Covalente, ionice și metalice sunt cele trei tipuri principale de legături chimice.

Să aflăm mai multe despre legătură chimică covalentă. Să luăm în considerare mecanismul apariției sale. Să luăm ca exemplu formarea unei molecule de hidrogen:

Un nor sferic simetric format dintr-un electron 1s înconjoară nucleul unui atom de hidrogen liber. Când atomii se apropie unul de altul până la o anumită distanță, orbitalii lor se suprapun parțial (vezi fig.), ca urmare, între centrele ambelor nuclee apare un nor molecular cu doi electroni, care are o densitate maximă de electroni în spațiul dintre nuclee. Odată cu creșterea densității sarcinii negative, are loc o creștere puternică a forțelor de atracție dintre norul molecular și nuclee.

Deci, vedem că o legătură covalentă se formează prin suprapunerea norilor de electroni de atomi, care este însoțită de eliberarea de energie. Dacă distanța dintre nucleele atomilor care se apropie de atingere este de 0,106 nm, atunci după suprapunerea norilor de electroni va fi de 0,074 nm. Cu cât suprapunerea orbitalilor electronilor este mai mare, cu atât este mai puternică legătura chimică.

covalent numit legături chimice realizate prin perechi de electroni. Compușii cu o legătură covalentă se numesc homeopolar sau atomic.

Exista două tipuri de legături covalente: polarși nepolar.

Cu nepolar legătură covalentă formată dintr-o pereche comună de electroni, norul de electroni este distribuit simetric în raport cu nucleele ambilor atomi. Un exemplu pot fi moleculele diatomice care constau dintr-un element: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 și altele, în care perechea de electroni aparține ambilor atomi în mod egal.

La polar Într-o legătură covalentă, norul de electroni este deplasat către atomul cu o electronegativitate relativă mai mare. De exemplu, molecule de compuși anorganici volatili, cum ar fi H2S, HCI, H2O și alții.

Formarea moleculei de HCI poate fi reprezentată astfel:

pentru că electronegativitatea relativă a atomului de clor (2.83) este mai mare decât cea a atomului de hidrogen (2.1), perechea de electroni se deplasează la atomul de clor.

În plus față de mecanismul de schimb pentru formarea unei legături covalente - din cauza suprapunerii, există și donator-acceptator mecanismul formării sale. Acesta este un mecanism în care formarea unei legături covalente are loc datorită unui nor de doi electroni al unui atom (donator) și unui orbital liber al altui atom (acceptor). Să ne uităm la un exemplu de mecanism de formare a amoniului NH 4 +. În molecula de amoniac, atomul de azot are un nor cu doi electroni:

Ionul de hidrogen are un orbital 1s liber, să-l notăm ca .

În procesul de formare a ionului de amoniu, norul cu doi electroni de azot devine comun pentru atomii de azot și hidrogen, ceea ce înseamnă că este transformat într-un nor de electroni moleculari. Prin urmare, apare o a patra legătură covalentă. Procesul de formare a amoniului poate fi reprezentat prin următoarea schemă:

Sarcina ionului de hidrogen este dispersată printre toți atomii, iar norul cu doi electroni care aparține azotului devine comun cu hidrogenul.

Aveti vreo intrebare? Nu știi cum să-ți faci temele?
Pentru a obține ajutorul unui tutore - înregistrați-vă.
Prima lecție este gratuită!

site, cu copierea integrală sau parțială a materialului, este necesară un link către sursă.

legătură chimică covalentă apare între atomi cu valori apropiate sau egale ale electronegativității. Să presupunem că clorul și hidrogenul tind să preia electroni și să preia structura celui mai apropiat gaz nobil, atunci niciunul dintre ele nu va ceda un electron celuilalt. Cum sunt ele conectate oricum? Este simplu - se vor împărtăși unul cu celălalt, se formează o pereche de electroni comună.

Acum luați în considerare trăsăturile distinctive ale unei legături covalente.

Spre deosebire de compușii ionici, moleculele compușilor covalenti sunt ținute împreună de „forțe intermoleculare”, care sunt mult mai slabe decât legăturile chimice. În acest sens, legătura covalentă este caracteristică saturabilitate– formarea unui număr limitat de legături.

Se știe că orbitalii atomici sunt orientați în spațiu într-un anumit mod, prin urmare, atunci când se formează o legătură, suprapunerea norilor de electroni are loc într-o anumită direcție. Acestea. o astfel de proprietate a unei legături covalente este realizată ca orientare.

Dacă o legătură covalentă într-o moleculă este formată din atomi identici sau atomi cu electronegativitate egală, atunci o astfel de legătură nu are polaritate, adică densitatea electronilor este distribuită simetric. Se numeste legătură covalentă nepolară ( H2, CI2, O2 ). Obligațiunile pot fi simple, duble sau triple.

Dacă electronegativitatea atomilor diferă, atunci când se combină, densitatea electronilor este distribuită neuniform între atomi și forme. legătura polară covalentă(HCl, H2O, CO), a căror multiplicitate poate fi, de asemenea, diferită. Când se formează acest tip de legătură, un atom mai electronegativ capătă o sarcină negativă parțială, iar un atom cu o electronegativitate mai mică capătă o sarcină pozitivă parțială (δ- și δ+). Se formează un dipol electric, în care sarcinile de semn opus sunt situate la o anumită distanță unele de altele. Momentul dipol este utilizat ca măsură a polarității legăturilor:

Polaritatea compusului este cu atât mai pronunțată, cu cât momentul dipolului este mai mare. Moleculele vor fi nepolare dacă momentul dipolar este zero.

În legătură cu caracteristicile de mai sus, se poate concluziona că compușii covalenti sunt volatili și au puncte de topire și de fierbere scăzute. Curentul electric nu poate trece prin aceste conexiuni, prin urmare ele sunt conductoare slabe și izolatori buni. Când se aplică căldură, mulți compuși legați covalent se aprind. În cea mai mare parte, acestea sunt hidrocarburi, precum și oxizi, sulfuri, halogenuri de nemetale și metale de tranziție.

În care unul dintre atomi a donat un electron și a devenit un cation, iar celălalt atom a acceptat un electron și a devenit anion.

Proprietățile caracteristice ale unei legături covalente - direcționalitate, saturație, polaritate, polarizabilitate - determină proprietățile chimice și fizice ale compușilor.

Direcția legăturii se datorează structurii moleculare a substanței și formei geometrice a moleculei acestora. Unghiurile dintre două legături se numesc unghiuri de legătură.

Saturație - capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături covalente. Numărul de legături formate de un atom este limitat de numărul orbitalilor atomici exteriori.

Polaritatea legăturii se datorează distribuției neuniforme a densității electronice din cauza diferențelor de electronegativitate a atomilor. Pe această bază, legăturile covalente sunt împărțite în nepolare și polare (nepolare - o moleculă diatomică este formată din atomi identici (H 2, Cl 2, N 2) și norii de electroni ai fiecărui atom sunt distribuiți simetric față de aceștia. atomi; polar - o moleculă diatomică este formată din atomi de diferite elemente chimice, iar norul de electroni general se deplasează către unul dintre atomi, formând astfel o asimetrie în distribuția sarcinii electrice în moleculă, generând un moment dipol al moleculei) .

Polarizabilitatea unei legături se exprimă în deplasarea electronilor de legătură sub influența unui câmp electric extern, inclusiv a unei alte particule care reacţionează. Polarizabilitatea este determinată de mobilitatea electronilor. Polaritatea și polarizabilitatea legăturilor covalente determină reactivitatea moleculelor în raport cu reactivii polari.

Cu toate acestea, de două ori câștigătorul Premiului Nobel L. Pauling a subliniat că „în unele molecule există legături covalente datorate unuia sau trei electroni în loc de o pereche comună”. O legătură chimică un singur electron se realizează în ionul molecular hidrogen H 2 + .

Ionul de hidrogen molecular H 2 + conține doi protoni și un electron. Singurul electron al sistemului molecular compensează repulsia electrostatică a doi protoni și îi menține la o distanță de 1,06 Å (lungimea legăturii chimice H 2 +). Centrul densității electronice a norului de electroni al sistemului molecular este echidistant de ambii protoni cu raza Bohr α 0 =0,53 A și este centrul de simetrie al ionului de hidrogen molecular H 2 + .

YouTube enciclopedic

• 1 / 5

  O legătură covalentă este formată dintr-o pereche de electroni împărțiți între doi atomi, iar acești electroni trebuie să ocupe doi orbitali stabili, câte unul de la fiecare atom.

  A + B → A: B

  Ca rezultat al socializării, electronii formează un nivel de energie plin. O legătură se formează dacă energia lor totală la acest nivel este mai mică decât în ​​starea inițială (și diferența de energie nu este nimic mai mult decât energia legăturii).

  Conform teoriei orbitalilor moleculari, suprapunerea a doi orbitali atomici duce în cel mai simplu caz la formarea a doi orbitali moleculari (MO): obligatoriu MOși antilepire (slăbire) MO. Electronii partajați sunt localizați pe un MO de legare de energie mai mică.

  Formarea unei legături în timpul recombinării atomilor

  Cu toate acestea, mecanismul interacțiunii interatomice a rămas necunoscut mult timp. Abia în 1930, F. London a introdus conceptul de atracție de dispersie - interacțiunea dintre dipolii instantanei și induși (induși). În prezent, forțele de atractivitate datorate interacțiunii dintre dipolii electrici fluctuanți ai atomilor și moleculelor se numesc „forțe Londra”.

  Energia unei astfel de interacțiuni este direct proporțională cu pătratul polarizabilității electronice α și invers proporțională cu distanța dintre doi atomi sau molecule la a șasea putere.

  Formarea de legături prin mecanismul donor-acceptor

  Pe lângă mecanismul omogen de formare a unei legături covalente descris în secțiunea anterioară, există un mecanism eterogen - interacțiunea ionilor cu încărcare opusă - protonul H + și ionul de hidrogen negativ H -, numit ion hidrură:

  H + + H - → H2

  Când ionii se apropie, norul cu doi electroni (perechea de electroni) al ionului hidrură este atras de proton și în cele din urmă devine comun ambelor nuclee de hidrogen, adică se transformă într-o pereche de electroni de legare. Particula care furnizează o pereche de electroni se numește donor, iar particula care acceptă această pereche de electroni se numește acceptor. Un astfel de mecanism pentru formarea unei legături covalente se numește donor-acceptor.

  H + + H2O → H3O+

  Un proton atacă perechea de electroni singură a unei molecule de apă și formează un cation stabil care există în soluțiile apoase de acizi.

  În mod similar, un proton este atașat la o moleculă de amoniac cu formarea unui cation complex de amoniu:

  NH3 + H+ → NH4+

  În acest fel (conform mecanismului donor-acceptor al formării legăturilor covalente) se obține o clasă mare de compuși de oniu, care include amoniu, oxoniu, fosfoniu, sulfoniu și alți compuși.

  O moleculă de hidrogen poate acționa ca un donor de pereche de electroni, care, la contactul cu un proton, duce la formarea unui ion molecular de hidrogen H 3 + :

  H2 + H+ → H3+

  Perechea de electroni de legare a ionului de hidrogen molecular H 3 + aparține simultan la trei protoni.

  Tipuri de legături covalente

  Există trei tipuri de legături chimice covalente care diferă în mecanismul de formare:

  1. Legătură covalentă simplă. Pentru formarea sa, fiecare dintre atomi furnizează un electron nepereche. Când se formează o legătură covalentă simplă, sarcinile formale ale atomilor rămân neschimbate.

  • Dacă atomii care formează o legătură covalentă simplă sunt aceiași, atunci adevăratele sarcini ale atomilor din moleculă sunt, de asemenea, aceleași, deoarece atomii care formează legătura dețin în mod egal o pereche de electroni comună. Se numește o astfel de conexiune legătură covalentă nepolară. Substanțele simple au o astfel de legătură, de exemplu: 2, 2, 2. Dar nu numai nemetalele de același tip pot forma o legătură covalentă nepolară. Elementele nemetalice a căror electronegativitate este de valoare egală pot forma, de asemenea, o legătură nepolară covalentă, de exemplu, în molecula PH 3, legătura este nepolară covalentă, deoarece EO al hidrogenului este egal cu EO al fosforului.
  • Dacă atomii sunt diferiți, atunci gradul de proprietate al unei perechi socializate de electroni este determinat de diferența de electronegativitate a atomilor. Un atom cu electronegativitate mai mare atrage o pereche de electroni de legătură mai puternic la sine, iar sarcina sa adevărată devine negativă. Un atom cu electronegativitate mai mică capătă, respectiv, aceeași sarcină pozitivă. Dacă se formează un compus între două nemetale diferite, atunci se numește un astfel de compus legătură covalentă polară.

  În molecula de etilenă C 2 H 4 există o legătură dublă CH 2 \u003d CH 2, formula sa electronică: H: C:: C: H. Nucleele tuturor atomilor de etilenă sunt situate în același plan. Trei nori de electroni ai fiecărui atom de carbon formează trei legături covalente cu alți atomi din același plan (cu unghiuri între ei de aproximativ 120°). Norul celui de-al patrulea electron de valență al atomului de carbon este situat deasupra și sub planul moleculei. Astfel de nori de electroni ai ambilor atomi de carbon, suprapunându-se parțial deasupra și sub planul moleculei, formează o a doua legătură între atomii de carbon. Prima legătură covalentă, mai puternică, între atomii de carbon se numește legătură σ; se numește a doua legătură covalentă, mai slabă π (\displaystyle \pi )-comunicare.

  Într-o moleculă liniară de acetilenă

  H-S≡S-N (N: S::: S: N)

  există legături σ între atomi de carbon și hidrogen, o legătură σ între doi atomi de carbon și doi π (\displaystyle \pi ) legături între aceiași atomi de carbon. Două π (\displaystyle \pi )-legaturile sunt situate deasupra sferei de actiune a legaturii σ in doua plane reciproc perpendiculare.

  Toți cei șase atomi de carbon ai moleculei de benzen ciclic C 6 H 6 se află în același plan. Legăturile σ acţionează între atomii de carbon din planul inelului; aceleași legături există pentru fiecare atom de carbon cu atomi de hidrogen. Fiecare atom de carbon cheltuiește trei electroni pentru a face aceste legături. Norii de electroni de valență al patrulea ai atomilor de carbon, având formă de opt, sunt situați perpendicular pe planul moleculei de benzen. Fiecare astfel de nor se suprapune în mod egal cu norii de electroni ai atomilor de carbon vecini. În molecula de benzen, nu trei separate π (\displaystyle \pi )-conexiuni, dar una singura π (\displaystyle \pi ) dielectrici sau semiconductori. Exemple tipice de cristale atomice (atomii în care sunt interconectați prin legături covalente (atomice)) sunt

  O legătură covalentă este cel mai comun tip de legătură chimică care apare atunci când interacționează cu valori de electronegativitate identice sau similare.

  O legătură covalentă este o legătură între atomi folosind perechi de electroni partajați.

  De la descoperirea electronului, s-au făcut multe încercări de a dezvolta o teorie electronică a legăturilor chimice. Cele mai de succes au fost lucrările lui Lewis (1916), care a propus să considere formarea unei legături ca o consecință a apariției perechilor de electroni comuni la doi atomi. Pentru a face acest lucru, fiecare atom furnizează același număr de electroni și încearcă să se înconjoare cu un octet sau dublu de electroni, caracteristică configurației electronice externe a gazelor inerte. Grafic, formarea legăturilor covalente datorate electronilor nepereche conform metodei Lewis este descrisă folosind puncte care indică electronii exteriori ai atomului.

  Formarea unei legături covalente conform teoriei Lewis

  Mecanismul de formare a unei legături covalente

  Semnul principal al unei legături covalente este prezența unei perechi de electroni comune aparținând ambilor atomi legați chimic, deoarece prezența a doi electroni în câmpul de acțiune a două nuclee este mai favorabilă din punct de vedere energetic decât prezența fiecărui electron în câmpul de propriul nucleu. Apariția unei perechi de electroni comune de legături poate avea loc prin diferite mecanisme, mai des prin schimb și uneori prin donor-acceptor.

  Conform principiului mecanismului de schimb pentru formarea unei legături covalente, fiecare dintre atomii care interacționează furnizează același număr de electroni cu spin antiparalel la formarea unei legături. De exemplu:

  
  Schema generală de formare a unei legături covalente: a) prin mecanismul de schimb; b) conform mecanismului donor-acceptor

  Conform mecanismului donor-acceptor, o legătură cu doi electroni apare în timpul interacțiunii diferitelor particule. Unul dintre ei este donator DAR: are o pereche de electroni neîmpărtășită (adică unul care aparține unui singur atom), iar celălalt este un acceptor LA are un orbital liber.

  O particulă care asigură o legătură cu doi electroni (o pereche de electroni neîmpărtășită) se numește donor, iar o particulă cu un orbital liber care acceptă această pereche de electroni se numește acceptor.

  Mecanismul de formare a unei legături covalente datorită unui nor cu doi electroni al unui atom și unui orbital vacant al altuia se numește mecanism donor-acceptor.

  Legătura donor-acceptor este altfel numită semipolară, deoarece asupra atomului donor apare o sarcină pozitivă parțială efectivă δ+ (datorită faptului că perechea sa nedivizată de electroni a deviat de la acesta), iar asupra atomului acceptor o sarcină negativă efectivă parțială δ - (datorită faptului că există o deplasare în direcția sa a perechii de electroni nedivizați a donorului).

  Un exemplu de donor simplu de pereche de electroni este ionul H. — , care are o pereche de electroni neîmpărtășită. Ca urmare a adăugării unui ion hidrură negativ la o moleculă al cărei atom central are un orbital liber (indicat ca o celulă cuantică goală în diagramă), de exemplu, ВН 3 , se formează un ion complex complex ВН 4 — cu sarcină negativă (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

  

  Acceptorul perechii de electroni este un ion de hidrogen sau pur și simplu un proton H +. Adăugarea lui la o moleculă al cărei atom central are o pereche de electroni neîmpărtășită, de exemplu, la NH 3, duce, de asemenea, la formarea unui ion complex NH 4 +, dar cu o sarcină pozitivă:

  

  Metoda legăturii de valență

  Primul teoria mecanică cuantică a legăturii covalente a fost creat de Heitler și Londra (în 1927) pentru a descrie molecula de hidrogen și apoi a fost aplicat de Pauling moleculelor poliatomice. Această teorie se numește metoda legăturii de valență, ale căror principale puncte pot fi rezumate după cum urmează:

  • fiecare pereche de atomi dintr-o moleculă este ținută împreună de una sau mai multe perechi de electroni partajați, suprapunându-se orbitalii de electroni ai atomilor care interacționează;
  • puterea legăturii depinde de gradul de suprapunere a orbitalilor de electroni;
  • condiția pentru formarea unei legături covalente este antidirecția spinurilor electronilor; datorită acestui fapt, apare un orbital de electroni generalizat cu cea mai mare densitate de electroni în spațiul internuclear, care asigură atracția nucleelor ​​încărcate pozitiv unul față de celălalt și este însoțit de o scădere a energiei totale a sistemului.

  Hibridarea orbitalilor atomici

  În ciuda faptului că electronii orbitalilor s, p sau d, care au forme și orientări diferite în spațiu, participă la formarea legăturilor covalente, în mulți compuși aceste legături sunt echivalente. Pentru a explica acest fenomen a fost introdus conceptul de „hibridare”.

  Hibridizarea este procesul de amestecare și aliniere a orbitalilor ca formă și energie, în care densitățile de electroni ale orbitalilor cu energii similare sunt redistribuite, în urma cărora devin echivalente.

  Principalele prevederi ale teoriei hibridizării:

  1. În timpul hibridizării, forma inițială și orbitalii se schimbă reciproc, în timp ce se formează orbitali noi, hibridizați, dar cu aceeași energie și aceeași formă, care seamănă cu o figură a opt neregulată.
  2. Numărul de orbitali hibridizați este egal cu numărul de orbitali de ieșire implicați în hibridizare.
  3. Orbitalii cu energii similare (orbitalii s și p ai nivelului de energie exterior și orbitalii d ai nivelurilor exterioare sau preliminare) pot participa la hibridizare.
  4. Orbitii hibridizați sunt mai alungiți în direcția de formare a legăturilor chimice și, prin urmare, asigură o suprapunere mai bună cu orbitalii atomului vecin, ca urmare, devine mai puternic decât orbitalii individuali nehibrizi formați din cauza electronilor.
  5. Datorită formării de legături mai puternice și a unei distribuții mai simetrice a densității electronice în moleculă, se obține un câștig de energie, care compensează mai mult decât consumul de energie necesar procesului de hibridizare.
  6. Orbitalii hibridizați trebuie să fie orientați în spațiu astfel încât să asigure separarea reciprocă maximă unul de celălalt; în acest caz, energia de repulsie este cea mai mică.
  7. Tipul de hibridizare este determinat de tipul și numărul de orbitali de ieșire și modifică dimensiunea unghiului de legătură, precum și configurația spațială a moleculelor.
  
  Forma orbitalilor hibridizați și unghiurilor de valență (unghiuri geometrice dintre axele de simetrie ale orbitalilor) în funcție de tipul de hibridizare: a) sp-hibridare; b) hibridizare sp2; c) hibridizarea sp 3

  În timpul formării de molecule (sau fragmente individuale de molecule), apar cel mai adesea următoarele tipuri de hibridizare:

  
  Schema generală a hibridizării sp

  Legăturile care se formează cu participarea electronilor orbitalilor hibridizați sp sunt, de asemenea, plasate la un unghi de 180 0, ceea ce duce la o formă liniară a moleculei. Acest tip de hibridizare se observă în halogenurile elementelor din a doua grupă (Be, Zn, Cd, Hg), ai căror atomi în stare de valență au electroni s și p nepereche. Forma liniară este caracteristică și moleculelor altor elemente (0=C=0,HC≡CH), în care legăturile sunt formate din atomi sp-hibridați.

  
  Schema de hibridizare sp 2 a orbitalilor atomici și o formă triunghiulară plată a moleculei, care se datorează hibridizării sp 2 a orbitalilor atomici

  Acest tip de hibridizare este cel mai tipic pentru moleculele de elemente p din al treilea grup, ai căror atomi în stare excitată au o structură electronică externă ns 1 np 2, unde n este numărul perioadei în care se află elementul. Deci, în moleculele ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 și în altele se formează legături datorită orbitalilor sp 2 -hibridați ai atomului central.

  
  Schema hibridizării sp 3 a orbitalilor atomici

  Plasarea orbitalilor hibridizati ai atomului central la un unghi de 109 0 28` determina forma tetraedrica a moleculelor. Acest lucru este foarte tipic pentru compușii saturați de carbon tetravalent CH4, CC14, C2H6 și alți alcani. Exemple de compuși ai altor elemente cu structură tetraedrică datorită hibridizării sp 3 a orbitalilor de valență ai atomului central sunt ionii: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

  
  Schema generală a hibridizării sp 3d

  Acest tip de hibridizare se găsește cel mai frecvent în halogenurile nemetalice. Un exemplu este structura clorurii de fosfor PCl 5 , în timpul formării căreia atomul de fosfor (P … 3s 2 3p 3) intră mai întâi într-o stare excitată (P … 3s 1 3p 3 3d 1), apoi suferă s 1 p 3 d-hibridare - cinci orbitali cu un electron devin echivalenti si se orienteaza cu capetele lor alungite spre colturile bipiramidei trigonale mentale. Aceasta determină forma moleculei PCl 5, care se formează atunci când cinci orbitali s 1 p 3 d-hibridați se suprapun cu orbitalii 3p ai cinci atomi de clor.

  1. sp - Hibridare. Când un s-i este combinat cu unul p-orbital, apar doi orbitali sp-hibridați, situati simetric la un unghi de 180 0 .
  2. sp 2 - Hibridare. Combinația unui orbital s- și a doi p-orbitali duce la formarea de legături hibridizate sp 2 situate la un unghi de 120 0, deci molecula ia forma unui triunghi regulat.
  3. sp 3 - Hibridarea. Combinația a patru orbitali - unul s- și trei p duce la sp 3 - hibridizare, în care patru orbitali hibridizați sunt orientați simetric în spațiu față de cele patru vârfuri ale tetraedrului, adică la un unghi de 109 0 28 `.
  4. sp 3 d - Hibridarea. Combinația dintre un orbital s-, trei p- și unul d dă hibridizarea sp 3 d, care determină orientarea spațială a cinci orbitali sp 3 d-hibridați la vârfurile bipiramidei trigonale.
  5. Alte tipuri de hibridizare. În cazul hibridizării sp 3 d 2, șase orbitali sp 3 d 2 hibridizați sunt direcționați către vârfurile octaedrului. Orientarea celor șapte orbitali la vârfurile bipiramidei pentagonale corespunde hibridizării sp 3 d 3 (sau uneori sp 3 d 2 f) a orbitalilor de valență ai atomului central al moleculei sau complexului.

  Metoda de hibridizare orbitală atomică explică structura geometrică un numar mare molecule, cu toate acestea, conform datelor experimentale, sunt observate mai des molecule cu valori ușor diferite ale unghiurilor de legătură. De exemplu, în moleculele CH 4, NH 3 și H 2 O, atomii centrali sunt în starea hibridizată sp 3, așa că ne-am aștepta ca unghiurile de legătură din ele să fie egale cu cele tetraedrice (~ 109,5 0). Sa stabilit experimental că unghiul de legătură în molecula CH4 este de fapt 109,5 0 . Totuși, în moleculele de NH 3 și H 2 O, valoarea unghiului de legătură se abate de la cel tetraedric: este de 107,3 ​​0 în molecula de NH 3 și de 104,5 0 în molecula de H 2 O. Astfel de abateri se explică prin prezența o pereche de electroni nedivizată la atomi de azot și oxigen. Un orbital cu doi electroni, care conține o pereche de electroni neîmpărțită, datorită densității sale crescute, respinge orbitalii de valență cu un electron, ceea ce duce la o scădere a unghiului de legătură. La atomul de azot din molecula NH 3, din patru orbitali sp 3 hibridizați, trei orbitali cu un electron formează legături cu trei atomi de H, iar al patrulea orbital conține o pereche de electroni neîmpărțită.

  O pereche de electroni nelegați care ocupă unul dintre orbitalii hibridizați sp 3 direcționați către vârfurile tetraedrului, respingând orbitalii cu un electron, determină o distribuție asimetrică a densității electronilor din jurul atomului de azot și, ca rezultat, comprimă unghiul de legătură. la 107,3 ​​0 . O imagine similară a scăderii unghiului de legătură de la 109,5 0 la 107 0 ca urmare a acțiunii perechii de electroni neîmpărtășiți a atomului de N se observă și în molecula NCl 3.

  
  Abaterea unghiului de legătură de la tetraedrul (109,5 0) în moleculă: a) NH3; b) NCl3

  La atomul de oxigen din molecula H 2 O, patru orbitali sp 3 hibridizați au doi orbitali cu un electron și doi cu doi electroni. Orbitalii hibridizați cu un electron participă la formarea a două legături cu doi atomi de H, iar două perechi de doi electroni rămân nedivizate, adică aparținând numai atomului de H. Acest lucru crește asimetria distribuției densității electronilor în jurul atomului de O și reduce unghiul de legătură comparativ cu cel tetraedric la 104,5 0 .

  În consecință, numărul de perechi de electroni nelegați ale atomului central și plasarea lor în orbitali hibridizați afectează configurația geometrică a moleculelor.

  Caracteristicile unei legături covalente

  O legătură covalentă are un set de proprietăți specifice care îi definesc trăsăturile sau caracteristicile specifice. Acestea, pe lângă caracteristicile considerate deja „energie de legătură” și „lungimea legăturii”, includ: unghiul de legătură, saturația, directivitate, polaritatea și altele asemenea.

  1. Unghiul de valență- acesta este unghiul dintre axele de legătură adiacente (adică liniile condiționate trasate prin nucleele atomilor legați chimic dintr-o moleculă). Valoarea unghiului de legătură depinde de natura orbitalilor, de tipul de hibridizare a atomului central, de influența perechilor de electroni neîmpărțiți care nu participă la formarea legăturilor.

  2. Saturație. Atomii au capacitatea de a forma legături covalente, care pot fi formate, în primul rând, prin mecanismul de schimb datorită electronilor neperechi ai unui atom neexcitat și datorită acelor electroni neperechi care apar ca urmare a excitației acestuia și, în al doilea rând, de către donator. -mecanismul acceptor. Cu toate acestea, numărul total de legături pe care le poate forma un atom este limitat.

  Saturația este capacitatea unui atom al unui element de a forma un anumit număr limitat de legături covalente cu alți atomi.

  Deci, a doua perioadă, care are patru orbiti la nivel de energie externă (un s- și trei p-), formează legături, al căror număr nu depășește patru. Atomii elementelor din alte perioade cu un număr mare de orbitali la nivelul exterior pot forma mai multe legături.

  3. Orientare. Conform metodei, legătura chimică dintre atomi se datorează suprapunerii orbitalilor care, cu excepția orbitalilor s, au o anumită orientare în spațiu, ceea ce duce la direcția legăturii covalente.

  Orientarea unei legături covalente este o astfel de aranjare a densității electronice între atomi, care este determinată de orientarea spațială a orbitalilor de valență și asigură suprapunerea lor maximă.

  Deoarece orbitalii electronici au forme diferite și orientări diferite în spațiu, suprapunerea lor reciprocă poate fi realizată în diferite moduri. În funcție de aceasta, se disting legăturile σ-, π- și δ.

  O legătură sigma (legatura σ) este o suprapunere a orbitalilor de electroni în care densitatea maximă de electroni este concentrată de-a lungul unei linii imaginare care conectează două nuclee.

  O legătură sigma poate fi formată din doi electroni s, unul s și un electron p, doi electroni p sau doi electroni d. O astfel de legătură σ este caracterizată prin prezența unei regiuni de orbitali de electroni suprapusi, este întotdeauna unică, adică este formată dintr-o singură pereche de electroni.

  

  O varietate de forme de orientare spațială a orbitalilor „puri” și a orbitalilor hibridizați nu permit întotdeauna posibilitatea suprapunerii orbitalilor pe axa de legătură. Suprapunerea orbitalilor de valență poate apărea pe ambele părți ale axei legăturii - așa-numita suprapunere „laterală”, care apare cel mai adesea în timpul formării legăturilor π.

  Legătura Pi (legătura π) este suprapunerea orbitalilor de electroni, în care densitatea maximă de electroni este concentrată pe ambele părți ale liniei care leagă nucleele atomilor (adică din axa legăturii).

  O legătură pi poate fi formată prin interacțiunea a doi orbitali p paraleli, doi orbitali d sau alte combinații de orbitali ale căror axe nu coincid cu axa legăturii.

  
  Scheme pentru formarea de legături π între atomii condiționali A și B în suprapunerea laterală a orbitalilor de electroni

  4. Multiplicitate. Această caracteristică este determinată de numărul de perechi de electroni comuni care leagă atomii. O legătură covalentă în multiplicitate poate fi simplă (simple), dublă și triplă. O legătură între doi atomi folosind o pereche de electroni comună se numește legătură simplă (simplu), două perechi de electroni - o legătură dublă, trei perechi de electroni - o legătură triplă. Deci, în molecula de hidrogen H 2, atomii sunt legați printr-o legătură simplă (H-H), în molecula de oxigen O 2 - dublu (B \u003d O), în molecula de azot N 2 - triplu (N≡N). De o importanță deosebită este multiplicitatea legăturilor în compușii organici - hidrocarburi și derivații acestora: în etan C 2 H 6 o legătură simplă (C-C) are loc între atomii de C, în etilenă C 2 H 4 - dublă (C \u003d C) în acetilenă C2H2 - triplu (C≡ C)(C≡C).

  Multiplicitatea legăturii afectează energia: cu o creștere a multiplicității, puterea acesteia crește. O creștere a multiplicității duce la o scădere a distanței internucleare (lungimea legăturii) și la o creștere a energiei de legare.

  
  Multiplicitatea legăturilor dintre atomii de carbon: a) legătură σ simplă în etan H3C-CH3; b) legătură dublă σ + π în etilenă H2C = CH2; c) triplă legătură σ+π+π în acetilena HC≡CH

  5. Polaritate și polarizabilitate. Densitatea electronică a unei legături covalente poate fi localizată diferit în spațiul internuclear.

  Polaritatea este o proprietate a unei legături covalente, care este determinată de locația densității electronilor în spațiul internuclear în raport cu atomii conectați.

  În funcție de locația densității electronilor în spațiul internuclear, se disting legăturile covalente polare și nepolare. O legătură nepolară este o astfel de legătură în care norul de electroni comun este situat simetric față de nucleele atomilor legați și aparține în mod egal ambilor atomi.

  Moleculele cu acest tip de legătură se numesc nepolare sau homonucleare (adică cele care includ atomi ai unui element). O legătură nepolară apare de regulă în moleculele homonucleare (H 2, Cl 2, N 2 etc.) sau, mai rar, în compușii formați din atomi de elemente cu valori similare de electronegativitate, de exemplu, carborundum SiC. O legătură polară (sau heteropolară) este o legătură în care norul de electroni comun este asimetric și deplasat către unul dintre atomi.

  Moleculele cu o legătură polară sunt numite polare sau heteronucleare. În moleculele cu o legătură polară, perechea de electroni generalizată se deplasează către atomul cu o electronegativitate mai mare. Ca urmare, pe acest atom apare o anumită sarcină negativă parțială (δ-), care se numește efectiv, iar un atom cu o electronegativitate mai mică are o sarcină pozitivă parțială de aceeași mărime, dar opus în semn (δ+). De exemplu, s-a stabilit experimental că sarcina efectivă pe atomul de hidrogen din molecula de acid clorhidric HCl este δH=+0,17, iar pe atomul de clor δCl=-0,17 din sarcina electronică absolută.

  Pentru a determina în ce direcție se va deplasa densitatea electronilor unei legături covalente polare, este necesar să se compare electronii ambilor atomi. În ordinea creșterii electronegativității, cele mai comune elemente chimice sunt plasate în următoarea secvență:

  Moleculele polare sunt numite dipoli - sisteme în care centrele de greutate ale sarcinilor pozitive ale nucleelor ​​și sarcinile negative ale electronilor nu coincid.

  Un dipol este un sistem care este o colecție de două sarcini electrice punctuale, egale ca mărime și cu semn opus, situate la o anumită distanță una de cealaltă.

  Distanța dintre centrele de atracție se numește lungimea dipolului și se notează cu litera l. Polaritatea unei molecule (sau a unei legături) este caracterizată cantitativ de momentul dipol μ, care în cazul unei molecule biatomice este egal cu produsul dintre lungimea dipolului și sarcina electronului: μ=el.

  În unitățile SI, momentul dipolului este măsurat în [C × m] (metri Coulomb), dar mai des folosesc unitatea în afara sistemului [D] (debye): 1D = 3,33 10 -30 C × m. Valoarea lui momentele dipolare ale moleculelor covalente variază în intervalul 0-4 D, iar ionice - 4-11D. Cu cât lungimea dipolului este mai mare, cu atât molecula este mai polară.

  Un nor de electroni comun dintr-o moleculă poate fi deplasat de un câmp electric extern, inclusiv câmpul altei molecule sau ion.

  Polarizabilitatea este o modificare a polarității unei legături ca urmare a deplasării electronilor care formează legătura sub acțiunea unui câmp electric extern, inclusiv a câmpului de forță al unei alte particule.

  Polarizabilitatea unei molecule depinde de mobilitatea electronilor, care este cu cât este mai puternică, cu atât distanța de la nuclee este mai mare. În plus, polarizabilitatea depinde de direcția câmpului electric și de capacitatea norilor de electroni de a se deforma. Sub acțiunea unui câmp extern, moleculele nepolare devin polare, iar moleculele polare devin și mai polare, adică în molecule este indus un dipol, care se numește dipol redus sau indus.

  
  Schema formării unui dipol indus (redus) dintr-o moleculă nepolară sub acțiunea câmpului de forță al unei particule polare - un dipol

  Spre deosebire de cei permanenți, dipolii induși apar numai sub acțiunea unui câmp electric extern. Polarizarea poate provoca nu numai polarizabilitatea legăturii, ci și ruperea acesteia, în care are loc tranziția perechii de electroni de legare la unul dintre atomi și se formează ioni încărcați negativ și pozitiv.

  Polaritatea și polarizabilitatea legăturilor covalente determină reactivitatea moleculelor în raport cu reactivii polari.

  Proprietățile compușilor cu legătură covalentă

  Substanțele cu legături covalente sunt împărțite în două grupe inegale: moleculare și atomice (sau nemoleculare), care sunt mult mai mici decât cele moleculare.

  Compușii moleculari în condiții normale pot fi în diferite stări de agregare: sub formă de gaze (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), lichide volatile (Br 2, H 2 O, C 2). H 5 OH ) sau substanțe cristaline solide, dintre care majoritatea, chiar și cu o încălzire foarte ușoară, sunt capabile să se topească rapid și să se sublimeze ușor (S 8, P 4, I 2, zahăr C 12 H 22 O 11, „gheață carbonică” CO 2).

  Punctele scăzute de topire, sublimare și fierbere ale substanțelor moleculare sunt explicate de forțele foarte slabe ale interacțiunii intermoleculare din cristale. De aceea, cristalele moleculare nu se caracterizează prin rezistență ridicată, duritate și conductivitate electrică (gheață sau zahăr). Mai mult, substanțele cu molecule polare au puncte de topire și de fierbere mai mari decât cele cu molecule nepolare. Unele dintre ele sunt solubile în sau alți solvenți polari. Iar substanțele cu molecule nepolare, dimpotrivă, se dizolvă mai bine în solvenți nepolari (benzen, tetraclorura de carbon). Deci, iodul, ale cărui molecule sunt nepolare, nu se dizolvă în apa polară, ci se dizolvă în CCl 4 nepolar și alcool cu ​​polaritate scăzută.

  Substanțele nemoleculare (atomice) cu legături covalente (diamant, grafit, siliciu Si, cuarț SiO 2 , carborundum SiC și altele) formează cristale extrem de puternice, cu excepția grafitului, care are o structură stratificată. De exemplu, rețeaua cristalină a diamantului este un cadru tridimensional obișnuit în care fiecare atom de carbon hibridizat sp 3 este conectat la patru atomi de C vecini prin legături σ. De fapt, întregul cristal de diamant este o moleculă uriașă și foarte puternică. Cristalele de siliciu Si, care este utilizat pe scară largă în electronica radio și inginerie electronică, au o structură similară. Dacă înlocuim jumătate din atomii de C din diamant cu atomi de Si, fără a perturba structura cadrului cristalului, obținem un cristal de carborundum - carbură de siliciu SiC - o substanță foarte dura folosită ca material abraziv. Și dacă un atom de O este inserat între fiecare doi atomi de Si în rețeaua cristalină de siliciu, atunci se formează structura cristalină a cuarțului SiO 2 - de asemenea, o substanță foarte solidă, o varietate dintre care este, de asemenea, folosită ca material abraziv.

  Cristalele de diamant, siliciu, cuarț și structuri similare sunt cristale atomice, sunt „supermolecule” uriașe, astfel încât formulele lor structurale nu pot fi descrise în întregime, ci doar ca un fragment separat, de exemplu:

  
  Cristale de diamant, siliciu, cuarț

  Cristalele nemoleculare (atomice), formate din atomi ai unuia sau a două elemente interconectate prin legături chimice, aparțin substanțelor refractare. Temperaturile ridicate de topire se datorează necesității de a cheltui o cantitate mare de energie pentru a rupe legăturile chimice puternice în timpul topirii cristalelor atomice, și nu interacțiunii intermoleculare slabe, ca în cazul substanțelor moleculare. Din același motiv, multe cristale atomice nu se topesc atunci când sunt încălzite, ci se descompun sau trec imediat în stare de vapori (sublimare), de exemplu, grafitul se sublimează la 3700 o C.

  Substanțele nemoleculare cu legături covalente sunt insolubile în apă și alți solvenți, majoritatea nu conduc curentul electric (cu excepția grafitului, care are conductivitate electrică, și semiconductorilor - siliciu, germaniu etc.).