Cele mai importante caracteristici ale unei legături includ: lungimea, polaritatea, momentul dipolului, saturația, direcția, rezistența și multiplicitatea legăturilor.

Lungimea comunicării este distanța dintre nucleele atomilor dintr-o moleculă. Lungimea legăturii este determinată de mărimea nucleelor ​​și de gradul de suprapunere a norilor de electroni.

Lungimea legăturii în HF este de 0,92∙10 -10, în HCl - 1,28∙10 -10 m. Cu cât legătura chimică este mai puternică, cu atât lungimea sa este mai mică.

Unghiul de legătură (unghiul de valență) numit unghiul dintre liniile imaginare care trec prin nucleele atomilor legați chimic. ∟HOH=104 0,5; ∟H 2 S \u003d 92,2 0; ∟H 2 S e \u003d 91 0,0.

Cea mai importantă caracteristică a unei legături chimice este energie, definindu-l putere.

Cantitativ, rezistența unei legături este caracterizată de energia cheltuită la ruperea acesteia și se măsoară în kJ per 1 mol de substanță.

Prin urmare, puterea de legătură caracterizează cantitativ energia de sublimare E subl. substanțele și energia de disociere a unei molecule în atomi E diss. . Energia de sublimare este înțeleasă ca energia cheltuită pentru trecerea unei substanțe de la starea solidă la starea gazoasă. Pentru moleculele diatomice, energia de legare este egală cu energia de disociere a moleculei în doi atomi.

De exemplu, E diss. (și prin urmare E St.) în molecula de H2 este de 435 kJ/mol. În molecula F 2 \u003d 159 kJ / mol, în molecula N 2 \u003d 940 kJ / mol.

Pentru moleculele nu diatomice, ci poliatomice de tip AB, n este energia medie de legare

datorită AB n \u003d A + nB.

De exemplu, energia absorbită în proces

este egal cu 924 kJ/mol.

Energie legată

E OH = = = = 462 kJ/mol.

Concluzia despre structura moleculelor și structura unei substanțe se face în funcție de rezultatele obținute prin diferite metode. În acest caz, informațiile obținute sunt folosite nu numai despre lungimile și energiile legăturilor, unghiurile de legătură, ci și alte proprietăți ale substanței, cum ar fi, de exemplu, magnetice, optice, electrice, termice și altele.

Setul de date obținute experimental cu privire la structura unei substanțe completează și generalizează rezultatele metodelor de calcul cuantico-chimic care utilizează conceptul de teorie mecanic-cuantică a legăturii chimice. Se crede că legătura chimică este realizată în principal de electroni de valență. Pentru elementele s și p, electronii de valență sunt orbitalii stratului exterior, iar pentru elementele d, electronii orbitalului s al stratului exterior și orbitalul d al stratului pre-exterior.

Natura legăturii chimice.

O legătură chimică se formează numai dacă, atunci când atomii se apropie unul de altul, energia totală a sistemului (E kin. + E pot.) scade.

Luați în considerare natura legăturii chimice folosind exemplul ionului de hidrogen molecular H 2 + . (Se obține prin iradierea cu electroni a moleculelor de hidrogen H 2; în descărcare gazoasă). Pentru un astfel de sistem molecular simplu, ecuația Schrödinger este rezolvată cel mai bine.

În ionul de hidrogen H 2 + un electron se mișcă în câmpul a două nuclee - protoni. Distanța dintre nuclee este de 0,106 nm, energia de legare (disocierea în atomi de H și ion H +) este de 255,7 kJ/mol. Adică, particula este puternică.

În ionul molecular H 2 +, acționează forțe electrostatice de două tipuri - forțele de atracție ale electronului către ambele nuclee și forțele de respingere dintre nuclee. Forța de respingere se manifestă între nucleele încărcate pozitiv H A + și H A +, care pot fi reprezentate în figura următoare. 3. Forța de respingere tinde să separe nucleele unul de celălalt.

Orez. 3. Forța de respingere (a) și de atracție (b) între două nuclee, care apar atunci când se apropie unul de celălalt la distanțe de ordinul mărimii atomilor.

Forțe atractive acționează între electronul e - încărcat negativ și nucleele încărcate pozitiv H + și H +. O moleculă se formează dacă rezultanta forțelor de atracție și repulsie este zero, adică respingerea reciprocă a nucleelor ​​trebuie compensată prin atracția electronului către nuclee. O astfel de compensare depinde de locația electronului e - față de nuclee (Fig. 3 b și c). Aici ne referim nu la poziția unui electron în spațiu (care nu poate fi determinată), ci la probabilitatea de a găsi un electron în spațiu. Locația densității electronilor în spațiu, corespunzătoare Fig. 3.b) contribuie la convergenţa nucleelor, iar fig. 3.c) - respingerea nucleelor, întrucât în ​​acest caz forțele de atracție sunt direcționate într-o singură direcție și respingerea nucleelor ​​nu este compensată. Astfel, există o regiune de legare atunci când densitatea de electroni este distribuită între nuclee și o regiune de slăbire sau anti-legare când densitatea de electroni este distribuită în spatele nucleelor.

Dacă un electron intră în regiunea de legătură, atunci se formează o legătură chimică. Dacă electronul intră în regiunea de slăbire, atunci nu se formează nicio legătură chimică.

În funcție de natura distribuției densității electronilor în regiunea de legare, există trei tipuri principale de legături chimice: covalente, ionice și metalice. Aceste legături nu apar în forma lor pură și, de obicei, o combinație a acestor tipuri de legături este prezentă în compuși.

Tipuri de linkuri.

În chimie, se disting următoarele tipuri de legături: covalente, ionice, metalice, legături de hidrogen, legături van der Waals, legături donor-acceptor și legături dative.

legătură covalentă

Când se formează o legătură covalentă, atomii împart electroni între ei. Un exemplu de legătură covalentă este o legătură chimică într-o moleculă de Cl2. Lewis (1916) a sugerat pentru prima dată că, într-o astfel de legătură, fiecare dintre cei doi atomi de clor împarte unul dintre electronii exteriori cu celălalt atom de clor. Pentru orbitalii atomici care se suprapun, doi atomi trebuie să se apropie cât mai mult unul de celălalt. O pereche comună de electroni formează o legătură covalentă. Acești electroni ocupă același orbital, iar spinurile lor sunt direcționate în direcții opuse.

Astfel, o legătură covalentă este realizată prin socializarea electronilor din diferiți atomi ca urmare a împerecherii electronilor cu spini opuși.

O legătură covalentă este un tip de legătură larg utilizat. O legătură covalentă poate apărea nu numai în molecule, ci și în cristale. Are loc între atomi identici (în H 2, Cl 2, molecule de diamant) și între atomi diferiți (în H 2 O, NH 3 ...)

Mecanismul apariției unei legături covalente

Să luăm în considerare mecanismul folosind exemplul formării moleculei de H2.

H + H \u003d H 2, ∆H \u003d -436 kJ / mol

Nucleul unui atom de hidrogen liber este înconjurat de un nor de electroni simetric sferic format dintr-un electron 1s. Când atomii se apropie unul de altul până la o anumită distanță, norii lor de electroni (orbitalii) se suprapun parțial (Fig. 4).

Orez. 4. Mecanismul formării legăturilor în molecula de hidrogen.

Dacă distanța dintre nucleele atomilor de hidrogen care se apropie înainte de atingere este de 0,106 nm, atunci după suprapunerea norilor de electroni, această distanță este de 0,074 nm.

Ca urmare, între centrele nucleelor ​​apare un nor molecular cu doi electroni, care are densitatea maximă de electroni în spațiul dintre nuclee. O creștere a densității sarcinii negative dintre nuclee favorizează o creștere puternică a forțelor de atracție dintre nuclee, ceea ce duce la eliberarea de energie. Cu cât legătura chimică este mai puternică, cu atât este mai mare suprapunerea orbitalilor electronilor. Ca urmare a apariției unei legături chimice între doi atomi de hidrogen, fiecare dintre ei ajunge la configurația electronică a unui atom de gaz nobil - heliu.

Există două metode care explică din punct de vedere mecanic cuantic formarea unei regiuni de suprapunere a norilor de electroni, respectiv formarea unei legături covalente. Una dintre ele se numește metoda BC (legături de valență), cealaltă este MO (orbitali moleculari).

În metoda legăturilor de valență se ia în considerare suprapunerea orbitalilor atomici ai unei perechi selectate de atomi. În metoda MO, molecula este considerată ca un întreg, iar distribuția densității electronilor (de la un electron) este răspândită pe întreaga moleculă. Din poziția MO 2H în H 2 sunt conectate datorită atracției nucleelor ​​către norul de electroni situat între acești nuclee.

Reprezentarea unei legături covalente

Link-urile sunt descrise în diferite moduri:

unu). Folosind electronii ca puncte

În acest caz, formarea unei molecule de hidrogen este prezentată de diagramă

H∙ + H∙ → H: H

2). Folosind celule pătrate (orbitali), cum ar fi plasarea a doi electroni cu spini opuși într-o celulă cuantică moleculară

Această schemă arată că nivelul de energie moleculară este mai scăzut decât nivelurile atomice inițiale, ceea ce înseamnă că starea moleculară a unei substanțe este mai stabilă decât starea atomică.

3). O legătură covalentă este reprezentată de o bară

De exemplu, N - N. această caracteristică simbolizează o pereche de electroni.

Dacă între atomi a apărut o legătură covalentă (o pereche de electroni comună), atunci se numește singur, dacă mai mult, atunci un multiplu dubla(două perechi de electroni comuni), triplu(trei perechi de electroni în comun). O legătură simplă este reprezentată de o linie, o legătură dublă de două și o legătură triplă de trei.

O liniuță între atomi arată că aceștia au o pereche generalizată de electroni.

Clasificarea legăturilor covalente

În funcție de direcția suprapunerii norilor de electroni, se disting legăturile σ-, π-, δ. Legătura σ apare atunci când norii de electroni se suprapun de-a lungul axei care conectează nucleele atomilor care interacționează.

Exemple de legătură σ:

Orez. 5. Formarea unei legături σ între electronii s-, p-, d-.

Un exemplu de formare a unei legături σ atunci când norii s-s se suprapun este observat într-o moleculă de hidrogen.

Legătura π se realizează prin suprapunerea norilor de electroni de ambele părți ale axei, conectând nucleele atomilor.

Orez. 6. Formarea unei legături π între electronii p-, d-.

Legătura δ apare atunci când doi nori de electroni d situati în planuri paralele se suprapun. Legătura δ este mai puțin puternică decât legătura π, iar legătura π este mai puțin puternică decât legătura σ.

Proprietățile unei legături covalente

A). Polaritate.

Există două tipuri de legături covalente: nepolare și polare.

În cazul unei legături covalente nepolare, norul de electroni format dintr-o pereche comună de electroni este distribuit în spațiu simetric față de nucleele atomilor. Un exemplu sunt moleculele diatomice formate din atomi ai unui element: H 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 , F 2 . Perechea lor de electroni aparține în mod egal ambilor atomi.

În cazul unei legături polare, norul de electroni care formează legătura este deplasat spre atomul cu o electronegativitate relativă mai mare.

Exemple sunt molecule: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 etc. Luați în considerare formarea moleculei de HCl, care poate fi reprezentată prin următoarea schemă

Perechea de electroni este mutată la atomul de clor, deoarece electronegativitatea relativă a atomului de clor (2.83) este mai mare decât cea a atomului de hidrogen (2.1).

b). Saturabilitatea.

Capacitatea atomilor de a participa la formarea unui număr limitat de legături covalente se numește saturația unei legături covalente. Saturația legăturilor covalente se datorează faptului că doar electronii de niveluri de energie externă, adică un număr limitat de electroni, participă la interacțiunea chimică.

în) . Orientareși hibridizarea legăturii covalente.

O legătură covalentă se caracterizează prin orientarea în spațiu. Acest lucru se explică prin faptul că norii de electroni au o anumită formă și suprapunerea lor maximă este posibilă cu o anumită orientare spațială.

Direcția legăturii covalente determină structura geometrică a moleculelor.

De exemplu, pentru apă, are o formă triunghiulară.

Orez. 7. Structura spațială a moleculei de apă.

S-a stabilit experimental că în molecula de apă H 2 O distanța dintre nucleele de hidrogen și oxigen este de 0,096 nm (96 pm). Unghiul dintre liniile care trec prin nuclee este 104,5 0 . Astfel, molecula de apă are o formă unghiulară și structura sa poate fi exprimată sub forma figurii prezentate.

Hibridizare

După cum arată studiile experimentale și teoretice (Slater, Pauling), în timpul formării anumitor compuși, precum BeCl 2 , BeF 2 , BeBr 2, starea electronilor de valență ai unui atom dintr-o moleculă este descrisă nu prin s- pur, p-, d-funcții de undă, dar prin combinațiile lor liniare. Astfel de structuri mixte se numesc orbitali hibrizi, iar procesul de amestecare se numește hibridizare.

După cum arată calculele chimice cuantice, amestecarea orbitalilor s și p ai unui atom este un proces favorabil pentru formarea unei molecule. În acest caz, se eliberează mai multă energie decât în ​​formarea de legături care implică orbitali s și p puri. Prin urmare, hibridizarea orbitalilor electronici ai unui atom duce la o scădere mare a energiei sistemului și, în consecință, la o creștere a stabilității moleculei. Un orbital hibridizat este mai alungit pe o parte a nucleului decât pe cealaltă. Prin urmare, densitatea de electroni în regiunea de suprapunere a norului hibrid va fi mai mare decât densitatea de electroni în regiunea de suprapunere a orbitalilor s și p separat, drept urmare legătura formată de electronii orbitalului hibrid este caracterizat printr-o putere mai mare.

Există mai multe tipuri de stări hibride. Când orbitalii s și p se hibridizează (numit hibridizare sp), apar doi orbitali hibrizi, situați la un unghi de 180 0 unul față de celălalt. În acest caz, se formează o structură liniară. Această configurație (structură) este cunoscută pentru majoritatea halogenurilor de metal alcalino-pământos (de exemplu, BeX 2 unde X=Cl, F, Br), adică. unghiul de conectare este de 180 0 С.

Orez. 8. hibridizare sp

Un alt tip de hibridizare, numit hibridizare sp 2 (formată dintr-un orbital s și doi p), duce la formarea a trei orbitali hibrizi, care sunt situați la un unghi de 120 0 unul față de celălalt. În acest caz, în spațiu se formează o structură trigonală a unei molecule (sau un triunghi regulat). Astfel de structuri sunt cunoscute pentru compușii BX3 (X=Cl, F, Br).

Orez. 9. hibridizare sp 2.

Nu mai puțin frecventă este hibridizarea sp 3, care se formează din un orbital s și trei p. În acest caz, se formează patru orbitali hibrizi, orientați în spațiu simetric față de cele patru vârfuri ale tetraedrului, adică sunt situați la un unghi de 109 0 28". Această poziție spațială se numește tetraedrică. O astfel de structură este cunoscută pentru moleculele NH 3, H 2 O și, în general, pentru elementele perioadei II. Schematic imaginea sa în spațiu poate fi afișată în figura următoare

Orez. 10. Dispunerea spațială a legăturilor în molecula de amoniac,

proiectat pe un avion.

Formarea legăturilor tetraedrice datorită hibridizării sp 3 poate fi reprezentată după cum urmează (Fig. 11):

Orez. 11. Formarea de legături tetraedrice în timpul hibridizării sp 3.

Formarea legăturilor tetraedrice în timpul hibridizării sp 3 este prezentată în fig. 12.

Fig.12. Formarea de legături tetraedrice în timpul sp 3 - hibridizare în molecule CCl 4

Hibridizarea se referă nu numai la orbitalii s și p. Pentru a explica elementele stereochimice ale perioadelor III și ulterioare, devine necesar să se construiască simultan orbitali hibrizi incluzând orbitali s, p, d.

Substanțele cu o legătură covalentă includ:

1. compuși organici;

2. substanțe solide și lichide în care se formează legături între perechi de atomi de halogen, precum și între perechi de atomi de hidrogen, azot și oxigen, de exemplu, H2;

3. elemente din grupa VI (de exemplu, lanțuri spiralate de telur), elemente din grupa V (de exemplu, arsen), elemente din grupa IV (diamant, siliciu, germaniu);

4. compuși care respectă regula 8-N (cum ar fi InSb, CdS, GaAs, CdTe), când elementele care le formează sunt situate în tabelul periodic al lui Mendeleev în grupele II-VI, III-V.

În solidele cu o legătură covalentă, se pot forma diferite structuri cristaline pentru aceeași substanță, a cărei energie de legare este practic aceeași. De exemplu, structura ZnS poate fi cubică (blendă de zinc) sau hexagonală (wurtzit). Dispunerea celor mai apropiati vecini din blenda de zinc si wurtzita este aceeasi, iar singura si usoara diferenta a energiilor acestor doua structuri este determinata de aranjarea atomilor care urmeaza celor mai apropiati. Această capacitate a unor substanțe se numește alotropie sau polimorfism. Un alt exemplu de alotropie este carbura de siliciu, care are un număr de politite de diferite structuri de la pur cubic la hexagonal. Aceste numeroase modificări cristaline ale ZnS, SiC există la temperatura camerei.

Legătură ionică

O legătură ionică este o forță electrostatică de atracție între ioni cu sarcini opuse (adică + și -).

Ideea legăturii ionice s-a format pe baza ideilor lui V. Kossel. El a sugerat (1916) că atunci când doi atomi interacționează, unul dintre ei renunță, iar celălalt acceptă electroni. Astfel, o legătură ionică se formează ca urmare a transferului unuia sau mai multor electroni de la un atom la altul. De exemplu, în clorura de sodiu, o legătură ionică se formează ca urmare a transferului unui electron de la un atom de sodiu la un atom de clor. Ca urmare a acestui transfer, se formează un ion de sodiu cu o sarcină de +1 și un ion de clor cu o sarcină de -1. Sunt atrași unul de celălalt de forțele electrostatice, formând o moleculă stabilă. Modelul de transfer de electroni propus de Kossel face posibilă explicarea formării unor compuși precum fluorură de litiu, oxid de calciu și oxid de litiu.

Cei mai tipici compuși ionici constau din cationi metalici aparținând grupelor I și II ale sistemului periodic și anioni ai elementelor nemetalice aparținând grupelor VI și VII.

Ușurința de formare a unui compus ionic depinde de ușurința de formare a cationilor și anionilor săi constituenți. Ușurința de formare este mai mare, cu atât energia de ionizare este mai mică atomul care donează electroni (donatorul de electroni), iar atomul care acceptă electroni (acceptorul de electroni) are o afinitate mai mare pentru electron. afinitate electronică este o măsură a capacității unui atom de a accepta un electron. Este definit cantitativ ca schimbarea energiei care are loc atunci când dintr-un mol de atomi se formează un mol de anioni încărcați individual. Acesta este așa-numitul concept de „prima afinitate electronică”. Cea de-a doua afinitate electronică este schimbarea energiei care are loc atunci când un mol de anioni încărcați dublu se formează dintr-un mol de anioni încărcați unic. Aceste concepte, adică energia de ionizare și afinitatea electronică, se referă la substanțele gazoase și sunt caracteristici ale atomilor și ionilor în stare gazoasă. Dar trebuie avut în vedere că majoritatea compușilor ionici sunt cei mai stabili în stare solidă. Această împrejurare se explică prin existența unei rețele cristaline în stare solidă. Se pune întrebarea. De ce, până la urmă, compușii ionici sunt mai stabili sub formă de rețele cristaline și nu în stare gazoasă? Răspunsul la această întrebare este calculul energiei rețelei cristaline, pe baza modelului electrostatic. În plus, acest calcul este și un test al teoriei legăturii ionice.

Pentru a calcula energia rețelei cristaline, este necesar să se determine munca care trebuie cheltuită pentru distrugerea rețelei cristaline cu formarea de ioni gazoși. Pentru calcul se folosește conceptul de forțe de atracție și repulsie. Expresia energiei potențiale de interacțiune a ionilor cu încărcare individuală se obține prin însumarea energiei de atracție și a energiei de repulsie.

E \u003d E inc + E out (1).

Ca E prit, energia atracției coulombiane a ionilor cu semne opuse este luată, de exemplu, Na + și Cl - pentru compusul NaCl

E int \u003d -e 2 / 4πε 0 r (2),

întrucât distribuția sarcinii electronice în învelișul de electroni umplut este simetrică sferic. Datorită respingerii care apare datorită principiului Pauli atunci când învelișurile umplute ale anionului și cationului se suprapun, distanța la care ionii se pot apropia este limitată. Energia respingătoare se schimbă rapid cu distanța internucleară și poate fi scrisă ca următoarele două expresii aproximative:

E otm \u003d A / r n (n≈12) (3)

E otm \u003d B ∙ exp (-r / ρ) (4),

unde A și B sunt constante, r este distanța dintre ioni, ρ este un parametru (lungimea caracteristică).

Trebuie remarcat faptul că niciuna dintre aceste expresii nu corespunde unui proces mecanic cuantic complex care duce la repulsie.

În ciuda aproximării acestor formule, ele permit să se calculeze cu precizie și, în consecință, să descrie legătura chimică din moleculele unor astfel de compuși ionici precum NaCl, KCl, CaO.

Întrucât câmpul electric al ionului are simetrie sferică (Fig. 13), legătura ionică, spre deosebire de legătura covalentă, nu are direcționalitate. Interacțiunea a doi ioni încărcați opus este compensată de forțe de repulsie numai în direcția care leagă centrele nucleelor ​​ionilor; în alte direcții, câmpurile electrice ale ionilor nu sunt compensate. Prin urmare, ei sunt capabili să interacționeze cu alți ioni. Astfel, o legătură ionică nu are saturație.

Orez. 13. Simetria sferică a câmpului electrostatic

taxe cu taxe opuse.

Datorită nedirecționalității și nesaturației legăturii ionice, este cel mai avantajos energetic atunci când fiecare ion este înconjurat de numărul maxim de ioni de semn opus. Datorită acestui fapt, cea mai preferată formă de existență a unui compus ionic este un cristal. De exemplu, într-un cristal de NaCl, fiecare cation are șase anioni ca vecini cei mai apropiați.

Numai la temperaturi ridicate în stare gazoasă există compuși ionici sub formă de molecule neasociate.

În compușii ionici, numărul de coordonare nu depinde de specificul structurii electronice a atomilor, ca în compușii covalenti, ci este determinat de raportul dintre dimensiunile ionilor. Cu un raport al razelor ionice în intervalul 0,41 - 0,73, se observă coordonarea octaedrică a ionilor, cu un raport de 0,73-1,37 - coordonare cubică etc.

Astfel, în condiții normale, compușii ionici sunt substanțe cristaline. Conceptul de molecule cu doi ioni, de exemplu, NaCL, CsCl nu este aplicabil acestora. Fiecare cristal este alcătuit dintr-un număr mare de ioni.

O legătură ionică poate fi reprezentată ca o legătură polară limitativă, pentru care sarcina efectivă a unui atom este aproape de unitate. Pentru o legătură nepolară pur covalentă, sarcina efectivă a atomilor este zero. În substanțele reale, legăturile pur ionice și pur covalente sunt rare. Majoritatea compușilor au o natură intermediară a legăturii dintre covalentul nepolar și ionic polar. Adică, în acești compuși, legătura covalentă are un caracter parțial ionic. Natura legăturilor ionice și covalente din substanțele reale este prezentată în Figura 14.

Orez. 14. Natura ionică și covalentă a legăturii.

Proporția naturii ionice a legăturii se numește grad de ionicitate. Se caracterizează prin sarcinile efective ale atomilor din moleculă. Gradul de ionicitate crește odată cu creșterea diferenței de electronegativitate a atomilor săi constitutivi.

conexiune metalica

În atomii metalici, electronii externi de valență sunt ținuți mult mai slab decât în ​​atomii nemetalici. Aceasta determină pierderea conexiunii electronilor cu atomii individuali pentru o perioadă de timp suficient de lungă și socializarea acestora. Se formează un ansamblu socializat de electroni externi. Existența unui astfel de sistem electronic duce la apariția unor forțe care mențin ionii metalici pozitivi într-o stare apropiată, în ciuda încărcăturii lor similare. O astfel de legătură se numește legătură metalică. O astfel de legătură este caracteristică doar pentru un metal și există în stare solidă și lichidă a materiei. O legătură metalică este un tip de legătură chimică. Se bazează pe socializarea electronilor externi, care își pierd legătura cu atomul și de aceea se numesc electroni liberi (Fig. 15).

Orez. 15. Racord metalic.

Următoarele fapte confirmă existența unei legături metalice. Toate metalele au o conductivitate termică ridicată și o conductivitate electrică ridicată, care este asigurată de prezența electronilor liberi. În plus, aceeași circumstanță determină reflectivitate bună a metalelor la iradierea luminii, strălucirea și opacitatea lor, plasticitatea ridicată și un coeficient de temperatură pozitiv al rezistenței electrice.

Stabilitatea rețelei cristaline a metalelor nu poate fi explicată prin astfel de tipuri de legături precum ionice și covalente. Legătura ionică între atomii de metal situați la nodurile rețelei cristaline este imposibilă, deoarece au aceeași sarcină. O legătură covalentă între atomii de metal este, de asemenea, puțin probabilă, deoarece fiecare atom are 8 până la 12 vecini cei mai apropiați, iar formarea de legături covalente cu atât de multe perechi de electroni împărtășiți este necunoscută.

Structurile metalice se caracterizează prin faptul că au un aranjament destul de rar de atomi (distanțele internucleare sunt mari) și un număr mare de vecini cei mai apropiați pentru fiecare atom din rețeaua cristalină. Tabelul 1 enumeră trei structuri metalice tipice.

tabelul 1

Caracteristicile structurilor celor mai comune trei metale

Vedem că fiecare atom participă la formarea unui număr mare de legături (de exemplu, cu 8 atomi). Un număr atât de mare de legături (cu 8 sau 12 atomi) nu poate fi localizat simultan în spațiu. Comunicarea ar trebui efectuată datorită rezonanței mișcării oscilatorii a electronilor externi ai fiecărui atom, în urma căreia are loc colectivizarea tuturor electronilor externi ai cristalului cu formarea unui gaz de electroni. În multe metale, este suficient să luați un electron de la fiecare atom pentru a forma o legătură metalică. Este exact ceea ce se observă pentru litiu, care are un singur electron în învelișul exterior. Un cristal de litiu este o rețea de ioni Li + (bile cu o rază de 0,068 nm) înconjurată de un gaz de electroni.

Orez. 16. Diverse tipuri de ambalare cristalină: ambalare apropiată a-hexagonală; b - garnitură cubică centrată pe față; Ambalaj B-cubic.

Există asemănări între legăturile metalice și covalente. Constă în faptul că ambele tipuri de legături se bazează pe socializarea electronilor de valență. Cu toate acestea, o legătură covalentă conectează doar doi atomi învecinați, iar electronii împărtășiți sunt în imediata apropiere a atomilor conectați. Într-o legătură metalică, mai mulți atomi participă la socializarea electronilor de valență.

Astfel, conceptul de legătură metalică este indisolubil legat de conceptul de metale ca un set de nuclee ionice încărcate pozitiv cu spații mari între ionii umpluți cu gaz de electroni, în timp ce la nivel macroscopic sistemul rămâne neutru din punct de vedere electric.

Pe lângă tipurile de legături chimice discutate mai sus, există și alte tipuri de legături care sunt intermoleculare: legătura de hidrogen, interacțiunea van der Waals, interacțiunea donor-acceptor.

Interacțiunea donor-acceptor a moleculelor

Mecanismul de formare a unei legături covalente datorită unui nor cu doi electroni al unui atom și unui orbital liber al altuia se numește donor-acceptor. Un atom sau o particulă care oferă un nor de doi electroni pentru comunicare se numește donator. Un atom sau o particulă cu un orbital liber care acceptă această pereche de electroni se numește acceptor.

Principalele tipuri de interacțiuni intermoleculare. legătură de hidrogen

Între molecule, saturate de valență, la distanțe ce depășesc dimensiunea particulelor, pot apărea forțe electrostatice de atracție intermoleculară. Ele sunt numite forțe van der Waals. Interacțiunea van der Waals există întotdeauna între atomi distanțați, dar joacă un rol important doar în absența mecanismelor de legare mai puternice. Această interacțiune slabă cu o energie caracteristică de 0,2 eV/atom are loc între atomi neutri și între molecule. Numele interacțiunii este asociat cu numele lui van der Waals, deoarece el a fost primul care a sugerat că ecuația de stare, ținând cont de interacțiunea slabă dintre moleculele de gaz, descrie proprietățile gazelor reale mult mai bine decât ecuația de starea unui gaz ideal. Cu toate acestea, natura acestei forțe atractive a fost explicată abia în 1930 de Londra. În prezent, următoarele trei tipuri de interacțiuni sunt atribuite atracției Van der Waals: orientativă, de inducție, de dispersie (efectul Londra). Energia de atracție van der Waals este determinată de suma interacțiunilor de orientare, inducție și dispersie.

E int = E op + E ind + E disp (5).

Interacțiunea de orientare (sau interacțiunea dipol-dipol) se manifestă între moleculele polare, care, atunci când sunt abordate, se întorc (se orientează) unele către altele cu poli opuși astfel încât energia potențială a sistemului de molecule devine minimă. Energia interacțiunii de orientare este cu atât mai semnificativă, cu cât momentul dipol al moleculelor μ este mai mare și distanța l dintre ele este mai mică:

E op \u003d - (μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

unde ε 0 este o constantă electrică.

Interacțiunea inductivă este asociată cu procesele de polarizare a moleculelor de către dipolii din jur. Este cu cât este mai semnificativă, cu atât polarizabilitatea α a moleculei nepolare este mai mare și cu atât este mai mare momentul dipol μ al moleculei polare.

E ind \u003d - (αμ 2) / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).

Polarizabilitatea α a unei molecule nepolare se numește polarizabilitate la deformare, deoarece este asociată cu deformarea particulelor, în timp ce μ caracterizează deplasarea norului de electroni și a nucleelor ​​în raport cu pozițiile lor anterioare.

Interacțiunea de dispersie (efectul Londra) are loc în orice moleculă, indiferent de structura și polaritatea acestora. Datorită nepotrivirii instantanee a centrelor de greutate ale sarcinilor norului de electroni și nucleelor, se formează un dipol instantaneu, care induce dipoli instantanei în alte particule. Mișcarea dipolilor instantanei devine coordonată. Ca rezultat, particulele învecinate experimentează atracție reciprocă. Energia de interacțiune a dispersiei depinde de energia de ionizare E I și de polarizabilitatea moleculelor α

E disp \u003d - (E I 1 ∙ E I 2) ∙ α 1 α 2 / (E I 1 + E I 2) l 6 (8).

Legătura de hidrogen are un caracter intermediar între valentă și interacțiunile intermoleculare. Energia legăturii de hidrogen este scăzută, 8-80 kJ/mol, dar este mai mare decât energia de interacțiune van der Waals. Legătura de hidrogen este caracteristică lichidelor precum apa, alcoolii, acizii și se datorează unui atom de hidrogen polarizat pozitiv. Dimensiunea mică și absența electronilor interni permit atomului de hidrogen prezent într-un lichid în orice compus să intre în interacțiune suplimentară cu un atom polarizat negativ al altei sau aceleiași molecule care nu este legat covalent de acesta.

A δ- - H δ+ .... A 5--H 5+.

Adică există o asociere de molecule. Asocierea moleculelor duce la scăderea volatilității, la creșterea punctului de fierbere și a căldurii de evaporare, la creșterea vâscozității și a constantei dielectrice a lichidelor.

Apa este o substanță deosebit de potrivită pentru formarea legăturilor de hidrogen, deoarece molecula sa are doi atomi de hidrogen și două perechi singure la atomul de oxigen. Acest lucru determină un moment dipol ridicat al moleculei (μ D = 1,86 D) și capacitatea de a forma patru legături de hidrogen: două ca donor de protoni și două ca acceptor de protoni

(H 2 O .... N - O ... H 2 O) de 2 ori.

Din experimente se știe că, odată cu modificarea greutății moleculare într-o serie de compuși cu hidrogen ai elementelor din perioada a treia și următoarele, punctul de fierbere crește. Dacă acest model este aplicat apei, atunci punctul său de fierbere nu ar trebui să fie 100 0 C, ci 280 0 C. Această contradicție confirmă existența unei legături de hidrogen în apă.

Experimentele au arătat că asociații moleculari se formează în lichid și în special în apă solidă. Gheața are o rețea cristalină tetraedrică. În centrul tetraedrului se află un atom de oxigen al unei molecule de apă, la patru vârfuri sunt atomi de oxigen ai moleculelor învecinate, care sunt legați prin legături de hidrogen cu cei mai apropiați vecini ai lor. În apa lichidă, legăturile de hidrogen sunt parțial rupte; în structura sa, se observă un echilibru dinamic între asociații de molecule și moleculele libere.

Metoda legăturii de valență

Teoria legăturilor de valență, sau perechile de electroni localizate, presupune că fiecare pereche de atomi dintr-o moleculă este ținută împreună de una sau mai multe perechi de electroni partajate. În reprezentarea teoriei legăturilor de valență, o legătură chimică este localizată între doi atomi, adică este bicentrică și cu doi electroni.

Metoda legăturilor de valență se bazează pe următoarele prevederi principale:

Fiecare pereche de atomi dintr-o moleculă este ținută împreună de una sau mai multe perechi de electroni partajați;

O singură legătură covalentă este formată din doi electroni cu spini antiparaleli localizați în orbitalii de valență ai atomilor de legătură;

Când se formează o legătură, funcțiile de undă ale electronilor se suprapun, ducând la creșterea densității electronilor între atomi și la o scădere a energiei totale a sistemului;

„Legătură chimică” - energia de distrugere a rețelei în ioni _Ecool = Ures. Principalele prevederi ale metodei MO. Tipuri de AO atomic se suprapun. legarea și slăbirea MO cu o combinație de orbitali atomici s și s pz și pz px și px. H?C? C-H. ? - Coeficientul de repulsie. Qeff =. Ao. Teorii de bază ale legăturilor chimice.

„Tipuri de legături chimice” - Substanțele cu o legătură ionică formează o rețea cristalină ionică. Atomi. Electronegativitatea. MOU liceul №18 profesoară de chimie Kalinina L.A. Ioni. De exemplu: Na1+ și Cl1-, Li1+ și F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Dacă e - join - ionul este încărcat negativ. Cadrul atomic are o rezistență ridicată.

„Viața lui Mendeleev” - Pe 18 iulie, D.I. Mendeleev a absolvit gimnaziul Tobolsk. 9 august 1850 - 20 iunie 1855 în timp ce studia la Institutul Pedagogic Principal. „Dacă nu știi numele, atunci cunoașterea lucrurilor va muri” K. Liney. Viața și opera lui D.I. Mendeleev. Ivan Pavlovici Mendeleev (1783 - 1847), tatăl unui om de știință. Descoperirea Legii Periodice.

„Tipuri de legături chimice” - H3N. Al2O3. Structura materiei. H2S. MgO. H2. Cu. MgS.CS2. I. Scrieţi formulele substanţelor: 1.c K.N.S. 2.cu K.P.S. 3. cu I.S. K.N.S. NaF. C.K.P.S. Determinați tipul de legătură chimică. Care dintre molecule corespunde schemei: A A ?

"Mendeleev" - triadele de elemente ale lui Dobereiner. Gaze. Muncă. Viața și realizările științifice. Sistem periodic de elemente (forma lungă). Legea octavelor lui Newlands. Activitatea stiintifica. Soluții. Noua etapă a vieții. A doua versiune a sistemului de elemente al lui Mendeleev. Parte a tabelului de elemente al lui L. Meyer. Descoperirea dreptului periodic (1869).

„Viața și opera lui Mendeleev” - Ivan Pavlovici Mendeleev (1783 - 1847), tatăl omului de știință. 1834, 27 ianuarie (6 februarie) - S-a născut D.I. Mendeleev în orașul Tobolsk, în Siberia. 1907, 20 ianuarie (2 februarie), D.I. Mendeleev a murit din cauza insuficienței cardiace. DI. Menedeleev (regiunea Kazahstanului de Sud, orașul Shymkent). Industrie. La 18 iulie 1849, D.I. Mendeleev a absolvit gimnaziul din Tobolsk.

Sarcina numărul 1

Din lista propusă, selectați doi compuși în care există o legătură chimică ionică.

• 1. Ca(ClO2)2
• 2. HCIO3
• 3.NH4CI
• 4. HCIO4
• 5.Cl2O7

Raspuns: 13

În marea majoritate a cazurilor, prezența unei legături de tip ionic într-un compus poate fi determinată de faptul că unitățile sale structurale includ simultan atomi ai unui metal tipic și atomi nemetalici.

Pe această bază, stabilim că există o legătură ionică în compusul numărul 1 - Ca(ClO 2) 2, deoarece în formula sa, se pot vedea atomi ai unui metal tipic de calciu și atomi ai nemetalelor - oxigen și clor.

Cu toate acestea, în această listă nu mai există compuși care conțin atât atomi metalici, cât și nemetalici.

Printre compușii indicați în atribuire se numără clorura de amoniu, în care legătura ionică se realizează între cationul de amoniu NH 4 + și ionul clorură Cl − .

Sarcina numărul 2

Din lista propusă, selectați doi compuși în care tipul de legătură chimică este același ca în molecula de fluor.

1) oxigen

2) oxid nitric (II)

3) bromură de hidrogen

4) iodură de sodiu

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 15

Molecula de fluor (F 2) este formată din doi atomi ai unui element chimic nemetal, prin urmare legătura chimică din această moleculă este covalentă nepolară.

O legătură covalentă nepolară poate fi realizată numai între atomii aceluiași element chimic al unui nemetal.

Dintre opțiunile propuse, doar oxigenul și diamantul au o legătură de tip covalent nepolar. Molecula de oxigen este diatomică, constă din atomi ai unui element chimic al unui nemetal. Diamantul are o structură atomică și în structura sa fiecare atom de carbon, care este un nemetal, este legat de alți 4 atomi de carbon.

Oxidul nitric (II) este o substanță formată din molecule formate din atomi ai două nemetale diferite. Deoarece electronegativitatea diferiților atomi este întotdeauna diferită, perechea de electroni partajată în moleculă este deplasată către elementul mai electronegativ, în acest caz oxigen. Astfel, legătura din molecula NO este polară covalentă.

Bromura de hidrogen constă, de asemenea, din molecule biatomice formate din atomi de hidrogen și brom. Perechea de electroni partajată care formează legătura H-Br este mutată la atomul de brom mai electronegativ. Legătura chimică din molecula HBr este, de asemenea, polară covalentă.

Iodura de sodiu este o substanță ionică formată dintr-un cation metalic și un anion iodură. Legătura din molecula de NaI se formează datorită transferului unui electron de la 3 s-orbitalii atomului de sodiu (atomul de sodiu se transformă într-un cation) la un 5 subumplut p-orbital atomului de iod (atomul de iod se transformă în anion). O astfel de legătură chimică se numește ionică.

Sarcina numărul 3

Din lista propusă, selectați două substanțe dintre moleculele din care se formează legături de hidrogen.

• 1. C2H6
• 2.C2H5OH
• 3.H2O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 23

Explicaţie:

Legăturile de hidrogen au loc în substanțe cu structură moleculară, în care există legături covalente H-O, H-N, H-F. Acestea. legături covalente ale atomului de hidrogen cu atomii celor trei elemente chimice cu cea mai mare electronegativitate.

Astfel, evident, există legături de hidrogen între molecule:

2) alcooli

3) fenoli

4) acizi carboxilici

5) amoniac

6) amine primare și secundare

7) acid fluorhidric

Sarcina numărul 4

Din lista propusă, selectați doi compuși cu o legătură chimică ionică.

• 1. PCl 3
• 2.CO2
• 3.NaCl
• 4. H2S
• 5. MgO

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 35

Explicaţie:

În majoritatea covârșitoare a cazurilor, se poate concluziona că într-un compus există un tip de legătură ionică prin faptul că compoziția unităților structurale ale unei substanțe include simultan atomi ai unui metal tipic și atomi nemetalici.

Pe această bază, stabilim că există o legătură ionică în compusul numărul 3 (NaCl) și 5 (MgO).

Notă*

În plus față de caracteristica de mai sus, prezența unei legături ionice într-un compus poate fi spusă dacă unitatea sa structurală conține un cation de amoniu (NH 4 +) sau analogii săi organici - cationi de alchilamoniu RNH 3 + , dialchilamoniu R 2 NH 2 + , trialchilamoniu R3NH+ sau tetraalchilamoniu R4N+, unde R este un radical hidrocarbură. De exemplu, legătura de tip ionic are loc în compusul (CH 3 ) 4 NCl între cationul (CH 3) 4 + și ionul clorură Cl - .

Sarcina numărul 5

Din lista propusă, selectați două substanțe cu același tip de structură.

4) sare de masă

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 23

Sarcina numărul 8

Din lista propusă, selectați două substanțe cu structură nemoleculară.

2) oxigen

3) fosfor alb

5) siliciu

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 45

Sarcina numărul 11

Din lista propusă, selectați două substanțe în moleculele cărora există o dublă legătură între atomii de carbon și oxigen.

3) formaldehida

4) acid acetic

5) glicerina

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 34

Sarcina numărul 14

Din lista propusă, selectați două substanțe cu o legătură ionică.

1) oxigen

3) monoxid de carbon (IV)

4) clorură de sodiu

5) oxid de calciu

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 45

Sarcina numărul 15

Din lista propusă, selectați două substanțe cu același tip de rețea cristalină ca și diamantul.

1) silice SiO2

2) oxid de sodiu Na 2 O

3) monoxid de carbon CO

4) fosfor alb P 4

5) siliciu Si

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 15

Sarcina numărul 20

Din lista propusă, selectați două substanțe în moleculele cărora există o legătură triplă.

• 1. HCOOH
• 2.HCOH
• 3. C2H4
• 4. N 2
• 5.C2H2

Notați numerele conexiunilor selectate în câmpul de răspuns.

Raspuns: 45

Explicaţie:

Pentru a găsi răspunsul corect, să desenăm formulele structurale ale compușilor din lista prezentată:

Astfel, vedem că legătura triplă există în moleculele de azot și acetilenă. Acestea. răspunsuri corecte 45

Sarcina numărul 21

Din lista propusă, selectați două substanțe în moleculele cărora există o legătură covalentă nepolară.

Nu există o teorie unificată a legăturii chimice; legătura chimică este împărțită condiționat în covalente (tip universal de legătură), ionică (un caz special de legătură covalentă), metalică și hidrogen.

legătură covalentă

Formarea unei legături covalente este posibilă prin trei mecanisme: schimb, donor-acceptor și dativ (Lewis).

Conform mecanism de schimb formarea unei legături covalente are loc datorită socializării perechilor de electroni comuni. În acest caz, fiecare atom tinde să dobândească un înveliș de gaz inert, adică. obțineți nivelul de energie exterioară finalizat. Formarea unei legături chimice de tip schimb este descrisă folosind formulele Lewis, în care fiecare electron de valență al unui atom este reprezentat prin puncte (Fig. 1).

Orez. 1 Formarea unei legături covalente în molecula de HCl prin mecanismul de schimb

Odată cu dezvoltarea teoriei structurii atomului și a mecanicii cuantice, formarea unei legături covalente este reprezentată ca o suprapunere a orbitalilor electronici (Fig. 2).

Orez. 2. Formarea unei legături covalente datorită suprapunerii norilor de electroni

Cu cât suprapunerea orbitalilor atomici este mai mare, cu atât legătura este mai puternică, cu atât lungimea legăturii este mai mică și energia acesteia este mai mare. O legătură covalentă poate fi formată prin suprapunerea diferiților orbitali. Ca urmare a suprapunerii orbitalilor s-s, s-p, precum și a orbitalilor d-d, p-p, d-p de către lobii laterali, se formează o legătură. Perpendicular pe linia care leagă nucleele a 2 atomi, se formează o legătură. Legăturile una și una sunt capabile să formeze o legătură covalentă multiplă (dublă), caracteristică substanțelor organice din clasa alchenelor, alcadienelor etc. Legăturile una și două formează o legătură covalentă multiplă (triplă), caracteristică organicului substanțe din clasa alchinelor (acetilene).

Formarea unei legături covalente mecanism donor-acceptor luați în considerare exemplul cationului de amoniu:

NH3 + H+ = NH4+

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atomul de azot are o pereche de electroni liberă (electroni care nu sunt implicați în formarea legăturilor chimice în interiorul moleculei), iar cationul de hidrogen are un orbital liber, deci sunt donor și, respectiv, acceptor de electroni.

Să luăm în considerare mecanismul dativ al formării unei legături covalente folosind exemplul unei molecule de clor.

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

Atomul de clor are atât o pereche de electroni liberă, cât și orbiti liberi, prin urmare, poate prezenta proprietățile atât ale unui donor, cât și ale unui acceptor. Prin urmare, atunci când se formează o moleculă de clor, un atom de clor acționează ca donor, iar celălalt ca acceptor.

Principal caracteristicile legăturii covalente sunt: ​​saturația (legăturile saturate se formează atunci când un atom își atașează atât de mulți electroni cât îi permit capabilitățile sale de valență; legăturile nesaturate se formează atunci când numărul de electroni atașați este mai mic decât capacitățile de valență ale atomului); directivitate (această valoare este asociată cu geometria moleculei și conceptul de „unghi de valență” - unghiul dintre legături).

Legătură ionică

Nu există compuși cu o legătură ionică pură, deși aceasta este înțeleasă ca o astfel de stare a atomilor legată chimic în care se creează un mediu electronic stabil al atomului odată cu tranziția completă a densității totale de electroni la un atom al unui element mai electronegativ. . Legătura ionică este posibilă numai între atomii elementelor electronegative și electropozitive care se află în starea ionilor încărcați opus - cationi și anioni.

DEFINIȚIE

Ion numite particule încărcate electric formate prin detașarea sau atașarea unui electron la un atom.

La transferul unui electron, atomii metalelor și nemetalelor tind să formeze o configurație stabilă a învelișului de electroni în jurul nucleului lor. Un atom nemetalic creează un înveliș al gazului inert ulterior în jurul miezului său, iar un atom de metal creează un înveliș al gazului inert anterior (Fig. 3).

Orez. 3. Formarea unei legături ionice folosind exemplul unei molecule de clorură de sodiu

Moleculele în care există o legătură ionică în formă pură se găsesc în starea de vapori a unei substanțe. Legătura ionică este foarte puternică, în legătură cu aceasta, substanțele cu această legătură au un punct de topire ridicat. Spre deosebire de legăturile covalente, legăturile ionice nu se caracterizează prin directivitate și saturație, deoarece câmpul electric creat de ioni acționează în mod egal asupra tuturor ionilor datorită simetriei sferice.

legătură metalică

O legătură metalică se realizează numai în metale - aceasta este o interacțiune care ține atomii de metal într-o singură rețea. Doar electronii de valență ai atomilor de metal, care aparțin întregului său volum, participă la formarea legăturii. În metale, electronii sunt desprinși în mod constant de atomi, care se mișcă în întreaga masă a metalului. Atomii de metal, lipsiți de electroni, se transformă în ioni încărcați pozitiv, care tind să ia electronii în mișcare către ei. Acest proces continuu formează așa-numitul „gaz de electroni” în interiorul metalului, care leagă ferm toți atomii de metal împreună (Fig. 4).

Legătura metalică este puternică, prin urmare, metalele se caracterizează printr-un punct de topire ridicat, iar prezența „gazului de electroni” conferă metalelor maleabilitate și ductilitate.

legătură de hidrogen

O legătură de hidrogen este o interacțiune intermoleculară specifică, deoarece apariția și rezistența sa depind de natura chimică a substanței. Se formează între molecule în care un atom de hidrogen este legat de un atom cu o electronegativitate mare (O, N, S). Apariția unei legături de hidrogen depinde de două motive, în primul rând, atomul de hidrogen asociat cu un atom electronegativ nu are electroni și poate fi introdus cu ușurință în norii de electroni ai altor atomi, iar în al doilea rând, având un orbital s de valență, hidrogenul. atomul este capabil să accepte o pereche de electroni a unui atom electronegativ și să formeze o legătură cu acesta prin mecanismul donor-acceptor.