Ce tip de legătură chimică are hcl. Tipuri de legături chimice

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

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

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

Unghiul de legătură (Unghiul de legătură) numiți unghiul dintre liniile imaginare care trec prin nucleele atomilor legați chimic. ∟HOH=104 0,5; ∟H2S=92,20; ∟H2S e =91 0 .0.

Cea mai importantă caracteristică legătura chimică este energie, definindu-l putere.

Forța unei legături este caracterizată cantitativ de energia cheltuită pentru a o rupe și este măsurată în kJ per 1 mol de substanță.

Prin urmare, puterea de legătură este caracterizată cantitativ de energia de sublimare E subl. substanțele și energia de disociere a unei molecule în atomi E diss. . Energia de sublimare se referă la energia cheltuită pentru a trece o substanță de la starea solidă la starea gazoasă. Pentru moleculele diatomice, energia de legare este egală cu energia de disociere a moleculei în doi atomi.

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

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

prin AB n =A+nB.

De exemplu, energia absorbită în timpul procesului

egal cu 924 kJ/mol.

Energia de comunicare

E OH = = = = 462 kJ/mol.

Concluziile despre structura moleculelor și structura unei substanțe se fac pe baza rezultatelor obținute prin diferite metode. În acest caz, informațiile obținute sunt folosite nu numai despre lungimile și energiile legăturilor, unghiurile de legătură, ci și alte proprietăți ale substanței, cum ar fi magnetice, optice, electrice, termice și altele.

Setul de date obținute experimental privind structura materiei completează și generalizează rezultatele metodelor de calcul chimic cuantic care utilizează conceptul de teoria mecanică cuantică a legăturii chimice. Se crede că legăturile chimice sunt mediate în principal de electronii de valență. Pentru elementele s și p, electronii de valență sunt electronii orbitalilor stratului exterior, iar pentru elementele d, electronii sunt orbitalii s ai stratului exterior și orbitalii d ai stratului pre-exterior. .

Natura legăturii chimice.

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

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

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

ÎN ion molecular H 2 + are două tipuri de forțe electrostatice - forța de atracție a unui electron către ambele nuclee și forța de repulsie între nuclee. Forța de respingere se manifestă între nucleele încărcate pozitiv H A + și H A +, care pot fi reprezentate sub forma figurii următoare. 3. Forța de respingere tinde să împingă nucleele unul de celălalt.

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

Forțe atractive acționează între electronul e - încărcat negativ și nucleele încărcate pozitiv H + și H +. O moleculă se formează dacă rezultanta forțelor de atracție și repulsie este zero, adică respingerea reciprocă a nucleelor ​​trebuie compensată prin atracția electronului către nuclee. O astfel de compensare depinde de locația electronului e - față de nuclee (Fig. 3 b și c). Ceea ce se înțelege aici nu este poziția electronului în spațiu (care nu poate fi determinată), ci probabilitatea de a găsi electronul în spațiu. Localizarea densității electronilor în spațiu, corespunzătoare Fig. 3.b) favorizează convergența nucleelor, iar Fig. 3.c) – respingerea nucleelor, întrucât în ​​acest caz forțele de atracție sunt direcționate într-o singură direcție și respingerea nucleelor ​​nu este compensată. Astfel, există o regiune de legare, când densitatea de electroni este distribuită între nuclee, și o regiune de antilegare sau antilegare, când densitatea de electroni este distribuită în spatele nucleelor.

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

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

Tipuri de conexiuni.

În chimie se disting următoarele tipuri de legături: covalent, ionic, metalic, legătură de hidrogen, legătură van der Waals, legătură donor-acceptor, legătură dativă.

Legătură covalentă

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

Astfel, o legătură covalentă este realizată prin împărțirea electronilor de la diferiți atomi ca urmare a împerecherii electronilor cu spini opuși.

Legătura covalentă este un tip comun de legătură. Legăturile covalente pot apărea nu numai în molecule, ci și în cristale. Are loc între atomi identici (în molecule de H 2, Cl 2, diamant) și între atomi diferiți (în molecule de H 2 O, NH 3 ...)

Mecanismul formării legăturilor covalente

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

H+H=H2, ∆H=-436 kJ/mol

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

Orez. 4. Mecanismul formării legăturilor într-o moleculă de hidrogen.

Dacă atomii de hidrogen care se apropie înainte de atingere au o distanță între nuclee de 0,106 nm, atunci după ce norii de electroni se suprapun, această distanță este de 0,074 nm.

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

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

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

Ilustrație a unei legături covalente

Conexiunile sunt descrise în diferite moduri:

1). Folosind electronii ca puncte

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

N∙ + N∙ → N: N

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

Această diagramă arată că nivelul de energie moleculară este mai scăzut decât nivelurile atomice originale, ceea ce înseamnă că starea moleculară a substanței este mai stabilă decât cea atomică.

3). O legătură covalentă este reprezentată printr-o linie

De exemplu, H – N. Această linie simbolizează o pereche de electroni.

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

Linia dintre atomi arată că ei au o pereche generalizată de electroni.

Clasificarea legăturilor covalente

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

Exemple de legături σ:

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

Un exemplu de formare a unei legături σ atunci când norii s-s se suprapun este observat în molecula de hidrogen.

Legătura π apare atunci când norii de electroni de pe ambele părți ale axei se suprapun, conectând nucleele atomilor.

Orez. 6. Formarea legăturii π între electronii p-, d-.

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

Proprietățile legăturilor covalente

A). Polaritate.

Există două tipuri de legături covalente: nepolare și polare.

În cazul unei legături covalente nepolare, s-a format norul de electroni cuplu comun electronii, este distribuit în spațiu simetric față de nucleele atomilor. Un exemplu sunt moleculele diatomice formate din atomi ai unui element: H2, Cl2, O2, N2, F2. Perechea lor de electroni aparține în mod egal ambilor atomi.

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

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

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

b). Saturabilitatea.

Capacitatea atomilor de a participa la formarea unui număr limitat de legături covalente se numește saturația unei legături covalente. Saturația legăturilor covalente se datorează faptului că în interacțiune chimică Numai electronii de la nivelurile de energie exterioare, adică un număr limitat de electroni, participă.

V) . Concentrează-teși hibridizarea legăturii covalente.

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

Direcția unei legături covalente determină structura geometrică a moleculelor.

De exemplu, pentru apă are o formă triunghiulară.

Orez. 7. Structura spațială a unei molecule de apă.

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

Hibridizare

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

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

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

Orez. 8. hibridizare sp

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

Orez. 9. sp 2 -hibridare.

Nu mai puțin frecventă este hibridizarea sp 3, care se formează dintr-un orbital s- și trei p-. În acest caz, se formează patru orbitali hibrizi, orientați în spațiu simetric față de cele patru vârfuri ale tetraedrului, adică sunt situați la un unghi de 109 0 28". Această poziție spațială se numește tetraedrică. Această structură este cunoscută pentru molecule. NH3, H2O și în general pentru elementele perioadei II Schematic aspectul său în spațiu poate fi afișat în figura următoare

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

proiectat pe un plan.

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

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

Formarea legăturilor tetraedrice în timpul hibridizării sp 3 folosind exemplul unei molecule CCl 4 este prezentată în Fig. 12.

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

Hibridizarea nu se referă doar la orbitalii s și p. Pentru a explica elementele stereochimice ale perioadelor III și ulterioare, este nevoie de a construi simultan orbitali hibrizi, incluzând orbitalii s-, p-, d-.

Substanțele cu legături covalente includ:

1. compusi organici;

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

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

4. compuși care respectă regula 8-N (cum ar fi InSb, CdS, GaAs, CdTe), când elementele lor constitutive sunt localizate în grupele II-VI, III-V din tabelul periodic.

În solidele cu o legătură covalentă, diferit structuri cristaline, a cărui energie de legare este aproape aceeași. De exemplu, structura ZnS poate fi cubică (zincblende) sau hexagonală (wurtzit). Dispunerea celor mai apropiati vecini din blenda de zinc si wurtzita este aceeasi, iar singura si mica diferenta a energiilor acestor doua structuri este determinata de aranjarea atomilor de langa cei mai apropiati. Această capacitate a unor substanțe se numește alotropie sau polimorfism. Un alt exemplu de alotropie este carbura de siliciu, care are o serie de politipuri de structuri diferite de la pur cubic la hexagonal. Aceste numeroase modificări cristaline ale ZnS, SiC există la temperatura camerei.

Legătură ionică

Legatura ionică este o forță electrostatică de atracție între ioni cu sarcini de semn opus (adică + și -).

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

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

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

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

E = E in + E out (1).

Energia de atracție Coulomb a ionilor cu semne opuse este luată ca Eat, de exemplu, Na + și Cl - pentru compusul NaCl

E primit = -e 2 /4πε 0 r (2),

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

E ott = A/r n (n≈12) (3)

E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),

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

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

În ciuda naturii aproximative a acestor formule, ele fac posibilă calcularea destul de precisă și descrierea în consecință a legăturii chimice din moleculele unor astfel de compuși ionici precum NaCl, KCl, CaO.

Deoarece câmpul electric al unui ion are simetrie sferică (Fig. 13), o legătură ionică, spre deosebire de o legătură covalentă, nu are direcționalitate. Interacțiunea a doi ioni încărcați opus este compensată de forțe de repulsie numai în direcția care leagă centrele nucleelor ​​ionice în alte direcții, compensarea câmpurilor electrice ale ionilor nu are loc. Prin urmare, ei sunt capabili să interacționeze cu alți ioni. Astfel, legătura ionică nu este saturabilă.

Orez. 13. Simetrie sferică câmp electrostatic

taxe cu taxe opuse.

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

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

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

Astfel, în condiții normale, compușii ionici sunt substanțe cristaline. Conceptul de molecule biionice, de exemplu, NaCL, CsCl, nu se aplică acestora. Fiecare cristal este format dintr-un număr mare de ioni.

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

Orez. 14. Natura ionică și covalentă a legăturii.

Proporția caracterului ionic al unei legături se numește grad de ionicitate. Se caracterizează prin sarcinile eficiente ale atomilor dintr-o moleculă. Gradul de ionicitate crește odată cu creșterea diferenței de electronegativitate a atomilor care îl formează.

Conexiune metalica

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

Orez. 15. Racord metalic.

Existența unei legături metalice este confirmată de următoarele fapte. Toate metalele au o conductivitate termică ridicată și o conductivitate electrică ridicată, care este asigurată de prezența electronilor liberi. În plus, aceeași circumstanță determină reflectivitate bună a metalelor la iradierea luminii, luciul și opacitatea lor, ductilitatea ridicată și coeficientul de temperatură pozitiv al rezistenței electrice.

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

Structurile metalice se caracterizează prin faptul că au un aranjament destul de rar de atomi (distanțe internucleare mari) și număr mare cei mai apropiați vecini ai fiecărui atom dintr-o rețea cristalină. Tabelul 1 prezintă trei structuri metalice tipice.

tabelul 1

Caracteristicile structurilor celor mai comune trei metale

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

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

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

Astfel, conceptul unei legături metalice este indisolubil legat de ideea metalelor ca o colecție de nuclee ionice încărcate pozitiv, cu spații mari între ionii umpluți cu gaz de electroni, în timp ce la nivel macroscopic sistemul rămâne neutru din punct de vedere electric.

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

Interacțiunea donor-acceptor a moleculelor

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

Principalele tipuri de interacțiuni intermoleculare. Legătură de hidrogen

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

E incoming = E sau + E ind + E disp (5).

Interacțiunea de orientare (sau interacțiunea dipol-dipol) are loc între moleculele polare, care, la apropiere, se întorc (orientează) unele spre altele cu poli opuși, astfel încât energia potențială a sistemului de molecule devine minimă. Cu cât este mai mare momentul dipol al moleculelor μ și cu cât distanța l dintre ele este mai mică, cu atât energia interacțiunii orientării este mai semnificativă:

E sau = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

unde ε 0 este constanta electrică.

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

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

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

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

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

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

A δ--H δ+…. A 5--H 5+.

Adică are loc o asociere de molecule. Asocierea moleculelor duce la o scădere a volatilității, o creștere a punctului de fierbere și a căldurii de evaporare și la o creștere a vâscozității și constantei dielectrice a lichidelor.

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

(H 2 O….N – O…H 2 O) de 2 ori.

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

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

Metoda legăturii de valență

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

Metoda legăturii de valență se bazează pe următoarele principii de bază:

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

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

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

„Legătura chimică” este energia de distrugere a rețelei în ioni _Ekul = Uresh. Principiile de bază ale metodei MO. Tipuri de suprapunere de AO atomice. MO de legare și antilegare cu o combinație de orbitali atomici s și s pz și pz px și px. H?C? C?H. ? - Coeficientul de repulsie. Qeff =. Ao. Teorii de bază ale legăturilor chimice.

„Tipuri de legături chimice” - Substanțele cu legături ionice formează o rețea cristalină ionică. Atomi. Electronegativitatea. Instituția Municipală de Învățământ Liceul Nr 18 profesoară de chimie Kalinina L.A. Ioni. De exemplu: Na1+ și Cl1-, Li1+ și F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Dacă se adaugă e -, ionul devine încărcat negativ. Cadrul atomic are o rezistență ridicată.

„Viața lui Mendeleev” - 18 iulie, D.I Mendeleev a absolvit gimnaziul din Tobolsk. 9 august 1850 - 20 iunie 1855 în timp ce studia în Main Institutul Pedagogic. „Dacă nu știi nume, atunci cunoașterea lucrurilor va muri” K. Liney. Viața și opera lui D.I. Mendeleev. Ivan Pavlovici Mendeleev (1783 - 1847), tatăl omului de știință. Deschidere lege periodică.

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

"Mendeleev" - Triadele de elemente ale lui Dobereiner. Gaze. Muncă. Viața și isprava științifică. Tabel periodic al elementelor (forma lungă). „Legea octavelor” a lui Newlands Activitate științifică. Soluții. O nouă etapă a vieții. A doua versiune a sistemului de elemente al lui Mendeleev. Parte a tabelului de elemente al lui L. Meyer. Descoperirea legii periodice (1869).

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

169338 0

Fiecare atom are un anumit număr de electroni.

Când intră în reacții chimice, atomii donează, câștigă sau împart electroni, obținând cea mai stabilă configurație electronică. Configurația cu cea mai scăzută energie (ca în atomii de gaz nobil) se dovedește a fi cea mai stabilă. Acest model este numit „regula octetului” (Fig. 1).

Orez. 1.

Această regulă se aplică tuturor tipuri de conexiuni. Legăturile electronice dintre atomi le permit să se formeze structuri stabile, de la cele mai simple cristale la biomolecule complexe care formează în cele din urmă sisteme vii. Ele diferă de cristale prin metabolismul lor continuu. În același timp, multe reacții chimice au loc în funcție de mecanisme transfer electronic, care joacă un rol critic în procesele energetice din organism.

O legătură chimică este forța care ține împreună doi sau mai mulți atomi, ioni, molecule sau orice combinație a acestora.

Natura unei legături chimice este universală: este o forță electrostatică de atracție între electronii încărcați negativ și nucleele încărcate pozitiv, determinată de configurația electronilor învelișului exterior al atomilor. Capacitatea unui atom de a forma legături chimice se numește valenţă, sau starea de oxidare. Conceptul de electroni de valență- electroni care formează legături chimice, adică localizați în orbitalii de cea mai mare energie. În consecință, învelișul exterior al atomului care conține acești orbitali se numește coajă de valență. În prezent, nu este suficient să se indice prezența unei legături chimice, dar este necesar să se clarifice tipul acesteia: ionic, covalent, dipol-dipol, metalic.

Primul tip de conexiune esteionic conexiune

În conformitate cu teoria electronică Lewis și Kossel, atomii pot obține o configurație electronică stabilă în două moduri: în primul rând, prin pierderea de electroni, devenind cationi, în al doilea rând, dobândirea lor, transformându-se în anionii. Ca urmare a transferului de electroni, datorită forței electrostatice de atracție dintre ionii cu sarcini de semne opuse, se formează o legătură chimică, numită de Kossel „ electrovalent„(acum numit ionic).

În acest caz, anionii și cationii formează o configurație electronică stabilă cu un exterior umplut învelișul de electroni. Legăturile ionice tipice sunt formate din grupele de cationi T și II ale tabelului periodic și anionii elementelor nemetalice din grupele VI și VII (16 și, respectiv, 17 subgrupe, calcogeniȘi halogeni). Legăturile compușilor ionici sunt nesaturate și nedirecționale, deci păstrează posibilitatea interacțiunii electrostatice cu alți ioni. În fig. Figurile 2 și 3 prezintă exemple de legături ionice corespunzătoare modelului Kossel de transfer de electroni.

Orez. 2.

Orez. 3. Legătura ionică într-o moleculă de sare de masă (NaCl)

Aici este oportun să amintim unele proprietăți care explică comportamentul substanțelor în natură, în special, luați în considerare ideea de aciziȘi motive.

Soluțiile apoase ale tuturor acestor substanțe sunt electroliți. Își schimbă culoarea diferit indicatori. Mecanismul de acțiune al indicatorilor a fost descoperit de F.V. Ostwald. El a arătat că indicatorii sunt acizi sau baze slabe, a căror culoare diferă în stările nedisociate și disociate.

Bazele pot neutraliza acizii. Nu toate bazele sunt solubile în apă (de exemplu, unii compuși organici care nu conțin grupări OH sunt insolubili, în special, trietilamină N(C2H5)3); se numesc baze solubile alcalii.

Soluțiile apoase de acizi suferă reacții caracteristice:

a) cu oxizi metalici - cu formare de sare si apa;

b) cu metale - cu formarea de sare si hidrogen;

c) cu carbonați - cu formarea de sare, CO 2 și N 2 O.

Proprietățile acizilor și bazelor sunt descrise de mai multe teorii. În conformitate cu teoria S.A. Arrhenius, un acid este o substanță care se disociază pentru a forma ioni N+ , în timp ce baza formează ioni EL- . Această teorie nu ține cont de existența bazelor organice care nu au grupări hidroxil.

În conformitate cu proton Conform teoriei lui Brønsted și Lowry, un acid este o substanță care conține molecule sau ioni care donează protoni ( donatori protoni), iar o bază este o substanță formată din molecule sau ioni care acceptă protoni ( acceptori protoni). Rețineți că în soluțiile apoase, ionii de hidrogen există sub formă hidratată, adică sub formă de ioni de hidroniu H3O+ . Această teorie descrie reacțiile nu numai cu ioni de apă și hidroxid, ci și cele efectuate în absența unui solvent sau cu un solvent neapos.

De exemplu, în reacția dintre amoniac N.H. 3 (bază slabă) și clorură de hidrogen în faza gazoasă, se formează clorură de amoniu solidă, iar într-un amestec de echilibru de două substanțe există întotdeauna 4 particule, dintre care două sunt acizi, iar celelalte două sunt baze:

Acest amestec de echilibru constă din două perechi conjugate de acizi și baze:

1)N.H. 4+ și N.H. 3

2) acid clorhidricȘi Cl ‑

Aici, în fiecare pereche conjugată, acidul și baza diferă cu un proton. Fiecare acid are o bază conjugată. Un acid puternic are o bază conjugată slabă, iar un acid slab are o bază conjugată puternică.

Teoria Brønsted-Lowry ajută la explicarea rolului unic al apei pentru viața biosferei. Apa, în funcție de substanța care interacționează cu ea, poate prezenta proprietățile fie ale unui acid, fie ale unei baze. De exemplu, în reacțiile cu solutii apoase Cu acidul acetic, apa este o bază, iar cu soluții apoase de amoniac este un acid.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Aici, o moleculă de acid acetic donează un proton unei molecule de apă;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + EL- . Aici, o moleculă de amoniac acceptă un proton dintr-o moleculă de apă.

Astfel, apa poate forma două perechi conjugate:

1) H2O(acid) și EL- (bază conjugată)

2) H3O+ (acid) și H2O(bază conjugată).

În primul caz, apa donează un proton, iar în al doilea, îl acceptă.

Această proprietate se numește amfiprotonism. Sunt numite substanțe care pot reacționa atât ca acizi, cât și ca baze amfoter. Astfel de substanțe se găsesc adesea în natura vie. De exemplu, aminoacizii pot forma săruri atât cu acizi, cât și cu baze. Prin urmare, peptidele formează cu ușurință compuși de coordonare cu ionii metalici prezenți.

Astfel, o proprietate caracteristică a unei legături ionice este mișcarea completă a electronilor de legare la unul dintre nuclee. Aceasta înseamnă că între ioni există o regiune în care densitatea electronilor este aproape zero.

Al doilea tip de conexiune estecovalent conexiune

Atomii pot forma configurații electronice stabile prin împărțirea electronilor.

O astfel de legătură se formează atunci când o pereche de electroni este împărțită pe rând de la toata lumea atom. În acest caz, electronii de legătură împărțiți sunt distribuiți în mod egal între atomi. Exemple de legături covalente includ homonuclear diatomic moleculele H 2 , N 2 , F 2. Același tip de conexiune se găsește la alotropi O 2 și ozon O 3 și pentru o moleculă poliatomică S 8 și de asemenea molecule heteronucleare acid clorhidric acid clorhidric, dioxid de carbon CO 2, metan CH 4, etanol CU 2 N 5 EL, hexafluorură de sulf SF 6, acetilena CU 2 N 2. Toate aceste molecule au aceiași electroni, iar legăturile lor sunt saturate și direcționate în același mod (Fig. 4).

Este important pentru biologi că legăturile duble și triple au raze atomice covalente reduse în comparație cu o singură legătură.

Orez. 4. Legătura covalentă într-o moleculă de Cl2.

Tipurile ionice și covalente de legături sunt două cazuri extreme ale numeroaselor tipuri de legături chimice existente, iar în practică majoritatea legăturilor sunt intermediare.

Conexiuni a două elemente situate la capete opuse ale unuia sau perioade diferite Sistemele lui Mendeleev formează predominant legături ionice. Pe măsură ce elementele se apropie între ele într-o perioadă, natura ionică a compușilor lor scade, iar caracterul covalent crește. De exemplu, halogenurile și oxizii elementelor din partea stângă a tabelului periodic formează predominant legături ionice ( NaCl, AgBr, BaSO4, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), și aceiași compuși de elemente din partea dreaptă a tabelului sunt covalenti ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glucoza C6H12O6, etanol C2H5OH).

Legătura covalentă, la rândul său, are încă o modificare.

În ionii poliatomici și în moleculele biologice complexe, ambii electroni pot proveni doar din unu atom. Se numeste donator pereche de electroni. Un atom care împarte această pereche de electroni cu un donor se numește acceptor pereche de electroni. Acest tip de legătură covalentă se numește coordonare (donator-acceptator, saudativ) comunicare(Fig. 5). Acest tip de legătură este cel mai important pentru biologie și medicină, deoarece chimia elementelor d cele mai importante pentru metabolism este în mare măsură descrisă de legăturile de coordonare.

Smochin. 5.

De regulă, într-un compus complex atomul de metal acționează ca acceptor al unei perechi de electroni; dimpotrivă, în legăturile ionice și covalente atomul de metal este donor de electroni.

Esența legăturii covalente și varietatea acesteia - legătura de coordonare - poate fi clarificată cu ajutorul unei alte teorii a acizilor și bazelor propusă de GN. Lewis. El a extins oarecum conceptul semantic al termenilor „acid” și „bază” conform teoriei Brønsted-Lowry. Teoria lui Lewis explică natura formării ionilor complecși și participarea substanțelor la reacțiile de substituție nucleofilă, adică la formarea CS.

Potrivit lui Lewis, un acid este o substanță capabilă să formeze o legătură covalentă prin acceptarea unei perechi de electroni dintr-o bază. O bază Lewis este o substanță care are o pereche de electroni singură, care, donând electroni, formează o legătură covalentă cu acidul Lewis.

Adică, teoria lui Lewis extinde gama reacțiilor acido-bazice și la reacții în care protonii nu participă deloc. În plus, protonul însuși, conform acestei teorii, este și un acid, deoarece este capabil să accepte o pereche de electroni.

Prin urmare, conform acestei teorii, cationii sunt acizi Lewis, iar anionii sunt baze Lewis. Un exemplu ar fi următoarele reacții:

S-a remarcat mai sus că împărțirea substanțelor în ionice și covalente este relativă, deoarece transferul complet de electroni de la atomii de metal la atomii acceptori nu are loc în moleculele covalente. În compușii cu legături ionice, fiecare ion se află în câmpul electric al ionilor de semn opus, deci sunt polarizați reciproc, iar învelișurile lor sunt deformate.

Polarizabilitate determinat de structura electronică, sarcina și dimensiunea ionului; pentru anioni este mai mare decât pentru cationi. Cea mai mare polarizabilitate dintre cationi este pentru cationii cu sarcină mai mare și dimensiuni mai mici, de exemplu, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Are un puternic efect de polarizare N+ . Deoarece influența polarizării ionilor este bidirecțională, schimbă semnificativ proprietățile compușilor pe care îi formează.

Al treilea tip de conexiune estedipol-dipol conexiune

Pe lângă tipurile de comunicare enumerate, există și dipol-dipol intermolecular interacțiuni, numite și van der Waals .

Puterea acestor interacțiuni depinde de natura moleculelor.

Există trei tipuri de interacțiuni: dipol permanent - dipol permanent ( dipol-dipol atracţie); dipol permanent - dipol indus ( inducţie atracţie); dipol instantaneu - dipol indus ( dispersiv atracție sau forțe londoneze; orez. 6).

Orez. 6.

Doar moleculele cu legături covalente polare au un moment dipol-dipol ( HCI, NH3, S02, H20, C6H5CI), iar puterea de legătură este 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 metri coulomb - C × m).

În biochimie, există un alt tip de conexiune - hidrogen conexiune care este un caz limitativ dipol-dipol atracţie. Această legătură se formează prin atracția dintre un atom de hidrogen și un atom electronegativ mărime mică, cel mai adesea - oxigen, fluor și azot. Cu atomi mari care au electronegativitate similară (cum ar fi clorul și sulful), legătura de hidrogen este mult mai slabă. Atomul de hidrogen se distinge printr-o caracteristică semnificativă: atunci când electronii de legătură sunt îndepărtați, nucleul său - protonul - este expus și nu mai este protejat de electroni.

Prin urmare, atomul se transformă într-un dipol mare.

O legătură de hidrogen, spre deosebire de o legătură van der Waals, se formează nu numai în timpul interacțiunilor intermoleculare, ci și în cadrul unei molecule - intramolecular legătură de hidrogen. Legăturile de hidrogen joacă un rol important în biochimie, de exemplu, pentru a stabiliza structura proteinelor sub formă de a-helix, sau pentru formarea unei duble helix de ADN (Fig. 7).

Fig.7.

Legăturile de hidrogen și van der Waals sunt mult mai slabe decât legăturile ionice, covalente și de coordonare. Energia legăturilor intermoleculare este indicată în tabel. 1.

Tabelul 1. Energia forțelor intermoleculare

Notă: Gradul de interacțiuni intermoleculare este reflectat de entalpia de topire și evaporare (fierbere). Compușii ionici necesită mult mai multă energie pentru a separa ionii decât pentru a separa molecule. Entalpia de topire a compuşilor ionici este mult mai mare decât cea a compuşilor moleculari.

Al patrulea tip de conexiune esteconexiune metalica

În cele din urmă, există un alt tip de legături intermoleculare - metal: conexiunea ionilor pozitivi ai unei rețele metalice cu electronii liberi. Acest tip de conexiune nu apare la obiectele biologice.

Din prezentare scurta tipuri de legături, un detaliu devine clar: un parametru important al unui atom sau ion de metal - un donor de electroni, precum și un atom - un acceptor de electroni, este mărimea.

Fără a intra în detalii, observăm că razele covalente ale atomilor, razele ionice metalele și razele van der Waals ale moleculelor care interacționează cresc pe măsură ce numărul lor atomic crește în grupurile tabelului periodic. În acest caz, valorile razelor ionice sunt cele mai mici, iar razele van der Waals sunt cele mai mari. De regulă, la deplasarea în jos a grupului, razele tuturor elementelor cresc, atât covalente, cât și van der Waals.

De cea mai mare importanță pentru biologi și medici sunt coordonare(donator-acceptator) legături considerate de chimia coordonării.

Bioanorganice medicale. G.K. Barașkov

Caracteristicile legăturilor chimice

Doctrina legăturii chimice formează baza întregii chimie teoretice. O legătură chimică este înțeleasă ca interacțiunea atomilor care îi leagă în molecule, ioni, radicali și cristale. Există patru tipuri de legături chimice: ionic, covalent, metalic și hidrogen. Diferite tipuri de legături pot fi găsite în aceleași substanțe.

1. În baze: între atomii de oxigen și hidrogen din grupările hidroxo legătura este covalentă polară, iar între metal și gruparea hidroxo este ionică.

2. În sărurile acizilor care conţin oxigen: între atomul nemetal şi oxigenul reziduului acid - polar covalent, iar între metal şi restul acid - ionic.

3. În sărurile de amoniu, metilamoniu etc., între atomii de azot și hidrogen există un covalent polar, iar între ionii de amoniu sau metilamoniu și reziduul acid - ionic.

4. În peroxizii metalici (de exemplu, Na 2 O 2), legătura dintre atomii de oxigen este covalentă, nepolară, iar între metal și oxigen este ionică etc.

Motivul unității tuturor tipurilor și tipurilor de legături chimice este natura lor chimică identică - interacțiunea electron-nuclear. Formarea unei legături chimice este în orice caz rezultatul interacțiunii electron-nucleare a atomilor, însoțită de eliberarea de energie.

Metode pentru formarea unei legături covalente

Legătură chimică covalentă este o legătură care ia naștere între atomi datorită formării perechilor de electroni partajate.

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 explică prin structura 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 combină. Structura rezultată se numește moleculă.

Mecanismul de formare a unei astfel de legături poate fi schimbător sau donor-acceptor.

În cele mai multe cazuri, doi atomi legați covalent au electronegativitate diferită, iar electronii împărțiți nu aparțin celor doi atomi în mod egal. De cele mai multe ori sunt mai aproape de un atom decât de altul. Într-o moleculă de clorură de hidrogen, 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 suficient de mare pentru a avea loc transferul complet de electroni de la atomul de hidrogen la atomul de clor. Prin urmare, legătura dintre atomii de hidrogen și clor poate fi considerată ca o încrucișare între o legătură ionică (transfer complet de electroni) și o legătură covalentă nepolară (un aranjament simetric al unei perechi de electroni între doi atomi). Sarcina parțială a atomilor este indicată cu litera greacă δ. O astfel de legătură se numește legătură covalentă polară, 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).

1. Mecanismul de schimb funcționează atunci când atomii formează perechi de electroni împărtășiți prin combinarea electronilor neperechi.

1) H2 - hidrogen.

Legătura are loc datorită formării unei perechi de electroni comune de către electronii s ai atomilor de hidrogen (orbitalii s suprapusi).

2) HCl - acid clorhidric.

Legătura are loc datorită formării unei perechi de electroni comune de electroni s și p (orbitali s-p suprapusi).

3) Cl 2: Într-o moleculă de clor, se formează o legătură covalentă datorită electronilor p neperechi (orbitali p-p suprapusi).

4) N ​​​​2: În molecula de azot, între atomi se formează trei perechi de electroni comuni.

Mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor covalente

Donator are o pereche de electroni acceptor- orbital liber pe care îl poate ocupa această pereche. În ionul de amoniu, toate cele patru legături cu atomii de hidrogen sunt covalente: trei s-au format datorită creării de perechi de electroni comuni de către atomul de azot și atomii de hidrogen conform mecanismului de schimb, una - prin mecanismul donor-acceptator. Legăturile covalente sunt clasificate după modul în care se suprapun orbitalii electronilor, precum și prin deplasarea lor către unul dintre atomii legați. Legăturile chimice formate ca urmare a suprapunerii orbitalilor electronilor de-a lungul unei linii de legătură se numesc σ - conexiuni(legături sigma). Legătura sigma este foarte puternică.

Orbitii p se pot suprapune în două regiuni, formând o legătură covalentă prin suprapunere laterală.

Legăturile chimice formate ca urmare a suprapunerii „laterale” a orbitalilor de electroni în afara liniei de legătură, adică în două regiuni, se numesc legături pi.

În funcție de gradul de deplasare a perechilor de electroni comuni către unul dintre atomii pe care îi conectează, o legătură covalentă poate fi polară sau nepolară. O legătură chimică covalentă formată între atomi cu aceeași electronegativitate se numește nepolară. Perechile de electroni nu sunt deplasate către niciunul dintre atomi, deoarece atomii au aceeași electronegativitate - proprietatea de a atrage electroni de valență de la alți atomi. De exemplu,

adică moleculele unor substanțe nemetalice simple se formează printr-o legătură nepolară covalentă. O legătură chimică covalentă între atomii elementelor a căror electronegativitate diferă se numește polară.

De exemplu, NH3 este amoniac. Azotul este un element mai electronegativ decât hidrogenul, astfel încât perechile de electroni partajate sunt deplasate către atomul său.

Caracteristicile unei legături covalente: lungimea legăturii și energia

Proprietățile caracteristice ale unei legături covalente sunt lungimea și energia acesteia. Lungimea legăturii este distanța dintre nucleele atomice. Cu cât lungimea unei legături chimice este mai mică, cu atât aceasta este mai puternică. Cu toate acestea, o măsură a rezistenței legăturii este energia legăturii, care este determinată de cantitatea de energie necesară pentru a rupe legătura. Se măsoară de obicei în kJ/mol. Astfel, conform datelor experimentale, lungimile de legătură ale moleculelor de H 2 , Cl 2 și respectiv N 2 sunt 0,074, 0,198 și 0,109 nm, iar energiile de legătură, respectiv, sunt 436, 242 și, respectiv, 946 kJ/mol.

Ioni. Legătură ionică

Există două posibilități principale pentru ca un atom să se supună regulii octetului. Prima dintre acestea este formarea de legături ionice. (A doua este formarea unei legături covalente, care va fi discutată mai jos). Când se formează o legătură ionică, un atom de metal pierde electroni, iar un atom nemetalic câștigă electroni.

Să ne imaginăm că doi atomi „se întâlnesc”: un atom al unui metal din grupa I și un atom nemetal al grupului VII. Un atom de metal are un singur electron la nivelul său de energie exterior, în timp ce unui atom nemetal îi lipsește doar un electron pentru ca nivelul său exterior să fie complet. Primul atom îi va oferi cu ușurință celui de-al doilea electronul său, care este departe de nucleu și slab legat de acesta, iar al doilea îi va oferi un loc liber la nivelul său electronic exterior. Apoi atomul, lipsit de una dintre sarcinile sale negative, va deveni o particulă încărcată pozitiv, iar a doua se va transforma într-o particulă încărcată negativ datorită electronului rezultat. Astfel de particule se numesc ioni.

Aceasta este o legătură chimică care are loc între ioni. Numerele care arată numărul de atomi sau molecule se numesc coeficienți, iar numerele care arată numărul de atomi sau ioni dintr-o moleculă sunt numite indici.

Conexiune metalica

Metalele au proprietăți specifice care diferă de proprietățile altor substanțe. Aceste proprietăți sunt relativ temperaturi mari topire, capacitatea de a reflecta lumina, conductivitate termică și electrică ridicată. Aceste caracteristici se datorează existenței unui tip special de legătură în metale - o legătură metalică.

Legătura metalică este o legătură între ionii pozitivi din cristalele metalice, realizată datorită atracției electronilor care se mișcă liber în tot cristalul. Atomii majorității metalelor de la nivelul exterior conțin un număr mic de electroni - 1, 2, 3. Acești electroni se desprind usor, iar atomii se transformă în ioni pozitivi. Electronii detașați se deplasează de la un ion la altul, legându-i într-un singur întreg. Conectându-se cu ionii, acești electroni formează temporar atomi, apoi se desprind din nou și se combină cu un alt ion etc. Un proces are loc la nesfârșit, care poate fi descris schematic după cum urmează:

În consecință, în volumul metalului, atomii sunt transformați continuu în ioni și invers. Legătura metalelor dintre ioni prin electroni împărțiți se numește metalică. Legătura metalică are unele asemănări cu legătura covalentă, deoarece se bazează pe împărțirea electronilor externi. Cu toate acestea, cu o legătură covalentă, electronii exteriori nepereche ai doar doi atomi vecini sunt împărțiți, în timp ce cu o legătură metalică, toți atomii iau parte la împărțirea acestor electroni. De aceea, cristalele cu o legătură covalentă sunt fragile, dar cu o legătură metalică, de regulă, sunt ductile, conductoare electric și au un luciu metalic.

Legătura metalică este caracteristică atât metalelor pure, cât și amestecurilor de diferite metale - aliaje în stare solidă și lichidă. Cu toate acestea, în stare de vapori, atomii de metal sunt legați între ei printr-o legătură covalentă (de exemplu, vaporii de sodiu umple lămpile cu lumină galbenă pentru a ilumina străzile orașelor mari). Perechile de metale constau din molecule individuale (monatomice și diatomice).

De asemenea, o legătură metalică diferă de o legătură covalentă în putere: energia sa este de 3-4 ori mai mică decât energia unei legături covalente.

Energia de legătură este energia necesară pentru a rupe o legătură chimică în toate moleculele care alcătuiesc un mol dintr-o substanță. Energiile legăturilor covalente și ionice sunt de obicei mari și se ridică la valori de ordinul 100-800 kJ/mol.

Legătură de hidrogen

Legătura chimică între atomi de hidrogen polarizați pozitiv ai unei molecule(sau părți ale acestora) și atomi polarizați negativ ai elementelor foarte electronegative având perechi de electroni comune (F, O, N și mai rar S și Cl), o altă moleculă (sau părți ale acesteia) se numește hidrogen. Mecanismul de formare a legăturilor de hidrogen este parțial electrostatic, parțial d caracter de onoare-acceptator.

Exemple de legături de hidrogen intermoleculare:

În prezența unei astfel de conexiuni, chiar și substanțele cu molecularitate scăzută pot fi, în condiții normale, lichide (alcool, apă) sau gaze ușor lichefiate (amoniac, fluorură de hidrogen). În biopolimeri - proteine ​​(structură secundară) - există o legătură de hidrogen intramoleculară între oxigenul carbonil și hidrogenul grupării amino:

Moleculele polinucleotidice - ADN (acid dezoxiribonucleic) - sunt elice duble în care două lanțuri de nucleotide sunt legate între ele prin legături de hidrogen. În acest caz, funcționează principiul complementarității, adică aceste legături se formează între anumite perechi formate din baze purinice și pirimidinice: timina (T) este situată vizavi de nucleotida adeninică (A), iar citozina (C) este situată opus. guanina (G).

Substanțele cu legături de hidrogen au rețele moleculare de cristal.

5) la s-elemente

6) la p-elemente

7) la d-elemente

8) la f - elemente

2. Câți electroni conțin atomii metalelor alcalino-pământoase la nivelul energetic exterior?

1) Unu 2) doi 3) trei 4) patru

3. B reacții chimice atomi de aluminiu prezintă

3) Proprietăţi oxidante 2) Proprietăţi acide

4) 3) proprietăți de restaurare 4) proprietăți de bază

4. Interacțiunea calciului cu clorul este o reacție

1) Descompunere 2) conexiune 3) substituție 4) schimb

5. Greutatea moleculară a bicarbonatului de sodiu este:

1) 84 2) 87 3) 85 4) 86

4. Determinați greutățile moleculare relative ale substanțelor simple: hidrogen, oxigen, clor, cupru, diamant (carbon). Amintiți-vă care dintre ele constau din molecule diatomice și care din atomi.
5.calculați masele moleculare relative ale următorilor compuși: dioxid de carbon CO2 acid sulfuric H2SO4 zahăr C12H22O11 alcool etilic C2H6O marmură CaCPO3
6. În peroxidul de hidrogen, există un atom de hidrogen pentru fiecare atom de oxigen. Determinați formula preoxidului de hidrogen dacă se știe că greutatea sa moleculară relativă este 34. Care este raportul de masă dintre hidrogen și oxigen din acest compus?
7. De câte ori este o moleculă de dioxid de carbon mai grea decât o moleculă de oxigen?

Vă rog să mă ajutați, temă de clasa a VIII-a.