Comprimento da ligação covalente chamada de distância entre os núcleos dos átomos que formam uma ligação. O comprimento da ligação está diretamente relacionado ao raio do átomo - quanto maior, mais longa a ligação.

Os valores dos raios covalentes de alguns átomos (pm; 10 -12 m):

• H = 30 horas;
• F=58;
• O = 73;
• N = 75;
• C=77;
• Cl = 99;
• S=103;
• P=110;
• Si = 118;
• Al = 130.

Em moléculas simétricas (H 2, F 2, Cl 2 ...) metade do comprimento da ligação é chamado raio covalente. Conhecendo o raio covalente, é muito fácil calcular o comprimento de uma ligação covalente em uma molécula. Por exemplo, o comprimento da ligação covalente da molécula de HF = 30 + 58 = 88 pm.

2. Energia de uma ligação covalente

Debaixo energia de ligação covalente(expresso em kcal/mol ou kJ/mol) geralmente entendem a energia que é necessária para quebrar a ligação (quando uma ligação covalente é formada, a energia é liberada, quando quebrada, ela é absorvida). Quanto maior a energia de ligação, mais forte a ligação.

A energia da ligação depende do seu comprimento - quanto mais longa a ligação na molécula, mais fácil é quebrá-la (gastar menos energia).

Energias de ligação de algumas moléculas (kJ/mol):

• H2 = 453 (comprimento da ligação = 60 pm);
• Cl2 = 242 (198 pm);
• HCl = 431 (129 pm).

3. Polaridade de uma ligação covalente

Essa característica mostra a localização do par de elétrons de dois átomos que formam uma ligação. O grau de polaridade da ligação depende da magnitude da eletronegatividade dos átomos que formam a ligação (quanto maior, maior a polaridade da ligação). Em uma ligação covalente mais polar, o par de elétrons compartilhado é mais inclinado para o átomo mais eletronegativo (veja o conceito de eletronegatividade).

A eletronegatividade é um valor tabular determinado pela escala de Polling. É muito mais importante conhecer não a eletronegatividade do próprio átomo como tal, mas a diferença entre esses valores na molécula - qual dos átomos é mais eletronegativo e qual é menos.

A polaridade de uma ligação covalente é quantificada usando momento dipolar(µ), enquanto um sistema de duas cargas equivalentes, mas de sinais opostos, é chamado dipolo.

É muito importante distinguir entre o momento de dipolo de uma ligação covalente (sua polaridade) e o momento de dipolo da molécula como um todo. Em moléculas diatômicas simples, esses dois parâmetros são iguais entre si. Uma imagem completamente diferente é observada em moléculas complexas, nas quais o momento dipolar da molécula é a soma dos vetores dos momentos dipolares das ligações individuais.

4. Polarizabilidade de uma ligação covalente

Polarizabilidade refere-se ao grau em que os elétrons podem ser deslocados por um campo elétrico externo gerado por íons ou outras moléculas polares.

A polarizabilidade de uma ligação covalente é diretamente proporcional ao seu comprimento, o que, em geral, é lógico - quanto mais longe um elétron está do núcleo de um átomo, mais fraco é atraído por ele, portanto, é mais fácil deslocar-se sob condições externas. influência sobre ele. Assim, com o aumento do comprimento da ligação, sua polarizabilidade aumenta, o que, por sua vez, leva a um aumento na força dos ácidos (por exemplo, o ácido iodídrico é mais forte que o ácido fluorídrico).

A polarizabilidade e a polaridade de uma ligação são inversamente relacionadas: uma ligação menos polar é mais polarizada e vice-versa.

5. Saturação de uma ligação covalente

A saturação é a capacidade de um átomo de formar um certo número de ligações covalentes - todos os elétrons "desemparelhados" do átomo tendem a participar da formação de uma ligação. Por exemplo, um átomo de hidrogênio tem apenas um elétron desemparelhado, enquanto um átomo de nitrogênio tem três. Por esta razão, o composto químico mais estável será NH 3, mas não NH ou NH 2.

6. Orientação da ligação covalente

A orientação caracteriza a orientação espacial de uma ligação covalente em relação a outras ligações da molécula. Nas moléculas, os elétrons de ligações covalentes e pares de elétrons livres experimentam constantemente repulsão mútua, pelo que as ligações covalentes são localizadas de tal forma que o ângulo de ligação entre eles corresponde ao princípio da menor repulsão entre os elétrons (por exemplo, , em uma molécula de água, o ângulo de ligação é de 104,5 °).

7. Multiplicidade de uma ligação covalente

Em alguns casos, não um, mas dois (ligação dupla) ou três (ligação tripla) pares de elétrons comuns (as chamadas ligações múltiplas) podem ocorrer entre os átomos.

Uma ligação covalente dupla é formada em átomos que possuem dois elétrons desemparelhados; triplo - para átomos que têm três elétrons desemparelhados (consulte Ligações múltiplas).

Como pode ser visto na tabela abaixo, a molécula de nitrogênio é cerca de 7 vezes "mais forte" que a molécula de flúor.

Tabela da dependência do comprimento e força de uma ligação covalente em sua multiplicidade.

Comprimento de comunicação - distância internuclear. Quanto menor essa distância, mais forte é a ligação química. O comprimento da ligação depende dos raios dos átomos que a formam: quanto menores os átomos, menor a ligação entre eles. Por exemplo, o comprimento da ligação H-O é menor que o comprimento da ligação H-N (devido à menor troca do átomo de oxigênio).

Uma ligação iônica é um caso extremo de uma ligação covalente polar.

Conexão metálica.

O pré-requisito para a formação deste tipo de conexão é:

1) a presença de um número relativamente pequeno de elétrons nos níveis externos dos átomos;

2) a presença de vazios (orbitais vagos) nos níveis externos de átomos de metal

3) energia de ionização relativamente baixa.

Considere a formação de uma ligação metálica usando sódio como exemplo. O elétron de valência do sódio, que está localizado no subnível 3s, pode mover-se com relativa facilidade ao longo dos orbitais vazios da camada externa: ao longo de 3p e 3d. Quando os átomos se aproximam como resultado da formação de uma rede cristalina, os orbitais de valência dos átomos vizinhos se sobrepõem, devido aos quais os elétrons se movem livremente de uma órbita para outra, fazendo uma conexão entre TODOS os átomos do cristal metálico.

Nos nós da rede cristalina existem íons carregados positivamente e átomos de metal, e entre eles há elétrons que podem se mover livremente por toda a rede cristalina. Esses elétrons tornam-se comuns a todos os átomos e íons do metal e são chamados de "gás de elétrons". A ligação entre todos os íons metálicos carregados positivamente e os elétrons livres na rede cristalina dos metais é chamada de Ligação metálica.

A presença de uma ligação metálica determina as propriedades físicas dos metais e ligas: dureza, condutividade elétrica, condutividade térmica, maleabilidade, plasticidade, brilho metálico. Os elétrons livres podem transportar calor e eletricidade, por isso são a causa das principais propriedades físicas que distinguem os metais dos não metais - alta condutividade elétrica e térmica.

Ligação de hidrogênio.

ligação de hidrogênio ocorre entre moléculas que incluem hidrogênio e átomos com alto EO (oxigênio, flúor, nitrogênio). As ligações covalentes H-O, H-F, H-N são fortemente polares, devido a que um excesso de carga positiva se acumula no átomo de hidrogênio e um excesso de carga negativa se acumula nos pólos opostos. Forças de atração eletrostática surgem entre pólos de cargas opostas - ligações de hidrogênio.

As ligações de hidrogênio podem ser tanto intermoleculares quanto intramoleculares. A energia de uma ligação de hidrogênio é cerca de dez vezes menor que a energia de uma ligação covalente comum, mas, no entanto, as ligações de hidrogênio desempenham um papel importante em muitos processos físico-químicos e biológicos. Em particular, as moléculas de DNA são hélices duplas nas quais duas cadeias de nucleotídeos estão ligadas por ligações de hidrogênio. As ligações de hidrogênio intermoleculares entre a água e as moléculas de fluoreto de hidrogênio podem ser representadas (pontos) da seguinte forma:

Substâncias com uma ligação de hidrogênio têm redes cristalinas moleculares. A presença de uma ligação de hidrogênio leva à formação de moléculas associadas e, como consequência, a um aumento nos pontos de fusão e ebulição.

Além dos principais tipos de ligações químicas listados, existem também forças universais de interação entre quaisquer moléculas que não levam à quebra ou formação de novas ligações químicas. Essas interações são chamadas de forças de van der Waals. Eles causam a atração das moléculas de uma determinada substância (ou várias substâncias) entre si nos estados de agregação líquido e sólido.

Diferentes tipos de ligações químicas determinam a existência de diferentes tipos de redes cristalinas (tabela).

As substâncias moleculares têm estrutura molecular. Tais substâncias incluem todos os gases, líquidos e substâncias sólidas com uma rede cristalina molecular, como o iodo. Sólidos com uma rede atômica, iônica ou metálica têm estrutura não molecular, eles não contêm moléculas.

Mesa

Característica da rede cristalina	Tipo de treliça de cristal
Molecular	Iônico	atômico	metal
Partículas em sites de rede	moléculas	Cátions e ânions	átomos	Cátions e átomos metálicos
A natureza da conexão entre as partículas	Forças de interação intermolecular (incluindo ligações de hidrogênio)	Ligações ionicas	ligações covalentes	conexão de metal
Força de ligação	Fraco	durável	Muito durável	força diferente
Propriedades físicas distintivas das substâncias	Fusível ou sublimável, baixa dureza, muitos solúveis em água	Refratários, duros, quebradiços, muitos solúveis em água. Soluções e derretimentos conduzem eletricidade	Muito refratário, muito duro, praticamente insolúvel em água	Alta condutividade elétrica e térmica, brilho metálico, ductilidade.
Exemplos de substâncias	Substâncias simples - não-metais (no estado sólido): Cl 2, F 2, Br 2, O 2, O 3, P 4, enxofre, iodo, (exceto silício, diamante, grafite); substâncias complexas constituídas por átomos não metálicos (exceto sais de amônio): água, gelo seco, ácidos, haletos não metálicos: PCl 3, SiF 4, CBr 4, SF 6, substâncias orgânicas: hidrocarbonetos, álcoois, fenóis, aldeídos, etc. .	Sais: cloreto de sódio, nitrato de bário, etc.; álcalis: hidróxido de potássio, hidróxido de cálcio, sais de amônio: NH 4 Cl, NH 4 NO 3, etc., óxidos metálicos, nitretos, hidretos, etc. (compostos de metais com não metais)	Diamante, grafite, silício, boro, germânio, óxido de silício (IV) - sílica, SiC (carborundum), fósforo preto (P).	Cobre, potássio, zinco, ferro e outros metais
Comparação de substâncias por pontos de fusão e ebulição.
	Devido às forças fracas da interação intermolecular, essas substâncias têm os pontos de fusão e ebulição mais baixos. Além disso, quanto maior o peso molecular da substância, maior t 0 pl. tem. As exceções são substâncias entre as moléculas das quais podem se formar ligações de hidrogênio. Por exemplo, HF tem um t 0 pl mais alto do que HCl.	Substâncias têm alto t 0 pl., mas menor do que substâncias com uma rede atômica. Quanto mais altas as cargas dos íons que estão nos sítios da rede e quanto menor a distância entre eles, maior o ponto de fusão da substância. Por exemplo, t 0 quadrado. CaF 2 é superior a t 0 pl. KF.	Eles têm o maior t 0 pl. Quanto mais forte a ligação entre os átomos na rede, maior t 0 pl. tem substância. Por exemplo, Si tem um quadrado t 0 menor que C.	Os metais têm diferentes t0 pl.: de -37 0 С para mercúrio a 3360 0 С para tungstênio.

Definição

Uma ligação covalente é uma ligação química formada devido à socialização de átomos de seus elétrons de valência. Uma condição obrigatória para a formação de uma ligação covalente é a sobreposição de orbitais atômicos (AO), nos quais os elétrons de valência estão localizados. No caso mais simples, a sobreposição de dois AOs leva à formação de dois orbitais moleculares (MOs): um MO ligante e um MO antiligante (afrouxamento). Os elétrons compartilhados estão localizados em um MO de ligação de energia mais baixa:

Educação em comunicação

Ligação covalente (ligação atômica, ligação homeopolar) - uma ligação entre dois átomos devido à socialização (compartilhamento de elétrons) de dois elétrons - um de cada átomo:

A. + B. -> A: B

Por isso, a relação homeopolar tem caráter direcional. Um par de elétrons fazendo uma ligação pertence simultaneamente a ambos os átomos de ligação, por exemplo:

	..		..						..
:	Cl	:	Cl	:			H	:	O	:	H
	..		..						..

Tipos de ligação covalente

Existem três tipos de ligações químicas covalentes que diferem no mecanismo de sua formação:

1. Ligação covalente simples. Para sua formação, cada um dos átomos fornece um elétron desemparelhado. Quando uma ligação covalente simples é formada, as cargas formais dos átomos permanecem inalteradas. Se os átomos que formam uma ligação covalente simples são os mesmos, então as verdadeiras cargas dos átomos na molécula também são as mesmas, uma vez que os átomos que formam a ligação possuem igualmente um par de elétrons socializado, tal ligação é chamada de covalente apolar ligação. Se os átomos são diferentes, então o grau de propriedade de um par de elétrons socializado é determinado pela diferença na eletronegatividade dos átomos, um átomo com maior eletronegatividade tem um par de elétrons de ligação em maior extensão e, portanto, sua verdadeira carga tem sinal negativo, um átomo com menor eletronegatividade adquire, respectivamente, a mesma carga, mas com sinal positivo.

Ligações Sigma (σ)-, pi (π) - uma descrição aproximada dos tipos de ligações covalentes nas moléculas de compostos orgânicos, a ligação σ é caracterizada pelo fato de que a densidade da nuvem de elétrons é máxima ao longo do eixo que conecta os núcleos dos átomos. Quando uma ligação π é formada, ocorre a chamada sobreposição lateral das nuvens de elétrons, e a densidade da nuvem de elétrons é máxima "acima" e "abaixo" do plano da ligação σ. Por exemplo, tome etileno, acetileno e benzeno.

Na molécula de etileno C 2 H 4 existe uma ligação dupla CH 2 \u003d CH 2, sua fórmula eletrônica é: H: C:: C: H. Os núcleos de todos os átomos de etileno estão localizados no mesmo plano. Três nuvens de elétrons de cada átomo de carbono formam três ligações covalentes com outros átomos no mesmo plano (com ângulos entre eles de cerca de 120°). A nuvem do quarto elétron de valência do átomo de carbono está localizada acima e abaixo do plano da molécula. Essas nuvens de elétrons de ambos os átomos de carbono, parcialmente sobrepostas acima e abaixo do plano da molécula, formam uma segunda ligação entre os átomos de carbono. A primeira ligação covalente mais forte entre átomos de carbono é chamada de ligação σ; a segunda ligação covalente menos forte é chamada de ligação π.

Em uma molécula linear de acetileno

H-S≡S-N (N: S::: S: N)

existem ligações σ entre átomos de carbono e hidrogênio, uma ligação σ entre dois átomos de carbono e duas ligações π entre os mesmos átomos de carbono. Duas ligações π estão localizadas acima da esfera de ação da ligação σ em dois planos mutuamente perpendiculares.

Todos os seis átomos de carbono da molécula cíclica de benzeno C 6 H 6 estão no mesmo plano. as ligações σ atuam entre átomos de carbono no plano do anel; as mesmas ligações existem para cada átomo de carbono com átomos de hidrogênio. Cada átomo de carbono gasta três elétrons para fazer essas ligações. Nuvens dos quatro elétrons de valência dos átomos de carbono, com a forma de oitos, estão localizadas perpendicularmente ao plano da molécula de benzeno. Cada uma dessas nuvens se sobrepõe igualmente às nuvens de elétrons dos átomos de carbono vizinhos. Na molécula de benzeno, não são formadas três ligações π separadas, mas um único sistema de elétrons π de seis elétrons, comum a todos os átomos de carbono. As ligações entre os átomos de carbono na molécula de benzeno são exatamente as mesmas.

Uma ligação covalente é formada como resultado da socialização de elétrons (com a formação de pares de elétrons comuns), que ocorre durante a sobreposição de nuvens de elétrons. Nuvens de elétrons de dois átomos participam da formação de uma ligação covalente. Existem dois tipos principais de ligações covalentes:

• Uma ligação não polar covalente é formada entre átomos não metálicos do mesmo elemento químico. Substâncias simples têm essa ligação, por exemplo, O 2; N2; C 12 .
• Uma ligação polar covalente é formada entre átomos de diferentes não-metais.

Veja também

Literatura

• "Chemical Encyclopedic Dictionary", M., "Soviet Encyclopedia", 1983, p.264.

Química orgânica
Lista de compostos orgânicos

Química estrutural
Ligação química:	Aromaticidade | ligação covalente| ligação iônica | Ligação metálica | Ligação de hidrogénio | Título doador-aceitador | Tautomerismo
Exibição da estrutura:	Grupo funcional | Fórmula estrutural | Fórmula química | ligando
Propriedades eletrônicas:	Eletronegatividade | Afinidade eletrônica | Energia de ionização | Dipolo | Regra do octeto
Estereoquímica:	Átomo assimétrico | Isomeria | Configuração | Quiralidade | Conformação

Fundação Wikimedia. 2010.

• Grande Enciclopédia Politécnica

LIGAÇÃO QUÍMICA O mecanismo pelo qual os átomos se combinam para formar moléculas. Existem vários tipos de tal ligação, com base na atração de cargas opostas, ou na formação de configurações estáveis ​​através da troca de elétrons. ... ... Dicionário enciclopédico científico e técnico

ligação química- LIGAÇÃO QUÍMICA, a interação dos átomos, causando sua conexão em moléculas e cristais. As forças que atuam durante a formação de uma ligação química são principalmente de natureza elétrica. A formação de uma ligação química é acompanhada por um rearranjo ... ... Dicionário Enciclopédico Ilustrado

Atração mútua de átomos, levando à formação de moléculas e cristais. Costuma-se dizer que em uma molécula ou em um cristal entre átomos vizinhos existem ch. A valência de um átomo (que é discutida com mais detalhes abaixo) indica o número de ligações ... Grande Enciclopédia Soviética

ligação química- atração mútua de átomos, levando à formação de moléculas e cristais. A valência de um átomo mostra o número de ligações formadas por um determinado átomo com os vizinhos. O termo "estrutura química" foi introduzido pelo acadêmico A. M. Butlerov em ... ... Dicionário Enciclopédico de Metalurgia

Uma ligação iônica é uma ligação química forte formada entre átomos com uma grande diferença de eletronegatividade, na qual um par de elétrons comum é completamente transferido para um átomo com maior eletronegatividade. Um exemplo é o composto CsF ... Wikipedia

A ligação química é um fenômeno da interação de átomos, devido à sobreposição de nuvens de elétrons, partículas de ligação, que é acompanhada por uma diminuição da energia total do sistema. O termo "estrutura química" foi introduzido pela primeira vez por A. M. Butlerov em 1861 ... ... Wikipedia

A ligação covalente é caracterizada orientação no espaço, polaridade, multiplicidade, energia e comprimento.

Como sabemos, os orbitais de elétrons (exceto os orbitais s) têm orientação espacial. A ligação covalente, que é resultado de interações elétron-nucleares, está localizada em uma determinada direção em relação aos núcleos desses átomos. Se as nuvens de elétrons se sobrepõem na direção da linha reta que conecta os núcleos dos átomos (ou seja, ao longo do eixo de ligação), essa ligação covalente é chamada de s-bond(ligação sigma). Por exemplo, em moléculas de H 2 , Cl 2 , HC1, os átomos estão ligados por uma ligação s covalente. As ligações sigma covalentes são formadas quando os orbitais se sobrepõem: s- s (como em H 2): s - R(como em HC1), R- R(como em C1 2).

Quando os orbitais p direcionados perpendicularmente ao eixo de ligação se sobrepõem, duas regiões sobrepostas são formadas em ambos os lados do eixo de ligação. Essa ligação covalente é chamada de ligação p (ligação pi) (Fig. 6). Por exemplo, em uma molécula de nitrogênio, os átomos estão ligados por uma ligação s e duas ligações p (Fig. 7).

Arroz. 6. Representação esquemática da p-bond

Arroz. 7. Representação esquemática de ligações s e p em uma molécula de nitrogênio

A orientação da ligação covalente determina a estrutura espacial das moléculas, ou seja, sua forma. A molécula de cloreto de hidrogênio tem uma forma linear: é formada usando uma ligação s (s - p-orbitais). A molécula de água tem uma estrutura angular: é formada devido à sobreposição dos orbitais s de dois átomos de hidrogênio com dois orbitais p mutuamente perpendiculares do átomo de oxigênio (Fig. 8). Portanto, o ângulo entre as ligações s em uma molécula de água deve ser igual a 90°. De fato, o ângulo é de 104,5°, o que é explicado pelo fenômeno da hibridização. A molécula de amônia tem a forma de uma pirâmide regular, a molécula de metano tem a forma de um tetraedro.

Arroz. 8. A estrutura da molécula de água

Polaridade de comunicaçãoé determinada pela assimetria na distribuição da nuvem eletrônica comum ao longo do eixo de ligação.

Se os pares de elétrons comuns estão localizados simetricamente em relação a ambos os núcleos, essa ligação covalente é chamada de não polar.

Nas moléculas de substâncias simples - hidrogênio H 2, oxigênio O 2, nitrogênio N 2, cloro C1 2, flúor F 2, os átomos estão conectados por uma ligação covalente não polar.

Se os pares de elétrons comuns são deslocados para um dos átomos (eles estão localizados assimetricamente em relação aos núcleos de átomos diferentes), essa ligação covalente é chamada de polar.

A ligação nas moléculas de água H 2 O, amônia NH 3, cloreto de hidrogênio HC1 é polar.

multiplicidade A ligação covalente é determinada pelo número de pares de elétrons compartilhados que ligam os átomos.

A ligação entre dois átomos usando um par de elétrons é chamada simples(ligações H - C1, C - H, H - O, etc.). Uma ligação entre dois átomos usando dois pares de elétrons é chamada em dobro. Uma ligação entre dois átomos usando três pares de elétrons é chamada triplo.

Por exemplo, uma ligação dupla é observada entre átomos de carbono em etileno H 2 C \u003d CH 2, uma ligação tripla é observada em moléculas de nitrogênio N N, acetileno H - C C - H.

Comprimento do linké a distância de equilíbrio entre os núcleos dos átomos. O comprimento da ligação é expresso em nanômetros (nm). Quanto menor o comprimento da ligação, mais forte é a ligação química. A força de uma ligação é medida pela sua energia.

Energia de ligaçãoé igual ao trabalho que deve ser gasto para quebrar a conexão. Expresse a energia de ligação em quilojoules por mol (kJ/mol); por exemplo, em uma molécula de hidrogênio, a energia de ligação é 435 kJ/mol. A energia de ligação aumenta com a diminuição do comprimento da ligação (Tabela 10).

Tabela 10 Tipo, comprimento e energia das ligações nas moléculas de certas substâncias

A energia de ligação aumenta com o aumento da multiplicidade de ligação (Tabela 11).

Tabela 11 Comprimento de ligação e energia entre átomos de nitrogênio e entre átomos de carbono

O processo de formação da ligação prossegue com a liberação de energia (processo exotérmico), e o processo de quebra da ligação - com a absorção de energia (processo endotérmico).

Polaridade das moléculas

Polaridade das moléculas depende da polaridade das ligações individuais e da sua localização na molécula (isto é, da estrutura das moléculas).

Moléculas de substâncias simples (H 2, F 2, N 2, etc.) formadas por ligações covalentes não polares, não polar.

Moléculas de substâncias complexas podem ser tanto apolares quanto polares. Exemplos de substâncias com moléculas apolares: dióxido de carbono CO 2, metano CH 4, benzeno C 6 H 6, glicose C 6 H 12 O 6, éter dimetílico C 2 H 6 O, etc. Exemplos de substâncias com moléculas polares: enxofre dióxido de SO 2, água H 2 O, amônia NH 3, álcool etílico C 2 H 5 OH, etc.

Nas moléculas apolares, o "centro de gravidade" da nuvem eletrônica coincide com o "centro de gravidade" da carga positiva dos núcleos. Nas moléculas polares, o "centro de gravidade" da nuvem de elétrons não coincide com o "centro de gravidade" da carga positiva.

Por exemplo, na molécula de cloreto de hidrogênio HC1, a densidade eletrônica perto do núcleo de cloro é maior do que perto do núcleo de hidrogênio, ou seja, o átomo de cloro tem uma carga negativa q = - 0,18, e o átomo de hidrogênio tem uma carga positiva q-= + 0,18. Cobranças (q)átomos de uma molécula são chamados .eficiente. Portanto, as moléculas polares podem ser consideradas como dipolos elétricos, em que as cargas, de sinais diferentes, mas iguais em magnitude, estão localizadas a uma certa distância umas das outras. A medida da polaridade das moléculas é momento elétrico do dipolo.

O momento elétrico de um dipolo é o produto da carga efetiva pela distância entre os centros das cargas positivas e negativas na molécula. O momento elétrico de um dipolo em uma molécula depende de sua estrutura. A presença ou ausência do momento elétrico do dipolo permite julgar a estrutura geométrica da molécula. Por exemplo, a molécula de CO 2 é apolar, enquanto a molécula de SO 2 tem um momento de dipolo elétrico. Segue-se que a molécula de CO 2 tem uma estrutura linear e a molécula de SO 2 tem uma estrutura angular.

As propriedades das substâncias dependem da polaridade das moléculas. Substâncias cujas moléculas são polares têm pontos de ebulição e fusão mais altos do que substâncias cujas moléculas são apolares. Isto é devido à atração mútua de moléculas polares.

Eletro-negatividade

A capacidade dos átomos de um elemento químico de atrair pares de elétrons comuns é chamada de eletronegatividade.

A eletronegatividade de um elemento é determinada pela soma de sua energia de ionização e afinidade eletrônica. A eletronegatividade relativa dos átomos de alguns elementos é dada na Tabela. 12.

Tabela 12 Eletronegatividade relativa de alguns elementos

Período	Grupo
	EU	II	III	4	V	VI	VII
	H 2.1
	Li 0,98	Seja 1,5	Em 2.0	A partir de 2,5	N 3,07	Cerca de 3,50	F4.0
	Na 0,93	Mg 1,2	Al 1,6	Si 1,9	P 2.2	S 2.6	Cl 3,0
	K 0,91	Ca 1,04	Ga 1,8	Ge 2.0	Como 2.1	Se 2.5	Br2.8
	Rb 0,89	Sr 0,99	Em 1,5	sn 1,7	Sb 1,8	Aqueles 2.1	Eu 2,6

Quanto maior a eletronegatividade de um átomo, mais forte ele atrai um par de elétrons comum. Quando uma ligação covalente é formada entre dois átomos de elementos diferentes, os pares de elétrons compartilhados se deslocam para o átomo mais eletronegativo. Por exemplo, na molécula de água H 2 O, os pares de elétrons comuns são deslocados para o átomo de oxigênio.

A eletronegatividade relativa de um átomo não é um valor estritamente constante e é usado apenas para determinar a direção do deslocamento de pares de elétrons comuns durante a formação de moléculas.

A eletronegatividade dos elementos obedece à lei periódica. Em um período, a eletronegatividade dos elementos aumenta com o aumento do número atômico do elemento. No início do período, há elementos com baixa eletronegatividade (metais), e no final do período, elementos com maior eletronegatividade (não metais).No subgrupo, a eletronegatividade dos elementos diminui com o aumento do número de série. O elemento mais eletronegativo da tabela periódica é o flúor, os elementos inertes não possuem eletronegatividade.

Os elementos químicos podem ser organizados em uma linha em ordem crescente de eletronegatividade.

Sb, S. B, como. H, Te. R.C, Se, I, S, Br. Cl, N.O, F

eletronegatividade aumenta

A eletronegatividade caracteriza a diferença nas propriedades dos elementos. Portanto, é usado como uma característica qualitativa na determinação da natureza de uma ligação química em vários compostos.

Ligação iônica

Quando os compostos são formados a partir de elementos que são muito diferentes em eletronegatividade (metais típicos e não metais típicos), os pares de elétrons comuns são completamente deslocados para o átomo mais eletronegativo. Como resultado, íons.

Por exemplo, durante a combustão do sódio no cloro, o elétron 3s não pareado do átomo de sódio se emparelha com o elétron 3p do átomo de cloro. O par de elétrons compartilhado muda completamente para o átomo de cloro. Como resultado, o íon sódio Na + e o íon cloreto CI - são formados.

Partículas carregadas, nas quais os átomos se transformam como resultado do retorno ou adição de elétrons, são chamadas de íons.

A carga de um íon negativo é igual ao número de elétrons que o átomo ligou. A carga de um íon positivo é igual ao número de elétrons que o átomo doou.

Nonons com cargas opostas se atraem.

Compostos que são formados a partir de íons são chamados de iônicos. A ligação entre os íons é chamada de iônica.

Não há limite nítido entre ligações iônicas e covalentes. Uma ligação iônica pode ser considerada como um caso extremo de uma ligação polar covalente (Fig. 9). Ao contrário das ligações covalentes, as ligações iônicas são não direcionais.

O processo de doação de elétrons é chamado de oxidação. O processo de adição de elétrons é chamado de redução.

Por exemplo, quando o sódio reage com o cloro, o átomo de sódio doa um elétron, é oxidado e o íon sódio Na é formado - e-®Na+

Figura 9. Esquema da transição de uma ligação covalente para uma ligação kyônica

O átomo de cloro liga um elétron, é reduzido e o íon cloreto Cl + é formado e-®Cl-.

Metais dos principais subgrupos dos grupos I e II, quando combinados com não metais do principal subgrupo do grupo VII, formam compostos iônicos típicos. Por exemplo, cloreto de sódio NaCl, fluoreto de potássio KF, cloreto de cálcio CaCl 2.

Os compostos iônicos são substâncias cristalinas sólidas.

ligação de hidrogênio

Um átomo de hidrogênio ligado a um elemento altamente eletronegativo (flúor, oxigênio, nitrogênio) pode formar outra ligação com outro átomo de um elemento altamente eletronegativo. Por exemplo, em uma molécula de água, os átomos de hidrogênio estão ligados aos átomos de oxigênio por uma ligação covalente polar. Os pares de elétrons compartilhados são deslocados em direção ao átomo de oxigênio. O átomo de hidrogênio tem uma carga parcial positiva e o átomo de oxigênio tem uma carga parcial negativa. O átomo de hidrogênio carregado positivamente de uma molécula de água é atraído pelo átomo de oxigênio carregado negativamente de outra molécula de água. Entre dois átomos de oxigênio há uma ligação formada com a ajuda de um átomo de hidrogênio. O átomo de hidrogênio está em uma linha reta que liga os núcleos desses átomos

O ¾ H. . . O ¾ H. . . O ¾ H. . . O ¾ H

Uma ligação de hidrogênio é formada devido às forças de atração eletrostática de moléculas polares entre si, especialmente quando elas contêm átomos de elementos fortemente eletronegativos (F, O, N).

Por exemplo, as ligações de hidrogênio formam HF, H 2 O, NH 3, mas não formam seus análogos HCl, H 2 S, PH 3.

As ligações de hidrogênio são instáveis ​​e quebram com bastante facilidade (por exemplo, quando o gelo derrete e a água ferve), mas como é necessária alguma energia para quebrar essas ligações, os pontos de fusão e ebulição de substâncias com ligações de hidrogênio entre as moléculas acabam sendo muito maiores do que as de substâncias semelhantes, mas sem ligações de hidrogênio. Por exemplo:

(em HF e H 2 O existem ligações de hidrogênio, mas em HCl e H 2 S não são).

Muitos compostos orgânicos também formam ligações de hidrogênio, e as ligações de hidrogênio desempenham um papel importante nos processos biológicos.

conexão de metal

Os metais têm a menor energia de ionização. Portanto, nos metais, os elétrons de valência são facilmente destacados de átomos individuais e se tornam comuns a todo o cristal. (socializado).É assim que os íons metálicos positivos são formados e gás de elétron- conjunto de elétrons móveis. Em um cristal metálico, um pequeno número de elétrons compartilhados liga um grande número de íons.

A ligação química em metais entre íons positivos e elétrons socializados é chamada de ligação metálica.

Uma ligação metálica é semelhante a uma ligação covalente. A formação dessas ligações é baseada nos processos de socialização dos elétrons de valência. Mas em um metal, os elétrons de valência são comuns a todo o cristal, e em compostos com uma ligação covalente, apenas os elétrons de valência de dois átomos vizinhos são comuns. A ligação metálica é não direcional, pois os elétrons de valência são distribuídos quase uniformemente por todo o cristal.

Uma ligação metálica é característica apenas de metais em estado sólido ou líquido de agregação.

SOLUÇÕES

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Introdução. 3

1 ligação covalente. Conceitos Básicos. quatro

2 As principais características da ligação covalente. 6

3 Tipos de ligação covalente. oito

4 Valência. dez

Introdução

Um número relativamente pequeno de elementos no sistema periódico de Dmitri Ivanovich Mendeleev - 118 - forma cerca de 10 milhões de substâncias simples e complexas. A razão para esse fenômeno está no fato de que, interagindo entre si, os átomos de muitos elementos se ligam, formando diferentes compostos químicos.

A força que conecta dois ou mais átomos em interação em moléculas ou outras partículas é chamada de ligação química.

A razão para a formação de uma ligação química é o desejo de átomos metálicos e não metálicos de alcançar uma estrutura eletrônica mais estável interagindo com outros átomos. Quando uma ligação química é formada, as estruturas eletrônicas dos átomos de ligação são significativamente rearranjadas, portanto, muitas de suas propriedades nos compostos mudam.

Na palavra "covalente" o prefixo "co-" significa "participação conjunta". E "valenta" na tradução para o russo - força, habilidade. Neste caso, queremos dizer a capacidade dos átomos de se ligarem a outros átomos. Um exemplo de ligação química é a ligação covalente.

O termo ligação covalente foi cunhado pela primeira vez pelo Prêmio Nobel Irving Langmuir em 1919. O termo se referia a uma ligação química devido à posse compartilhada de elétrons, ao contrário de uma ligação metálica, na qual os elétrons eram livres, ou uma ligação iônica, na qual um dos átomos doava um elétron e se tornava um cátion, e o outro átomo aceitou um elétron e se tornou um ânion.

Mais tarde (1927), F. London e W. Heitler, usando o exemplo de uma molécula de hidrogênio, deram a primeira descrição de uma ligação covalente do ponto de vista da mecânica quântica.

ligação covalente. Conceitos Básicos

Quando uma ligação covalente é formada, os átomos combinam seus elétrons, por assim dizer, em um "cofrinho" comum - um orbital molecular, formado a partir das camadas atômicas de átomos individuais. Essa nova camada contém o maior número possível de elétrons completos e substitui os átomos por suas próprias camadas atômicas incompletas.

Consideremos o surgimento de uma ligação covalente usando o exemplo da formação de uma molécula de hidrogênio a partir de dois átomos de hidrogênio (Fig. 1). Esse processo já é uma reação química típica, pois de uma substância (hidrogênio atômico) se forma outra - o hidrogênio molecular. Um sinal externo da eficiência energética desse processo é a liberação de uma grande quantidade de calor.

Arroz. 1. O surgimento de uma ligação covalente durante a formação de uma molécula de hidrogênio a partir de dois átomos de hidrogênio.

As camadas eletrônicas dos átomos de hidrogênio (com um elétron s para cada átomo) se fundem em uma nuvem eletrônica comum (orbital molecular), onde ambos os elétrons "servem" os núcleos, independentemente de esse núcleo ser "próprio" ou "estrangeiro".

Quando as camadas eletrônicas de dois átomos de hidrogênio se aproximam e formam uma nova camada eletrônica, agora molecular (Fig. 1), essa nova camada é semelhante à camada eletrônica completa do átomo de gás nobre hélio.

As conchas concluídas, como lembramos, são mais estáveis ​​do que as inacabadas. Assim, a energia total do novo sistema, a molécula de hidrogênio, acaba sendo muito menor do que a energia total de dois átomos de hidrogênio não ligados. O excesso de energia é liberado na forma de calor.

No sistema resultante de dois átomos de hidrogênio, cada núcleo é servido por dois elétrons. Em uma nova camada (molecular), não é mais possível distinguir quais dos elétrons pertenciam anteriormente a um ou outro átomo. Costuma-se dizer que os elétrons são socializados. Como ambos os núcleos reivindicam um par de elétrons igualmente, a densidade eletrônica é concentrada tanto ao redor dos núcleos quanto no espaço entre os átomos (isso é mostrado na Fig. 2).

Arroz. 2. Outra maneira de representar orbitais atômicos e moleculares

Na Figura 2, a densidade dos pontos reflete a "densidade eletrônica", ou seja, a probabilidade de encontrar um elétron em qualquer ponto do espaço próximo aos núcleos dos átomos de hidrogênio. Pode-se ver que uma densidade eletrônica significativa está concentrada no espaço entre os dois núcleos na molécula de hidrogênio.

Uma ligação covalente é a ligação de átomos com a ajuda de pares de elétrons comuns (compartilhados entre eles). Uma ligação covalente é formada apenas por um par de elétrons localizados entre os átomos. É chamado de par dividido. Os pares restantes de elétrons são chamados de pares solitários. Eles enchem as conchas e não participam da encadernação.

Principais características de uma ligação covalente

As principais características de uma ligação covalente são: comprimento da ligação (distância entre os centros dos átomos de uma molécula); energia de ligação (a energia que deve ser gasta para quebrar a ligação); polaridade da ligação (distribuição desigual da densidade eletrônica entre os átomos devido a diferentes eletronegatividades); polarizabilidade (a facilidade com que a densidade eletrônica da ligação a um dos átomos é varrida sob a influência de fatores externos); orientação (ligação covalente direcionada para a linha que liga os centros dos átomos).

A direção da ligação se deve à estrutura molecular da substância e à forma geométrica de sua molécula. Os ângulos entre duas ligações são chamados de ângulos de ligação.

Saturação - a capacidade dos átomos de formar um número limitado de ligações covalentes. O número de ligações formadas por um átomo é limitado pelo número de seus orbitais atômicos externos.

A polaridade da ligação é devido à distribuição desigual da densidade eletrônica devido às diferenças na eletronegatividade dos átomos. Com base nisso, as ligações covalentes são divididas em apolares e polares.

A polarizabilidade de uma ligação é expressa no deslocamento dos elétrons da ligação sob a influência de um campo elétrico externo, incluindo o de outra partícula reagente. A polarizabilidade é determinada pela mobilidade eletrônica. A polaridade e a polarizabilidade das ligações covalentes determinam a reatividade das moléculas em relação aos reagentes polares. Os elétrons são mais móveis quanto mais distantes estão dos núcleos.

Dependendo da eletronegatividade dos átomos entre os quais uma ligação covalente se formou, ela pode ser polar ou apolar.

Se a eletronegatividade dos átomos é a mesma, então o par de elétrons comum está à mesma distância do núcleo de cada um dos átomos. Essa ligação é chamada covalente-apolar. Quando ocorre uma ligação covalente entre átomos com eletronegatividade diferente, o par de elétrons comum se desloca para um átomo mais eletronegativo. Neste caso, uma ligação polar covalente é formada. A seta na fórmula indica a polaridade da ligação covalente. Usando a letra grega b (“delta”), as cargas parciais nos átomos são denotadas: b + - reduzida, 6 - densidade eletrônica aumentada.

De acordo com o número de pares de elétrons que formam uma ligação covalente, distinguem-se ligações simples - com um par de elétrons e múltiplas - com dois ou três pares.