Tópicos USE codificador: Ligação química covalente, suas variedades e mecanismos de formação. Características ligação covalente(polaridade e energia de ligação). Ligação iônica. conexão de metal. ligação de hidrogênio

Ligações químicas intramoleculares

Vamos primeiro considerar as ligações que surgem entre partículas dentro de moléculas. Tais conexões são chamadas intramolecular.

ligação química entre átomos elementos químicos tem uma natureza eletrostática e é formado devido a interações de elétrons externos (valência), em maior ou menor grau mantida por núcleos carregados positivamenteátomos ligados.

O conceito chave aqui é ELETRONEGNATIVIDADE. É ela quem determina o tipo ligação química entre os átomos e as propriedades desta ligação.

é a capacidade de um átomo de atrair (manter) externo(valência) elétrons. A eletronegatividade é determinada pelo grau de atração elétrons externos ao núcleo e depende principalmente do raio do átomo e da carga do núcleo.

A eletronegatividade é difícil de determinar inequivocamente. L. Pauling compilou uma tabela de eletronegatividade relativa (com base nas energias de ligação moléculas diatômicas). O elemento mais eletronegativo é flúor com significado 4 .

É importante notar que em várias fontes você pode encontrar diferentes escalas e tabelas de valores de eletronegatividade. Isso não deve ser assustado, pois a formação de uma ligação química desempenha um papel átomos, e é aproximadamente o mesmo em qualquer sistema.

Se um dos átomos na ligação química A:B atrai elétrons mais fortemente, então par de elétrons se move em direção a ele. O mais diferença de eletronegatividadeátomos, mais o par de elétrons é deslocado.

Se os valores de eletronegatividade dos átomos que interagem são iguais ou aproximadamente iguais: EO(A)≈EO(V), então o par de elétrons compartilhado não é deslocado para nenhum dos átomos: A: B. Tal conexão é chamada covalente apolar.

Se a eletronegatividade dos átomos que interagem diferem, mas não muito (a diferença na eletronegatividade é aproximadamente de 0,4 a 2: 0,4<ΔЭО<2 ), então o par de elétrons é deslocado para um dos átomos. Tal conexão é chamada polar covalente .

Se a eletronegatividade dos átomos que interagem diferem significativamente (a diferença na eletronegatividade é maior que 2: ΔEO>2), então um dos elétrons passa quase completamente para outro átomo, com a formação íons. Tal conexão é chamada iônico.

Os principais tipos de ligações químicas são - covalente, iônico e metálico conexões. Vamos considerá-los com mais detalhes.

ligação química covalente

ligação covalente – é uma ligação química formado por formação de um par de elétrons comum A:B . Neste caso, dois átomos sobreposição orbitais atômicos. Uma ligação covalente é formada pela interação de átomos com uma pequena diferença de eletronegatividade (como regra, entre dois não metais) ou átomos de um elemento.

Propriedades básicas das ligações covalentes

• orientação,
• saturabilidade,
• polaridade,
• polarizabilidade.

Essas propriedades de ligação afetam as propriedades químicas e físicas das substâncias.

Direção de comunicação caracteriza a estrutura química e a forma das substâncias. Os ângulos entre duas ligações são chamados de ângulos de ligação. Por exemplo, em uma molécula de água, o ângulo de ligação H-O-H é 104,45 o, então a molécula de água é polar, e na molécula de metano, o ângulo de ligação H-C-H é 108 o 28 '.

Saturabilidade é a capacidade dos átomos de formar um número limitado de ligações químicas covalentes. O número de ligações que um átomo pode formar é chamado.

Polaridade As ligações surgem devido à distribuição desigual da densidade eletrônica entre dois átomos com eletronegatividade diferente. As ligações covalentes são divididas em polares e apolares.

Polarizabilidade as conexões são a capacidade dos elétrons de ligação de serem deslocados por um campo elétrico externo(em particular, o campo elétrico de outra partícula). A polarizabilidade depende da mobilidade eletrônica. Quanto mais longe o elétron está do núcleo, mais móvel ele é e, consequentemente, a molécula é mais polarizável.

Ligação química não polar covalente

Existem 2 tipos de ligação covalente - POLAR e NÃO POLAR .

Exemplo . Considere a estrutura da molécula de hidrogênio H 2 . Cada átomo de hidrogênio carrega 1 elétron desemparelhado em seu nível de energia mais externo. Para exibir um átomo, usamos a estrutura de Lewis - este é um diagrama da estrutura do nível de energia externa de um átomo, quando os elétrons são indicados por pontos. Os modelos de estrutura de pontos de Lewis são uma boa ajuda ao trabalhar com elementos do segundo período.

H. + . H=H:H

Assim, a molécula de hidrogênio tem um par de elétrons comum e uma ligação química H-H. Este par de elétrons não é deslocado para nenhum dos átomos de hidrogênio, porque a eletronegatividade dos átomos de hidrogênio é a mesma. Tal conexão é chamada covalente não polar .

Ligação covalente não polar (simétrica) - esta é uma ligação covalente formada por átomos com eletronegatividade igual (em regra, os mesmos não-metais) e, portanto, com uma distribuição uniforme da densidade eletrônica entre os núcleos dos átomos.

O momento de dipolo das ligações apolares é 0.

Exemplos: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8 .

Ligação química polar covalente

ligação polar covalente é uma ligação covalente que ocorre entre átomos com eletronegatividade diferente (usualmente, diferentes não-metais) e é caracterizado deslocamento par de elétrons comum para um átomo mais eletronegativo (polarização).

A densidade eletrônica é deslocada para um átomo mais eletronegativo - portanto, uma carga parcial negativa (δ-) surge nele e uma carga parcial positiva surge em um átomo menos eletronegativo (δ+, delta +).

Quanto maior a diferença na eletronegatividade dos átomos, maior polaridade conexões e muito mais momento dipolar . Entre moléculas vizinhas e cargas de sinal oposto, forças atrativas adicionais atuam, o que aumenta força conexões.

A polaridade da ligação afeta as propriedades físicas e químicas dos compostos. Os mecanismos de reação e até mesmo a reatividade das ligações vizinhas dependem da polaridade da ligação. A polaridade de uma ligação geralmente determina polaridade da molécula e assim afeta diretamente propriedades físicas como ponto de ebulição e ponto de fusão, solubilidade em solventes polares.

Exemplos: HCl, CO2, NH3.

Mecanismos para a formação de uma ligação covalente

Uma ligação química covalente pode ocorrer por 2 mecanismos:

1. mecanismo de troca a formação de uma ligação química covalente é quando cada partícula fornece um elétron desemparelhado para a formação de um par de elétrons comum:

MAS . + . B = A:B

2. A formação de uma ligação covalente é um mecanismo no qual uma das partículas fornece um par de elétrons não compartilhado e a outra partícula fornece um orbital vago para esse par de elétrons:

MAS: + B = A:B

Neste caso, um dos átomos fornece um par de elétrons não compartilhado ( doador), e o outro átomo fornece um orbital vago para este par ( aceitante). Como resultado da formação de uma ligação, a energia de ambos os elétrons diminui, ou seja, isso é benéfico para os átomos.

Uma ligação covalente formada pelo mecanismo doador-aceitador, não é diferente por propriedades de outras ligações covalentes formadas pelo mecanismo de troca. A formação de uma ligação covalente pelo mecanismo doador-aceptor é típica para átomos com grande número de elétrons no nível de energia externa (doadores de elétrons), ou vice-versa, com um número muito pequeno de elétrons (aceitadores de elétrons). As possibilidades de valência dos átomos são consideradas com mais detalhes no correspondente.

Uma ligação covalente é formada pelo mecanismo doador-aceitador:

- em uma molécula monóxido de carbono CO(a ligação na molécula é tripla, 2 ligações são formadas pelo mecanismo de troca, uma pelo mecanismo doador-aceitador): C≡O;

- dentro íon amônio NH 4 +, em íons aminas orgânicas, por exemplo, no ião metilamónio CH3-NH2+;

- dentro compostos complexos, uma ligação química entre o átomo central e grupos de ligantes, por exemplo, no tetrahidroxoaluminato de sódio Na ligação entre os íons alumínio e hidróxido;

- dentro ácido nítrico e seus sais- nitratos: HNO 3 , NaNO 3 , em alguns outros compostos nitrogenados;

- em uma molécula ozônio O3.

Principais características de uma ligação covalente

Uma ligação covalente, como regra, é formada entre os átomos de não metais. As principais características de uma ligação covalente são: comprimento, energia, multiplicidade e diretividade.

Multiplicidade de ligações químicas

Multiplicidade de ligações químicas - isto é o número de pares de elétrons compartilhados entre dois átomos em um composto. A multiplicidade da ligação pode ser facilmente determinada a partir do valor dos átomos que formam a molécula.

Por exemplo , na molécula de hidrogênio H 2 a multiplicidade de ligação é 1, porque cada hidrogênio tem apenas 1 elétron desemparelhado no nível de energia mais externo, portanto, um par de elétrons comum é formado.

Na molécula de oxigênio O 2, a multiplicidade de ligação é 2, porque cada átomo tem 2 elétrons desemparelhados em seu nível de energia externo: O=O.

Na molécula de nitrogênio N 2, a multiplicidade de ligação é 3, porque entre cada átomo há 3 elétrons desemparelhados no nível de energia mais externo, e os átomos formam 3 pares de elétrons comuns N≡N.

Comprimento da ligação covalente

Comprimento da ligação química é a distância entre os centros dos núcleos dos átomos que formam uma ligação. É determinado por métodos físicos experimentais. O comprimento de ligação pode ser estimado aproximadamente, de acordo com a regra da aditividade, segundo a qual o comprimento de ligação na molécula AB é aproximadamente igual à metade da soma dos comprimentos de ligação nas moléculas A 2 e B 2:

O comprimento de uma ligação química pode ser aproximadamente estimado ao longo dos raios dos átomos, formando uma ligação, ou pela multiplicidade da comunicação se os raios dos átomos não forem muito diferentes.

Com um aumento nos raios dos átomos que formam uma ligação, o comprimento da ligação aumentará.

Por exemplo

Com um aumento na multiplicidade de ligações entre os átomos (cujos raios atômicos não diferem, ou diferem ligeiramente), o comprimento da ligação diminuirá.

Por exemplo . Na série: C–C, C=C, C≡C, o comprimento da ligação diminui.

Energia de ligação

Uma medida da força de uma ligação química é a energia de ligação. Energia de ligação é determinado pela energia necessária para quebrar a ligação e remover os átomos que formam essa ligação a uma distância infinita um do outro.

A ligação covalente é muito durável. Sua energia varia de várias dezenas a várias centenas de kJ/mol. Quanto maior a energia de ligação, maior a força de ligação e vice-versa.

A força de uma ligação química depende do comprimento da ligação, da polaridade da ligação e da multiplicidade da ligação. Quanto mais longa a ligação química, mais fácil é quebrar, e quanto menor a energia da ligação, menor sua força. Quanto mais curta a ligação química, mais forte ela é e maior a energia de ligação.

Por exemplo, na série de compostos HF, HCl, HBr da esquerda para a direita a força da ligação química diminui, Porque o comprimento da ligação aumenta.

ligação química iônica

Ligação iônica é uma ligação química baseada em atração eletrostática de íons.

íons são formados no processo de aceitação ou doação de elétrons pelos átomos. Por exemplo, os átomos de todos os metais mantêm fracamente os elétrons do nível de energia mais externo. Portanto, os átomos de metal são caracterizados propriedades restauradoras a capacidade de doar elétrons.

Exemplo. O átomo de sódio contém 1 elétron no 3º nível de energia. Facilmente entregando-o, o átomo de sódio forma um íon Na + muito mais estável, com a configuração eletrônica do gás néon nobre Ne. O íon sódio contém 11 prótons e apenas 10 elétrons, então a carga total do íon é -10+11 = +1:

+11N / D) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 N / D +) 2 ) 8

Exemplo. O átomo de cloro tem 7 elétrons em seu nível de energia externo. Para adquirir a configuração de um átomo de argônio inerte estável Ar, o cloro precisa anexar 1 elétron. Após a ligação de um elétron, um íon cloro estável é formado, consistindo de elétrons. A carga total do íon é -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Observação:

• As propriedades dos íons são diferentes das propriedades dos átomos!
• Íons estáveis ​​podem formar não apenas átomos, mas também grupos de átomos. Por exemplo: íon amônio NH 4 +, íon sulfato SO 4 2-, etc. As ligações químicas formadas por tais íons também são consideradas iônicas;
• As ligações iônicas são geralmente formadas entre metais e não-metais(grupos de não metais);

Os íons resultantes são atraídos devido à atração elétrica: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Vamos generalizar visualmente diferença entre os tipos de ligação covalente e iônica:

conexão de metal é a relação que se forma relativamente elétrons livres entre íons metálicos formando uma rede cristalina.

Os átomos de metais no nível de energia externo geralmente têm um a três elétrons. Os raios dos átomos metálicos, em regra, são grandes - portanto, os átomos metálicos, ao contrário dos não metais, doam facilmente elétrons externos, ou seja, são fortes agentes redutores.

Ao doar elétrons, os átomos metálicos tornam-se íons carregados positivamente . Os elétrons separados são relativamente livres estão se movendo entre íons metálicos carregados positivamente. Entre essas partículas existe uma conexão, Porque elétrons compartilhados mantêm os cátions metálicos em camadas juntos , criando assim uma forte treliça de cristal metálico . Nesse caso, os elétrons se movem continuamente aleatoriamente, ou seja, novos átomos neutros e novos cátions estão surgindo constantemente.

Interações intermoleculares

Separadamente, vale a pena considerar as interações que ocorrem entre moléculas individuais em uma substância - interações intermoleculares . As interações intermoleculares são um tipo de interação entre átomos neutros em que novas ligações covalentes não aparecem. As forças de interação entre as moléculas foram descobertas por van der Waals em 1869 e receberam seu nome. Forças de Van Dar Waals. As forças de Van der Waals são divididas em orientação, indução e dispersão . A energia das interações intermoleculares é muito menor do que a energia de uma ligação química.

Forças de atração de orientação surgem entre moléculas polares (interação dipolo-dipolo). Essas forças surgem entre moléculas polares. Interações indutivas é a interação entre uma molécula polar e uma apolar. Uma molécula apolar é polarizada devido à ação de uma polar, que gera uma atração eletrostática adicional.

Um tipo especial de interação intermolecular são as ligações de hidrogênio. - estas são ligações químicas intermoleculares (ou intramoleculares) que surgem entre moléculas nas quais existem ligações covalentes fortemente polares - H-F, H-O ou H-N. Se houver tais ligações na molécula, então entre as moléculas haverá forças de atração adicionais .

Mecanismo de educação A ligação de hidrogênio é parcialmente eletrostática e parcialmente doadora-aceitadora. Neste caso, um átomo de um elemento fortemente eletronegativo (F, O, N) atua como um doador de par de elétrons, e os átomos de hidrogênio ligados a esses átomos atuam como um aceptor. As ligações de hidrogênio são caracterizadas orientação no espaço e saturação.

A ligação de hidrogênio pode ser denotada por pontos: H ··· O. Quanto maior a eletronegatividade de um átomo conectado ao hidrogênio, e quanto menor seu tamanho, mais forte a ligação de hidrogênio. É principalmente característica de compostos flúor com hidrogênio , bem como para oxigênio com hidrogênio , menos nitrogênio com hidrogênio .

As ligações de hidrogênio ocorrem entre as seguintes substâncias:

— fluoreto de hidrogênio HF(gás, solução de fluoreto de hidrogênio em água - ácido fluorídrico), agua H 2 O (vapor, gelo, água líquida):

— solução de amônia e aminas orgânicas- entre amônia e moléculas de água;

— compostos orgânicos nos quais O-H ou N-H se ligam: álcoois, ácidos carboxílicos, aminas, aminoácidos, fenóis, anilina e seus derivados, proteínas, soluções de carboidratos - monossacarídeos e dissacarídeos.

A ligação de hidrogênio afeta as propriedades físicas e químicas das substâncias. Assim, a atração adicional entre as moléculas dificulta a fervura das substâncias. Substâncias com ligações de hidrogênio exibem um aumento anormal no ponto de ebulição.

Por exemplo Como regra, com um aumento no peso molecular, observa-se um aumento no ponto de ebulição das substâncias. No entanto, em várias substâncias H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te não observamos uma mudança linear nos pontos de ebulição.

Ou seja, em ponto de ebulição da água é anormalmente alto - não menos que -61 o C, como a linha reta nos mostra, mas muito mais, +100 o C. Esta anomalia é explicada pela presença de pontes de hidrogênio entre as moléculas de água. Portanto, em condições normais (0-20 o C), a água é líquido por estado de fase.

Não existe uma teoria unificada de ligação química; a ligação química é condicionalmente dividida em covalente (tipo universal de ligação), iônica (um caso especial de ligação covalente), metálica e de hidrogênio.

ligação covalente

A formação de uma ligação covalente é possível por três mecanismos: troca, doador-aceitador e dativo (Lewis).

De acordo com mecanismo de troca a formação de uma ligação covalente ocorre devido à socialização de pares de elétrons comuns. Neste caso, cada átomo tende a adquirir uma camada de gás inerte, ou seja, obter o nível de energia exterior completo. A formação de uma ligação química do tipo troca é representada usando fórmulas de Lewis, nas quais cada elétron de valência de um átomo é representado por pontos (Fig. 1).

Arroz. 1 Formação de uma ligação covalente na molécula de HCl pelo mecanismo de troca

Com o desenvolvimento da teoria da estrutura do átomo e da mecânica quântica, a formação de uma ligação covalente é representada como uma sobreposição de orbitais eletrônicos (Fig. 2).

Arroz. 2. Formação de uma ligação covalente devido à sobreposição de nuvens de elétrons

Quanto maior a sobreposição dos orbitais atômicos, mais forte a ligação, menor o comprimento da ligação e maior sua energia. Uma ligação covalente pode ser formada pela sobreposição de diferentes orbitais. Como resultado da sobreposição dos orbitais s-s, s-p, bem como dos orbitais d-d, p-p, d-p pelos lóbulos laterais, uma ligação é formada. Perpendicular à linha que liga os núcleos de 2 átomos, uma ligação é formada. Uma - e uma - ligações são capazes de formar uma ligação covalente múltipla (dupla), característica de substâncias orgânicas da classe dos alcenos, alcadienos, etc. Uma - e duas - ligações formam uma ligação covalente múltipla (tripla), característica dos orgânicos substâncias da classe dos alcinos (acetilenos).

A formação de uma ligação covalente mecanismo doador-aceitador considere o exemplo do cátion amônio:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

O átomo de nitrogênio tem um par de elétrons livres (elétrons não envolvidos na formação de ligações químicas dentro da molécula), e o cátion hidrogênio tem um orbital livre, então eles são um doador e um aceptor de elétrons, respectivamente.

Consideremos o mecanismo dativo da formação de uma ligação covalente usando o exemplo de uma molécula de cloro.

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

O átomo de cloro tem um par de elétrons livres e orbitais vagos, portanto, pode exibir as propriedades de um doador e um aceptor. Portanto, quando uma molécula de cloro é formada, um átomo de cloro atua como doador e o outro como aceptor.

Principal características da ligação covalente são: saturação (ligações saturadas são formadas quando um átomo liga tantos elétrons a si mesmo quanto suas capacidades de valência permitem; ligações insaturadas são formadas quando o número de elétrons ligados é menor que as capacidades de valência do átomo); diretividade (este valor está associado à geometria da molécula e ao conceito de "ângulo de valência" - o ângulo entre as ligações).

Ligação iônica

Não existem compostos com uma ligação iônica pura, embora isso seja entendido como um estado de átomos quimicamente ligado no qual um ambiente eletrônico estável do átomo é criado com a transição completa da densidade eletrônica total para um átomo de um elemento mais eletronegativo . A ligação iônica só é possível entre átomos de elementos eletronegativos e eletropositivos que estão no estado de íons de cargas opostas - cátions e ânions.

DEFINIÇÃO

Íon chamadas partículas eletricamente carregadas formadas pela separação ou ligação de um elétron a um átomo.

Ao transferir um elétron, os átomos de metais e não metais tendem a formar uma configuração estável da camada eletrônica ao redor de seu núcleo. Um átomo não metálico cria uma casca do gás inerte subsequente ao redor de seu núcleo, e um átomo metálico cria uma casca do gás inerte anterior (Fig. 3).

Arroz. 3. Formação de uma ligação iônica usando o exemplo de uma molécula de cloreto de sódio

Moléculas nas quais uma ligação iônica existe em sua forma pura são encontradas no estado de vapor de uma substância. A ligação iônica é muito forte, em conexão com isso, as substâncias com essa ligação têm um alto ponto de fusão. Ao contrário das ligações covalentes, as ligações iônicas não são caracterizadas por diretividade e saturação, pois o campo elétrico criado pelos íons atua igualmente em todos os íons devido à simetria esférica.

ligação metálica

Uma ligação metálica é realizada apenas em metais - esta é uma interação que mantém átomos de metal em uma única rede. Apenas elétrons de valênciaátomos de metal pertencentes a todo o seu volume. Nos metais, os elétrons são constantemente separados dos átomos, que se movem por toda a massa do metal. Átomos metálicos, desprovidos de elétrons, transformam-se em íons carregados positivamente, que tendem a levar os elétrons em movimento em sua direção. Esse processo contínuo forma o chamado “gás de elétrons” dentro do metal, que une firmemente todos os átomos do metal (Fig. 4).

A ligação metálica é forte, portanto, os metais são caracterizados por um alto ponto de fusão, e a presença de um "gás de elétrons" confere aos metais maleabilidade e ductilidade.

ligação de hidrogênio

Uma ligação de hidrogênio é uma interação intermolecular específica, porque sua ocorrência e força dependem da natureza química da substância. É formado entre moléculas nas quais um átomo de hidrogênio está ligado a um átomo com alta eletronegatividade (O, N, S). A ocorrência de uma ligação de hidrogênio depende de dois motivos, primeiro, o átomo de hidrogênio associado a um átomo eletronegativo não possui elétrons e pode ser facilmente introduzido nas nuvens de elétrons de outros átomos, e segundo, por ter um orbital s de valência, o hidrogênio átomo é capaz de aceitar um par de elétrons de um átomo eletronegativo e formar uma ligação com ele pelo mecanismo doador-aceitador.

O conceito de ligação química não é de pouca importância em vários campos da química como ciência. Isso se deve ao fato de que é com sua ajuda que os átomos individuais são capazes de se combinar em moléculas, formando todos os tipos de substâncias, que, por sua vez, são objeto de pesquisas químicas.

A variedade de átomos e moléculas está associada ao surgimento de vários tipos de ligações entre eles. Diferentes classes de moléculas são caracterizadas por suas próprias características de distribuição de elétrons e, portanto, seus próprios tipos de ligações.

Conceitos Básicos

ligação química chamado de conjunto de interações que levam à ligação de átomos para formar partículas estáveis ​​de uma estrutura mais complexa (moléculas, íons, radicais), bem como agregados (cristais, vidros, etc.). A natureza dessas interações é elétrica por natureza, e elas surgem durante a distribuição de elétrons de valência em átomos que se aproximam.

Valência aceita Nomeie a capacidade de um átomo de formar um certo número de ligações com outros átomos. Em compostos iônicos, o número de elétrons dados ou ligados é tomado como o valor de valência. Em compostos covalentes, é igual ao número de pares de elétrons comuns.

Debaixo o grau de oxidação é entendido como condicional a carga que poderia estar em um átomo se todas as ligações covalentes polares fossem iônicas.

A multiplicidade da conexão é chamada o número de pares de elétrons compartilhados entre os átomos considerados.

As ligações consideradas em vários ramos da química podem ser divididas em dois tipos de ligações químicas: aquelas que levam à formação de novas substâncias (intramoleculares) , e aquelas que surgem entre as moléculas (intermoleculares).

Características básicas de comunicação

Por energia de ligaçãoé a energia necessária para quebrar todas as ligações em uma molécula. É também a energia liberada durante a formação da ligação.

Duração da comunicação chamada de distância entre núcleos vizinhos de átomos em uma molécula, na qual as forças de atração e repulsão são equilibradas.

Essas duas características da ligação química dos átomos são uma medida de sua força: quanto menor o comprimento e quanto maior a energia, mais forte a ligação.

Ângulo de valência Costuma-se chamar o ângulo entre as linhas representadas que passam na direção da ligação através dos núcleos dos átomos.

Métodos de descrição de relacionamento

As duas abordagens mais comuns para explicar a ligação química, emprestadas da mecânica quântica:

Método dos orbitais moleculares. Ele considera uma molécula como um conjunto de elétrons e núcleos de átomos, com cada elétron individual se movendo no campo de ação de todos os outros elétrons e núcleos. A molécula tem uma estrutura orbital, e todos os seus elétrons são distribuídos ao longo dessas órbitas. Além disso, esse método é chamado de MO LCAO, que significa "orbital molecular - combinação linear

O método das ligações de valência. Representa uma molécula como um sistema de dois orbitais moleculares centrais. Além disso, cada um deles corresponde a uma ligação entre dois átomos adjacentes na molécula. O método é baseado nas seguintes disposições:

1. A formação de uma ligação química é realizada por um par de elétrons com spins opostos, que estão localizados entre os dois átomos considerados. O par de elétrons formado pertence a dois átomos igualmente.
2. O número de ligações formadas por um ou outro átomo é igual ao número de elétrons desemparelhados no estado fundamental e excitado.
3. Se os pares de elétrons não participam da formação de uma ligação, eles são chamados de pares isolados.

Eletro-negatividade

O tipo de ligação química nas substâncias pode ser determinado com base na diferença nos valores de eletronegatividade de seus átomos constituintes. Debaixo eletro-negatividade compreender a capacidade dos átomos de atrair pares de elétrons comuns (nuvem de elétrons), o que leva à polarização da ligação.

Existem várias maneiras de determinar os valores da eletronegatividade dos elementos químicos. No entanto, a mais utilizada é a escala baseada em dados termodinâmicos, proposta em 1932 por L. Pauling.

Quanto maior a diferença na eletronegatividade dos átomos, mais pronunciada sua ionicidade. Pelo contrário, valores de eletronegatividade iguais ou próximos indicam a natureza covalente da ligação. Em outras palavras, é possível determinar matematicamente qual ligação química é observada em uma determinada molécula. Para fazer isso, você precisa calcular ΔX - a diferença na eletronegatividade dos átomos de acordo com a fórmula: ΔX=|X 1 -X 2 |.

• Se um ΔX>1,7, então a ligação é iônica.
• Se um 0,5≤ΔХ≤1,7, a ligação covalente é polar.
• Se um ΔX=0 ou próximo a ela, então a ligação é covalente não polar.

Ligação iônica

Uma ligação iônica é uma ligação que aparece entre íons ou devido à retirada completa de um par de elétrons comum por um dos átomos. Nas substâncias, esse tipo de ligação química é realizado pelas forças de atração eletrostática.

Os íons são partículas carregadas formadas a partir de átomos como resultado da adição ou liberação de elétrons. Quando um átomo aceita elétrons, ele adquire uma carga negativa e se torna um ânion. Se um átomo doa elétrons de valência, ele se torna uma partícula carregada positivamente chamada de cátion.

É característico de compostos formados pela interação de átomos de metais típicos com átomos de não metais típicos. O principal deste processo é a aspiração dos átomos a adquirirem configurações eletrônicas estáveis. E para isso, metais e não metais típicos precisam dar ou aceitar apenas 1-2 elétrons, o que eles fazem com facilidade.

O mecanismo de formação de uma ligação química iônica em uma molécula é tradicionalmente considerado usando o exemplo da interação de sódio e cloro. Átomos de metais alcalinos doam facilmente um elétron puxado por um átomo de halogênio. Como resultado, o cátion Na + e o ânion Cl - são formados, que são mantidos juntos por atração eletrostática.

Não existe ligação iônica ideal. Mesmo nesses compostos, que são frequentemente chamados de iônicos, a transferência final de elétrons de um átomo para outro não ocorre. O par de elétrons formado ainda permanece em uso comum. Portanto, eles falam sobre o grau de ionicidade de uma ligação covalente.

Uma ligação iônica é caracterizada por duas propriedades principais relacionadas entre si:

• não direcionalidade, ou seja, o campo elétrico ao redor do íon tem a forma de uma esfera;
• insaturação, ou seja, o número de íons de cargas opostas que podem ser colocados em torno de qualquer íon, é determinado pelo seu tamanho.

ligação química covalente

A ligação formada quando as nuvens de elétrons de átomos não metálicos se sobrepõem, ou seja, realizada por um par de elétrons comum, é chamada de ligação covalente. O número de pares de elétrons compartilhados determina a multiplicidade da ligação. Assim, os átomos de hidrogênio são conectados por uma única ligação H··H, e os átomos de oxigênio formam uma ligação dupla O::O.

Existem dois mecanismos para sua formação:

• Troca - cada átomo representa um elétron para a formação de um par comum: A + B \u003d A: B, enquanto os orbitais atômicos externos, nos quais um elétron está localizado, participam da implementação da conexão.
• Doador-aceptor - para formar uma ligação, um dos átomos (doador) fornece um par de elétrons e o segundo (aceptor) fornece um orbital livre para sua colocação: A +: B = A: B.

As maneiras pelas quais as nuvens de elétrons se sobrepõem durante a formação de uma ligação química covalente também são diferentes.

1. Direto. A região de sobreposição de nuvens encontra-se em uma linha imaginária reta conectando os núcleos dos átomos considerados. Neste caso, as ligações σ são formadas. O tipo de ligação química que ocorre neste caso depende do tipo de nuvens eletrônicas que sofrem sobreposição: s-s, s-p, p-p, s-d ou p-d σ-bonds. Em uma partícula (molécula ou íon), apenas uma ligação σ pode ocorrer entre dois átomos vizinhos.
2. Lateral. É realizado em ambos os lados da linha que conecta os núcleos dos átomos. É assim que uma ligação π é formada, e suas variedades também são possíveis: p-p, p-d, d-d. Além da ligação σ, a ligação π nunca é formada; pode ser em moléculas contendo ligações múltiplas (duplas e triplas).

Propriedades de uma ligação covalente

São eles que determinam as características químicas e físicas dos compostos. As principais propriedades de qualquer ligação química em substâncias são sua direcionalidade, polaridade e polarização, bem como a saturação.

Orientação conexões se devem às características da estrutura molecular das substâncias e à forma geométrica de suas moléculas. Sua essência está no fato de que a melhor sobreposição de nuvens de elétrons é possível com uma certa orientação no espaço. As opções para a formação de ligações σ e π já foram consideradas acima.

Debaixo saciedade compreender a capacidade dos átomos de formar um certo número de ligações químicas em uma molécula. O número de ligações covalentes para cada átomo é limitado pelo número de orbitais externos.

Polaridade ligação depende da diferença nos valores de eletronegatividade dos átomos. Ele determina a uniformidade da distribuição de elétrons entre os núcleos dos átomos. A ligação covalente nesta base pode ser polar ou não polar.

• Se um par de elétrons comum pertence igualmente a cada um dos átomos e está localizado à mesma distância de seus núcleos, a ligação covalente é apolar.
• Se o par comum de elétrons é deslocado para o núcleo de um dos átomos, forma-se uma ligação química polar covalente.

Polarizabilidadeé expressa pelo deslocamento de elétrons de ligação sob a ação de um campo elétrico externo, que pode pertencer a outra partícula, ligações vizinhas na mesma molécula, ou vir de fontes externas de campos eletromagnéticos. Assim, uma ligação covalente sob sua influência pode mudar sua polaridade.

A hibridização de orbitais é entendida como uma mudança em suas formas durante a implementação de uma ligação química. Isso é necessário para obter a sobreposição mais eficaz. Existem os seguintes tipos de hibridização:

• sp3. Um s- e três p-orbitais formam quatro orbitais "híbridos" da mesma forma. Externamente, assemelha-se a um tetraedro com um ângulo entre os eixos de 109°.
• sp2. Um s- e dois p-orbitais formam um triângulo plano com um ângulo entre os eixos de 120°.
• sp. Um orbital s e um orbital p formam dois orbitais "híbridos" com um ângulo entre seus eixos de 180°.

Uma característica da estrutura dos átomos de metal é um raio bastante grande e a presença de um pequeno número de elétrons nos orbitais externos. Como resultado, em tais elementos químicos, a ligação entre o núcleo e os elétrons de valência é relativamente fraca e facilmente quebrada.

metal uma ligação é uma interação entre átomos e íons metálicos, que é realizada com a ajuda de elétrons deslocalizados.

Em partículas metálicas, os elétrons de valência podem facilmente deixar orbitais externos, bem como ocupar lugares vagos neles. Assim, em momentos diferentes, a mesma partícula pode ser um átomo e um íon. Os elétrons arrancados deles se movem livremente por todo o volume da rede cristalina e realizam uma ligação química.

Este tipo de ligação tem semelhanças com ligações iônicas e covalentes. Assim como para os iônicos, os íons são necessários para a existência de uma ligação metálica. Mas se para a implementação da interação eletrostática no primeiro caso são necessários cátions e ânions, no segundo, o papel das partículas carregadas negativamente é desempenhado pelos elétrons. Se compararmos uma ligação metálica com uma ligação covalente, a formação de ambas requer elétrons comuns. No entanto, ao contrário de uma ligação química polar, eles não estão localizados entre dois átomos, mas pertencem a todas as partículas metálicas na rede cristalina.

A ligação metálica é responsável pelas propriedades especiais de quase todos os metais:

• plasticidade, presente devido à possibilidade de deslocamento de camadas de átomos na rede cristalina mantida pelo gás de elétrons;
• brilho metálico, que é observado devido à reflexão dos raios de luz dos elétrons (no estado de pó não há rede cristalina e, portanto, os elétrons se movem ao longo dela);
• condutividade elétrica, que é realizada por um fluxo de partículas carregadas e, neste caso, pequenos elétrons se movem livremente entre grandes íons metálicos;
• A condutividade térmica é observada devido à capacidade dos elétrons de transferir calor.

Este tipo de ligação química é por vezes referido como intermediário entre as interações covalentes e intermoleculares. Se um átomo de hidrogênio tem uma ligação com um dos elementos fortemente eletronegativos (como fósforo, oxigênio, cloro, nitrogênio), ele é capaz de formar uma ligação adicional, chamada hidrogênio.

É muito mais fraca do que todos os tipos de ligações considerados acima (a energia não é superior a 40 kJ/mol), mas não pode ser desprezada. É por isso que a ligação química do hidrogênio no diagrama se parece com uma linha pontilhada.

A ocorrência de uma ligação de hidrogênio é possível devido à interação eletrostática doador-aceptor simultaneamente. Uma grande diferença nos valores de eletronegatividade leva ao aparecimento de excesso de densidade eletrônica nos átomos O, N, F e outros, bem como sua falta no átomo de hidrogênio. No caso de não haver ligação química existente entre esses átomos, as forças atrativas são ativadas se estiverem próximas o suficiente. Nesse caso, o próton é um aceptor de par de elétrons e o segundo átomo é um doador.

Uma ligação de hidrogênio pode ocorrer tanto entre moléculas vizinhas, por exemplo, água, ácidos carboxílicos, álcoois, amônia, quanto dentro de uma molécula, por exemplo, ácido salicílico.

A presença de uma ligação de hidrogênio entre as moléculas de água explica várias de suas propriedades físicas únicas:

• Os valores de sua capacidade calorífica, constante dielétrica, pontos de ebulição e fusão, de acordo com os cálculos, devem ser muito inferiores aos reais, o que se explica pela ligação das moléculas e pela necessidade de dispender energia para quebrar o hidrogênio intermolecular títulos.
• Ao contrário de outras substâncias, à medida que a temperatura diminui, o volume de água aumenta. Isso se deve ao fato de que as moléculas ocupam uma determinada posição na estrutura cristalina do gelo e se afastam umas das outras pelo comprimento da ligação de hidrogênio.

Essa ligação desempenha um papel especial para os organismos vivos, pois sua presença nas moléculas de proteínas determina sua estrutura especial e, portanto, suas propriedades. Além disso, os ácidos nucléicos, que compõem a dupla hélice do DNA, também estão conectados precisamente por ligações de hidrogênio.

Ligações em cristais

A grande maioria dos sólidos tem uma rede cristalina - um arranjo mútuo especial das partículas que os formam. Neste caso, a periodicidade tridimensional é observada, e átomos, moléculas ou íons estão localizados nos nós, que são conectados por linhas imaginárias. Dependendo da natureza dessas partículas e das ligações entre elas, todas as estruturas cristalinas são divididas em atômicas, moleculares, iônicas e metálicas.

Nos nós da rede cristalina iônica estão cátions e ânions. Além disso, cada um deles é cercado por um número estritamente definido de íons com apenas a carga oposta. Um exemplo típico é o cloreto de sódio (NaCl). Eles tendem a ter altos pontos de fusão e dureza, pois exigem muita energia para se decompor.

Nos nós da rede cristalina molecular, existem moléculas de substâncias formadas por uma ligação covalente (por exemplo, I 2). Eles estão conectados entre si por uma fraca interação de van der Waals e, portanto, essa estrutura é fácil de destruir. Tais compostos têm pontos de ebulição e fusão baixos.

A rede cristalina atômica é formada por átomos de elementos químicos com altos valores de valência. Eles estão conectados por fortes ligações covalentes, o que significa que as substâncias têm altos pontos de ebulição e fusão e alta dureza. Um exemplo é um diamante.

Assim, todos os tipos de ligações presentes nas substâncias químicas possuem características próprias, que explicam os meandros da interação de partículas em moléculas e substâncias. As propriedades dos compostos dependem deles. Eles determinam todos os processos que ocorrem no ambiente.

Qualquer interação entre átomos só é possível na presença de uma ligação química. Tal conexão é a razão para a formação de um sistema poliatômico estável - um íon molecular, uma molécula, uma rede cristalina. Uma forte ligação química requer muita energia para quebrar, e é por isso que é o valor base para medir a força da ligação.

Condições para a formação de uma ligação química

A formação de uma ligação química é sempre acompanhada pela liberação de energia. Esse processo ocorre devido a uma diminuição da energia potencial de um sistema de partículas em interação - moléculas, íons, átomos. A energia potencial do sistema resultante de elementos em interação é sempre menor do que a energia das partículas de saída não ligadas. Assim, a base para a ocorrência de uma ligação química no sistema é o declínio da energia potencial de seus elementos.

A natureza da interação química

Uma ligação química é uma consequência da interação de campos eletromagnéticos que surgem ao redor dos elétrons e núcleos dos átomos dessas substâncias que participam da formação de uma nova molécula ou cristal. Após a descoberta da teoria da estrutura do átomo, a natureza dessa interação tornou-se mais acessível para estudo.

Pela primeira vez, a ideia da natureza elétrica de uma ligação química surgiu do físico inglês G. Davy, que sugeriu que as moléculas são formadas devido à atração elétrica de partículas de cargas opostas. Essa ideia interessou o químico e naturalista sueco I.Ya. Berzelius, que desenvolveu a teoria eletroquímica da formação de uma ligação química.

A primeira teoria, que explicava os processos de interação química das substâncias, era imperfeita e, com o tempo, teve que ser abandonada.

A teoria de Butlerov

Uma tentativa mais bem-sucedida de explicar a natureza da ligação química das substâncias foi feita pelo cientista russo A.M. Butlerov. Este cientista baseou sua teoria nas seguintes suposições:

• Átomos no estado conectado são conectados uns aos outros em uma determinada ordem. Uma mudança nessa ordem causa a formação de uma nova substância.
• Os átomos ligam-se uns aos outros de acordo com as leis de valência.
• As propriedades de uma substância dependem da ordem de conexão dos átomos em uma molécula de uma substância. Um arranjo diferente causa uma mudança nas propriedades químicas da substância.
• Átomos ligados entre si têm a influência mais forte um sobre o outro.

A teoria de Butlerov explicava as propriedades das substâncias químicas não apenas por sua composição, mas também pelo arranjo dos átomos. Tal ordem interna de A.M. Butlerov chamou de "estrutura química".

A teoria do cientista russo possibilitou colocar as coisas em ordem na classificação das substâncias e possibilitou determinar a estrutura das moléculas por suas propriedades químicas. A teoria também deu uma resposta à pergunta: por que moléculas contendo o mesmo número de átomos têm propriedades químicas diferentes.

Pré-requisitos para a criação de teorias de ligações químicas

Em sua teoria da estrutura química, Butlerov não tocou na questão do que é uma ligação química. Para isso, havia muito poucos dados sobre a estrutura interna da matéria. Somente após a descoberta do modelo planetário do átomo, o cientista americano Lewis começou a desenvolver a hipótese de que uma ligação química surge através da formação de um par de elétrons, que pertence simultaneamente a dois átomos. Posteriormente, essa ideia se tornou a base para o desenvolvimento da teoria das ligações covalentes.

ligação química covalente

Um composto químico estável pode ser formado quando as nuvens de elétrons de dois átomos vizinhos se sobrepõem. O resultado desse cruzamento mútuo é uma densidade eletrônica crescente no espaço internuclear. Os núcleos dos átomos, como você sabe, são carregados positivamente e, portanto, tentam ser atraídos o mais próximo possível da nuvem de elétrons carregada negativamente. Essa atração é muito mais forte do que as forças repulsivas entre dois núcleos carregados positivamente, então essa ligação é estável.

Os primeiros cálculos de ligações químicas foram realizados pelos químicos Heitler e London. Eles consideraram a ligação entre dois átomos de hidrogênio. A representação visual mais simples pode ser assim:

Como pode ser visto, o par de elétrons ocupa um lugar quântico em ambos os átomos de hidrogênio. Este arranjo de dois centros de elétrons é chamado de "ligação química covalente". Uma ligação covalente é típica para moléculas de substâncias simples e seus compostos de não metais. As substâncias criadas como resultado de uma ligação covalente geralmente não conduzem eletricidade ou são semicondutoras.

Ligação iônica

Uma ligação química do tipo iônico ocorre quando dois íons de cargas opostas são atraídos eletricamente. Os íons podem ser simples, consistindo de um átomo de uma substância. Em compostos desse tipo, íons simples são mais frequentemente átomos carregados positivamente de metais do grupo 1,2 que perderam seus elétrons. A formação de íons negativos é inerente a átomos de não-metais típicos e bases de seus ácidos. Portanto, entre os compostos iônicos típicos, existem muitos haletos de metais alcalinos, como CsF, NaCl e outros.

Ao contrário de uma ligação covalente, um íon não tem saturação: um número diferente de íons de cargas opostas pode unir um íon ou grupo de íons. O número de partículas aderidas é limitado apenas pelas dimensões lineares dos íons que interagem, bem como pela condição sob a qual as forças atrativas de íons de cargas opostas devem ser maiores do que as forças repulsivas de partículas de carga idêntica que participam de uma conexão do tipo iônico.

ligação de hidrogênio

Mesmo antes da criação da teoria da estrutura química, observou-se experimentalmente que os compostos de hidrogênio com vários não-metais têm propriedades um tanto incomuns. Por exemplo, os pontos de ebulição do fluoreto de hidrogênio e da água são muito mais altos do que o esperado.

Essas e outras características dos compostos de hidrogênio podem ser explicadas pela capacidade do átomo de H + de formar outra ligação química. Esse tipo de conexão é chamado de "ligação de hidrogênio". As causas das ligações de hidrogênio estão nas propriedades das forças eletrostáticas. Por exemplo, em uma molécula de fluoreto de hidrogênio, a nuvem eletrônica geral é tão deslocada para o flúor que o espaço ao redor do átomo dessa substância fica saturado com um campo elétrico negativo. Ao redor do átomo de hidrogênio, privado de seu único elétron, o campo é muito mais fraco e tem carga positiva. Como resultado, há uma relação adicional entre os campos positivos das nuvens de elétrons H + e F - negativo.

Ligação química de metais

Os átomos de todos os metais estão localizados no espaço de uma certa maneira. O arranjo dos átomos metálicos é chamado de rede cristalina. Nesse caso, os elétrons de diferentes átomos interagem fracamente entre si, formando uma nuvem eletrônica comum. Esse tipo de interação entre átomos e elétrons é chamado de "ligação metálica".

É o livre movimento dos elétrons nos metais que pode explicar as propriedades físicas das substâncias metálicas: condutividade elétrica, condutividade térmica, força, fusibilidade e outras.

3.3.1 Ligação covalente - Esta é uma ligação de dois elétrons de dois centros formada devido à sobreposição de nuvens de elétrons carregando elétrons desemparelhados com spins antiparalelos. Como regra, é formado entre átomos de um elemento químico.

Quantitativamente, é caracterizada pela valência. Valência do elemento - esta é a sua capacidade de formar um certo número de ligações químicas devido a elétrons livres localizados na zona de valência atômica.

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. A comunicação entre átomos pode ser realizada não apenas por um, mas também por dois ou até três pares compartilhados. Tais conexões são chamadas em dobro e T enxame - ligações múltiplas.

3.3.1.1 Ligação não polar covalente. Uma ligação realizada pela formação de pares de elétrons igualmente pertencentes a ambos os átomos é chamada de covalente apolar. Ela surge entre átomos com eletronegatividade praticamente igual (0,4 > ΔEO > 0) e, consequentemente, uma distribuição uniforme da densidade eletrônica entre os núcleos de átomos em moléculas homonucleares. Por exemplo, H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , etc. O momento de dipolo de tais ligações é zero. A ligação CH em hidrocarbonetos saturados (por exemplo, em CH 4) é considerada praticamente apolar, porque ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Ligação polar covalente. Se uma molécula é formada por dois átomos diferentes, então a zona de sobreposição de nuvens de elétrons (orbitais) se desloca em direção a um dos átomos, e essa ligação é chamada de polar . Com tal conexão, a probabilidade de encontrar elétrons perto do núcleo de um dos átomos é maior. Por exemplo, HCl, H 2 S, PH 3.

Ligação covalente polar (assimétrica) - conexão entre átomos com eletronegatividade diferente (2 > ΔEO > 0,4) e distribuição assimétrica de um par de elétrons comum. Como regra, é formado entre dois não metais.

A densidade eletrônica de tal ligação é deslocada para um átomo mais eletronegativo, o que leva ao aparecimento de uma carga parcial negativa  (delta menos), e em um átomo menos eletronegativo - uma carga parcial positiva  ( delta mais)

C  - Cl

A direção do deslocamento do elétron também é indicada por uma seta:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Quanto maior a diferença na eletronegatividade dos átomos ligados, maior a polaridade da ligação e maior o seu momento de dipolo. Forças de atração adicionais atuam entre cargas parciais de sinal oposto. Portanto, quanto mais polar a ligação, mais forte ela é.

Exceto polarizabilidade ligação covalente tem a propriedade saciedade - a capacidade de um átomo de formar tantas ligações covalentes quantos os orbitais atômicos energeticamente disponíveis. A terceira propriedade de uma ligação covalente é sua orientação.

3.3.2 Ligação iônica. A força motriz por trás de sua formação é a mesma aspiração de átomos para a casca do octeto. Mas em vários casos, essa camada de “octeto” pode surgir apenas quando os elétrons são transferidos de um átomo para outro. Portanto, como regra, uma ligação iônica é formada entre um metal e um não metal.

Considere como exemplo a reação entre átomos de sódio (3s 1) e flúor (2s 2 3s 5). Diferença de eletronegatividade no composto NaF

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

O sódio, tendo doado seu elétron 3s 1 ao flúor, torna-se o íon Na + e permanece com uma camada 2s 2 2p 6 preenchida, que corresponde à configuração eletrônica do átomo de neônio. Exatamente a mesma configuração eletrônica é adquirida pelo flúor, tendo aceitado um elétron doado pelo sódio. Como resultado, surgem forças de atração eletrostática entre íons de cargas opostas.

Ligação iônica - um caso extremo de ligação covalente polar, baseada na atração eletrostática de íons. Tal ligação ocorre quando há uma grande diferença na eletronegatividade dos átomos ligados (EO > 2), quando um átomo menos eletronegativo cede quase completamente seus elétrons de valência e se transforma em um cátion, e outro átomo mais eletronegativo se liga esses elétrons e se torna um ânion. A interação de íons de sinal oposto não depende da direção, e as forças de Coulomb não têm a propriedade de saturação. Devido a esta ligação iônica não tem espaço foco e saciedade , uma vez que cada íon está associado a um certo número de contra-íons (número de coordenação do íon). Portanto, compostos ionicamente ligados não possuem estrutura molecular e são substâncias sólidas que formam redes cristalinas iônicas, com altos pontos de fusão e ebulição, são altamente polares, muitas vezes semelhantes a sais, e eletricamente condutoras em soluções aquosas. Por exemplo, MgS, NaCl, A 2 O 3. Compostos com ligações puramente iônicas praticamente não existem, pois sempre há uma certa quantidade de covalência devido ao fato de não ser observada uma transição completa de um elétron para outro átomo; nas substâncias mais "iônicas", a proporção de ionicidade de ligação não excede 90%. Por exemplo, em NaF, a polarização da ligação é de cerca de 80%.

Em compostos orgânicos, as ligações iônicas são bastante raras, porque. um átomo de carbono tende a não perder nem ganhar elétrons para formar íons.

Valência elementos em compostos com ligações iônicas muitas vezes caracterizam Estado de oxidação , que, por sua vez, corresponde à carga do íon do elemento no composto dado.

Estado de oxidação é a carga condicional que um átomo adquire como resultado da redistribuição da densidade eletrônica. Quantitativamente, é caracterizada pelo número de elétrons deslocados de um elemento menos eletronegativo para um mais eletronegativo. Um íon carregado positivamente é formado a partir do elemento que cedeu seus elétrons, e um íon negativo é formado a partir do elemento que recebeu esses elétrons.

O elemento em estado de oxidação mais alto (máximo positivo), já abandonou todos os seus elétrons de valência no ABD. E como seu número é determinado pelo número do grupo no qual o elemento está localizado, então estado de oxidação mais alto para a maioria dos elementos e será igual a número do grupo . Relativo estado de oxidação mais baixo (máximo negativo), então aparece durante a formação de uma camada de oito elétrons, ou seja, no caso em que a ZAV está completamente preenchida. Por não metais é calculado pela fórmula número do grupo - 8 . Por metais é igual a zero porque não podem aceitar elétrons.

Por exemplo, o AVZ do enxofre tem a forma: 3s 2 3p 4 . Se um átomo desistir de todos os elétrons (seis), ele adquirirá o estado de oxidação mais alto +6 igual ao número do grupo VI , se levar os dois necessários para completar a casca estável, ela adquirirá o estado de oxidação mais baixo –2 igual a Número do grupo - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.

3.3.3 Ligação metálica. A maioria dos metais tem uma série de propriedades que são de natureza geral e diferem das propriedades de outras substâncias. Tais propriedades são pontos de fusão relativamente altos, a capacidade de refletir a luz e alta condutividade térmica e elétrica. Essas características são explicadas pela existência em metais de um tipo especial de interação – ligação metálica.

De acordo com a posição no sistema periódico, os átomos de metal têm um pequeno número de elétrons de valência, que são fracamente ligados aos seus núcleos e podem ser facilmente separados deles. Como resultado, íons carregados positivamente aparecem na rede cristalina do metal, localizados em certas posições da rede cristalina, e um grande número de elétrons deslocalizados (livres) que se movem relativamente livremente no campo de centros positivos e realizam a conexão entre todos os átomos de metal devido à atração eletrostática.

Esta é uma diferença importante entre ligações metálicas e ligações covalentes, que têm uma orientação estrita no espaço. As forças de ligação nos metais não são localizadas e não direcionadas, e os elétrons livres que formam o "gás de elétrons" causam alta condutividade térmica e elétrica. Portanto, neste caso é impossível falar sobre a direção das ligações, já que os elétrons de valência estão distribuídos quase uniformemente sobre o cristal. É justamente isso que explica, por exemplo, a plasticidade dos metais, ou seja, a possibilidade de deslocamento de íons e átomos em qualquer direção

3.3.4 Vínculo doador-aceitador. Além do mecanismo para a formação de uma ligação covalente, segundo a qual um par de elétrons comum surge da interação de dois elétrons, há também um mecanismo especial mecanismo doador-aceitador . Está no fato de que uma ligação covalente é formada como resultado da transição de um par de elétrons já existente (solitário) doador (fornecedor de elétrons) para uso geral do doador e aceitante (fornecedor de um orbital atômico livre).

Após a formação, não é diferente do covalente. O mecanismo doador-aceptor é bem ilustrado pelo esquema para a formação de um íon amônio (Figura 9) (asteriscos indicam os elétrons do nível externo do átomo de nitrogênio):

Figura 9 - Esquema de formação do íon amônio

A fórmula eletrônica da AVZ do átomo de nitrogênio é 2s 2 2p 3, ou seja, possui três elétrons desemparelhados que fazem uma ligação covalente com três átomos de hidrogênio (1s 1), cada um com um elétron de valência. Neste caso, uma molécula de amônia NH 3 é formada, na qual o par de elétrons não compartilhado do nitrogênio é preservado. Se um próton de hidrogênio (1s 0) que não possui elétrons se aproximar dessa molécula, então o nitrogênio transferirá seu par de elétrons (doador) para esse orbital atômico (aceptor) do hidrogênio, resultando na formação de um íon amônio. Nele, cada átomo de hidrogênio está ligado ao átomo de nitrogênio por um par de elétrons comum, um dos quais é realizado pelo mecanismo doador-aceptor. É importante notar que as ligações H-N formadas por vários mecanismos não apresentam diferenças nas propriedades. Esse fenômeno se deve ao fato de que no momento da formação da ligação, os orbitais dos elétrons 2s– e 2p– do átomo de nitrogênio mudam de forma. Como resultado, surgem quatro orbitais completamente idênticos.

Os doadores geralmente são átomos com um grande número de elétrons, mas com um pequeno número de elétrons desemparelhados. Para elementos do período II, além do átomo de nitrogênio, oxigênio (dois pares isolados) e flúor (três pares isolados) têm essa possibilidade. Por exemplo, o íon hidrogênio H + em soluções aquosas nunca está em estado livre, pois o íon hidrônio H 3 O + é sempre formado a partir de moléculas de água H 2 O e o íon H +. O íon hidrônio está presente em todas as soluções aquosas , embora por simplicidade a grafia seja preservada símbolo H + .

3.3.5 Ligação de hidrogênio. Um átomo de hidrogênio ligado a um elemento fortemente eletronegativo (nitrogênio, oxigênio, flúor, etc.), que “atrai” um par de elétrons comum para si, sofre uma escassez de elétrons e adquire uma carga positiva efetiva. Portanto, é capaz de interagir com o par solitário de elétrons de outro átomo eletronegativo (que adquire uma carga negativa efetiva) do mesmo (ligação intramolecular) ou de outra molécula (ligação intermolecular). Como resultado, há ligação de hidrogênio , que é indicado graficamente por pontos:

Esta ligação é muito mais fraca do que outras ligações químicas (a energia de sua formação é 10 – 40 kJ/mol) e tem principalmente um caráter parcialmente eletrostático, parcialmente doador-aceitador.

A ligação de hidrogênio desempenha um papel extremamente importante em macromoléculas biológicas, tais como compostos inorgânicos como H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Por exemplo, as ligações O-H em H 2 O têm um caráter polar perceptível com um excesso de carga negativa – no átomo de oxigênio. O átomo de hidrogênio, ao contrário, adquire uma pequena carga positiva  + e pode interagir com pares solitários de elétrons do átomo de oxigênio da molécula de água vizinha.

A interação entre as moléculas de água acaba sendo bastante forte, de modo que mesmo no vapor de água existem dímeros e trímeros da composição (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, etc. Em soluções, longas cadeias de associados de este tipo pode ocorrer:

porque o átomo de oxigênio tem dois pares solitários de elétrons.

A presença de ligações de hidrogênio explica os altos pontos de ebulição da água, álcoois, ácidos carboxílicos. Devido às ligações de hidrogênio, a água é caracterizada por pontos de fusão e ebulição tão altos em comparação com H 2 E (E = S, Se, Te). Se não houvesse ligações de hidrogênio, a água derreteria a -100°C e ferveria a -80°C. Casos típicos de associação são observados para álcoois e ácidos orgânicos.

As ligações de hidrogênio podem ocorrer tanto entre moléculas diferentes quanto dentro de uma molécula se essa molécula contiver grupos com habilidades doadoras e aceitadoras. Por exemplo, são as ligações de hidrogênio intramoleculares que desempenham o papel principal na formação das cadeias peptídicas que determinam a estrutura das proteínas. As ligações H afetam as propriedades físicas e químicas de uma substância.

As ligações de hidrogênio não formam átomos de outros elementos , uma vez que as forças de atração eletrostática das extremidades opostas dos dipolos de ligações polares (О-Н, N-H, etc.) são bastante fracas e atuam apenas em pequenas distâncias. O hidrogênio, tendo o menor raio atômico, permite que esses dipolos se aproximem tanto que as forças atrativas se tornam perceptíveis. Nenhum outro elemento com um grande raio atômico é capaz de formar tais ligações.

3.3.6 Forças de interação intermolecular (forças de van der Waals). Em 1873, o cientista holandês I. van der Waals sugeriu que existem forças que causam atração entre as moléculas. Essas forças foram mais tarde chamadas de forças de van der Waals. – a forma mais versátil de ligação intermolecular. A energia da ligação de van der Waals é menor que a da ligação de hidrogênio e é de 2–20 kJ/∙mol.

Dependendo da forma como a força é gerada, eles são divididos em:

1) orientacional (dipolo-dipolo ou íon-dipolo) - surgem entre moléculas polares ou entre íons e moléculas polares. Quando as moléculas polares se aproximam, elas são orientadas de tal forma que o lado positivo de um dipolo é orientado para o lado negativo do outro dipolo (Figura 10).

Figura 10 - Interação de orientação

2) indução (dipolo - dipolo induzido ou íon - dipolo induzido) - surgem entre moléculas polares ou íons e moléculas apolares, mas capazes de polarização. Os dipolos podem atuar em moléculas apolares, transformando-as em dipolos indicados (induzidos). (Figura 11).

Figura 11 - Interação indutiva

3) dispersiva (dipolo induzido - dipolo induzido) - surgem entre moléculas apolares capazes de polarização. Em qualquer molécula ou átomo de um gás nobre, surgem flutuações de densidade elétrica, como resultado do aparecimento de dipolos instantâneos, que por sua vez induzem dipolos instantâneos em moléculas vizinhas. O movimento dos dipolos instantâneos torna-se coordenado, seu aparecimento e decaimento ocorrem de forma síncrona. Como resultado da interação de dipolos instantâneos, a energia do sistema diminui (Figura 12).

Figura 12 - Interação de dispersão