Legături chimice ionice și covalente. Legătura polară covalentă: formulă, proprietăți, caracteristici

O legătură covalentă apare datorită împărtășirii electronilor care aparțin ambilor atomi care participă la interacțiune. Electronegativitatea nemetalelor este suficient de mare încât să nu aibă loc transferul de electroni.

Electronii aflați în orbitalii de electroni suprapusi intră în uz comun. Acest lucru creează o situație în care nivelurile electronice exterioare ale atomilor sunt umplute, adică se formează o înveliș exterioară de 8 sau 2 electroni.

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 formare:

donator-acceptator;
schimb.

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

În al doilea, câte un electron de la fiecare participant la interacțiune intră în 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 temperaturi scăzute topire și fierbere, neconductiv, rezistență scăzută. 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 de azot 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 durabile cu puncte ridicate de fierbere și de topire, sunt insolubile în apă și alți solvenți, mulți nu conduc curent electric. Un exemplu este diamantul, care are o rezistență excepțională. Acest lucru se explică prin faptul că diamantul este un cristal format din atomi de carbon legați prin legături covalente. Nu există molecule individuale într-un diamant. Asemenea structura atomica posedă substanțe precum grafit, siliciu (Si), dioxid de siliciu (SiO2), carbură de siliciu (SiC) și altele.

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.

O legătură covalentă poate fi format 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 covalentă polară dacă comparați valorile electronegativității atomilor care alcătuiesc moleculele. Nicio diferență de electronegativitate nu va determina nonpolaritatea. Dacă există o diferență, atunci molecula va fi polară.

Nu ratați: mecanism de educație, exemple concrete.

Legătură chimică covalentă nepolară

Caracteristic substanțelor simple, nemetale. Electronii aparțin atomilor în mod egal și nu există nicio schimbare în densitatea electronilor.

Exemplele includ următoarele molecule:

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

Excepția sunt gazele inerte. Nivelul lor de energie exterior este complet umplut, iar formarea moleculelor este nefavorabilă din punct de vedere energetic pentru ei și, prin urmare, există sub formă de atomi individuali.

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 perechea de electroni nu se va deplasa.

Legătură chimică polară covalentă

Având în vedere o legătură polară covalentă, pot fi date multe exemple: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

format între atomi nemetalici cu electronegativitate diferită. În acest caz, nucleul unui element cu electronegativitate mai mare atrage electronii împărtășiți mai aproape de sine.

Schema de formare a unei legături covalente polare

În funcție de mecanismul de formare, ele pot deveni comune electroni ai unuia sau ambilor atomi.

Imaginea arată clar interacțiunea în moleculă acid clorhidric.

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

Proprietățile fizico-chimice ale legăturii

Conexiunea poate fi caracterizată prin următoarele proprietăți: directivitate, polaritate, polarizabilitate și saturabilitate.

Nu există o teorie unificată a legăturii chimice; legătura chimică este împărțită în mod convențional în legături covalente ( aspect universal legături), ionice (un caz special de legătură covalentă), metal și hidrogen.

Legătura covalentă

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

Conform mecanism metabolic Formarea unei legături covalente are loc datorită partajării perechilor de electroni comuni. În acest caz, fiecare atom tinde să dobândească o înveliș de gaz inert, adică. obține un nivel de energie extern complet. Formarea unei legături chimice după tipul de 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 atomice și a mecanicii cuantice, formarea unei legături covalente este reprezentată ca suprapunerea 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 legăturii 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 cu lobii laterali, are loc formarea de legături. Se formează o legătură perpendicular pe linia care leagă nucleele a 2 atomi. O legătură și una sunt capabile să formeze o legătură covalentă multiplă (dublă), caracteristică materie organică clasă de alchene, alcadiene etc. Una și două legături formează o legătură covalentă multiplă (triplă), caracteristică substanțelor organice din clasa alchinelor (acetilene).

Formarea unei legături covalente prin mecanism donor-acceptor Să ne uităm la 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 cadrul 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 legăturilor 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 unei legături 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); direcționalitate (această valoare este legată de geometria moleculei și de conceptul de „unghi de legătură” - unghiul dintre legături).

Legătura ionică

Nu există compuși cu o legătură ionică pură, deși aceasta este înțeleasă ca o stare legată chimic a atomilor în care se creează un mediu electronic stabil al atomului atunci când densitatea totală a electronilor este complet transferată la atomul 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.

DEFINIŢIE

Ion sunt particule încărcate electric formate prin îndepărtarea sau adăugarea unui electron la un atom.

La transferul unui electron, atomii metalici și nemetalici 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 legături ionice în forma lor pură se găsesc în starea de vapori a substanței. Legătura ionică este foarte puternică și, prin urmare, substanțele cu această legătură au un punct de topire ridicat. Spre deosebire de legăturile covalente, legăturile ionice nu sunt caracterizate prin direcționalitate și saturație, deoarece câmp electric, creat de ioni, acționează în mod egal asupra tuturor ionilor datorită simetriei sferice.

Conexiune metalica

Legătura metalică se realizează numai în metale - aceasta este interacțiunea 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 unei legături. În metale, electronii sunt îndepărtați în mod constant din atomi și se mișcă în întreaga masă a metalului. Atomii de metal, lipsiți de electroni, se transformă în ioni încărcați pozitiv, care tind să accepte electronii în mișcare. 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.

Legătura de hidrogen

O legătură de hidrogen este o interacțiune intermoleculară specifică, deoarece apariţia şi puterea lui depind de natura chimica substante. Se formează între molecule în care un atom de hidrogen este legat de un atom cu 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 ușor încorporat în norii de electroni ai altor atomi și, în al doilea rând, având un orbital s de valență, atomul de hidrogen este capabil să accepte o pereche de electroni a unui atom electronegativ și să formeze o legătură cu acesta prin mecanismul donor-acceptor.

Legătura covalentă este cel mai comun tip de legătură chimică, realizată prin interacțiuni cu valori de electronegativitate identice sau similare.

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

După descoperirea electronului, s-au făcut multe încercări de a dezvolta o teorie electronică a legăturii 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 contribuie cu același număr de electroni și încearcă să se înconjoare cu un octet sau un dublu de electroni caracteristic configurației electronice externe a gazelor nobile. Grafic, formarea legăturilor covalente datorate electronilor neperechi folosind metoda Lewis este descrisă folosind puncte care indică electronii exteriori ai atomului.

Formarea unei legături covalente conform teoriei lui Lewis

Mecanismul formării legăturilor covalente

Caracteristica principală a 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 propriul nucleu. Formarea unei perechi comune de legături de electroni poate avea loc prin diferite mecanisme, cel mai adesea prin schimb și, uneori, prin mecanisme donor-acceptor.

Conform principiului mecanismului de schimb al formării legăturilor covalente, fiecare dintre atomii care interacționează furnizează același număr de electroni cu spin antiparalel pentru a forma legătura. De exemplu:

Schema generala formarea unei legături covalente: a) printr-un mecanism de schimb; b) conform mecanismului donor-acceptor

Conform mecanismului donor-acceptor, o legătură cu doi electroni apare atunci când diferite particule interacționează. Unul dintre ei este donator O: are o pereche de electroni neîmpărtășită (adică unul care aparține unui singur atom), iar celălalt este un acceptor ÎN— are un orbital liber.

O particulă care furnizează doi electroni (pereche de electroni neîmpărțiți) pentru legare 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 norului de doi electroni al unui atom și orbitalului vacant al altuia se numește mecanism donor-acceptor.

O legătură donor-acceptor este altfel numită semipolară, deoarece pe atomul donor apare o sarcină pozitivă parțială efectivă δ+ (datorită faptului că perechea sa de electroni neîmpărtășită a deviat de la acesta), iar o sarcină negativă efectivă parțială δ- apare pe atomul acceptor (datorită , că există o schimbare în direcția sa a perechii de electroni neîmpărțite 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 în diagramă ca o celulă cuantică goală), de exemplu BH 3, se formează un complex complex de ion BH 4 — cu sarcină negativă (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -) :

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

Metoda legăturii de valență

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

fiecare pereche de atomi dintr-o moleculă este ținută împreună de una sau mai multe perechi comune de electroni, 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 electronic 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 din orbitalii s-, p- sau d, care au forme și orientări diferite în spațiu, participă la formarea legăturilor covalente, în mulți compuși aceste legături se dovedesc a fi 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 timpul căruia densitățile de electroni ale orbitalilor apropiați în energie sunt redistribuite, ca urmare a cărora devin echivalente.

Prevederi de bază ale teoriei hibridizării:

În timpul hibridizării forma initiala iar orbitalii se schimbă reciproc și se formează orbitali noi, hibridizați, dar cu aceeași energie și aceeași formă, care amintește de o figură neregulată opt.
Numărul de orbitali hibridizați este egal cu numărul de orbitali de ieșire implicați în hibridizare.
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.
Orbitalii hibridizați sunt mai alungiți în direcția formării legăturilor chimice și, prin urmare, furnizează se suprapune mai bine cu orbitalii unui atom vecin și, ca urmare, devine mai puternică decât cea formată de electronii orbitalilor individuali nehibrizi.
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.
Orbitalii hibridizați trebuie să fie orientați în spațiu astfel încât să se asigure distanța maximă reciprocă unul de celălalt; în acest caz, energia de repulsie este minimă.
Tipul de hibridizare este determinat de tipul și numărul de orbitali de ieșire și modifică dimensiunea unghiului de legătură, precum și configurația spațială a moleculelor.

Forma orbitalilor hibridizați și unghiurilor de legătură (unghiuri geometrice dintre axele de simetrie ale orbitalilor) în funcție de tipul de hibridizare: a) sp-hibridare; b) hibridizare sp2; c) hibridizarea sp 3

Când se formează 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 din orbitalii 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), atomii cărora în starea 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 forma 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 ale celui de-al treilea grup, atomii cărora, în starea excitată, au o structură electronică externă ns 1 np 2, unde n este numărul perioadei în care se află elementul. . Astfel, în moleculele BF 3, BCl 3, AlF 3 și alte legături se formează datorită orbitalilor hibridizați sp 2 ai atomului central.

Schema hibridizării sp 3 a orbitalilor atomici

Plasarea orbitalilor hibridizati ai atomului central la un unghi de 109 0 28` face ca moleculele sa aiba o forma tetraedrica. Acest lucru este foarte tipic pentru compușii saturați de carbon tetravalent CH4, CCl4, C2H6 și alți alcani. Exemple de compuși ai altor elemente cu structură tetraedrică datorită sp 3 -hibridării orbitalilor de valență ai atomului central sunt următorii ioni: 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 adesea 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 echivalente și sunt orientați cu capetele lor alungite spre colțurile unei bipiramide trigonale mentale. Aceasta determină forma moleculei PCl 5, care este formată prin suprapunerea a cinci orbitali s 1 p 3 d-hibridați cu orbitalii 3p a cinci atomi de clor.

sp - Hibridare. Când un orbital s-i și unul p sunt combinați, apar doi orbitali hibridizați sp, situati simetric la un unghi de 180 0.
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.
sp 3 - Hibridarea. Combinația a patru orbitali - unul s- și trei p - duce la sp 3 - hibridizare, în care cei patru orbitali hibridizați sunt orientați simetric în spațiu față de cele patru vârfuri ale tetraedrului, adică la un unghi de 109 0 28 ` .
sp 3 d - Hibridare. Combinația dintre un orbital s-, trei p- și unul d dă hibridizarea sp 3 d, care determină orientarea spațială a celor cinci orbitali sp 3 d-hibridați la vârfurile bipiramidei trigonale.
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 hibridizării orbitale atomice explică structura geometrică cantitate mare molecule, cu toate acestea, conform datelor experimentale, moleculele cu valori ușor diferite ale unghiului de legătură sunt observate mai des. De exemplu, în moleculele CH 4 , NH 3 și H 2 O, atomii centrali sunt în starea hibridizată sp 3, deci s-ar putea aștepta ca unghiurile de legătură din ele să fie tetraedrice (~ 109,5 0). S-a stabilit experimental că unghiul de legătură în molecula CH4 este de fapt 109,5 0. Cu toate acestea, în moleculele de NH 3 și H 2 O, valoarea unghiului de legătură se abate de la cea tetraedrică: este egală cu 107,3 0 în molecula de NH 3 și 104,5 0 în molecula de H 2 O. Astfel de abateri sunt explicate prezența unei perechi de electroni neîmpărțite pe atomii 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. Pentru 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 sp 3 -hibridați îndreptați către vârfurile tetraedrului, respingând orbitalii cu un electron, determină o distribuție asimetrică a densității electronilor care înconjoară atomul de azot și, ca urmare, comprimă legătura. unghi până la 107,3 0. O imagine similară a unei scăderi a unghiului de legătură de la 109,5 0 la 107 0 ca rezultat al acțiunii unei perechi de electroni neîmpărțiți a atomului de N este observată în molecula NCl 3.

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

Atomul de oxigen din molecula de H 2 O are doi orbitali cu un electron și doi cu doi electroni per patru orbitali sp 3 hibridizați. Orbitii hibridizați cu un electron participă la formarea a două legături cu doi atomi de H, iar două perechi de doi electroni rămân neîmpărțiți, adică aparținând numai atomului de H. Aceasta crește asimetria distribuției densității electronilor în jurul atomului de O și reduce unghiul de legătură în comparație 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 determină caracteristicile sau caracteristicile specifice. Acestea, pe lângă caracteristicile deja discutate ale „energiei legăturilor” și „lungimii legăturii”, includ: unghiul de legătură, saturația, direcționalitatea, polaritatea și altele asemenea.

1. Unghiul de legătură- acesta este unghiul dintre axele de legătură adiacente (adică linii convenționale trasate prin nucleele atomilor legați chimic dintr-o moleculă). Mărimea unghiului de legătură depinde de natura orbitalilor, de tipul de hibridizare a atomului central și 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 cantitate totală Legăturile pe care le poate forma un atom sunt limitate.

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

Astfel, din a doua perioadă, care au patru orbitali la nivel de energie externă (un s- și trei p-), formează legături, al căror număr nu depășește patru. Atomi de elemente din alte perioade cu un număr mare orbitalii de la nivelul exterior pot forma mai multe legături.

3. Concentrare. 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 direcționalitatea legăturii covalente.

Direcția unei legături covalente este aranjarea densității electronilor între atomi, care este determinată de orientarea spațială a orbitalilor de valență și asigură suprapunerea lor maximă.

Deoarece orbitalii electronilor au diverse formeși orientare diferită în spațiu, atunci se poate realiza suprapunerea lor reciprocă în diverse moduri. În funcție de aceasta, se disting legăturile σ-, π- și δ.

O legătură sigma (legatura σ) este o suprapunere a orbitalilor de electroni, astfel încât densitatea maximă de electroni este concentrată de-a lungul unei linii imaginare care leagă cele 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 suprapunere a orbitalilor de electroni este întotdeauna unică, adică este formată dintr-o singură pereche de electroni.

Varietatea formelor de orientare spațială a orbitalilor „puri” și a orbitalilor hibridizați nu permite 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.

O legătură pi (legătură π) este o suprapunere a orbitalilor de electroni în care densitatea maximă de electroni este concentrată de fiecare parte a liniei care leagă nucleele atomice (adică, 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 cu suprapunere laterală a orbitalilor electronici

4. Multiplicitate. Această caracteristică este determinată de numărul de perechi de electroni comuni care leagă atomii. O legătură covalentă poate fi simplă (singlă), dublă sau triplă. O legătură între doi atomi folosind o pereche de electroni comună se numește legătură simplă, două perechi de electroni o legătură dublă și trei perechi de electroni o legătură triplă. Astfel, în molecula de hidrogen H 2 atomii sunt legați printr-o legătură simplă (H-H), în molecula de oxigen O 2 - printr-o legătură dublă (B = O), în molecula de azot N 2 - printr-o legătură triplă (N ≡N). Semnificație deosebită multiplicitatea conexiunilor devine compuși organici- hidrocarburi și derivații lor: în etan C 2 H 6 există o legătură simplă (C-C) între atomii de C, în etilenă C 2 H 4 există o legătură dublă (C = C) în acetilena C 2 H 2 există o legătură triplă (C ≡ C) (C≡C).

Multiplicitatea legăturilor afectează energia: pe măsură ce multiplicitatea crește, puterea acesteia crește. Creșterea 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 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 conțin atomi ai aceluiași element). Nu conexiune polară De regulă, se manifestă în molecule homonucleare (H 2, Cl 2, N 2 etc.) sau, mai rar, în compuși formați din atomi de elemente cu valori similare de electronegativitate, de exemplu, carborundum SiC. Polar (sau heteropolar) este o legătură în care norul de electroni este asimetric și este deplasat către unul dintre atomi.

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

Pentru a determina în ce direcție se va deplasa densitatea de electroni a unei legături covalente polare, este necesar să se compare electronii ambilor atomi. În ordinea creșterii electronegativității, cel mai frecvent elemente chimice sunt plasate în următoarea ordine:

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 combinație 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 este desemnată 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 dipolar este măsurat în [C × m] (metri Coulomb), dar unitatea extra-sistemică [D] (debye) este mai des utilizată: 1D = 3,33 · 10 -30 C × m momentele dipolare ale moleculelor covalente variază în intervalul 0-4 D, iar ionic - 4-11 D. Cum lungime mai mare dipol, cu atât molecula este mai polară.

Norul de electroni comun dintr-o moleculă poate fi deplasat sub influența unui 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 influența unui câmp electric extern, inclusiv a câmpului de forță al unei alte particule.

Polarizabilitatea unei molecule depinde de mobilitatea electronilor, care este mai puternică cu cât 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 influența unui câmp extern, moleculele nepolare devin polare, iar moleculele polare devin și mai polare, adică se induce un dipol în molecule, care se numește dipol redus sau indus.

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

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

Polaritatea și polarizabilitatea legăturilor covalente determină reactivitatea moleculelor față de reactivii polari.

Proprietățile compușilor cu legături covalente

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

Compușii moleculari în condiții normale pot fi în diferite stări de agregare: sub formă de gaze (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), lichide foarte 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, se pot topi rapid și se pot sublima 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 foarte explicate forte slabe interacțiunea intermoleculară în cristale. De aceea, cristalele moleculare nu se caracterizează printr-o mare rezistență, duritate și conductivitate electrică(gheata sau zahar). În acest caz, 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. Dimpotrivă, substanțele cu molecule nepolare se dizolvă mai bine în solvenți nepolari (benzen, tetraclorura de carbon). Astfel, iodul, ale cărui molecule sunt nepolare, nu se dizolvă în apă polară, ci se dizolvă în CCl 4 nepolar și alcool cu polar scăzut.

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 vecini cu legături σ. De fapt, întregul cristal de diamant este o moleculă imensă și foarte puternică. Cristalele de siliciu, care sunt utilizate pe scară largă în electronica radio și inginerie electronică, au o structură similară. Dacă înlocuiți jumătate din atomii de C din diamant cu atomi de Si fără a perturba structura cadru a cristalului, veți obține un cristal de carborundum - carbură de siliciu SiC - o substanță foarte dura folosită ca material abraziv. Și dacă în rețeaua cristalină de siliciu se inserează un atom de O între fiecare doi atomi de Si, atunci se formează structura cristalină a cuarțului SiO 2 - de asemenea, o substanță foarte tare, 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 sub forma unui 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, sunt clasificate ca substanțe refractare. Temperaturi ridicate topirea se datorează necesității de a consuma o cantitate mare de energie pentru a rupe legăturile chimice puternice la topirea cristalelor atomice, și nu interacțiunilor intermoleculare slabe, ca în cazul substanțelor moleculare. Din același motiv, multe cristale atomice nu se topesc atunci când sunt încălzite, ci se descompun sau intră 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 este în mod inerent conductiv, și a semiconductorilor - siliciu, germaniu etc.).

Nu cel mai puțin important rol la nivel chimic al organizării lumii este jucat de modul de conectare a particulelor structurale și de conectare între ele. Majoritatea covârșitoare a substanțelor simple, și anume nemetale, au o legătură de tip covalent nepolar, cu excepția metalelor în forma lor pură, care au o metodă specială de legătură, care se realizează prin împărțirea electronilor liberi în rețeaua cristalină.

Tipurile și exemplele cărora vor fi indicate mai jos, sau mai precis, localizarea sau deplasarea parțială a acestor legături la unul dintre participanții de legare este explicată tocmai prin caracteristica electronegativă a unui anumit element. Deplasarea are loc spre atomul pentru care este mai puternic.

Legătură covalentă nepolară

„Formula” unei legături nepolare covalente este simplă - doi atomi de aceeași natură combină electronii învelișului lor de valență într-o pereche comună. O astfel de pereche se numește divizată deoarece aparține în mod egal ambilor participanți la pereche. Datorită socializării densității electronilor sub forma unei perechi de electroni, atomii se mută într-o stare mai stabilă, pe măsură ce își completează exteriorul. nivel electronic, iar „octetul” (sau „dubletul” în cazul substanței simple hidrogen H 2, are un singur orbital s, care necesită doi electroni pentru a se completa) este starea nivelului exterior la care tind toți atomii, întrucât umplerea lui corespunde stării cu energie minimă.

Există un exemplu de legătură covalentă nepolară în substanțele anorganice și, oricât de ciudat ar suna, și în chimia organică. Acest tip de legătură este inerent tuturor substanțelor simple - nemetale, cu excepția gazelor nobile, deoarece nivelul de valență al unui atom de gaz inert este deja finalizat și are un octet de electroni, ceea ce înseamnă că legarea cu unul similar nu face sens pentru aceasta și este și mai puțin benefică din punct de vedere energetic. În organice, nepolaritatea apare în moleculele individuale cu o anumită structură și este condiționată.

Legătură polară covalentă

Exemplul unei legături covalente nepolare este limitat la câteva molecule dintr-o substanță simplă, în timp ce compușii dipol, în care densitatea electronilor este parțial deplasată către elementul mai electronegativ, sunt marea majoritate. Orice combinație de atomi cu dimensiuni diferite electronegativitatea dă o legătură polară. În special, legăturile din substanțele organice sunt legături covalente polare. Uneori, oxizii ionici, anorganici sunt și polari, iar în săruri și acizi predomină tipul ionic de legătură.

Tipul ionic de compuși este uneori considerat ca un caz extrem de legare polară. Dacă electronegativitatea unuia dintre elemente este semnificativ mai mare decât cea a celuilalt, perechea de electroni este complet deplasată de la centrul de legătură la acesta. Așa are loc separarea în ioni. Cel care ia o pereche de electroni se transformă într-un anion și primește o sarcină negativă, iar cel care pierde un electron se transformă în cation și devine pozitiv.

Exemple de substanțe anorganice cu o legătură de tip covalent nepolar

Substanțele cu o legătură nepolară covalentă sunt, de exemplu, toate moleculele binare de gaz: hidrogen (H - H), oxigen (O = O), azot (în molecula sa 2 atomi sunt legați printr-o legătură triplă (N ≡ N)); lichide și solide: clor (Cl - Cl), fluor (F - F), brom (Br - Br), iod (I - I). La fel și substanțe complexe formate din atomi de diferite elemente, dar cu actuale aceeași valoare electronegativitatea, de exemplu, hidrură de fosfor - PH 3.

Legarea organică și nepolară

Este foarte clar că totul este complex. Se pune întrebarea: cum poate exista o legătură nepolară într-o substanță complexă? Răspunsul este destul de simplu dacă te gândești puțin logic. Dacă valorile electronegativității elementelor legate diferă ușor și nu formează un compus, o astfel de legătură poate fi considerată nepolară. Aceasta este exact situația cu carbonul și hidrogenul: toate legăturile C - H din materia organică sunt considerate nepolare.

Un exemplu de legătură covalentă nepolară este cea mai simplă moleculă de metan. Este formată dintr-un atom de carbon, care, în funcție de valența sa, este legat prin legături simple la patru atomi de hidrogen. De fapt, molecula nu este un dipol, deoarece nu există o localizare a sarcinilor în ea, oarecum datorită structurii sale tetraedrice. Densitatea electronilor este distribuită uniform.

Un exemplu de legătură covalentă nepolară apare în compuși organici mai complecși. Se realizează datorită efectelor mezomerice, adică retragerii secvenţiale a densităţii electronilor, care se estompează rapid de-a lungul lanţului de carbon. Astfel, într-o moleculă de hexacloretan, legătura C - C este nepolară datorită retragerii uniforme a densității electronilor de către șase atomi de clor.

Alte tipuri de conexiuni

Pe lângă legăturile covalente, care, de altfel, pot apărea și prin mecanismul donor-acceptor, există legături ionice, metalice și de hidrogen. Scurte caracteristici penultimele două sunt prezentate mai sus.

O legătură de hidrogen este o interacțiune electrostatică intermoleculară care se observă dacă molecula conține un atom de hidrogen și orice alt atom care are perechi de electroni singuri. Acest tip de legare este mult mai slab decât celelalte, dar datorită faptului că multe dintre aceste legături se pot forma în substanță, are o contribuție semnificativă la proprietățile compusului.

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

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

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

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

Covalent numit legătură chimică realizată de perechi de electroni. Compușii cu legături covalente se numesc homeopolar sau atomic.

Sunt două tipuri de legături covalente: polarŞi nepolar.

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

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

Formarea unei molecule de HCI poate fi reprezentată după cum urmează:

Deoarece electronegativitatea relativă a atomului de clor (2.83) este mai mare decât cea a atomului de hidrogen (2.1), perechea de electroni este deplasată la atomul de clor.

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

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

În timpul formării ionului de amoniu, norul cu doi electroni de azot devine comun atomilor de azot și hidrogen, ceea ce înseamnă că este transformat într-un nor de electroni moleculari. În consecință, apare o a patra legătură covalentă. Vă puteți imagina procesul de formare a amoniului cu următoarea diagramă:

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

Mai ai întrebări? Nu știi cum să-ți faci temele?
Pentru a obține ajutor de la un tutor, înregistrați-vă.
Prima lecție este gratuită!

site-ul web, atunci când copiați materialul integral sau parțial, este necesar un link către sursă.