Ce tip de conexiune c. Cum se formează o legătură ionică: exemple

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

Doctrina legăturii chimice formează baza întregii chimie teoretice.

O legătură chimică este înțeleasă ca interacțiunea atomilor care îi leagă în molecule, ioni, radicali și cristale.

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

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

O legătură ionică poate fi considerată un caz extrem al unei legături covalente polare.

O legătură metalică combină interacțiunea covalentă a atomilor folosind electroni în comun și atracția electrostatică dintre acești electroni și ionii metalici.

Substanțelor le lipsesc adesea cazuri limitative de legătură chimică (sau legătură chimică pură).

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

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

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

1. in baze: intre atomii de oxigen si hidrogen din grupele hidroxo legatura este polara covalenta, iar intre metal si gruparea hidroxo este ionica;
2. în sărurile acizilor care conţin oxigen: între atomul nemetal şi oxigenul reziduului acid - polar covalent, iar între metal şi restul acid - ionic;
3. în săruri de amoniu, metilamoniu etc.: între atomii de azot și hidrogen - polar covalent, iar între ionii de amoniu sau de metilamoniu și restul acid - ionic;
4. în peroxizii metalici (de exemplu, $Na_2O_2$), legătura dintre atomii de oxigen este covalentă nepolară, iar între metal și oxigen este ionică etc.

Diferite tipuri de conexiuni se pot transforma unele în altele:

— în timpul disocierii electrolitice a compuşilor covalenti în apă, legătura polară covalentă devine ionică;

- când metalele se evaporă, legătura metalică se transformă într-o legătură covalentă nepolară etc.

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

Metode de formare a legăturilor covalente. Caracteristicile unei legături covalente: lungimea legăturii și energia

O legătură chimică covalentă este o legătură formată între atomi prin formarea de perechi de electroni partajați.

Mecanismul de formare a unei astfel de legături poate fi schimbător sau donor-acceptor.

eu. Mecanism de schimb funcționează atunci când atomii formează perechi de electroni partajați prin combinarea electronilor neperechi.

1) $H_2$ - hidrogen:

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

2) $HCl$ - acid clorhidric:

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

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

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

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

Donatorul are o pereche de electroni, acceptorul are un orbital gol pe care această pereche îl poate ocupa. În ionul de amoniu, toate cele patru legături cu atomii de hidrogen sunt covalente: trei s-au format datorită creării de perechi de electroni comuni de către atomul de azot și atomii de hidrogen conform mecanismului de schimb, una - conform mecanismului donor-acceptator.

Legăturile covalente pot fi clasificate după modul în care se suprapun orbitalii electronilor, precum și prin deplasarea lor către unul dintre atomii legați.

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

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

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

De gradul de deplasare perechile de electroni partajate de unul dintre atomii pe care îi leagă, poate fi o legătură covalentă polarŞi nepolar.

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

aceste. moleculele de substanțe nemetalice simple se formează prin legături covalente nepolare. O legătură chimică covalentă între atomii elementelor a căror electronegativitate diferă se numește polar.

Lungimea și energia legăturilor covalente.

Caracteristică proprietățile legăturii covalente- lungimea și energia acestuia. Lungimea link-ului este distanța dintre nucleele atomilor. Cu cât lungimea unei legături chimice este mai mică, cu atât aceasta este mai puternică. Cu toate acestea, o măsură a puterii conexiunii este energie de legare, care este determinată de cantitatea de energie necesară pentru a rupe o legătură. Se măsoară de obicei în kJ/mol. Astfel, conform datelor experimentale, lungimile legăturilor moleculelor $H_2, Cl_2$ și $N_2$ sunt respectiv $0,074, 0,198$ și $0,109$ nm, iar energiile de legătură sunt, respectiv, $436, 242$ și $946$ kJ/mol.

Ioni. Legătura ionică

Să ne imaginăm că doi atomi „se întâlnesc”: un atom al unui metal din grupa I și un atom nemetal al grupului VII. Un atom de metal are un singur electron la nivelul său de energie exterior, în timp ce unui atom nemetal îi lipsește doar un electron pentru ca nivelul său exterior să fie complet.

Primul atom îi va oferi cu ușurință celui de-al doilea electronul său, care este departe de nucleu și slab legat de acesta, iar al doilea îi va oferi un loc liber la nivelul său electronic exterior.

Apoi atomul, lipsit de una dintre sarcinile sale negative, va deveni o particulă încărcată pozitiv, iar a doua se va transforma într-o particulă încărcată negativ datorită electronului rezultat. Astfel de particule sunt numite ionii.

Legătura chimică care are loc între ioni se numește ionică.

Să luăm în considerare formarea acestei legături folosind exemplul compusului binecunoscut clorură de sodiu (sare de masă):

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

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

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

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

Conexiune metalica

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

Atomii majorității metalelor conțin un număr mic de electroni la nivelul exterior - $1, 2, 3$. Acești electroni sunt îndepărtați cu ușurință, iar atomii devin ioni pozitivi. Electronii detașați se deplasează de la un ion la altul, legându-i într-un singur întreg. Conectându-se cu ionii, acești electroni formează temporar atomi, apoi se desprind din nou și se combină cu un alt ion etc. În consecință, în volumul metalului, atomii sunt transformați continuu în ioni și invers.

Legătura metalelor dintre ioni prin electroni împărțiți se numește metalică.

Figura prezintă schematic structura unui fragment de sodiu metalic.

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

O legătură metalică are unele asemănări cu o legătură covalentă, deoarece se bazează pe împărțirea electronilor externi. Cu toate acestea, cu o legătură covalentă, electronii exteriori nepereche ai doar doi atomi vecini sunt împărțiți, în timp ce cu o legătură metalică, toți atomii iau parte la împărțirea acestor electroni. De aceea, cristalele cu o legătură covalentă sunt fragile, dar cu o legătură metalică, de regulă, sunt ductile, conductoare electric și au un luciu metalic.

Legătura metalică este caracteristică atât metalelor pure, cât și amestecurilor de diferite metale - aliaje în stare solidă și lichidă.

Legătura de hidrogen

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

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

Exemple de legături de hidrogen intermoleculare:

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

Substanțele cu legături de hidrogen au rețele moleculare de cristal.

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

Structura moleculară și nemoleculară a substanțelor

Nu atomii sau moleculele individuali intră în interacțiuni chimice, ci substanțele. În condiții date, o substanță se poate afla în una dintre cele trei stări de agregare: solidă, lichidă sau gazoasă. Proprietățile unei substanțe depind și de natura legăturii chimice dintre particulele care o formează - molecule, atomi sau ioni. Pe baza tipului de legătură, se disting substanțele cu structură moleculară și nemoleculară.

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

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

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

Dimensiunile atomice mari duc la densități scăzute ale metalelor alcaline: litiul, sodiul și potasiul sunt chiar mai ușoare decât apa. În grupul metalelor alcaline, punctele de fierbere și de topire scad odată cu creșterea numărului atomic al elementului, deoarece Dimensiunile atomilor cresc și legăturile slăbesc.

La substanțe nemoleculare structurile includ compuși ionici. Majoritatea compușilor metalelor cu nemetale au această structură: toate sărurile ($NaCl, K_2SO_4$), unele hidruri ($LiH$) și oxizi ($CaO, MgO, FeO$), baze ($NaOH, KOH$). Substantele ionice (nemoleculare) au temperaturi ridicate topindu-se si fierbinte.

Grile de cristal

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

Solide: amorfe și cristaline.

Să luăm în considerare modul în care caracteristicile legăturilor chimice influențează proprietățile solidelor. Solidele sunt împărțite în cristalinŞi amorf.

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

Sunt caracterizate substanțele cristaline locația corectă acele particule din care constau: atomi, molecule și ioni - în puncte strict definite din spațiu. Când aceste puncte sunt conectate prin linii drepte, se formează un cadru spațial, numit rețea cristalină. Punctele în care sunt localizate particulele de cristal se numesc noduri de rețea.

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

Rețele cristaline ionice.

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

Rețele cristaline atomice.

Atomic se numesc rețele cristaline, în nodurile cărora se află atomi individuali. În astfel de rețele, atomii sunt legați între ei prin legături covalente foarte puternice. Un exemplu de substanțe cu acest tip de rețele cristaline este diamantul, una dintre modificările alotropice ale carbonului.

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

Rețele cristaline moleculare.

Molecular numite rețele cristaline, în nodurile cărora se află molecule. 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 prin legături covalente foarte puternice, forțe intermoleculare slabe de atracție acționează între molecule înseși. Prin urmare, substanțele cu rețele de cristal moleculare au duritate scăzută, puncte de topire scăzute și sunt volatile. Majoritatea compușilor organici solizi au rețele moleculare cristaline (naftalină, glucoză, zahăr).

Rețele de cristal metalice.

Substanțele cu legături metalice au rețele cristaline metalice. În locurile unor astfel de rețele există atomi și ioni (fie atomi, fie ioni, în care atomii de metal se transformă ușor, renunțând la electronii lor exteriori „pentru uz comun”). Acest structura internă metalele determină proprietățile fizice caracteristice ale acestora: maleabilitate, ductilitate, conductivitate electrică și termică, luciu metalic caracteristic.

m definiția legăturii chimice;

m tipuri de legături chimice;

m metoda legăturilor de valență;

m principalele caracteristici ale unei legături covalente;

m mecanisme de formare a legăturilor covalente;

m compuși complecși;

m metoda orbitalelor moleculare;

m interacţiuni intermoleculare.

DEFINIȚIA LEGĂTURII CHIMICE

Legatura chimica numită interacțiunea dintre atomi, ducând la formarea de molecule sau ioni și menținerea puternică a atomilor unul lângă celălalt.

O legătură chimică este de natură electronică, adică se realizează datorită interacțiunii electronilor de valență. În funcție de distribuția electronilor de valență în moleculă, se disting următoarele tipuri de legături: ionice, covalente, metalice etc. O legătură ionică poate fi considerată ca un caz extrem al unei legături covalente între atomi care diferă puternic ca natură.

TIPURI DE LEGĂTURI CHIMICE

Legătura ionică.

Dispoziții de bază teoria modernă legătură ionică.

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

2.) Formarea unei legături chimice se explică prin dorința atomilor de a realiza o înveliș exterioară stabilă de opt electroni (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

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

Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

3.) Ionii încărcați opus rezultați sunt ținuți unul lângă celălalt datorită atracției electrostatice.

4.) Legatura ionică nu este direcțională.

5.) Nu există o legătură pur ionică. Deoarece energia de ionizare este mai mare decât energia afinității electronice, atunci tranziție completă transferul de electroni nu are loc nici măcar în cazul unei perechi de atomi cu o diferență mare de electronegativitate. Prin urmare, putem vorbi despre fracția de ionicitate a legăturii. Cea mai mare ionicitate a legăturii apare în fluorurile și clorurile elementelor s. Astfel, în cristalele de RbCl, KCl, NaCl și NaF este de 99, 98, 90 și, respectiv, 97%.

Legătura covalentă.

Prevederi de bază ale teoriei moderne a legăturilor covalente.

1.) Între elemente cu proprietăți similare, adică nemetale, se formează o legătură covalentă.

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

3.) Dacă o legătură covalentă este formată din atomi ai aceluiași element, atunci această legătură nu este polară, adică perechea de electroni comună nu este deplasată la niciunul dintre atomi. Dacă o legătură covalentă este formată din doi atomi diferiți, atunci perechea de electroni comună este deplasată la atomul cel mai electronegativ, acesta legătură covalentă polară.

4.) Când se formează o legătură covalentă, norii de electroni ai atomilor care interacționează se suprapun, ca urmare, apare o zonă de densitate electronică crescută în spațiul dintre atomi, atrăgând nucleele încărcate pozitiv ale atomilor care interacționează și ținându-i unul lângă celălalt; . Ca urmare, energia sistemului scade (Fig. 14). Cu toate acestea, atunci când atomii sunt foarte apropiați, repulsia nucleelor ​​crește. Prin urmare, există o distanță optimă între miezuri ( lungimea link-ului, l sv), la care sistemul are energie minimă. În această stare, se eliberează energie, numită energie de legare - E St.

Orez. 14. Dependența energiei sistemelor a doi atomi de hidrogen cu rotiri paralele (1) și antiparalele (2) de distanța dintre nuclee (E este energia sistemului, E este energia de legare, r este distanța dintre nuclei , l– lungimea comunicării).

Pentru a descrie legăturile covalente, sunt utilizate două metode: metoda legăturii de valență (VB) și metoda orbitalelor moleculare (MMO).

METODA LEGĂRILOR DE VALENCE.

Metoda BC se bazează pe următoarele prevederi:

1. O legătură chimică covalentă este formată din doi electroni cu spini opuși, iar această pereche de electroni aparține la doi atomi. Combinațiile de astfel de legături cu doi electroni și două centre, care reflectă structura electronică a moleculei, se numesc scheme de valență.

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

Pentru a descrie vizual schemele de valență, se utilizează de obicei următoarea metodă: electronii aflați în stratul electronic exterior sunt desemnați prin puncte situate în jurul simbolului chimic al atomului. Electronii împărțiți de doi atomi sunt indicați prin puncte plasate între simbolurile lor chimice; o legătură dublă sau triplă este indicată de două sau, respectiv, trei perechi puncte comune:

N: 1s 2 2s 2 p 3;

C: 1s 2 2s 2 p 4

Din diagramele de mai sus este clar că fiecare pereche de electroni care conectează doi atomi corespunde unei linii care ilustrează o legătură covalentă în formule structurale:

Numărul de perechi de electroni comuni care leagă un atom al unui element dat cu alți atomi sau, cu alte cuvinte, numărul de legături covalente formate de un atom, se numește covalenţa conform metodei BC. Astfel, covalența hidrogenului este 1, cea a azotului este 3.

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

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

Orez. 15. Schema de formare a legăturilor s.

p - o legătură se formează atunci când norii de electroni se suprapun de fiecare parte a liniei care leagă nucleele atomilor care interacționează.

Orez. 16. Schema formării legăturii p.

CARACTERISTICI DE BAZĂ ALE LEGĂRII COVALENTE.

1. Lungimea legăturii, ℓ. Aceasta este distanța minimă dintre nucleele atomilor care interacționează, care corespunde celei mai stabile stări a sistemului.

2. Energia de legătură, E min - aceasta este cantitatea de energie care trebuie consumată pentru a rupe o legătură chimică și pentru a elimina atomii dincolo de limitele de interacțiune.

3. Momentul dipolar al conexiunii, , m=qℓ. Momentul dipol servește ca măsură cantitativă a polarității unei molecule. Pentru moleculele nepolare momentul dipol este 0, pentru moleculele nepolare nu este egal cu 0. Momentul dipol al unei molecule poliatomice este suma vectoriala dipolii legăturilor individuale:

4. O legătură covalentă se caracterizează prin direcționalitate. Direcția unei legături covalente este determinată de necesitatea suprapunerii maxime în spațiu a norilor de electroni de atomi care interacționează, ceea ce duce la formarea celor mai puternice legături.

Deoarece aceste legături S sunt strict orientate în spațiu, în funcție de compoziția moleculei, ele pot fi la un anumit unghi unele față de altele - un astfel de unghi se numește valență.

Moleculele diatomice au o structură liniară. Moleculele poliatomice au o configurație mai complexă. Să luăm în considerare geometria diferitelor molecule folosind exemplul formării hidrurilor.

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

S 1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

Pentru hidrogen, un electron cu s-AO participă la formarea unei legături, pentru sulf – 3p y și 3p z. Molecula de H2S are o structură plată cu un unghi între legături de 90 0. .

Figura 17. Structura moleculei H 2 E

2. Hidruri de elemente din grupa V, subgrupa principală: PH 3, AsH 3, SbH 3.

Р 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 3 .

La formarea legăturilor participă: pentru hidrogen s-AO, pentru fosfor - p y, p x și p z AO.

Molecula PH 3 are forma unei piramide trigonale (la baza se afla un triunghi).

Figura 18. Structura moleculei EN 3

5. Saturabilitatea legătura covalentă este numărul de legături covalente pe care le poate forma un atom. Este limitat pentru că elementul are cantitate limitată electroni de valență. Numărul maxim de legături covalente pe care le poate forma un anumit atom în starea fundamentală sau excitată se numește al său covalenţa.

Exemplu: hidrogenul este monocovalent, oxigenul este bicovalent, azotul este tricovalent etc.

Unii atomi își pot crește covalența în starea excitată prin disocierea electronilor perechi.

Exemplu. Fii 0 1s 2 2s 2

Un atom de beriliu în stare excitată are un electron de valență pe 2p-AO și un electron pe 2s-AO, adică covalența Be 0 = 0 și covalența Be* = 2. În timpul interacțiunii, are loc hibridizarea orbitalilor.

Hibridizare- aceasta este egalizarea energiei diferitelor AO ca rezultat al amestecării înainte de interacțiunea chimică. Hibridizarea este o tehnică condiționată care permite să se prezică structura unei molecule folosind o combinație de AO. Acele AO ale căror energii sunt apropiate pot lua parte la hibridizare.

Fiecare tip de hibridizare corespunde unei anumite forme geometrice a moleculelor.

În cazul hidrurilor elementelor din grupa II din subgrupul principal, la formarea legăturii participă doi orbitali sp-hibrizi identici. Acest tip de conexiune se numește sp-hibridare.

Figura 19. Molecula BeH 2. sp-Hibridare.

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

Să luăm în considerare structura moleculelor de hidruri ale elementelor din grupa III a subgrupului principal folosind exemplul de formare a moleculei BH 3.

B 0 1s 2 2s 2 p 1

Covalența B0 = 1, covalența B* = 3.

Trei orbitali sp-hibrizi iau parte la formarea legăturilor, care se formează ca urmare a redistribuirii densităților de electroni ai s-AO și a doi p-AO. Acest tip de conexiune se numește sp 2 - hibridizare. Unghiul de legătură în timpul hibridizării sp 2 este 120 0, prin urmare molecula BH 3 are o structură triunghiulară plată.

Fig.20. Molecula BH 3. sp 2 -Hibridare.

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

C 0 1s 2 2s 2 p 2

Covalența C0 = 2, covalența C* = 4.

În carbon, patru orbitali sp-hibrizi participă la formarea unei legături chimice, formată ca urmare a redistribuirii densităților de electroni între s-AO și trei p-AO. Forma moleculei CH 4 este un tetraedru, unghiul de legătură este de 109°28`.

Orez. 21. Moleculă de CH4. sp 3 -Hibridare.

Excepții de la regula generala sunt molecule H2O și NH3.

Într-o moleculă de apă, unghiurile dintre legături sunt de 104,5 grade. Spre deosebire de hidrurile altor elemente din acest grup, apa are proprietăți speciale: este polară și diamagnetică. Toate acestea se explică prin faptul că tipul de legătură într-o moleculă de apă este sp 3. Adică, patru orbitali sp - hibrizi participă la formarea unei legături chimice. Doi orbitali conțin câte un electron fiecare, acești orbitali interacționează cu hidrogenul, iar ceilalți doi orbitali conțin o pereche de electroni. Prezența acestor doi orbitali explică proprietățile unice ale apei.

În molecula de amoniac, unghiurile dintre legături sunt de aproximativ 107,3 ​​o, adică forma moleculei de amoniac este un tetraedru, tipul de legătură este sp 3. Patru orbitali hibrizi sp 3 iau parte la formarea unei legături pe o moleculă de azot. Trei orbitali conțin fiecare un electron; acești orbitali sunt asociați cu hidrogenul;

MECANISME DE FORMARE LEGĂTURĂ COVALENTE.

MBC permite distingerea a trei mecanisme de formare a legăturilor covalente: schimb, donor-acceptor și dativ.

Mecanism de schimb. Include acele cazuri de formare a unei legături chimice când fiecare dintre cei doi atomi legați alocă un electron pentru partajare, ca și cum i-ar schimba. Pentru a lega nucleele a doi atomi, electronii trebuie să fie în spațiul dintre nuclee. Această regiune din moleculă se numește regiune de legare (regiunea în care o pereche de electroni este cel mai probabil să locuiască în moleculă). Pentru ca schimbul de electroni neperechi între atomi să aibă loc, orbitalii atomici trebuie să se suprapună (Fig. 10,11). Aceasta este acțiunea mecanismului de schimb pentru formarea unei legături chimice covalente. Orbitalii atomici se pot suprapune numai dacă au aceleași proprietăți de simetrie față de axa internucleară (Fig. 10, 11, 22).

Orez. 22. Suprapunerea AO, care nu duce la formarea unei legături chimice.

Mecanisme donator-acceptator și dativ.

Mecanismul donor-acceptor implică transferul unei perechi singure de electroni de la un atom la un orbital atomic liber al altui atom. De exemplu, formarea ionului -:

P-AO vacant din atomul de bor din molecula BF 3 acceptă o pereche de electroni de la ionul de fluor (donator). Anionul rezultat conține patru covalente Conexiuni B-F egale ca lungime și energie. În molecula originală, toate cele trei legături B-F au fost formate prin mecanismul de schimb.

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

Cel mai simplu exemplu manifestări ale mecanismului dativului – interacțiunea a doi atomi de clor.

Doi atomi de clor dintr-o moleculă de clor formează o legătură covalentă printr-un mecanism de schimb, combinând electronii lor 3p nepereche. În plus, atomul de Cl - 1 transferă o pereche de electroni 3p 5 - AO la atomul de Cl - 2 la 3d-AO vacant, iar atomul de Cl - 2 transferă aceeași pereche de electroni la 3d -AO vacant al atomul de Cl - 1 Fiecare atom îndeplinește simultan funcțiile de acceptor și de donor. Acesta este mecanismul dativului. Acțiunea mecanismului dativ crește rezistența legăturii, astfel încât molecula de clor este mai puternică decât molecula de fluor.

CONEXIUNI COMPLEXE.

Conform principiului mecanismului donor-acceptor, se formează o clasă uriașă de compuși chimici complecși - compuși complecși.

Compușii complecși sunt compuși care conțin ioni complecși capabili să existe atât sub formă cristalină, cât și în soluție, incluzând un ion central sau atom asociat cu ioni încărcați negativ sau molecule neutre prin legături covalente formate printr-un mecanism donor-acceptor.

Structura compușilor complecși după Werner.

Compușii complecși constau dintr-o sferă interioară (ion complex) și o sferă exterioară. Conexiunea dintre ionii sferei interioare are loc printr-un mecanism donor-acceptor. Acceptorii sunt numiți agenți de complexare; aceștia pot fi adesea ioni metalici pozitivi (cu excepția metalelor din grupa IA) având orbitali liberi. Capacitatea de a forma complexe crește pe măsură ce sarcina ionului crește și dimensiunea acestuia scade.

Donorii de perechi de electroni se numesc liganzi sau aditivi. Liganzii sunt molecule neutre sau ioni încărcați negativ. Numărul de liganzi este determinat de numărul de coordonare al agentului de complexare, care, de regulă, este egal cu de două ori valența ionului de complexare. Liganzii pot fi monodentanti sau polidentanti. Dentanța unui ligand este determinată de numărul de situsuri de coordonare pe care le ocupă ligandul în sfera de coordonare a agentului de complexare. De exemplu, F- este un ligand monodentat, S2O32- este un ligand bidentat. Sarcina sferei interioare este egală cu suma algebrică a sarcinilor ionilor ei constitutivi. Dacă sfera interioară are o sarcină negativă, este un complex anionic dacă este pozitivă, este un complex cationic; Complecșii cationici sunt denumiti în rusă denumirea ionului de complexare în complexele anionice, agentul de complexare este numit în latină cu adăugarea sufixului -; la. Legătura dintre sferele exterioare și interioare într-un compus complex este ionică.

Exemplu: K 2 – tetrahidroxozincat de potasiu, complex anionic.

1. 2- - sfera interioara

2. 2K+ - sfera exterioară

3. Zn 2+ - agent de complexare

4. OH – - liganzi

5. număr de coordonare – 4

6. legătura dintre sfera exterioară și cea interioară este ionică:

K2 = 2K + + 2-.

7. Legătura dintre ionul Zn 2+ și grupările hidroxil este covalentă, formată după mecanismul donor-acceptor: OH - donatori, Zn 2+ - acceptor.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Tipuri de compuși complecși:

1. Compușii de amoniac sunt liganzi ai moleculei de amoniac.

Cl 2 – clorură de cupru (II) tetraamină. Compușii de amoniac sunt produși prin acțiunea amoniacului asupra compușilor care conțin un agent de complexare.

2. Compuși hidroxo - OH - liganzi.

Na – tetrahidroxialuminat de sodiu. Complecșii hidroxo se obțin prin acțiunea excesului de alcali asupra hidroxizilor metalici, care au proprietăți amfotere.

3. Complexele acvatice sunt liganzi ai moleculelor de apă.

Cl 3 – clorură de hexaacvacrom (III). Complexele acvatice se obțin prin reacția sărurilor anhidre cu apa.

4. Complexe acide - liganzi ai anionilor acizi - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - etc.

K 4 – hexacianoferat de potasiu (II). Preparat prin reacția unui exces dintr-o sare care conține un ligand cu o sare care conține un agent de complexare.

METODA ORBITALOR MOLECULARE.

MBC explică destul de bine formarea și structura multor molecule, dar această metodă nu este universală. De exemplu, metoda legăturii de valență nu oferă o explicație satisfăcătoare pentru existența ionului, deși încă în sfârşitul XIX-lea secolul, a fost stabilită existența unui ion de hidrogen molecular destul de puternic: energia de rupere a legăturii aici este de 2,65 eV. Cu toate acestea, nicio pereche de electroni nu poate fi formată în acest caz, deoarece ionul conține doar un electron.

Metoda orbitală moleculară (MMO) permite explicarea unui număr de contradicții care nu pot fi explicate folosind metoda legăturii de valență.

Prevederi de bază ale MMO.

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

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

3. Dintre cei doi orbitali moleculari formați, unul are o energie mai mică decât cel original, acesta este orbitalul molecular de legătură, celălalt are energie mai mare decât originalul, asta orbital molecular antibondant.

4. MMO-urile folosesc diagrame energetice fără scară.

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

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

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

3) Regula lui Hund: umplerea subnivelurilor de energie are loc în așa fel încât rotația totală să fie maximă.

6. Multiplicitatea comunicării. Multiplicitatea comunicăriiîn MMO este determinată de formula:

, când Kp = 0, nu se formează nicio legătură.

Exemple.

1. Poate exista o moleculă de H2?

Orez. 23. Schema formării moleculei de hidrogen H2.

Concluzie: molecula de H2 va exista, deoarece multiplicitatea legăturilor Kp > 0.

2. Poate exista o moleculă He 2?

Orez. 24. Schema formării unei molecule de heliu He 2.

Concluzie: molecula He 2 nu va exista, deoarece multiplicitatea legăturilor Kp = 0.

3. Poate exista o particulă H 2 +?

Orez. 25. Schema formării unei particule de H 2 +.

Particula H 2 + poate exista, deoarece multiplicitatea legăturilor Kp > 0.

4. Poate exista o moleculă de O2?

Orez. 26. Schema de formare a moleculei de O 2.

Molecula de O 2 există. Din fig. 26 rezultă că molecula de oxigen are doi electroni nepereche. Datorită acestor doi electroni, molecula de oxigen este paramagnetică.

Astfel, metoda orbitală moleculară explică proprietățile magnetice ale moleculelor.

INTERACȚIUNEA INTERMOLECULARĂ.

Toate interacțiunile intermoleculare pot fi împărțite în două grupe: universalŞi specific. Cele universale apar în toate moleculele fără excepție. Aceste interacțiuni sunt adesea numite conexiunea sau forțele van der Waals. Deși aceste forțe sunt slabe (energia nu depășește opt kJ/mol), ele sunt motivul trecerii majorității substanțelor de la starea gazoasă la starea lichidă, adsorbția gazelor pe suprafețele solidelor și alte fenomene. Natura acestor forțe este electrostatică.

Forțele principale de interacțiune:

1). Interacțiunea dipol – dipol (orientare). există între moleculele polare.

Cu cât momentele dipolului sunt mai mari, cu atât distanța dintre molecule este mai mică și cu cât temperatura este mai mică, cu atât interacțiunea orientativă este mai mare. Prin urmare, cu cât energia acestei interacțiuni este mai mare, cu atât mai mult temperatura mai mare trebuie să încălziți substanța astfel încât să fiarbă.

2). Interacțiune inductivă apare dacă există contact între moleculele polare și nepolare dintr-o substanță. Un dipol este indus într-o moleculă nepolară ca rezultat al interacțiunii cu o moleculă polară.

Cl d + - Cl d - … Al d + Cl d - 3

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

3). Interacțiunea de dispersie- aceasta este interacțiunea moleculelor nepolare din cauza dipolilor instantanei care apar din cauza fluctuațiilor densității electronilor în atomi.

Într-o serie de substanțe de același tip, interacțiunea de dispersie crește odată cu creșterea dimensiunilor atomilor care alcătuiesc moleculele acestor substanțe.

4) Forțe de respingere sunt cauzate de interacțiunea norilor de electroni de molecule și apar pe măsură ce se apropie mai departe.

Interacțiunile intermoleculare specifice includ toate tipurile de interacțiuni de natură donor-acceptor, adică asociate cu transferul de electroni de la o moleculă la alta. Legătura intermoleculară formată în acest caz are toate trăsăturile caracteristice ale unei legături covalente: saturație și direcționalitate.

O legătură chimică formată dintr-un hidrogen polarizat pozitiv care face parte dintr-o grupare sau moleculă polară și un atom electronegativ al altei sau aceleiași molecule se numește legătură de hidrogen. De exemplu, pot fi reprezentate molecule de apă după cum urmează:

Liniile solide sunt legături polare covalente în interiorul moleculelor de apă între atomii de hidrogen și oxigen; punctele indică legături de hidrogen. Motivul formării legăturilor de hidrogen este că atomii de hidrogen sunt practic lipsiți de învelișuri de electroni: singurii lor electroni sunt deplasați către atomii de oxigen ai moleculelor lor. Acest lucru permite protonilor, spre deosebire de alți cationi, să se apropie de nucleele atomilor de oxigen ai moleculelor învecinate fără a experimenta repulsie din învelișurile de electroni ale atomilor de oxigen.

O legătură de hidrogen este caracterizată printr-o energie de legare de 10 până la 40 kJ/mol. Cu toate acestea, această energie este suficientă pentru a provoca asociere de molecule, aceste. asocierea lor în dimeri sau polimeri, care în unele cazuri există nu numai în stare lichidă a substanței, ci se păstrează și atunci când aceasta trece în vapori.

De exemplu, fluorura de hidrogen în fază gazoasă există sub formă de dimer.

În moleculele organice complexe, există atât legături de hidrogen intermoleculare, cât și legături de hidrogen intramoleculare.

Moleculele cu legături de hidrogen intramoleculare nu pot forma legături de hidrogen intermoleculare. Prin urmare, substanțele cu astfel de legături nu formează asociații, sunt mai volatile și au vâscozități, puncte de topire și de fierbere mai mici decât izomerii lor capabili să formeze legături de hidrogen intermoleculare.

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

Cea mai simplă legătură chimică cu un electron este creată de un singur electron de valență. Se pare că un electron este capabil să țină împreună doi ioni încărcați pozitiv. Într-o legătură cu un electron, forțele de respingere Coulomb ale particulelor încărcate pozitiv sunt compensate de forțele Coulomb de atracție ale acestor particule către un electron încărcat negativ. Electronul de valență devine comun celor două nuclee ale moleculei.

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

Legăturile covalente polare apar în moleculele diatomice heteronucleare (Fig. 3). Perechea de electroni de legătură într-o legătură chimică polară este adusă mai aproape de atomul cu un prim potențial de ionizare mai mare.

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

Caracteristicile unor substanțe polare

Deplasarea unei perechi de electroni de legătură către unul dintre nucleele unei molecule polare duce la apariția unui dipol electric (electrodinamică) (Fig. 4).

Distanța dintre centrele de greutate a sarcinilor pozitive și negative se numește lungimea dipolului. Polaritatea unei molecule, precum și polaritatea unei legături, se apreciază prin valoarea momentului dipol μ, care este produsul dintre lungimea dipolului l și valoarea sarcinii 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 Pauling pentru doi electroni S și doi p a făcut posibilă explicarea direcționalității legăturilor chimice, în special configurația tetraedrică a metanului. Pentru a explica structura etilenei, din patru electroni echivalenți Sp 3 ai atomului de carbon, un electron p trebuie izolat pentru a forma o legătură suplimentară, numită legătură π. În acest caz, cei trei orbitali hibrid Sp 2 rămași sunt localizați în plan la un unghi de 120° și formează legături de bază, de exemplu, o moleculă de etilenă plană (Fig. 5).

ÎN noua teorie Pauling, toți electronii de legătură au devenit egali și echidistanți de linia care leagă nucleele moleculei. Teoria lui Pauling a legăturii chimice îndoite a luat în considerare interpretarea statistică a funcției de undă M. Born și corelația electronilor Coulombi a electronilor. A apărut o semnificație fizică - natura legăturii chimice este complet determinată interacțiune electrică nuclee și electroni. Cu cât sunt mai mulți electroni de legătură, 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 ideilor despre legăturile chimice a fost dată de chimistul fizician american W. Lipscomb, care a dezvoltat teoria legăturilor cu doi electroni și trei centre și o teorie topologică care face posibilă prezicerea structurii mai multor hidruri de bor (hidruri de hidrogen). ).

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

Fig. 7. Diboran

Existența boranelor cu legăturile lor cu doi electroni și trei centre cu atomi de hidrogen „puneți” a încălcat doctrina canonică a valenței. Atomul de hidrogen, considerat anterior un element monovalent standard, s-a dovedit a fi conectat prin legături identice la doi atomi de bor și a devenit oficial un element divalent. Lucrările lui W. Lipscomb privind descifrarea structurii boranelor au extins înțelegerea legăturilor chimice. Comitetul Nobel i-a acordat lui William Nunn Lipscomb Premiul pentru Chimie pentru 1976 cu formularea „Pentru studiile sale asupra structurii boranilor (borohidrite), clarificând problemele legăturilor chimice”.

Legături chimice multisite

Fig. 8. Molecula de ferocen

Fig. 9. Crom dibenzen

Fig. 10. Uranocen

Toate cele zece legături (C-Fe) din molecula de ferocen sunt echivalente, valoarea distanței internucleare Fe-c este de 2,04 Å. Toți atomii de carbon dintr-o moleculă de ferocen sunt echivalenti din punct de vedere structural și chimic, lungimea fiecăruia Conexiuni C-C 1,40 - 1,41 Å (pentru comparație, în benzen lungimea legăturii C-C este de 1,39 Å). O înveliș de 36 de electroni apare în jurul atomului de fier.

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 starea solidă la starea de vapori necesită costuri cantitati mari energie.

În perechi, aceste metale constau practic din molecule biatomice homonucleare și atomi liberi. Când vaporii de metal se condensează, o legătură covalentă este transformată într-o legătură metalică.

Evaporarea sărurilor cu legături ionice tipice, cum ar fi fluorurile de metale alcaline, duce la distrugerea legăturii ionice și la formarea de molecule diatomice heteronucleare cu o legătură covalentă polară. În acest caz, are loc formarea de molecule dimerice cu legături cu punte.

Caracteristicile legăturilor chimice în moleculele de fluoruri ale metalelor alcaline și dimerii acestora.

În timpul condensării vaporilor de fluoruri de metale alcaline, legătura covalentă polară este transformată într-o legătură ionică cu formarea rețelei cristaline de sare corespunzătoare.

Mecanismul de tranziție a legăturii covalente la metale

Fig. 11. Relația dintre raza orbitală a unei perechi de electroni r e și lungimea unei legături chimice covalente d

Fig. 12. Orientarea dipolilor moleculelor diatomice și formarea unui fragment octaedric distorsionat al unui cluster în timpul condensării vaporilor de metale alcaline

Fig. 13. Aranjament cubic centrat pe corp a nucleelor ​​din cristale de metale alcaline și o legătură de legătură

Atractia dispersivă (forțele de la Londra) determină interacțiunea interatomică și formarea moleculelor diatomice homonucleare din atomi de metale alcaline.

Formarea unei legături covalente metal-metal este asociată cu deformarea învelișurilor electronice ale atomilor care interacționează - electronii de valență creează o pereche de electroni de legătură, a cărei densitate de electroni este concentrată în spațiul dintre nucleele atomice ale moleculei rezultate. O trăsătură caracteristică a moleculelor diatomice homonucleare ale metalelor alcaline este lungimea mare a legăturii covalente (3,6-5,8 ori mai mare decât lungimea legăturii în molecula de hidrogen) și energia scăzută a ruperii acesteia.

Relația indicată dintre r e și d determină distribuția neuniformă a sarcinilor electrice în moleculă - sarcina electrică negativă a perechii de electroni de legătură este concentrată în partea de mijloc a moleculei, iar sarcinile electrice pozitive ale celor două nuclee atomice sunt concentrate la capetele moleculei.

Distribuția neuniformă a sarcinilor electrice creează condiții pentru interacțiunea moleculelor datorită forțelor de orientare (forțe van der Waals). Moleculele de metale alcaline tind să se orienteze astfel încât să apară sarcini electrice opuse în apropierea lor. Ca urmare, forțele atractive acționează între molecule. Datorită prezenței acestora din urmă, moleculele metalelor alcaline se apropie și sunt mai mult sau mai puțin ferm strânse împreună. În același timp, o oarecare deformare a fiecăruia dintre ele are loc sub influența polilor mai apropiați ai moleculelor învecinate (Fig. 12).

De fapt, electronii de legătură ai moleculei diatomice originale, căzând în câmp electric Cele patru nuclee atomice încărcate pozitiv ale moleculelor de metal alcalin sunt desprinse de raza orbitală a atomului și devin libere.

În acest caz, perechea de electroni de legătură devine comună pentru un sistem cu șase cationi. Construcția rețelei cristaline metalice începe în stadiul de cluster. În rețeaua cristalină a metalelor alcaline, structura verigii de legătură este clar exprimată, având forma unui octaedru turtit distorsionat - o bipiramidă pătrată, a cărei înălțime și marginile bazei sunt egale cu valoarea rețelei de translație. constantă a w (Fig. 13).

Valoarea constantei rețelei de translație a w a unui cristal de metal alcalin depășește în mod semnificativ lungimea legăturii covalente a unei molecule de metal alcalin, prin urmare, se acceptă în general 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 locație geometrică în care locuiesc electronii, oferind proprietatea de bază a unui metal - de a conduce curentul electric.

Când se compară procesul de condensare a vaporilor de metale alcaline cu procesul de condensare a gazelor, de exemplu, hidrogenul, trăsătură caracteristicăîn proprietăţile metalului. Astfel, dacă în timpul condensării hidrogenului apar interacțiuni intermoleculare slabe, atunci în timpul condensării au loc procese de vapori de metal care sunt caracteristice pentru reactii chimice. Condensarea vaporilor de metal în sine are loc în mai multe etape și poate fi descrisă prin următorul proces: atom liber → moleculă diatomică cu o legătură covalentă → grup metalic → metal compact cu o legătură metalică.

Interacțiunea moleculelor de halogenuri de metale alcaline este însoțită de dimerizarea lor. O moleculă de dimer poate fi considerată un patrupol electric (Fig. 15). În prezent, sunt cunoscute principalele caracteristici ale dimerilor halogenurilor de metale alcaline (lungimile legăturilor chimice și unghiurile de legătură între legături).

Lungimea legăturii chimice și unghiurile de legătură în dimeri de halogenuri de metale alcaline (E 2 X 2) (fază gazoasă).

E 2 X 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
	dEF, 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 timpul procesului de condensare, efectul forțelor de orientare crește, interacțiunea intermoleculară este însoțită de formarea de clustere și apoi de o substanță solidă. Halogenurile de metale alcaline formează cristale cu rețele cubice simple și centrate pe corp.

Tipul rețelei cristaline și constanta rețelei de translație pentru halogenuri de metale alcaline.

În timpul procesului de cristalizare, are loc o creștere suplimentară a distanței interatomice, ceea ce duce la îndepărtarea unui electron din raza orbitală a atomului de metal alcalin și transferul unui electron la atomul 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 metal alcalin, câmpul de forță al fiecărui ion este coordonat de mai mult de un ion cu semnul opus, așa cum este obișnuit să se reprezinte calitativ legătura ionică (Na + Cl -).

În cristalele compușilor ionici, conceptul de molecule simple cu doi ioni precum Na + Cl - și Cs + Cl - își pierde sensul, deoarece ionul de metal alcalin este asociat cu șase ioni de clor (într-un cristal de clorură de sodiu) și cu opt ionii de clor (într-un cristal de clorură de cesiu. Cu toate acestea, toate distanțele interionice din cristale sunt echidistante.

Note

1. Manual de chimie anorganică. Constantele substantelor anorganice. - M.: „Chimie”, 1987. - P. 124. - 320 p.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manual de chimie anorganică. Constantele substantelor anorganice. - M.: „Chimie”, 1987. - P. 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Cum se formează o legătură chimică și cum apar reacțiile chimice. - M.: grupul de editură „Granitsa”, 2007. - 320 p. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V. Curs de chimie generală. - M.: Goskhimizdat, 1962. - P. 88. - 976 p.
5. Pauling L. Natura legăturii chimice / editat de Y.K. - per. din engleză M.E. Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 p.
6. Chimie organică teoretică / ed. R.H. Freidlina. - per. din engleză Yu.G.Bundela. - M.: Editura. literatură străină, 1963. - 365 p.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Russian Chemical Journal (revista Societății Ruse de Chimie, numită după D.I. Mendeleev). - 2000. - T. XLIV, numărul 6. - P. 63-86.
8. Dicționar enciclopedic chimic / cap. ed. I.L. Knunyants. - M.: Sov. enciclopedie, 1983. - P. 607. - 792 p.
9. Nekrasov B.V. Curs de chimie generală. - 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. - P. 155-161. - 320 s.
11. Gillespie R. Geometria moleculelor / trans. din engleză E.Z. Zasorina și V.S. Mastryukova, ed. Yu.A Pentina. - M.: „Mir”, 1975. - P. 49. - 278 p.
12. Manualul Chimistului. - Ed. a II-a, revizuită. si suplimentare - L.-M.: Institutul Ştiinţific şi Tehnic de Stat de Literatură Chimică, 1962. - T. 1. - P. 402-513. - 1072 p.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manual de chimie anorganică. Constantele substanţelor anorganice.. - M.: „Chimie”, 1987. - P. 132-136. - 320 s.
14. Ziman J. Electronii în metale (introducere în teoria suprafețelor Fermi). Progrese în științe fizice.. - 1962. - T. 78, numărul 2. - 291 p.

Vezi de asemenea

• Legatura chimica- articol din Marea Enciclopedie Sovietică
• Legatura chimica- Chemport.ru
• Legatura chimica- Enciclopedia fizică

Legătura chimică, tipurile, proprietățile sale, împreună cu ea, este una dintre pietrele de temelie ale unei științe interesante numite chimie. În acest articol vom analiza toate aspectele legăturilor chimice, importanța lor în știință, vom da exemple și multe altele.

Ce este o legătură chimică

În chimie, o legătură chimică este înțeleasă ca aderența reciprocă a atomilor într-o moleculă și, ca rezultat al forței de atracție care există între. Datorită legăturilor chimice, se formează diverși compuși chimici; aceasta este natura unei legături chimice.

Tipuri de legături chimice

Mecanismul de formare a unei legături chimice depinde puternic de tipul sau tipul acesteia, în general, următoarele tipuri principale de legături chimice diferă:

• Legatura chimica covalenta (care la randul ei poate fi polara sau nepolara)
• Legătura ionică
• conexiune
• Legatura chimica

ca oamenii.

În ceea ce privește, un articol separat îi este dedicat pe site-ul nostru și puteți citi mai detaliat la link. În continuare, vom examina mai detaliat toate celelalte tipuri principale de legături chimice.

Legătură chimică ionică

Formarea unei legături chimice ionice are loc datorită atracției electrice reciproce a doi ioni cu sarcini diferite. Ionii din astfel de legături chimice sunt de obicei simpli, constând dintr-un atom al substanței.

Schema legăturii chimice ionice.

O trăsătură caracteristică a legăturii chimice de tip ionic este lipsa sa de saturație și, ca urmare, un număr foarte diferit de ioni încărcați opus se poate alătura unui ion sau chiar unui întreg grup de ioni. Un exemplu de legătură chimică ionică este compusul fluorură de cesiu CsF, în care nivelul de „ionicitate” este de aproape 97%.

Legătură chimică de hidrogen

Cu mult înainte de apariția teoriei moderne a legăturilor chimice în forma sa modernă, chimiștii au observat că compușii de hidrogen cu nemetale au diverse proprietăți uimitoare. Să presupunem că punctul de fierbere al apei și împreună cu fluorura de hidrogen este mult mai mare decât ar putea fi, iată un exemplu gata făcut al unei legături chimice de hidrogen.

Imaginea prezintă o diagramă a formării unei legături chimice de hidrogen.

Natura și proprietățile unei legături chimice de hidrogen sunt determinate de capacitatea atomului de hidrogen H de a forma o altă legătură chimică, de unde și numele acestei legături. Motivul formării unei astfel de conexiuni este proprietățile forțelor electrostatice. De exemplu, norul total de electroni dintr-o moleculă de fluorură de hidrogen este atât de mutat către fluor încât spațiul din jurul unui atom al acestei substanțe este saturat cu un câmp electric negativ. În jurul unui atom de hidrogen, în special unul lipsit de unicul său electron, totul este exact invers, câmpul său electronic este mult mai slab și, ca urmare, are o sarcină pozitivă; Și sarcinile pozitive și negative, după cum știți, se atrag și în acest mod simplu ia naștere o legătură de hidrogen.

Legătura chimică a metalelor

Ce legătură chimică este caracteristică metalelor? Aceste substanțe au propriul lor tip de legătură chimică - atomii tuturor metalelor nu sunt aranjați oricum, dar într-un anumit fel, ordinea aranjamentului lor se numește rețea cristalină. Electronii diferiților atomi formează un nor de electroni comun și interacționează slab între ei.

Așa arată o legătură chimică metalică.

Un exemplu de legătură chimică metalică poate fi orice metal: sodiu, fier, zinc și așa mai departe.

Cum se determină tipul de legătură chimică

În funcție de substanțele care iau parte, dacă există un metal și un nemetal, atunci legătura este ionică, dacă există două metale, atunci este metalică, dacă există două nemetale, atunci este covalentă.

Proprietățile legăturilor chimice

Pentru a compara diferite reacții chimice, sunt utilizate diferite caracteristici cantitative, cum ar fi:

• lungime,
• energie,
• polaritate,
• ordinea conexiunilor.

Să le privim mai detaliat.

Lungimea legăturii este distanța de echilibru dintre nucleele atomilor care sunt conectați printr-o legătură chimică. De obicei măsurată experimental.

Energia unei legături chimice determină rezistența acesteia. În acest caz, energia se referă la forța necesară pentru a rupe o legătură chimică și a separa atomii.

Polaritatea unei legături chimice arată cât de multă densitate de electroni este deplasată către unul dintre atomi. Capacitatea atomilor de a schimba densitatea electronilor spre ei înșiși sau, în termeni simpli, de a „trage pătura peste ei înșiși” în chimie se numește electronegativitate.

Orice interacțiune între atomi este posibilă numai dacă există o legătură chimică. O astfel de conexiune este motivul formării unui sistem poliatomic stabil - un ion molecular, o moleculă, o rețea cristalină. O legătură chimică puternică necesită multă energie pentru a se rupe, motiv pentru care este cantitatea de bază pentru măsurarea rezistenței legăturii.

Condiții pentru formarea unei legături chimice

Formarea unei legături chimice este întotdeauna însoțită de eliberarea de energie. Acest proces are loc din cauza scăderii energiei potențiale a unui sistem de particule care interacționează - molecule, ioni, atomi. Energia potențială a sistemului rezultat de elemente care interacționează este întotdeauna mai mică decât energia particulelor care ies nelegate. Astfel, baza pentru apariția unei legături chimice într-un sistem este scăderea energiei potențiale a elementelor sale.

Natura interacțiunii chimice

O legătură chimică este o consecință a interacțiunii câmpurilor electromagnetice care apar în jurul electronilor și nucleelor ​​atomice ale acelor substanțe care participă la formarea unei noi molecule sau cristale. După descoperirea teoriei structurii atomice, natura acestei interacțiuni a devenit mai accesibilă pentru studiu.

Ideea naturii electrice a unei legături chimice a venit pentru prima dată de la fizicianul englez G. Davy, care a sugerat că moleculele se formează datorită atracției electrice a particulelor încărcate opus. Această idee l-a interesat pe chimistul și naturistul suedez I.Ya. Bercellius, care a dezvoltat teoria electrochimică a apariției legăturilor chimice.

Prima teorie, care explica procesele de interacțiune chimică a substanțelor, era imperfectă, iar în timp a trebuit să fie abandonată.

teoria lui Butlerov

O încercare mai reușită de a explica natura legăturii chimice a substanțelor a fost făcută de omul de știință rus A.M. Acest om de știință și-a bazat teoria pe următoarele ipoteze:

• Atomii în stare de legătură sunt legați între ei într-o anumită ordine. O schimbare în această ordine determină formarea unei noi substanțe.
• Atomii se leagă între ei conform legilor valenței.
• Proprietățile unei substanțe depind de ordinea conexiunii atomilor din molecula substanței. Un aranjament diferit determină o modificare a proprietăților chimice ale substanței.
• Atomii legați între ei se influențează cel mai puternic unul pe altul.

Teoria lui Butlerov a explicat proprietățile substanțelor chimice nu numai prin compoziția lor, ci și prin ordinea de aranjare a atomilor. Acest ordin intern al lui A.M. Butlerov a numit-o „structură chimică”.

Teoria omului de știință rus a făcut posibilă restabilirea ordinii în clasificarea substanțelor și a oferit posibilitatea de a determina structura moleculelor prin proprietățile lor chimice. Teoria a răspuns și la întrebarea: de ce moleculele care conțin același număr de atomi au proprietăți chimice diferite.

Condiții preliminare pentru crearea teoriilor legate de legături chimice

În teoria sa despre structura chimică, Butlerov nu a abordat problema ce este o legătură chimică. Pentru a face acest lucru, existau prea puține date despre structura internă a materiei. Abia după descoperirea modelului planetar al atomului, omul de știință american Lewis a început să dezvolte ipoteza că o legătură chimică ia naștere prin formarea unei perechi de electroni care aparține simultan la doi atomi. Ulterior, această idee a devenit fundamentul dezvoltării teoriei legăturilor covalente.

Legătură chimică covalentă

Un compus chimic stabil poate fi format atunci când norii de electroni ai doi atomi vecini se suprapun. Rezultatul unei astfel de intersecții reciproce este o densitate de electroni în creștere în spațiul internuclear. Nucleele atomilor, după cum știm, sunt încărcate pozitiv și, prin urmare, încearcă să fie atrase cât mai aproape de norul de electroni încărcat negativ. Această atracție este mult mai puternică decât forțele de respingere dintre două nuclee încărcate pozitiv, astfel încât această legătură este stabilă.

Calculele legăturilor chimice au fost efectuate pentru prima dată de chimiștii Heitler și Londra. Ei au examinat legătura dintre doi atomi de hidrogen. Cea mai simplă reprezentare vizuală a acesteia ar putea arăta astfel:

După cum puteți vedea, perechea de electroni ocupă un loc cuantic în ambii atomi de hidrogen. Acest aranjament în două centre de electroni se numește „legătură chimică covalentă”. Legăturile covalente sunt tipice pentru moleculele de substanțe simple și compușii lor nemetalici. Substanțele create prin legături covalente de obicei nu conduc curent electric sau sunt semiconductori.

Legătura ionică

O legătură chimică ionică are loc atunci când doi ioni încărcați opus se atrag unul pe celălalt. Ionii pot fi simpli, constând dintr-un atom al unei substanțe. În compușii de acest tip, ionii simpli sunt cel mai adesea atomi de metal încărcați pozitiv din grupele 1 și 2 care și-au pierdut electronii. Formarea ionilor negativi este inerentă atomilor nemetalelor tipice și bazelor lor acide. Prin urmare, printre compușii ionici tipici există multe halogenuri de metale alcaline, cum ar fi CsF, NaCl și altele.

Spre deosebire de o legătură covalentă, un ion nu este saturat: un ion sau un grup de ioni poate fi alăturat printr-un număr variabil de ioni încărcați opus. Numărul de particule atașate este limitat doar de dimensiunile liniare ale ionilor care interacționează, precum și de condiția în care forțele atractive ale ionilor încărcați opus trebuie să fie mai mari decât forțele de respingere ale particulelor încărcate egal care participă la compusul de tip ionic.

Legătura de hidrogen

Chiar înainte de crearea teoriei structurii chimice, s-a observat experimental că compușii de hidrogen cu diferite nemetale au proprietăți oarecum neobișnuite. De exemplu, punctele de fierbere ale fluorurii de hidrogen și ale apei sunt mult mai mari decât ar fi de așteptat.

Acestea și alte caracteristici ale compușilor cu hidrogen pot fi explicate prin capacitatea atomului de H + de a forma o altă legătură chimică. Acest tip de conexiune se numește „legătură de hidrogen”. Motivele apariției unei legături de hidrogen se află în proprietățile forțelor electrostatice. De exemplu, într-o moleculă de fluorură de hidrogen, norul total de electroni este deplasat atât de mult către fluor încât spațiul din jurul unui atom al acestei substanțe este saturat cu un câmp electric negativ. În jurul unui atom de hidrogen, lipsit de unicul său electron, câmpul este mult mai slab și are o sarcină pozitivă. Ca rezultat, apare o relație suplimentară între câmpurile pozitive ale norilor de electroni H + și negative F - .

Legătura chimică a metalelor

Atomii tuturor metalelor sunt localizați în spațiu într-un anumit fel. Aranjamentul atomilor de metal se numește rețea cristalină. În acest caz, electronii diferiților atomi interacționează slab între ei, formând un nor de electroni comun. Acest tip de interacțiune între atomi și electroni se numește „legătură metalică”.

Este mișcarea liberă a electronilor în metale care poate explica proprietățile fizice ale substanțelor metalice: conductivitate electrică, conductivitate termică, rezistență, fuzibilitate și altele.