculă. Numărul de legături covalente pentru fiecare atom este limitat de numărul orbitalilor externi.

Polaritate legătura depinde de diferența dintre valorile electronegativității atomilor. De aceasta depinde uniformitatea distribuției electronilor între nucleele atomilor. O legătură covalentă pentru această trăsătură poate fi polară sau nepolară.

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

Polarizabilitatea este exprimată prin deplasarea electronilor de legătură sub acțiunea unui câmp electric extern, care poate aparține unei alte particule, legături vecine din aceeași moleculă sau provine din surse externe de câmpuri electromagnetice. Deci, o legătură covalentă sub influența lor își poate schimba polaritatea.

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

• sp 3. Un orbital s și trei orbital p formează patru orbitali „hibrizi” de aceeași formă. În exterior, seamănă cu un tetraedru cu un unghi între axele de 109 °.
• sp 2. Un orbital s și doi orbitali p formează un triunghi plat cu un unghi între axele de 120 °.
• sp. Un orbital s și unul orbital p formează doi orbitali „hibrizi” cu un unghi între axele lor de 180 °.

O caracteristică a structurii atomilor metalici este o rază destul de mare și prezența unui număr mic de electroni în orbitalii externi. Ca rezultat, în astfel de elemente chimice, legătura dintre nucleu și electronii de valență este relativ slabă și ușor de rupt.

Metal o legătură se numește o astfel de interacțiune între atomi-ioni de metale, care se realizează cu ajutorul electronilor delocalizați.

În particulele de metal, electronii de valență pot părăsi cu ușurință orbitalele exterioare și pot ocupa locuri libere pe ele. Astfel, în momente diferite, aceeași particulă poate fi un atom și un ion. Electronii desprinși de aceștia se mișcă liber pe tot volumul rețelei de cristal și realizează o legătură chimică.

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

Proprietățile speciale ale aproape tuturor metalelor se datorează legăturii metalice:

• plasticitatea, este prezentă datorită posibilității de deplasare a straturilor de atomi din rețeaua cristalină, deținute de gazul electronic;
• luciu metalic, care se observă datorită reflectării razelor de lumină de la electroni (într-o stare pulverulentă, nu există rețea cristalină și, prin urmare, electronii care se mișcă de-a lungul acestuia);
• conductivitatea electrică, care este realizată de un flux de particule încărcate și, în acest caz, electronii mici se mișcă liber între ioni mari de metal;
• conductivitate termică, observată datorită capacității electronilor de a transfera căldură.

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

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

Formarea unei legături de hidrogen este posibilă datorită interacțiunii simultane electrostatice donator-acceptor. O mare diferență în valorile electronegativității duce la apariția excesului de densitate a electronilor pe atomii O, N, F și alții, precum și la lipsa acestuia pe atomul de hidrogen. În cazul în care nu există o legătură chimică existentă între astfel de atomi, atunci când aceștia sunt suficient de apropiați, forțele de atracție sunt activate. În acest caz, protonul este acceptorul perechii de electroni, iar al doilea atom este donatorul.

O legătură de hidrogen poate apărea atât între moleculele adiacente, de exemplu, apă, acizi carboxilici, alcooli, amoniac, cât și în interiorul unei molecule, de exemplu, acid salicilic.

Prezența unei legături de hidrogen între moleculele de apă explică o serie de proprietăți fizice unice ale acestuia:

• Valorile capacității sale de căldură, constanta dielectrică, punctele de fierbere și topire, în conformitate cu calculele, ar trebui să fie semnificativ mai mici decât cele reale, ceea ce se explică prin conexiunea moleculelor și necesitatea de a cheltui energie pentru ruperea hidrogenului intermolecular. legături.
• Spre deosebire de alte substanțe, volumul de apă crește odată cu scăderea temperaturii. Acest lucru se datorează faptului că moleculele ocupă o anumită poziție în structura cristalină a gheții și se îndepărtează una de cealaltă de lungimea legăturii de hidrogen.

Această legătură joacă un rol special pentru organismele vii, deoarece structura sa specială și, prin urmare, proprietățile sale, sunt determinate de prezența sa în moleculele proteice. În plus, acizii nucleici, care formează dubla helix a ADN-ului, sunt, de asemenea, legați prin legături de hidrogen.

Legături de cristal

Majoritatea covârșitoare a solidelor au o rețea cristalină - un aranjament reciproc special al particulelor care le formează. În acest caz, se observă o periodicitate tridimensională, iar atomii, moleculele sau ionii sunt localizați la noduri, care sunt conectați prin linii imaginare. În funcție de natura acestor particule și de legăturile dintre ele, toate structurile cristaline sunt împărțite în atomice, moleculare, ionice și metalice.

Siturile rețelei de cristal ionic conțin cationi și anioni. Mai mult, fiecare dintre ei este înconjurat de un număr strict definit de ioni numai cu sarcina opusă. Un exemplu tipic este clorura de sodiu (NaCI). Au tendința de a avea puncte de topire și duritate ridicate, deoarece necesită multă energie pentru a se sparge.

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

Rețeaua cristalină atomică este formată din atomii elementelor chimice cu valori de valență ridicate. Sunt conectate prin legături covalente puternice, ceea ce înseamnă că substanțele au puncte de fierbere ridicate, puncte de topire și o duritate mare. Un exemplu este un diamant.

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

Legătura chimică covalentă, soiurile și mecanismele sale de formare. Caracterizarea legăturii covalente (polaritate și energie a legăturii). Legătură ionică. Legătură metalică. Legătură de hidrogen

Doctrina legăturilor chimice stă la baza întregii chimii teoretice.

O legătură chimică este înțeleasă ca o interacțiune a atomilor care îi leagă în molecule, ioni, radicali, cristale.

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

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

Legătura ionică poate fi considerată ca fiind cazul limitativ al legăturii polare covalente.

Legătura metalică combină interacțiunea covalentă a atomilor cu ajutorul electronilor împărțiți și atracția electrostatică dintre acești electroni și ioni metalici.

Substanțelor le lipsește adesea cazuri extreme de legături chimice (sau legături chimice pure).

De exemplu, fluorura de litiu $ LiF $ este denumită compuși ionici. De fapt, obligațiunea este 80% $ ionică și 20% $ covalentă. Prin urmare, este mai corect să vorbim despre gradul de polaritate (ionicitate) al unei legături chimice.

În seria de halogenuri de hidrogen $ HF - HCl - HBr - HI - HАt $, gradul de polaritate a legăturii scade, deoarece diferența valorilor de electronegativitate a atomilor de halogen și hidrogen scade, iar în astat de hidrogen legătura devine aproape nepolar $ (EO (H) \u003d 2.1; EO (At) \u003d 2.2) $.

Diferite tipuri de legături pot fi conținute în aceleași substanțe, de exemplu:

1. în baze: între atomii de oxigen și hidrogen din grupurile hidroxo, legătura este covalentă polară, iar între metal și gruparea hidroxo, legătura este ionică;
2. în sărurile acizilor care conțin oxigen: între atomul nemetalic și oxigenul reziduului acid - polar covalent și între metal și reziduul acid - ionic;
3. în săruri de amoniu, metilamoniu etc .: între atomii de azot și hidrogen - polari covalenți și între ioni de amoniu sau metilamoniu și reziduuri acide - ionice;
4. în peroxizii metalici (de exemplu, $ Na_2O_2 $), legătura dintre atomii de oxigen este covalentă nepolară, iar între metal și oxigen este ionică etc.

Diferite tipuri de link-uri pot merge unul în altul:

- în timpul disocierii electrolitice a compușilor covalenți în apă, legătura polară covalentă se transformă într-una ionică;

- la evaporarea metalelor, legătura metalică se transformă într-una nevalară covalentă etc.

Motivul unității tuturor tipurilor și tipurilor de legături chimice este identica lor natură chimică - interacțiunea electron-nuclear. Formarea unei legături chimice în orice caz este rezultatul interacțiunii electron-nuclear a atomilor, însoțit de eliberarea de energie.

Modalități de a forma o legătură covalentă. Caracteristici ale legăturii covalente: lungimea și energia legăturii

O legătură chimică covalentă este o legătură care apare între atomi datorită formării perechilor comune de electroni.

Mecanismul pentru formarea unei astfel de legături poate fi schimbul și donatorul-acceptor.

I. Mecanism de schimb acționează atunci când atomii formează perechi comune de electroni prin combinarea electronilor nepereche.

1) $ H_2 $ - hidrogen:

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

2) $ HCl $ - clorură de hidrogen:

Legătura apare datorită formării unei perechi comune de electroni de la electroni $ s- $ și $ p- $ (orbitalele $ s-p- $ suprapuse):

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

4) $ N_2 $: în molecula de azot se formează trei perechi comune de electroni între atomi:

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

Donatorul are o pereche de electroni, acceptorul are un orbital liber pe care această pereche îl poate ocupa. În ionul de amoniu, toate cele patru legături cu atomii de hidrogen sunt covalente: trei s-au format datorită creării de perechi comune de electroni de către atomul de azot și atomii de hidrogen prin mecanismul de schimb și una de către mecanismul donator-acceptor.

Legăturile covalente pot fi clasificate prin felul în care se suprapun orbitalii electronilor și, de asemenea, prin deplasarea lor către unul dintre atomii legați.

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

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

Legături chimice formate ca urmare a suprapunerii „laterale” a orbitalilor de electroni din afara liniei de comunicație, i. E. în două zone se numesc $ π $ -linkuri (pi-bonduri).

De gradul de prejudecată perechi comune de electroni la unul dintre atomii conectați de aceștia, o legătură covalentă poate fi polar și nepolare.

O legătură chimică covalentă formată între atomi cu aceeași electronegativitate se numește nepolare. Perechile de electroni nu sunt deplasate la niciunul dintre atomi, deoarece atomii au același EO - proprietatea de a îndepărta electronii de valență de alți atomi. De exemplu:

acestea. printr-o legătură nepolară covalentă se formează molecule de substanțe simple nemetalice. O legătură chimică covalentă între atomii elementelor ale căror electronegativități diferă se numește polar.

Lungimea și energia legăturii covalente.

Caracteristică proprietăți de legătură covalentă - lungimea și energia acestuia. Lungimea legăturii Este distanța dintre nucleele atomilor. Cu cât lungimea este mai mică, cu atât este mai puternică legătura chimică. Cu toate acestea, o măsură a forței de legătură este energie de legătură, care este determinată de cantitatea de energie necesară pentru a sparge legătura. Se măsoară de obicei în kJ / mol. Astfel, conform datelor experimentale, lungimile de legătură ale moleculelor $ H_2, Cl_2 $ și $ N_2 $ sunt de 0,074 $, 0,198 $ și respectiv 0,109 $ nm, iar energiile de legare sunt de 436 $, 242 $ și $ 946 $ kJ / mol, respectiv.

Iona. Legătură ionică

Să ne imaginăm că doi atomi se „întâlnesc”: un atom metalic din grupa I și un atom nemetalic din grupa VII. Atomul de metal are un singur electron la nivelul energiei externe, iar atomului nemetalic îi lipsește doar un singur electron pentru ca nivelul său extern să fie complet.

Primul atom îi va da cu ușurință celui de-al doilea electron, departe de nucleu și slab legat de acesta, iar al doilea îi va oferi un spațiu liber la nivelul său electronic extern.

Apoi atomul, lipsit de una dintre sarcinile sale negative, va deveni o particulă încărcată pozitiv, iar al doilea se va transforma într-o particulă încărcată negativ datorită electronului primit. Astfel de particule sunt numite ioni.

Legătura chimică care apare între ioni se numește ionică.

Să luăm în considerare formarea acestei legături folosind exemplul unui bine-cunoscut compus al clorurii de sodiu (sare de masă):

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

Această transformare a atomilor în ioni apare întotdeauna atunci când atomii metalelor tipice și nemetalele tipice interacționează.

Luați în considerare un algoritm (secvență) de raționament atunci când înregistrați formarea unei legături ionice, de exemplu, între atomii de calciu și clor:

Se numesc numerele care arată numărul de atomi sau molecule coeficienți, iar numerele care arată numărul de atomi sau ioni dintr-o moleculă sunt numite indicii.

Legătură metalică

Să ne cunoaștem modul în care atomii elementelor metalice interacționează între ei. Metalele nu există de obicei sub formă de atomi izolați, ci sub formă de bucăți, lingouri sau produse metalice. Ce menține atomii de metal într-un singur volum?

Atomii celor mai multe metale de la nivelul exterior conțin un număr mic de electroni - 1, 2, 3 $. Acești electroni sunt ușor rupți, iar atomii sunt transformați în ioni pozitivi. Electronii detașați se deplasează de la un ion la altul, legându-i într-un singur întreg. Combinându-se cu ioni, acești electroni formează temporar atomi, apoi se rup din nou și se combină cu un alt ion etc. În consecință, în cea mai mare parte a metalului, atomii sunt transformați continuu în ioni și invers.

Legătura din metale între ioni prin intermediul electronilor împărțiți se numește metalică.

Figura prezintă schematic structura unui fragment de sodiu metalic.

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

Legătura metalică are unele asemănări cu legătura covalentă, deoarece se bazează pe împărțirea electronilor externi. Cu toate acestea, cu o legătură covalentă, electronii externi neperecheați ai doar doi atomi vecini sunt socializați, în timp ce cu o legătură metalică, toți atomii participă la socializarea acestor electroni. De aceea, cristalele cu o legătură covalentă sunt fragile, iar cristalele cu o legătură metalică sunt de obicei ductile, conductoare electric și au un luciu metalic.

Legătura metalică este caracteristică atât pentru metalele pure, cât și pentru amestecurile de diferite metale - aliaje în stare solidă și lichidă.

Legătură de hidrogen

Legătura chimică dintre atomii de hidrogen polarizați pozitiv ai unei molecule (sau o parte a acesteia) și atomii polarizați negativ ai elementelor puternic electronegative care au perechi de electroni solitari ($ F, O, N $ și mai rar $ S $ și $ Cl $), o altă moleculă (sau părțile sale) se numesc hidrogen.

Mecanismul de legare a hidrogenului este parțial electrostatic și parțial donator-acceptor.

Exemple de legături de hidrogen intermoleculare:

În prezența unei astfel de legături, chiar și substanțele cu greutate moleculară mică pot fi în condiții normale lichide (alcool, apă) sau gaze ușor lichefiate (amoniac, fluorură de hidrogen).

Substanțele cu legături de hidrogen au rețele de cristal molecular.

Substanțe ale structurii moleculare și non-moleculare. Tip rețea de cristal. Dependența proprietăților substanțelor de compoziția și structura acestora

Structura moleculară și non-moleculară a substanțelor

Nu atomii sau moleculele individuale intră în interacțiuni chimice, ci substanțele. O substanță în condiții date poate fi în una din cele trei stări de agregare: solidă, lichidă sau gazoasă. Proprietățile unei substanțe depind, de asemenea, de natura legăturii chimice dintre particulele sale constitutive - molecule, atomi sau ioni. Prin tipul de legătură, se disting substanțele cu structură moleculară și non-moleculară.

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

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

Luați în considerare proprietățile fizice ale metalelor alcaline. Rezistența relativ mică a legăturilor dintre atomi determină rezistența mecanică redusă: metalele alcaline sunt moi, ușor de tăiat cu un cuțit.

Dimensiunea mare a atomilor duce la o densitate scăzută a metalelor alcaline: litiu, sodiu și potasiu sunt chiar mai ușoare decât apa. În grupul metalelor alcaline, punctele de fierbere și topire scad odată cu creșterea numărului ordinal al elementului, deoarece dimensiunile atomilor cresc și legăturile slăbesc.

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

Rețele de cristal

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

Solidele: amorfe și cristaline.

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

Substanțele amorfe nu au un punct de topire clar - atunci când sunt încălzite, se înmoaie treptat și se transformă într-o stare fluidă. Într-o stare amorfă, de exemplu, există plastilină și diverse rășini.

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

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

Rețele cristaline ionice.

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

Rețele de cristal atomice.

Atomic sunt numite rețele de cristal, în nodurile cărora există atomi individuali. În astfel de rețele, atomii sunt legați între ei prin legături covalente foarte puternice. Un exemplu de substanțe cu acest tip de rețea cristalină este diamantul - una dintre modificările alotropice ale carbonului.

Majoritatea substanțelor cu rețea de cristal atomică au puncte de topire foarte mari (de exemplu, pentru diamant este mai mare de 3500 $ C), sunt puternice și solide, practic insolubile.

Rețele de cristal molecular.

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

Grile metalice de cristal.

Substanțele cu o legătură metalică au rețele cristaline metalice. La locul acestor rețele sunt atomi și ioni (fie atomi, fie ioni, în care atomii metalici sunt ușor de transformat, donându-și electronii externi „pentru uz general”). Această structură internă a metalelor determină proprietățile lor fizice caracteristice: maleabilitate, plasticitate, conductivitate electrică și termică, luciu metalic caracteristic.

Toți compușii chimici se formează prin formarea unei legături chimice. Și în funcție de tipul de particule de legătură, se disting mai multe tipuri. Cel mai de bază - este polar covalent, nepolar covalent, metalic și ionic. Astăzi vom vorbi despre ionic.

În contact cu

Ce sunt ionii

Se formează între doi atomi - de regulă, cu condiția ca diferența de electronegativitate dintre ei să fie foarte mare. Electronegativitatea atomilor și a ionilor este evaluată folosind scala Polling.

Prin urmare, pentru a lua în considerare corect caracteristicile compușilor, a fost introdus conceptul de ionicitate. Această caracteristică vă permite să determinați procentul unei anumite legături este ionică.

Compusul cu cea mai mare ionicitate este fluorura de cesiu, în care este de aproximativ 97%. Legătura ionică este caracteristică pentru substanțele formate din atomi de metal localizați în primul și al doilea grup de D.I. Mendeleev și atomii nemetalelor din grupele a șasea și a șaptea din același tabel.

Notă!Trebuie remarcat faptul că nu există un compus în care relația este exclusiv ionică. Pentru elementele descoperite în prezent, este imposibil să se obțină o diferență atât de mare în electronegativitate pentru a obține un compus ionic 100%. Prin urmare, definiția legăturii ionice nu este pe deplin corectă, deoarece compușii cu interacțiune ionică parțială sunt de fapt luați în considerare.

De ce au introdus acest termen dacă un astfel de fenomen nu există cu adevărat? Faptul este că această abordare a ajutat la explicarea multor nuanțe ale proprietăților sărurilor, oxizilor și a altor substanțe. De exemplu, de ce sunt extrem de solubile în apă și ale lor soluțiile sunt capabile să conducă curent electric... Acest lucru nu poate fi explicat din nicio altă poziție.

Mecanism de formare

Formarea unei legături ionice este posibilă numai dacă sunt îndeplinite două condiții: dacă atomul de metal care participă la reacție este capabil să doneze cu ușurință electroni care se află la ultimul nivel de energie, iar atomul nemetalic este capabil să accepte acești electroni. Prin natura lor, atomii de metal sunt agenți reducători, adică sunt capabili donând electroni.

Acest lucru se datorează faptului că la ultimul nivel de energie din metal pot exista de la unu la trei electroni, iar raza particulei în sine este destul de mare. Prin urmare, forța de interacțiune a nucleului cu electronii de la ultimul nivel este atât de mică încât pot să o părăsească cu ușurință. În cazul nemetalelor, situația este complet diferită. Ei au rază mică, iar numărul de electroni proprii la ultimul nivel poate fi de la trei la șapte.

Și interacțiunea dintre ei și nucleul pozitiv este suficient de puternică, dar orice atom încearcă să completeze nivelul de energie, astfel încât atomii nemetalului tind să obțină electronii lipsă.

Și când doi atomi - un metal și un nemetal - se întâlnesc, are loc o tranziție a electronilor de la un atom de metal la un atom de nemetal și se formează o interacțiune chimică.

Schema de conexiune

Figura arată clar modul în care se realizează formarea legăturii ionice. Inițial, există atomi de sodiu și de clor încărcați neutru.

Primul are un electron la ultimul nivel de energie, al doilea șapte. Apoi, o tranziție de electroni de la sodiu la clor și formarea a doi ioni. Care se combină pentru a forma o substanță. Ce este un ion? Ionul este o particulă încărcată în care numărul de protoni nu este egal cu numărul de electroni.

Diferențe față de tipul covalent

Legătura ionică nu are direcție datorită specificității sale. Acest lucru se datorează faptului că câmpul electric al unui ion este o sferă, în timp ce acesta scade sau crește într-o direcție uniform, respectând aceeași lege.

Spre deosebire de covalent, care este format prin suprapunerea norilor de electroni.

A doua diferență este că legătura covalentă este saturată... Ce înseamnă? Numărul de nori electronici care pot participa la interacțiune este limitat.

Și în câmpul ionic, datorită faptului că câmpul electric are o formă sferică, se poate combina cu un număr nelimitat de ioni. Aceasta înseamnă că putem spune că nu este saturat.

Poate fi caracterizat și prin mai multe proprietăți:

1. Energia de legătură este o caracteristică cantitativă și depinde de cantitatea de energie care trebuie cheltuită pentru a o sparge. Depinde de două criterii - lungimea legăturii și sarcina ionicăparticipând la educația ei. Legătura este cu atât mai puternică, cu cât lungimea este mai mică și cu atât sunt mai mari sarcinile ionilor care o formează.
2. Lungime - acest criteriu a fost deja menționat în paragraful anterior. Depinde numai de raza particulelor implicate în formarea compusului. Raza atomilor se modifică după cum urmează: scade pe parcursul creșterii numărului de serie și crește în grup.

Substanțe cu legături ionice

Este tipic pentru un număr semnificativ de compuși chimici. Aceasta este mai ales sărurile, inclusiv bine-cunoscuta sare de masă. Se găsește în toate conexiunile în care există o directă contactul dintre metal și nemetal... Iată câteva exemple de substanțe legate ionic:

• cloruri de sodiu și potasiu,
• fluorură de cesiu,
• oxid de magneziu.

Se poate manifesta și în compuși complecși.

De exemplu, sulfatul de magneziu.

Iată formula pentru o substanță cu o legătură ionică și covalentă:

O legătură ionică se va forma între ionii de oxigen și magneziu, dar sulful și sunt deja conectați între ei utilizând unul polar covalent.

Din care se poate concluziona că legătura ionică este caracteristică compușilor chimici complecși.

Ce este legătura ionică în chimie

Tipuri de legături chimice - ionice, covalente, metalice

Ieșire

Proprietățile sunt direct dependente de dispozitiv zăbrele de cristal... Prin urmare, toți compușii cu o legătură ionică sunt ușor solubili în apă și alți solvenți polari, sunt conductori și sunt dielectrici. În același timp, sunt destul de refractare și fragile. Proprietățile acestor substanțe sunt adesea utilizate în proiectarea aparatelor electrice.