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 complex complex de ion 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 +. Atașarea sa 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 în 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 în așa fel 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 hibridizaţi şi unghiurilor de valenţă (unghiuri geometrice dintre axele de simetrie ale orbitalilor) în funcţie 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 de 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 conduce 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 s-, trei p- și unul d-orbitali dă sp 3 d-hibridarea, 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 a orbitalilor atomici explică structura geometrică a unui număr mare de molecule, cu toate acestea, conform datelor experimentale, se observă 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 caracteristicile sau caracteristicile specifice. Acestea, pe lângă caracteristicile deja considerate „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 orbitali 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 se manifestă de obicei în molecule homonucleare (H 2, Cl 2, N 2 etc.) sau, mai rar, în compuși formați din atomi de elemente cu valori apropiate de electronegativitate, de exemplu, carborundum SiC. Polar (sau heteropolar) este o legătură în care norul de electroni general este asimetric și deplasat la 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 puține decât 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 a siliciului, 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.).

legătură covalentă(din latinescul „cu” în comun și „vales” valabil) este realizat de o pereche de electroni aparținând ambilor atomi. Formată între atomi de nemetale.

Electronegativitatea nemetalelor este destul de mare, astfel încât în ​​timpul interacțiunii chimice a doi atomi nemetalici, transferul complet al electronilor de la unul la altul (ca și în cazul) este imposibil. În acest caz, este necesar să se efectueze reunirea electronilor.

Ca exemplu, să discutăm despre interacțiunea atomilor de hidrogen și clor:

H 1s 1 - un electron

CI 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p5 - șapte electroni la nivelul exterior

Fiecărui dintre cei doi atomi îi lipsește un electron pentru a avea un înveliș electronic complet exterior. Și fiecare dintre atomi alocă „pentru uz comun” un electron. Astfel, regula octetului este îndeplinită. Cel mai bun mod de a reprezenta acest lucru este cu formulele Lewis:

Formarea unei legături covalente

Electronii împărtășiți aparțin acum ambilor atomi. Atomul de hidrogen are doi electroni (proprii și electronul comun atomului de clor), iar atomul de clor are opt electroni (proprii plus electronul comun atomului de hidrogen). Acești doi electroni împărtășiți formează o legătură covalentă între atomii de hidrogen și clor. Particula formată atunci când doi atomi se leagă se numește moleculă.

Legătură covalentă nepolară

Între doi se poate forma o legătură covalentă aceeași atomi. De exemplu:

Această diagramă explică de ce hidrogenul și clorul există ca molecule biatomice. Datorită împerecherii și socializării a doi electroni, este posibilă îndeplinirea regulii octetului pentru ambii atomi.

Pe lângă legăturile simple, se poate forma o legătură covalentă dublă sau triplă, ca, de exemplu, în moleculele de oxigen O2 sau azot N2. Atomii de azot au fiecare cinci electroni de valență, deci sunt necesari încă trei electroni pentru a completa învelișul. Acest lucru se realizează prin împărțirea a trei perechi de electroni, după cum se arată mai jos:

Compușii covalenti sunt de obicei gaze, lichide sau solide cu punct de topire relativ scăzut. Una dintre rarele excepții este diamantul, care se topește peste 3.500°C. Acest lucru se datorează structurii diamantului, care este o rețea continuă de atomi de carbon legați covalent și nu o colecție de molecule individuale. De fapt, orice cristal de diamant, indiferent de dimensiunea lui, este o moleculă uriașă.

O legătură covalentă apare atunci când electronii a doi atomi nemetalici se unesc. Structura rezultată se numește moleculă.

Legătură covalentă polară

În cele mai multe cazuri, doi atomi legați covalent au diferit electronegativitatea și electronii împărțiți nu aparțin în mod egal la doi atomi. De cele mai multe ori sunt mai aproape de un atom decât de altul. Într-o moleculă de acid clorhidric, de exemplu, electronii care formează o legătură covalentă sunt localizați mai aproape de atomul de clor, deoarece electronegativitatea acestuia este mai mare decât cea a hidrogenului. Cu toate acestea, diferența în capacitatea de a atrage electroni nu este atât de mare încât să existe un transfer complet al unui electron de la un atom de hidrogen la un atom de clor. Prin urmare, legătura dintre atomii de hidrogen și clor poate fi privită ca o încrucișare între o legătură ionică (transfer complet de electroni) și o legătură covalentă nepolară (aranjarea simetrică a unei perechi de electroni între doi atomi). Sarcina parțială a atomilor este indicată cu litera greacă δ. Se numește o astfel de conexiune covalent polar legătura, iar molecula de clorură de hidrogen se spune că este polară, adică are un capăt încărcat pozitiv (atomul de hidrogen) și un capăt încărcat negativ (atomul de clor).

Tabelul de mai jos enumeră principalele tipuri de legături și exemple de substanțe:

Schimb și mecanism donor-acceptor al formării legăturilor covalente

1) Mecanism de schimb. Fiecare atom contribuie cu un electron nepereche la o pereche de electroni comună.

2) Mecanismul donor-acceptor. Un atom (donator) oferă o pereche de electroni, iar un alt atom (acceptor) oferă un orbital gol pentru această pereche.

Formarea compușilor chimici se datorează apariției unei legături chimice între atomi din molecule și cristale.

O legătură chimică este adeziunea reciprocă a atomilor dintr-o moleculă și o rețea cristalină ca urmare a acțiunii forțelor electrice de atracție dintre atomi.

LEGĂTURĂ COVALENTĂ.

O legătură covalentă se formează datorită perechilor de electroni comuni care apar în învelișurile atomilor legați. Poate fi format din atomi ai aceluiași element și apoi acesta nepolar; de exemplu, o astfel de legătură covalentă există în moleculele gazelor cu un singur element H2, O2, N2, Cl2 etc.

O legătură covalentă poate fi formată din atomi de diferite elemente care sunt similare ca natură chimică și apoi ea polar; de exemplu, o astfel de legătură covalentă există în moleculele H2O, NF3, CO2. Între atomii elementelor se formează o legătură covalentă,

Caracteristicile cantitative ale legăturilor chimice. Energia de comunicare. Lungimea link-ului. Polaritatea unei legături chimice. Unghiul de valență. Sarcini eficiente asupra atomilor din molecule. Momentul dipol al unei legături chimice. Momentul dipol al unei molecule poliatomice. Factori care determină mărimea momentului dipolar al unei molecule poliatomice.

Caracteristicile unei legături covalente . Caracteristicile cantitative importante ale unei legături covalente sunt energia legăturii, lungimea acesteia și momentul dipolului.

Energie legată- energia eliberată în timpul formării sale, sau necesară separarii a doi atomi legați. Energia de legătură îi caracterizează puterea.

Lungimea link-ului este distanța dintre centrele atomilor legați. Cu cât lungimea este mai mică, cu atât legătura chimică este mai puternică.

Momentul dipol al legăturii(m) - valoare vectorială care caracterizează polaritatea legăturii.

Lungimea vectorului este egală cu produsul dintre lungimea legăturii l și sarcina efectivă q, pe care atomii o dobândesc atunci când densitatea electronică se schimbă: | m | = lh q. Vectorul momentului dipolar este direcționat de la sarcina pozitivă la cea negativă. Prin adăugarea vectorială a momentelor dipolare ale tuturor legăturilor, se obține momentul dipolar al moleculei.

Caracteristicile obligațiunilor sunt afectate de multiplicitatea lor:

Energia de legătură crește la rând;

Lungimea legăturii crește în ordine inversă.

Energie legată(pentru o stare dată a sistemului) este diferența dintre energia stării în care părțile constitutive ale sistemului sunt infinit depărtate una de cealaltă și se află într-o stare de repaus activ și energia totală a stării legate a sistemului. sistem:

unde E este energia de legare a componentelor dintr-un sistem de N componente (particule), Еi este energia totală a componentei i-a într-o stare nelegată (particulă în repaus la infinit distanță), iar E este energia totală a sistemului legat . Pentru un sistem format din particule în repaus la infinit, energia de legare este considerată egală cu zero, adică atunci când se formează o stare legată, energia este eliberată. Energia de legare este egală cu munca minimă care trebuie cheltuită pentru a descompune sistemul în particulele sale constitutive.

Caracterizează stabilitatea sistemului: cu cât energia de legare este mai mare, cu atât sistemul este mai stabil. Pentru electronii de valență (electronii învelișurilor de electroni exterioare) ai atomilor neutri în starea fundamentală, energia de legare coincide cu energia de ionizare, pentru ionii negativi, cu afinitatea electronilor. Energia de legătură chimică a unei molecule diatomice corespunde energiei disocierii sale termice, care este de ordinul a sute de kJ/mol. Energia de legare a hadronilor unui nucleu atomic este determinată în principal de interacțiunea puternică. Pentru nucleele ușoare este de ~0,8 MeV per nucleon.

Lungimea legăturii chimice este distanța dintre nucleele atomilor legați chimic. Lungimea unei legături chimice este o mărime fizică importantă care determină dimensiunile geometrice ale unei legături chimice și extinderea acesteia în spațiu. Sunt utilizate diferite metode pentru a determina lungimea unei legături chimice. Difracția electronilor de gaz, spectroscopia cu microunde, spectrele Raman și spectrele IR de înaltă rezoluție sunt utilizate pentru a estima lungimea legăturilor chimice ale moleculelor izolate în faza de vapori (gaz). Se crede că lungimea unei legături chimice este o cantitate aditivă determinată de suma razelor covalente ale atomilor care alcătuiesc legătura chimică.

Polaritatea legăturilor chimice- o caracteristică a unei legături chimice, care arată o modificare a distribuției densității electronilor în spațiul din jurul nucleelor ​​în comparație cu distribuția densității electronilor în atomii neutri care formează această legătură. Este posibilă cuantificarea polarității unei legături dintr-o moleculă. Dificultatea unei evaluări cantitative precise constă în faptul că polaritatea legăturii depinde de mai mulți factori: de mărimea atomilor și ionilor moleculelor de legătură; din numărul și natura legăturii pe care atomii de legătură o aveau deja înainte de interacțiunea lor dată; asupra tipului de structură și chiar asupra caracteristicilor defectelor din rețelele lor cristaline. Astfel de calcule se fac prin diferite metode, care dau în general aproximativ aceleași rezultate (valori).

De exemplu, pentru HCl, s-a constatat că fiecare dintre atomii din această moleculă are o sarcină egală cu 0,17 din sarcina unui electron întreg. Pe atomul de hidrogen +0,17, iar pe atomul de clor -0,17. Așa-numitele sarcini efective ale atomilor sunt cel mai adesea folosite ca măsură cantitativă a polarității legăturilor. Sarcina efectivă este definită ca diferența dintre sarcina electronilor localizați într-o regiune a spațiului din apropierea nucleului și sarcina nucleului. Cu toate acestea, această măsură are doar o semnificație condițională și aproximativă [relativă], deoarece este imposibil să se evidențieze fără ambiguitate o regiune dintr-o moleculă care aparține exclusiv unui singur atom și, în cazul mai multor legături, unei anumite legături.

Unghiul de valență- unghiul format de direcţiile legăturilor chimice (covalente) emanate de la un atom. Cunoașterea unghiurilor de legătură este necesară pentru a determina geometria moleculelor. Unghiurile de valență depind atât de caracteristicile individuale ale atomilor atașați, cât și de hibridizarea orbitalilor atomici ai atomului central. Pentru moleculele simple, unghiul de legătură, precum și alți parametri geometrici ai moleculei, pot fi calculate prin metode de chimie cuantică. Experimental, ele sunt determinate din valorile momentelor de inerție ale moleculelor obținute prin analiza spectrelor lor de rotație. Unghiul de legătură al moleculelor complexe este determinat prin metodele de analiză structurală prin difracție.

ÎNCĂRCAREA EFICIENTĂ A ATOMULUI, caracterizează diferența dintre numărul de electroni aparținând unui atom dat dintr-o substanță chimică. Comm. și numărul de electroni liberi. atom. Pentru estimări E. z. A. se folosesc modele în care mărimile determinate experimental sunt prezentate ca funcţii ale sarcinilor punctiforme nepolarizabile localizate pe atomi; de exemplu, momentul dipolar al unei molecule biatomice este considerat produsul E. z. A. la distanța interatomică. În limitele modelelor similare E. z. A. poate fi calculat folosind date optice. sau spectroscopie cu raze X.

Momentele dipolare ale moleculelor.

O legătură covalentă ideală există numai în particule formate din atomi identici (H2, N2 etc.). Dacă se formează o legătură între diferiți atomi, atunci densitatea electronică se schimbă la unul dintre nucleele atomilor, adică legătura este polarizată. Polaritatea unei legături este caracterizată de momentul său dipol.

Momentul dipol al unei molecule este egal cu suma vectorială a momentelor dipolare ale legăturilor sale chimice. Dacă legăturile polare sunt situate simetric în moleculă, atunci sarcinile pozitive și negative se compensează reciproc, iar molecula în ansamblu este nepolară. Acest lucru se întâmplă, de exemplu, cu molecula de dioxid de carbon. Moleculele poliatomice cu un aranjament asimetric de legături polare sunt în general polare. Acest lucru se aplică în special moleculei de apă.

Valoarea rezultată a momentului dipol al moleculei poate fi afectată de perechea de electroni singuratică. Astfel, moleculele NH3 și NF3 au o geometrie tetraedrică (ținând cont de perechea de electroni singuratică). Gradele de ionicitate ale legăturilor azot-hidrogen și azot-fluor sunt de 15, respectiv 19%, iar lungimea lor este de 101, respectiv 137 pm. Pe baza acestui fapt, s-ar putea concluziona că momentul dipol al NF3 este mai mare. Cu toate acestea, experimentul arată contrariul. Cu o predicție mai precisă a momentului dipol, trebuie luată în considerare direcția momentului dipol al perechii singure (Fig. 29).

Conceptul de hibridizare a orbitalilor atomici și structura spațială a moleculelor și ionilor. Particularități ale distribuției densității electronice a orbitalilor hibrizi. Principalele tipuri de hibridizare: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hibridarea implicând perechi de electroni singuri.

HIBRIDIZAREA ORBITALOR ATOMICE.

Pentru a explica structura unor molecule în metoda VS, se utilizează modelul de hibridizare a orbitalilor atomici (AO). Pentru unele elemente (beriliu, bor, carbon), atât electronii s, cât și electronii p participă la formarea legăturilor covalente. Acești electroni sunt localizați pe AO care diferă ca formă și energie. În ciuda acestui fapt, legăturile formate cu participarea lor se dovedesc a fi echivalente și sunt situate simetric.

În moleculele BeC12, BC13 și CC14, de exemplu, unghiul de legătură C1-E-C1 este de 180, 120 și 109,28 o. Valorile și energiile lungimilor legăturilor E-C1 sunt aceleași pentru fiecare dintre aceste molecule. Principiul hibridizării orbitalilor este că AO inițial de diferite forme și energii, atunci când este amestecat, dă noi orbitali de aceeași formă și energie. Tipul de hibridizare a atomului central determină forma geometrică a moleculei sau ionului format de acesta.

Să luăm în considerare structura moleculei din punctul de vedere al hibridizării orbitalilor atomici.

Forma spațială a moleculelor.

Formulele Lewis spun multe despre structura electronică și stabilitatea moleculelor, dar până acum nu pot spune nimic despre structura lor spațială. În teoria legăturilor chimice, există două abordări bune pentru a explica și prezice geometria moleculelor. Sunt de acord unul cu celălalt. Prima abordare se numește teoria repulsiei perechilor de electroni de valență (OVEP). În ciuda numelui „îngrozitor”, esența acestei abordări este foarte simplă și de înțeles: legăturile chimice și perechile de electroni singuri din molecule tind să fie situate cât mai departe una de cealaltă. Să explicăm cu exemple concrete. Există două legături Be-Cl în molecula BeCl2. Forma acestei molecule ar trebui să fie astfel încât ambele legături și atomii de clor de la capetele lor să fie amplasați cât mai departe posibil:

Acest lucru este posibil doar cu o formă liniară a moleculei, când unghiul dintre legături (unghiul ClBeCl) este egal cu 180o.

Un alt exemplu: există 3 legături B-F în molecula BF3. Sunt situate cât mai departe unul de celălalt și molecula are forma unui triunghi plat, unde toate unghiurile dintre legături (unghiurile FBF) sunt egale cu 120 o:

Hibridarea orbitalilor atomici.

Hibridizarea implică nu numai legarea electronilor, ci și perechi de electroni singuri . De exemplu, o moleculă de apă conține două legături chimice covalente între un atom de oxigen și doi atomi de hidrogen (Figura 21).

Pe lângă două perechi de electroni comuni cu atomii de hidrogen, atomul de oxigen are două perechi de electroni externi care nu participă la formarea legăturilor ( perechi de electroni neîmpărțiți). Toate cele patru perechi de electroni ocupă anumite regiuni din spațiul din jurul atomului de oxigen. Deoarece electronii se resping reciproc, norii de electroni sunt amplasați cât mai departe unul de celălalt. În acest caz, ca urmare a hibridizării, forma orbitalilor atomici se modifică, ei sunt alungiți și îndreptați către vârfurile tetraedrului. Prin urmare, molecula de apă are o formă unghiulară, iar unghiul dintre legăturile oxigen-hidrogen este de 104,5 o.

Forma moleculelor și ionilor precum AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO implicat în formarea legăturilor σ în molecule pătrate plane, în molecule octaedrice și în molecule construite sub forma unei bipiramide trigonale. Influența respingerii perechilor de electroni asupra configurației spațiale a moleculelor (conceptul de participare a perechilor de electroni neîmpărțiți ale KNEP).

Forma moleculelor și ionilor precum AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Fiecărui tip de hibridizare AO îi corespunde o formă geometrică strict definită, confirmată experimental. Baza sa este creată de legăturile σ formate din orbitali hibrizi; în câmpul lor electrostatic, perechile de electroni π delocalizate se mișcă (în cazul legăturilor multiple) (Tabelul 5.3). hibridizarea sp. Un tip similar de hibridizare apare atunci când un atom formează două legături datorită electronilor localizați în orbitalii s și p și care au energii similare. Acest tip de hibridizare este caracteristic moleculelor de tip AB2 (Fig. 5.4). Exemple de astfel de molecule și ioni sunt date în tabel. 5.3 (Fig. 5.4).

Tabelul 5.3

Formele geometrice ale moleculelor

E este o pereche de electroni neîmpărtășită.

Structura moleculei BeCl2. Atomul de beriliu în stare normală are doi electroni s perechi în stratul exterior. Ca urmare a excitației, unul dintre electronii s intră în starea p - apar doi electroni nepereche, care diferă prin forma orbitalului și a energiei. Când se formează o legătură chimică, ei sunt transformați în doi orbitali sp-hibrizi identici direcționați la un unghi de 180 de grade unul față de celălalt.

Be 2s2 Be 2s1 2p1 - starea excitată a atomului

Orez. 5.4. Aranjarea spațială a norilor sp-hibrizi

Principalele tipuri de interacțiuni intermoleculare. Materia în stare condensată. Factorii care determină energia interacțiunilor intermoleculare. Legătură de hidrogen. Natura legăturii de hidrogen. Caracteristicile cantitative ale legăturii de hidrogen. Legături de hidrogen inter și intramoleculare.

INTERACȚIUNI INTERMOLECULARE- interacțiune. molecule între ele, care nu conduc la ruperea sau formarea de noi substanțe chimice. conexiuni. M. v. determină diferența dintre gazele reale și gazele ideale, existența lichidelor și se spune. cristale. De la M. la. multi depind. structurale, spectrale, termodinamice. si alte Insule Sf. in-in. Apariţia conceptului de M. sec. asociat cu numele lui Van der Waals, care, pentru a explica Sf. în gaze și lichide reale, a propus în 1873 o ecuație de stare care să țină seama de M. v. Prin urmare, forțele lui M. în. numit adesea van der Waals.

Baza M. sec. constituie forțele Coulomb de interacțiune. între electronii și nucleii unei molecule și nucleii și electronii alteia. In St.-vahs in-va determinate experimental se manifesta o interactiune medie, care depinde de distanta R dintre molecule, de orientarea, structura si fizica reciproca a acestora. caracteristici (moment dipolar, polarizabilitate etc.). La R mare, care depășește semnificativ dimensiunile liniare ale moleculelor în sine, drept urmare învelișurile de electroni ale moleculelor nu se suprapun, forțele lui M. v. poate fi împărțit în mod rezonabil în trei tipuri - electrostatic, polarizare (inducție) și dispersie. Forțele electrostatice sunt uneori numite orientative, dar acest lucru este inexact, deoarece orientarea reciprocă a moleculelor poate fi determinată și prin polarizare. forțe dacă moleculele sunt anizotrope.

La distanțe mici între molecule (R ~ l) pentru a distinge tipuri individuale de M. sec. este posibilă doar aproximativ, în timp ce, pe lângă cele trei tipuri menționate, se disting încă două asociate cu suprapunerea învelișurilor de electroni - interacțiune de schimb și interacțiuni datorate transferului de sarcină electronică. În ciuda unor convenționalități, o astfel de împărțire în fiecare caz specific ne permite să explicăm natura secolului M. și calculează-i energia.

Structura materiei în stare condensată.

În funcție de distanța dintre particulele care alcătuiesc substanța și de natura și energia interacțiunii dintre acestea, substanța se poate afla în una din cele trei stări de agregare: în stare solidă, lichidă și gazoasă.

La o temperatură suficient de scăzută, substanța se află în stare solidă. Distanțele dintre particulele unei substanțe cristaline sunt de ordinul mărimii particulelor înseși. Energia potențială medie a particulelor este mai mare decât energia lor cinetică medie. Mișcarea particulelor care alcătuiesc cristalele este foarte limitată. Forțele care acționează între particule le mențin aproape de pozițiile lor de echilibru. Aceasta explică prezența corpurilor cristaline cu propria formă și volum și rezistență mare la forfecare.

Când se topesc, solidele se transformă în lichide. Din punct de vedere al structurii, o substanță lichidă diferă de una cristalină prin faptul că nu toate particulele sunt situate la aceleași distanțe unele de altele ca și în cristale, unele dintre molecule sunt separate între ele prin distanțe mari. Energia cinetică medie a particulelor pentru substanțele în stare lichidă este aproximativ egală cu energia potențială medie a acestora.

Stările solide și lichide sunt adesea combinate sub termenul general - starea condensată.

Tipuri de interacțiuni intermoleculare legături de hidrogen intramoleculare. Legăturile, în timpul formării cărora nu are loc rearanjarea învelișurilor de electroni, sunt numite interacțiunea dintre molecule . Principalele tipuri de interacțiuni moleculare includ forțele van der Waals, legăturile de hidrogen și interacțiunea donor-acceptor.

Când moleculele se apropie unele de altele, apare atracția, care determină apariția unei stări condensate a materiei (lichid, solid cu o rețea cristalină moleculară). Forțele care contribuie la atracția moleculelor se numesc forțe van der Waals.

Ele se caracterizează prin trei tipuri interactiune intermoleculara :

a) interacțiune orientațională, care se manifestă între moleculele polare, tinzând să ia o poziție în care dipolii lor ar fi unul față în față cu poli opuși, iar vectorii de moment ai acestor dipoli ar fi orientați de-a lungul unei linii drepte (în alt mod, este se numește interacțiune dipol-dipol);

b) inducția, care are loc între dipolii induși, motivul formării căreia este polarizarea reciprocă a atomilor a două molecule care se apropie;

c) dispersiv, care apare ca urmare a interacțiunii microdipolilor formați ca urmare a deplasărilor instantanee ale sarcinilor pozitive și negative din molecule în timpul mișcării electronilor și vibrațiilor nucleelor.

Forțele de dispersie acționează între orice particule. Interacțiunea de orientare și inducție pentru particulele multor substanțe, de exemplu: He, Ar, H2, N2, CH4, nu se realizează. Pentru moleculele de NH3, interacțiunea de dispersie reprezintă 50%, interacțiunea de orientare 44,6% și interacțiunea de inducție 5,4%. Energia polară a forțelor de atracție van der Waals este caracterizată de valori scăzute. Astfel, pentru gheață este de 11 kJ/mol, adică. 2,4% energie de legătură covalentă H-O (456 kJ/mol). Forțele de atracție van der Waals sunt interacțiuni fizice.

legătură de hidrogen- Aceasta este o legătură fizico-chimică între hidrogenul unei molecule și elementul EO al altei molecule. Formarea legăturilor de hidrogen se explică prin faptul că în moleculele sau grupurile polare, un atom de hidrogen polarizat are proprietăți unice: absența învelișurilor interne de electroni, o schimbare semnificativă a unei perechi de electroni la un atom cu un EO mare și un foarte mic. mărimea. Prin urmare, hidrogenul este capabil să pătrundă adânc în învelișul de electroni a unui atom vecin polarizat negativ. După cum arată datele spectrale, interacțiunea donor-acceptor a atomului EO ca donor și atomul de hidrogen ca acceptor joacă, de asemenea, un rol semnificativ în formarea unei legături de hidrogen. Legătura de hidrogen poate fi intermolecular sau intramolecular.

Legăturile de hidrogen pot apărea atât între diferite molecule, cât și în interiorul unei molecule, dacă această moleculă conține grupuri cu abilități de donor și acceptor. Astfel, legăturile de hidrogen intramoleculare joacă rolul principal în formarea lanțurilor peptidice care determină structura proteinelor. Unul dintre cele mai cunoscute exemple de efect al legăturilor de hidrogen intramoleculare asupra structurii este acidul dezoxiribonucleic (ADN). Molecula de ADN este pliată într-o dublă helix. Cele două fire ale acestui dublu helix sunt legate între ele prin legături de hidrogen. Legătura de hidrogen are un caracter intermediar între valentă și interacțiunile intermoleculare. Este asociat cu proprietățile unice ale atomului de hidrogen polarizat, cu dimensiunile sale mici și cu absența straturilor de electroni.

Legături de hidrogen intermoleculare și intramoleculare.

Legăturile de hidrogen se găsesc în mulți compuși chimici. Ele apar, de regulă, între atomii de fluor, azot și oxigen (cele mai electronegative elemente), mai rar - cu participarea atomilor de clor, sulf și alte nemetale. Legături puternice de hidrogen se formează în substanțe lichide precum apa, fluorură de hidrogen, acizi anorganici care conțin oxigen, acizi carboxilici, fenoli, alcooli, amoniac, amine. În timpul cristalizării, legăturile de hidrogen din aceste substanțe sunt de obicei păstrate. Prin urmare, structurile lor cristaline au forma de lanțuri (metanol), straturi plate bidimensionale (acid boric), grile spațiale tridimensionale (gheață).

Dacă o legătură de hidrogen unește părți dintr-o moleculă, atunci vorbesc despre intramolecular legătură de hidrogen. Acest lucru este caracteristic în special pentru mulți compuși organici (Fig. 42). Dacă se formează o legătură de hidrogen între un atom de hidrogen al unei molecule și un atom nemetalic al altei molecule (legatura intermoleculara de hidrogen), apoi moleculele formează perechi, lanțuri, inele destul de puternice. Astfel, acidul formic există atât în ​​stare lichidă, cât și în stare gazoasă sub formă de dimeri:

și fluorură de hidrogen gazoasă conțin molecule polimerice, inclusiv până la patru particule de HF. Legături puternice între molecule pot fi găsite în apă, amoniac lichid, alcooli. Atomii de oxigen și azot necesari formării legăturilor de hidrogen conțin toți carbohidrații, proteinele, acizii nucleici. Se știe, de exemplu, că glucoza, fructoza și zaharoza sunt perfect solubile în apă. Un rol important în aceasta îl joacă legăturile de hidrogen formate în soluție între moleculele de apă și numeroase grupe OH de carbohidrați.

Legea periodică. Formularea modernă a legii periodice. Sistem periodic de elemente chimice - ilustrare grafică a legii periodice. Versiunea modernă a sistemului periodic. Caracteristici ale umplerii orbitalilor atomici cu electroni și formării perioadelor. s-, p-, d-, f- Elementele și localizarea lor în sistemul periodic. Grupuri, perioade. Subgrupuri principale și secundare. Limitele sistemului periodic.

Descoperirea Legii Periodice.

Legea de bază a chimiei - Legea periodică a fost descoperită de D.I. Mendeleev în 1869 într-un moment în care atomul era considerat indivizibil și nu se știa nimic despre structura sa internă. Temeiul Legii periodice D.I. Mendeleev a pus masele atomice (mai devreme - greutățile atomice) și proprietățile chimice ale elementelor.

Dispunând 63 de elemente cunoscute la acel moment în ordinea crescătoare a maselor lor atomice, D.I. Mendeleev a primit o serie naturală (naturală) de elemente chimice, în care a descoperit repetarea periodică a proprietăților chimice.

De exemplu, proprietățile unui metal tipic litiu Li au fost repetate pentru elementele sodiu Na și potasiu K, proprietățile unui fluor tipic nemetal F au fost repetate pentru elementele clor Cl, brom Br, iod I.

Unele elemente ale D.I. Mendeleev nu a găsit analogi chimici (de exemplu, aluminiu Al și siliciu Si), deoarece astfel de analogi erau încă necunoscuti la acel moment. Pentru ei, a lăsat locuri goale în seria naturală și, pe baza recurenței periodice, a prezis proprietățile lor chimice. După descoperirea elementelor corespunzătoare (un analog de aluminiu - galiu Ga, un analog de siliciu - germaniu Ge etc.), predicțiile lui D.I. Mendeleev au fost pe deplin confirmate.

Datele despre energia de ionizare (EI), PEI și compoziția moleculelor stabile - valorile lor reale și comparațiile - atât atomi liberi, cât și atomi legați în molecule, ne permit să înțelegem cum atomii formează molecule prin mecanismul legăturii covalente.

LEGĂTURĂ COVALENTĂ- (din latinescul „co” împreună și „vales” având forță) (legatură homeopolară), o legătură chimică între doi atomi care apare atunci când electronii aparținând acestor atomi sunt împărțiți. Atomii din moleculele gazelor simple sunt legați printr-o legătură covalentă. O legătură în care există o pereche comună de electroni se numește simplă; există și legături duble și triple.

Să ne uităm la câteva exemple pentru a vedea cum putem folosi regulile noastre pentru a determina numărul de legături chimice covalente pe care le poate forma un atom dacă cunoaștem numărul de electroni din învelișul exterior al unui anumit atom și sarcina nucleului său. Sarcina nucleului și numărul de electroni din învelișul exterior sunt determinate experimental și sunt incluse în tabelul cu elemente.

Calculul numărului posibil de legături covalente

De exemplu, să numărăm numărul de legături covalente pe care le poate forma sodiul ( N / A), aluminiu (Al), fosfor (P)și clor ( Cl). sodiu ( N / A) si aluminiu ( Al) au, respectiv, 1, respectiv 3 electroni pe învelișul exterior și, conform primei reguli (pentru mecanismul de formare a unei legături covalente se folosește un electron pe învelișul exterior), pot forma: sodiu (N / A)- 1 și aluminiu ( Al)- 3 legături covalente. După formarea legăturilor, numărul de electroni de pe învelișurile exterioare de sodiu ( N / A) si aluminiu ( Al) este egal cu 2 și, respectiv, 6; adică mai puțin decât numărul maxim (8) pentru acești atomi. Fosfor ( P)și clor ( Cl) au, respectiv, 5 și 7 electroni pe învelișul exterior și, conform celei de-a doua dintre regularitățile de mai sus, ar putea forma 5 și 7 legături covalente. În conformitate cu a patra regularitate, formarea unei legături covalente, numărul de electroni din învelișul exterior al acestor atomi crește cu 1. Conform celei de-a șasea regularități, atunci când se formează o legătură covalentă, numărul de electroni din învelișul extern dintre atomii legați nu poate fi mai mare de 8. Adică fosfor ( P) poate forma doar 3 legături (8-5 = 3), în timp ce clorul ( Cl) poate forma doar unul (8-7 = 1).

Exemplu: pe baza analizei, am constatat că o anumită substanță este formată din atomi de sodiu (N / A)și clor ( Cl). Cunoscând regularitățile mecanismului de formare a legăturilor covalente, putem spune că sodiul ( N / A) poate forma doar o legătură covalentă. Astfel, putem presupune că fiecare atom de sodiu ( N / A) legat de atomul de clor ( Cl) printr-o legătură covalentă în această substanță și că această substanță este compusă din moleculele unui atom NaCl. Formula de structură a acestei molecule este: Na-Cl. Aici, o liniuță (-) înseamnă o legătură covalentă. Formula electronică a acestei molecule poate fi prezentată după cum urmează:
. .
Na:Cl:
. .
În conformitate cu formula electronică, pe învelișul exterior al atomului de sodiu ( N / A)în NaCl sunt 2 electroni, iar pe capacul exterior al atomului de clor ( Cl) sunt 8 electroni. În această formulă, electronii (punctele) între atomii de sodiu ( N / A)și clor (Cl) sunt electroni de legătură. Deoarece PEI în clor ( Cl) egal cu 13 eV, iar pentru sodiu (N / A) este egal cu 5,14 eV, perechea de electroni de legătură este mult mai aproape de atom Cl decât unui atom N / A. Dacă energiile de ionizare ale atomilor care formează molecula sunt foarte diferite, atunci legătura formată va fi polar legătură covalentă.

Să luăm în considerare un alt caz. Pe baza analizei, am constatat că o anumită substanță constă din atomi de aluminiu ( Al)și atomi de clor ( Cl). Pentru aluminiu ( Al) sunt 3 electroni în învelișul exterior; astfel poate forma 3 legături chimice covalente în timp ce clor (Cl), ca și în cazul precedent, poate forma doar 1 legătură. Această substanță este prezentată ca AlCl 3, iar formula sa electronică poate fi ilustrată după cum urmează:

Figura 3.1. Formula electronicaAlCl 3

a carui formula este:
CI - Al - CI
Cl

Această formulă electronică arată că AlCl 3 pe învelișul exterior al atomilor de clor ( Cl) sunt 8 electroni, în timp ce pe învelișul exterior al atomului de aluminiu ( Al) Sunt 6. Conform mecanismului de formare a unei legături covalente, ambii electroni de legare (câte unul de la fiecare atom) intră în învelișurile exterioare ale atomilor legați.

Legături covalente multiple

Atomii care au mai mult de un electron în învelișul exterior pot forma nu una, ci mai multe legături covalente între ei. Astfel de conexiuni sunt numite multiple (mai des multipli) conexiuni. Exemple de astfel de legături sunt legăturile moleculelor de azot ( N= N) și oxigen ( O=O).

Legătura formată atunci când atomii unici se combină se numește legătură covalentă homoatomică, de ex Dacă atomii sunt diferiți, atunci legătura se numește legătură covalentă heteroatomică[Prefixele grecești „homo” și, respectiv, „hetero” înseamnă același și diferit].

Imaginează-ți cum arată de fapt o moleculă cu atomi perechi. Cea mai simplă moleculă cu atomi perechi este molecula de hidrogen.

Legătura covalentă se realizează datorită socializării electronilor care aparțin ambilor atomi care participă la interacțiune. Electronegativitățile nemetalelor sunt suficient de mari încât să nu aibă loc transferul de electroni.

Electronii din orbitalii de electroni suprapusi sunt împărțiți. În acest caz, se creează o situație în care nivelurile electronice exterioare ale atomilor sunt umplute, adică se formează o înveliș exterioară de 8 sau 2 electroni.

In contact cu

Colegi de clasa

Starea în care învelișul de electroni este complet umplut este caracterizată de cea mai scăzută energie și, în consecință, de stabilitate maximă.

Există două mecanisme de educație:

1. donator-acceptator;
2. schimb valutar.

În primul caz, unul dintre atomi oferă perechea sa de electroni, iar al doilea - un orbital de electroni liberi.

În al doilea, câte un electron de la fiecare participant la interacțiune ajunge la perechea comună.

Depinde de ce tip sunt- atomici sau moleculari, compușii cu un tip similar de legătură pot varia semnificativ în caracteristicile fizico-chimice.

substanțe moleculare cel mai adesea gaze, lichide sau solide cu puncte de topire si de fierbere reduse, neconductoare, cu rezistenta scazuta. Acestea includ: hidrogen (H 2), oxigen (O 2), azot (N 2), clor (Cl 2), brom (Br 2), sulf rombic (S 8), fosfor alb (P 4) și alte substanțe simple. ; dioxid de carbon (CO 2), dioxid de sulf (SO 2), oxid nitric V (N 2 O 5), apă (H 2 O), acid clorhidric (HCl), acid fluorhidric (HF), amoniac (NH 3), metan (CH4), alcool etilic (C2H5OH), polimeri organici și altele.

Substanțe atomice există sub formă de cristale puternice cu puncte ridicate de fierbere și de topire, sunt insolubile în apă și alți solvenți, multe nu conduc curentul electric. Un exemplu este un diamant, care are o rezistență excepțională. Acest lucru se datorează faptului că diamantul este un cristal format din atomi de carbon legați prin legături covalente. Nu există molecule individuale într-un diamant. Substanțe precum grafitul, siliciul (Si), dioxidul de siliciu (SiO2), carbura de siliciu (SiC) și altele au, de asemenea, o structură atomică.

Legăturile covalente pot fi nu numai simple (ca în molecula de clor Cl2), ci și duble, ca în molecula de oxigen O2, sau triple, ca, de exemplu, în molecula de azot N2. În același timp, cele triple au mai multă energie și sunt mai durabile decât cele duble și simple.

Legătura covalentă poate fi Se formează atât între doi atomi ai aceluiași element (nepolar), cât și între atomi ai elementelor chimice diferite (polare).

Nu este dificil să indicați formula unui compus cu o legătură polară covalentă dacă comparăm valorile electronegativității care formează moleculele atomilor. Absența unei diferențe de electronegativitate va determina nepolaritatea. Dacă există o diferență, atunci molecula va fi polară.

Nu ratați: Mecanismul educației, studii de caz.

Legătură chimică covalentă nepolară

Tipic pentru substanțele simple nemetale. Electronii aparțin atomilor în mod egal și nu există nicio deplasare a densității electronilor.

Următoarele molecule sunt exemple:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

Excepție fac gazele inerte. Nivelul lor de energie externă este complet umplut, iar formarea moleculelor este nefavorabilă energetic pentru ei și, prin urmare, există sub formă de atomi separați.

De asemenea, un exemplu de substanțe cu o legătură covalentă nepolară ar fi, de exemplu, PH3. În ciuda faptului că substanța constă din elemente diferite, valorile electronegativității elementelor nu diferă de fapt, ceea ce înseamnă că nu va exista nicio deplasare a perechii de electroni.

Legătură chimică polară covalentă

Având în vedere legătura polară covalentă, există multe exemple: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

format între atomi de nemetale cu electronegativitate diferită. În acest caz, nucleul unui element cu electronegativitate mai mare atrage electroni comuni mai aproape de sine.

Schema formării unei legături polare covalente

În funcție de mecanismul de formare, comun poate deveni electroni ai unuia sau ambilor atomi.

Imaginea arată clar interacțiunea în molecula de acid clorhidric.

O pereche de electroni aparține atât unui atom, cât și celui de-al doilea, ambii, astfel încât nivelurile exterioare sunt umplute. Dar mai mult clor electronegativ atrage o pereche de electroni puțin mai aproape de sine (în timp ce rămâne obișnuit). Diferența de electronegativitate nu este suficient de mare pentru ca o pereche de electroni să treacă complet la unul dintre atomi. Rezultatul este o sarcină parțială negativă pentru clor și o sarcină parțială pozitivă pentru hidrogen. Molecula de HCl este o moleculă polară.

Proprietățile fizice și chimice ale legăturii

Comunicarea poate fi caracterizată prin următoarele proprietăți: directivitate, polaritate, polarizabilitate și saturație.