Rareori substanțe chimice constau din atomi individuali, neînrudiți, ai elementelor chimice. În condiții normale, doar un număr mic de gaze numite gaze nobile au o astfel de structură: heliu, neon, argon, cripton, xenon și radon. Cel mai adesea, substanțele chimice nu constau din atomi disparați, ci din combinațiile lor în diferite grupuri. Astfel de combinații de atomi pot include mai multe unități, sute, mii sau chiar mai mulți atomi. Forța care menține acești atomi în astfel de grupări se numește legătură chimică.
Cu alte cuvinte, putem spune că o legătură chimică este o interacțiune care asigură legarea atomilor individuali în structuri mai complexe (molecule, ioni, radicali, cristale etc.).
Motivul formării unei legături chimice este că energia structurilor mai complexe este mai mică decât energia totală a atomilor individuali care o formează.
Deci, în special, dacă o moleculă XY se formează în timpul interacțiunii atomilor X și Y, aceasta înseamnă că energia internă a moleculelor acestei substanțe este mai mică decât energia internă a atomilor individuali din care s-a format:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Din acest motiv, atunci când se formează legături chimice între atomi individuali, se eliberează energie.
În formarea legăturilor chimice, electronii stratului exterior de electroni cu cea mai mică energie de legare cu nucleul, numiti valenţă. De exemplu, în bor, aceștia sunt electroni de al 2-lea nivel de energie - 2 electroni pe 2 s- orbitali și 1 cu 2 p-orbitali:
Când se formează o legătură chimică, fiecare atom tinde să obțină o configurație electronică a atomilor de gaz nobil, adică astfel încât în stratul său exterior de electroni să fie 8 electroni (2 pentru elementele primei perioade). Acest fenomen se numește regula octetului.
Este posibil ca atomii să atingă configurația electronică a unui gaz nobil dacă inițial atomii unici își împărtășesc o parte din electronii de valență cu alți atomi. În acest caz, se formează perechi de electroni comuni.
În funcție de gradul de socializare a electronilor se pot distinge legături covalente, ionice și metalice.
legătură covalentă
O legătură covalentă apare cel mai adesea între atomii elementelor nemetalice. Dacă atomii nemetalelor care formează o legătură covalentă aparțin unor elemente chimice diferite, o astfel de legătură se numește legătură polară covalentă. Motivul pentru acest nume constă în faptul că atomii diferitelor elemente au, de asemenea, o capacitate diferită de a atrage o pereche de electroni comună către ei înșiși. Evident, acest lucru duce la o deplasare a perechii de electroni comune către unul dintre atomi, în urma căreia se formează o sarcină negativă parțială pe aceasta. La rândul său, pe celălalt atom se formează o sarcină pozitivă parțială. De exemplu, într-o moleculă de clorură de hidrogen, perechea de electroni este deplasată de la atomul de hidrogen la atomul de clor:
Exemple de substanțe cu o legătură polară covalentă:
CCI4, H2S, CO2, NH3, Si02 etc.
O legătură covalentă nepolară se formează între atomii de nemetale ale aceleiași element chimic. Deoarece atomii sunt identici, capacitatea lor de a trage electronii împărtășiți este aceeași. În acest sens, nu se observă nicio deplasare a perechii de electroni:
Mecanismul de mai sus pentru formarea unei legături covalente, când ambii atomi furnizează electroni pentru formarea perechilor de electroni comuni, se numește schimb.
Există și un mecanism donor-acceptator.
Când se formează o legătură covalentă prin mecanismul donor-acceptor, se formează o pereche de electroni comună datorită orbitalului plin al unui atom (cu doi electroni) și orbitalului gol al altui atom. Un atom care oferă o pereche de electroni neîmpărtășită se numește donor, iar un atom cu un orbital liber este numit acceptor. Donatorii perechilor de electroni sunt atomi care au electroni perechi, de exemplu, N, O, P, S.
De exemplu, conform mecanismului donor-acceptor, formarea celui de-al patrulea covalent Legături N-Hîn cationul de amoniu NH4+:
Pe lângă polaritate, legăturile covalente se caracterizează și prin energie. Energia de legătură este energia minimă necesară pentru a rupe o legătură între atomi.
Energia de legare scade odată cu creșterea razelor atomilor legați. Felul în care știm razele atomice crește în jos subgrupele, se poate, de exemplu, concluziona că puterea legăturii halogen-hidrogen crește în serie:
BUNĂ< HBr < HCl < HF
De asemenea, energia legăturii depinde de multiplicitatea sa - cu cât este mai mare multiplicitatea legăturilor, cu atât energia acesteia este mai mare. Multiplicitatea legăturilor este numărul de perechi de electroni comuni dintre doi atomi.
Legătură ionică
O legătură ionică poate fi considerată ca fiind cazul limită al unei legături polare covalente. Dacă într-o legătură covalent-polară perechea de electroni comună este parțial deplasată la unul dintre perechile de atomi, atunci în cea ionică este aproape complet „cedată” unuia dintre atomi. Atomul care a donat un electron(i) capătă o sarcină pozitivă și devine cation, iar atomul care a luat electroni din el capătă o sarcină negativă și devine anion.
Astfel, o legătură ionică este o legătură formată din cauza atracției electrostatice a cationilor către anioni.
Formarea acestui tip de legătură este caracteristică interacțiunii atomilor metalelor tipice și nemetalelor tipice.
De exemplu, fluorura de potasiu. Un cation de potasiu se obține ca urmare a detașării unui electron de la un atom neutru, iar un ion de fluor se formează prin atașarea unui electron la un atom de fluor:
Între ionii rezultați, apare o forță de atracție electrostatică, în urma căreia se formează un compus ionic.
În timpul formării unei legături chimice, electronii din atomul de sodiu au trecut la atomul de clor și s-au format ioni încărcați opus, care au un nivel de energie extern complet.
S-a stabilit că electronii nu se desprind complet de atomul de metal, ci doar se deplasează spre atomul de clor, ca într-o legătură covalentă.
Majoritatea compușilor binari care conțin atomi de metal sunt ionici. De exemplu, oxizi, halogenuri, sulfuri, nitruri.
Legătură ionică apare și între cationii simpli și anioni simpli (F-, Cl-, S 2-), precum și între cationii simpli și anioni complecși (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -). Prin urmare, compușii ionici includ săruri și baze (Na2SO4, Cu (NO3)2, (NH4)2SO4), Ca (OH)2, NaOH).
conexiune metalica
Acest tip de legătură se formează în metale.
Atomii tuturor metalelor au electroni pe stratul exterior de electroni care au o energie de legare scăzută cu nucleul atomic. Pentru majoritatea metalelor, pierderea electronilor externi este favorabilă din punct de vedere energetic.
Având în vedere o astfel de interacțiune slabă cu nucleul, acești electroni din metale sunt foarte mobili și următorul proces are loc continuu în fiecare cristal de metal:
M 0 - ne - \u003d M n +, unde M 0 este un atom de metal neutru și M n + cation al aceluiași metal. Figura de mai jos prezintă o ilustrare a proceselor în curs.
Adică, electronii „se năpustesc” de-a lungul cristalului de metal, detașându-se de un atom de metal, formând un cation din acesta, unindu-se altui cation, formând un atom neutru. Acest fenomen a fost numit „vânt electronic”, iar setul de electroni liberi din cristalul unui atom nemetal a fost numit „gaz de electroni”. Acest tip de interacțiune între atomii de metal se numește legatura metalica.
legătură de hidrogen
Dacă un atom de hidrogen din orice substanță este legat de un element cu o electronegativitate ridicată (azot, oxigen sau fluor), o astfel de substanță este caracterizată de un fenomen precum o legătură de hidrogen.
Deoarece un atom de hidrogen este legat de un atom electronegativ, pe atomul de hidrogen se formează o sarcină pozitivă parțială și pe atomul electronegativ se formează o sarcină negativă parțială. În acest sens, atracția electrostatică devine posibilă între atomul de hidrogen încărcat parțial pozitiv al unei molecule și atomul electronegativ al alteia. De exemplu, se observă legături de hidrogen pentru moleculele de apă:
Legătura de hidrogen este cea care explică punctul de topire anormal de ridicat al apei. Pe lângă apă, se formează și legături puternice de hidrogen în substanțe precum fluorura de hidrogen, amoniacul, acizii care conțin oxigen, fenolii, alcoolii, aminele.
Momentele dipolare ale moleculelor
Metoda legăturii de valență se bazează pe premisa că fiecare pereche de atomi dintr-o particulă chimică este ținută împreună de una sau mai multe perechi de electroni. Aceste perechi de electroni aparțin a doi atomi legați și sunt localizați în spațiul dintre ei. Datorită atracției nucleelor atomilor legați de acești electroni, ia naștere o legătură chimică.
Orbitali atomici suprapusi
Când descrii structura electronica ai unei particule chimice, electronii, inclusiv cei socializați, sunt denumiți atomi individuali, iar stările lor sunt descrise prin orbitali atomici. La rezolvarea ecuației Schrödinger, funcția de undă aproximativă este aleasă astfel încât să dea energia electronică minimă a sistemului, adică cea mai mare valoare energie de legătură. Această condiție se realizează cu cea mai mare suprapunere a orbitalilor aparținând unei legături. Astfel, o pereche de electroni care leagă doi atomi se află în regiunea suprapunerii lor. orbitali atomici.
Orbitalii suprapusi trebuie sa aiba aceeasi simetrie fata de axa internucleara.
Suprapunerea orbitalilor atomici de-a lungul liniei care leagă nucleele atomilor duce la formarea de legături σ. Doar o legătură σ este posibilă între doi atomi dintr-o particulă chimică. Toate legăturile σ au simetrie axială în jurul axei internucleare. Fragmente de particule chimice se pot roti în jurul axei internucleare fără a încălca gradul de suprapunere a orbitalilor atomici care formează legături σ. Un set de legături σ direcționate, strict orientate spațial, creează structura unei particule chimice.
Odată cu suprapunerea suplimentară a orbitalilor atomici perpendiculari pe linia de legătură, se formează legături π.
Ca urmare, apar legături multiple între atomi:
| Singur (σ) | Dublu (σ + π) | Triplu (σ + π + π) |
| F−F | O=O | N≡N |
Odată cu apariția legăturii π, care nu are simetrie axială, rotația liberă a fragmentelor unei particule chimice în jurul legăturii σ devine imposibilă, deoarece ar trebui să conducă la ruperea legăturii π. Pe lângă legăturile σ și π, este posibilă formarea unui alt tip de legătură - legătura δ:
De obicei, o astfel de legătură se formează după formarea legăturilor σ și π de către atomi în prezența atomilor d- și f-orbitale prin suprapunerea „petalelor” lor în patru locuri deodată. Ca urmare, multiplicitatea comunicării poate crește până la 4-5.
De exemplu, în ionul octaclorodirenat(III)-2-, se formează patru legături între atomii de reniu.
Mecanisme de formare a legăturilor covalente
Există mai multe mecanisme pentru formarea unei legături covalente: schimb valutar(echivalent), donator-acceptator, dativ.
Când se utilizează mecanismul de schimb, formarea unei legături este considerată ca rezultat al împerecherii spinilor electronilor liberi ai atomilor. În acest caz, doi orbitali atomici ai atomilor vecini se suprapun, fiecare dintre care este ocupat de un electron. Astfel, fiecare dintre atomii legați alocă perechi de electroni pentru socializare, ca și cum i-ar schimba. de exemplu, atunci când o moleculă de trifluorura de bor este formată din atomi, trei orbitali atomici de bor, fiecare dintre care are un electron, se suprapun cu trei orbitali atomici a trei atomi de fluor (fiecare dintre ei are și un electron nepereche). Ca rezultat al împerecherii electronilor, trei perechi de electroni apar în regiunile suprapuse ale orbitalilor atomici corespunzători, legând atomii într-o moleculă.
Conform mecanismului donor-acceptor, un orbital cu o pereche de electroni ai unui atom și un orbital liber al altui atom se suprapun. În acest caz, o pereche de electroni apare și în regiunea de suprapunere. Conform mecanismului donor-acceptor, de exemplu, are loc adăugarea unui ion de fluorură la o moleculă de trifluorura de bor. Vacant R-orbital de bor (accesor de pereche de electroni) din molecula BF 3 se suprapune cu R-orbital al ionului F −, care acționează ca donor de pereche de electroni. În ionul rezultat, toate cele patru legături covalente bor-fluor sunt echivalente ca lungime și energie, în ciuda diferenței în mecanismul formării lor.
Atomi, externi învelișul de electroni care constă numai din s- și R-orbitalii pot fi fie donatori, fie acceptori ai unei perechi de electroni. Atomi a căror înveliș electronic exterior include d-orbitalii pot acționa atât ca donor, cât și ca acceptor de perechi de electroni. În acest caz, se ia în considerare mecanismul dativ al formării legăturilor. Un exemplu de manifestare a mecanismului dativ în formarea unei legături este interacțiunea a doi atomi de clor. Doi atomi de clor din molecula de Cl 2 formează o legătură covalentă prin mecanismul de schimb, combinând cei 3 neperechi. R-electroni. În plus, există o suprapunere 3 R-orbitalii atomului Cl-1, pe care se afla o pereche de electroni, si vacant 3 d-orbitalii atomului de Cl-2, precum și suprapunerea 3 R-orbitalii atomului Cl-2, care are o pereche de electroni, și vacant 3 d-orbitalii atomului de Cl-1. Acțiunea mecanismului dativ duce la creșterea forței legăturii. Prin urmare, molecula de Cl 2 este mai puternică decât molecula F 2, în care legătura covalentă se formează numai prin mecanismul de schimb:
Hibridarea orbitalilor atomici
La determinarea formei geometrice a unei particule chimice, ar trebui să se țină seama de faptul că perechile de electroni externi ai atomului central, inclusiv cei care nu formează o legătură chimică, sunt localizați în spațiu cât mai departe unul de celălalt.
Când se iau în considerare legăturile chimice covalente, este adesea folosit conceptul de hibridizare a orbitalilor atomului central - alinierea energiei și formei acestora. Hibridizarea este o tehnică formală utilizată pentru descrierea chimică cuantică a rearanjarii orbitalilor în particule chimice în comparație cu atomii liberi. Esența hibridizării orbitalilor atomici este că un electron în apropierea nucleului unui atom legat este caracterizat nu de un singur orbital atomic, ci de o combinație de orbitali atomici cu același număr cuantic principal. Această combinație se numește orbital hibrid (hibridizat). De regulă, hibridizarea afectează doar orbitalii atomici mai mari și aproape de energie ocupați de electroni.
Ca urmare a hibridizării, apar noi orbitali hibrizi (Fig. 24), care sunt orientați în spațiu în așa fel încât perechile de electroni (sau electronii neperechi) situate pe ei se dovedesc a fi cât mai departe unul de celălalt, care corespunde energiei minime de repulsie interelectronilor. Prin urmare, tipul de hibridizare determină geometria moleculei sau ionului.
TIPURI DE HIBRIDIZARE
| Tip de hibridizare | formă geometrică | Unghiul dintre legături | Exemple |
| sp | liniar | 180o | BeCl2 |
| sp 2 | triunghiular | 120o | BCl 3 |
| sp 3 | tetraedric | 109,5o | CH 4 |
| sp 3 d | trigonal-bipiramidal | 90o; 120o | PCl 5 |
| sp 3 d 2 | octaedric | 90o | SF6 |
Hibridizarea implică nu numai electroni de legătură, ci și perechi de electroni neîmpărțiți. De exemplu, o moleculă de apă conține două legături chimice covalente între un atom de oxigen și doi atomi de hidrogen.
Pe lângă două perechi de electroni comuni cu atomii de hidrogen, atomul de oxigen are două perechi de electroni externi care nu participă la formarea legăturilor (perechi de electroni singuri). Toate cele patru perechi de electroni ocupă anumite regiuni din spațiul din jurul atomului de oxigen.
Deoarece electronii se resping reciproc, norii de electroni sunt amplasați cât mai departe unul de celălalt. În acest caz, ca urmare a hibridizării, forma orbitalilor atomici se modifică, ei sunt alungiți și îndreptați către vârfurile tetraedrului. Prin urmare, molecula de apă are o formă unghiulară, iar unghiul dintre legăturile oxigen-hidrogen este de 104,5 o.
Pentru a prezice tipul de hibridizare, este convenabil de utilizat mecanism donor-acceptor formarea legăturilor: orbitalii gol ai unui element mai puțin electronegativ și orbitalii unui element mai electronegativ se suprapun cu perechile de electroni de pe ele. La compilarea configurațiilor electronice ale atomilor, acestea sunt luate în considerare stări de oxidare este un număr condiționat care caracterizează sarcina unui atom dintr-un compus, calculat pe baza ipotezei structurii ionice a substanței.
Pentru a determina tipul de hibridizare și forma unei particule chimice, procedați după cum urmează:
Prezența legăturilor π nu afectează tipul de hibridizare. Cu toate acestea, prezența unei legături suplimentare poate duce la o modificare a unghiurilor de legătură, deoarece electronii legăturilor multiple se resping reciproc mai puternic. Din acest motiv, de exemplu, unghiul de legătură în molecula de NO 2 ( sp 2-hibridare) creşte de la 120 o la 134 o .
Multiplicitatea legăturii azot-oxigen din această moleculă este 1,5, unde una corespunde unei legături σ, iar 0,5 este egal cu raportul dintre numărul de orbitali ai atomului de azot care nu participă la hibridizare (1) și numărul de perechile de electroni active rămase la atomul de oxigen, formând legături π (2). Astfel, se observă delocalizarea legăturilor π (legăturile delocalizate sunt legături covalente, a căror multiplicitate nu poate fi exprimată ca număr întreg).
Când sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d 2 hibridizări ale unui vârf dintr-un poliedru care descriu geometria unei particule chimice sunt echivalente și, prin urmare, legături multiple și perechi de electroni singure pot ocupa oricare dintre ele. in orice caz sp 3 d-hibridizarea este responsabila bipiramida trigonală, în care unghiurile de legătură pentru atomii aflați la baza piramidei (planul ecuatorial) sunt 120 o , iar unghiurile de legătură care implică atomii aflați în vârfurile bipiramidei sunt 90 o . Experimentul arată că perechile de electroni neîmpărțiți sunt întotdeauna situate în planul ecuatorial al bipiramidei trigonale. Pe această bază, se ajunge la concluzia că au nevoie de mai mult spațiu liber decât perechile de electroni implicate în formarea legăturilor. Un exemplu de particule cu un astfel de aranjament al unei perechi de electroni singuri este tetrafluorura de sulf (Fig. 27). Dacă atomul central are simultan perechi singure de electroni și formează legături multiple (de exemplu, în molecula XeOF 2), atunci în cazul sp 3 d-hibridare, sunt situate în planul ecuatorial al bipiramidei trigonale (Fig. 28).
Momentele dipolare ale moleculelor
O legătură covalentă ideală există numai în particulele formate din atomi identici (H 2 , N 2 etc.). Dacă se formează o legătură între diferiți atomi, atunci densitatea electronică se schimbă la unul dintre nucleele atomilor, adică legătura este polarizată. Polaritatea unei legături este caracterizată de momentul său dipol.
Momentul dipol al unei molecule este egal cu suma vectorială a momentelor dipolare ale legăturilor sale chimice (ținând cont de prezența perechilor de electroni singure). Dacă legăturile polare sunt situate simetric în moleculă, atunci sarcinile pozitive și negative se compensează reciproc, iar molecula în ansamblu este nepolară. Acest lucru se întâmplă, de exemplu, cu molecula de dioxid de carbon. Moleculele poliatomice cu un aranjament asimetric de legături polare (și, prin urmare, densitatea electronilor) sunt în general polare. Acest lucru se aplică în special moleculei de apă.
Valoarea rezultată a momentului dipol al moleculei poate fi afectată de perechea de electroni singuratică. Deci, moleculele NH 3 și NF 3 au o geometrie tetraedrică (ținând cont de perechea de electroni singuratică). Gradele de ionicitate ale legăturilor azot-hidrogen și azot-fluor sunt de 15, respectiv 19%, iar lungimea lor este de 101, respectiv 137 pm. Pe baza acestui fapt, se poate concluziona că momentul dipol NF 3 este mai mare. Cu toate acestea, experimentul arată contrariul. Cu o predicție mai precisă a momentului dipol, trebuie luată în considerare direcția momentului dipol al perechii singure (Fig. 29).
Covalente, ionice și metalice sunt cele trei tipuri principale de legături chimice.
Să aflăm mai multe despre legătură chimică covalentă. Să luăm în considerare mecanismul apariției sale. Să luăm ca exemplu formarea unei molecule de hidrogen:
Un nor sferic simetric format dintr-un electron 1s înconjoară nucleul unui atom de hidrogen liber. Când atomii se apropie unul de celălalt până la o anumită distanță, orbitalii lor se suprapun parțial (vezi fig.), 
ca urmare, între centrele ambelor nuclee apare un nor molecular cu doi electroni, care are o densitate maximă de electroni în spațiul dintre nuclee. Odată cu creșterea densității sarcinii negative, are loc o creștere puternică a forțelor de atracție dintre norul molecular și nuclee.
Deci, vedem că o legătură covalentă se formează prin suprapunerea norilor de electroni de atomi, care este însoțită de eliberarea de energie. Dacă distanța dintre nucleele atomilor care se apropie de atingere este de 0,106 nm, atunci după suprapunerea norilor de electroni va fi de 0,074 nm. Cu cât suprapunerea orbitalilor electronilor este mai mare, cu atât legătura chimică este mai puternică.
covalent numit legături chimice realizate de perechi de electroni. Compușii cu o legătură covalentă se numesc homeopolar sau atomic.
Exista două tipuri de legături covalente: polarși nepolar.
Cu nepolar legătură covalentă formată dintr-o pereche comună de electroni, norul de electroni este distribuit simetric în raport cu nucleele ambilor atomi. Un exemplu pot fi moleculele diatomice care constau dintr-un element: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 și altele, în care perechea de electroni aparține ambilor atomi în mod egal.
La polar Într-o legătură covalentă, norul de electroni este deplasat către atomul cu o electronegativitate relativă mai mare. De exemplu, molecule de compuși anorganici volatili, cum ar fi H2S, HCI, H20 și alții.
Formarea moleculei de HCl poate fi reprezentată astfel:
pentru că electronegativitatea relativă a atomului de clor (2.83) este mai mare decât cea a atomului de hidrogen (2.1), perechea de electroni se deplasează spre atomul de clor.
În plus față de mecanismul de schimb pentru formarea unei legături covalente - din cauza suprapunerii, există și donator-acceptator mecanismul formării sale. Acesta este un mecanism în care formarea unei legături covalente are loc datorită unui nor de doi electroni al unui atom (donator) și unui orbital liber al altui atom (acceptor). Să ne uităm la un exemplu de mecanism de formare a amoniului NH 4 +. În molecula de amoniac, atomul de azot are un nor cu doi electroni:
Ionul de hidrogen are un orbital 1s liber, să-l notăm ca .
În procesul de formare a ionilor de amoniu, norul cu doi electroni de azot devine comun pentru atomii de azot și hidrogen, ceea ce înseamnă că este transformat într-un nor de electroni moleculari. Prin urmare, apare o a patra legătură covalentă. Procesul de formare a amoniului poate fi reprezentat astfel: 
Sarcina ionului de hidrogen este dispersată printre toți atomii, iar norul de doi electroni care aparține azotului devine comun cu hidrogenul.
Aveti vreo intrebare? Nu știi cum să-ți faci temele?
Pentru a obține ajutorul unui tutor - înregistrați-vă.
Prima lecție este gratuită!
site-ul, cu copierea integrală sau parțială a materialului, este necesară un link către sursă.
Legătură chimică.
Substanțe diferite au structuri diferite. Dintre toate substanțele cunoscute în prezent, doar gazele inerte există sub formă de atomi liberi (izolați), ceea ce se datorează stabilității ridicate a structurilor lor electronice. Toate celelalte substanțe (și în prezent sunt peste 10 milioane dintre ele) sunt compuse din atomi legați.
Notă: acele părți ale textului care nu pot fi învățate și dezasamblate sunt scrise cu caractere cursive.
Formarea moleculelor din atomi duce la un câștig de energie, deoarece în condiții normale starea moleculară este mai stabilă decât starea atomică.
Un atom poate avea de la unu la opt electroni în nivelul său de energie exterior. Dacă numărul de electroni din nivelul exterior al unui atom este maximul pe care îl poate găzdui, atunci acest nivel se numește efectuat. Nivelurile finalizate sunt caracterizate de o mare durabilitate. Acestea sunt nivelurile exterioare ale atomilor de gaz nobil: heliul are doi electroni la nivelul exterior (s 2), restul au opt electroni fiecare (ns 2 np 6). Nivelurile exterioare ale atomilor altor elemente sunt incomplete și în curs interacțiune chimică se termină.
O legătură chimică este formată din electroni de valență, dar se realizează în moduri diferite. Există trei tipuri principale de legături chimice: covalent, ionic și metalic.
legătură covalentă
Să luăm în considerare mecanismul apariției unei legături covalente folosind exemplul formării unei molecule de hidrogen:
H + H \u003d H 2; Q = 436 kJ
Nucleul unui atom de hidrogen liber este înconjurat de un nor de electroni simetric sferic format dintr-un electron de 1 s. Când atomii se apropie până la o anumită distanță, norii lor de electroni (orbitalii) se suprapun parțial
Ca urmare, între centrele ambelor nuclee apare un nor molecular cu doi electroni, care are o densitate maximă de electroni în spațiul dintre nuclee; o crestere a densitatii sarcinii negative favorizeaza o crestere puternica a fortelor de atractie dintre nuclei si norul molecular.
Deci, o legătură covalentă se formează ca urmare a suprapunerii norilor de electroni ai atomilor, însoțită de eliberarea de energie. Dacă pentru atomii de hidrogen care se apropie de atingere, distanța dintre nuclee este de 0,106 nm, atunci după suprapunerea norilor de electroni (formarea moleculei de H 2), această distanță este de 0,074 nm. Cea mai mare suprapunere a norilor de electroni are loc de-a lungul liniei care leagă nucleele a doi atomi (acest lucru are loc atunci când se formează o legătură σ). Cu cât legătura chimică este mai puternică, cu atât este mai mare suprapunerea orbitalilor electronilor. Ca urmare a formării unei legături chimice între doi atomi de hidrogen, fiecare dintre ei ajunge la configurația electronică a unui atom de heliu de gaz nobil.
Reprezentarea legăturilor chimice este obișnuită în diferite moduri:
1) cu ajutorul electronilor sub formă de puncte plasate la semn chimic element. Apoi formarea unei molecule de hidrogen poate fi arătată prin schemă
H∙ + H∙ →H:H
2) adesea, mai ales în Chimie organica, o legătură covalentă este reprezentată printr-o liniuță (de exemplu, H-H), care simbolizează o pereche comună de electroni.
O legătură covalentă într-o moleculă de clor este, de asemenea, realizată folosind doi electroni comuni sau o pereche de electroni:
Pereche singură de electroni, sunt 3 într-un atom
← Pereche singură de electroni,
Sunt 6 într-o moleculă.
electron nepereche partajat sau partajat pereche de electroni
După cum puteți vedea, fiecare atom de clor are trei perechi singure și un electron nepereche. Formarea unei legături chimice are loc datorită electronilor neperechi ai fiecărui atom. Electronii neperechi se leagă într-o pereche comună de electroni, numită și pereche comună.
Dacă între atomi a apărut o legătură covalentă (o pereche de electroni comună), atunci se numește simplu; dacă mai mult, atunci un multiplu de dublu (două perechi de electroni comuni), triplu (trei perechi de electroni comuni).
O legătură simplă este reprezentată printr-o liniuță (trăsă), o legătură dublă cu două și o legătură triplă cu trei. O liniuță între doi atomi arată că aceștia au o pereche de electroni generalizată, în urma cărora s-a format o legătură chimică. Cu ajutorul unor astfel de liniuțe, formule structurale molecule.
Deci, în molecula de clor, fiecare dintre atomii săi are un nivel extern complet de opt electroni (s 2 p 6), iar doi dintre ei (o pereche de electroni) aparțin în mod egal ambilor atomi. Suprapunerea orbitalilor electronilor în timpul formării unei molecule este prezentată în Fig: 
În molecula de azot N2, atomii au trei perechi de electroni comuni:
:N+ + N: → :N:::N:
Evident, o moleculă de azot este mai puternică decât o moleculă de hidrogen sau clor, ceea ce este motivul inerției semnificative a azotului în reacțiile chimice.
O legătură chimică realizată de perechi de electroni se numește legătură covalentă.
Mecanisme de formare a unei legături covalente.
O legătură covalentă se formează nu numai prin suprapunere un electron norii, este un mecanism de schimb pentru formarea unei legături covalente.
În mecanismul de schimb, atomii furnizează uz comun același număr de electroni.
Este posibil și un alt mecanism al formării sale - mecanismul donor-acceptor. În acest caz, legătura chimică este formată de nedivizat perechea de electroni a unui atom și gratuit orbitalii altui atom.
Luați în considerare, ca exemplu, mecanismul de formare a ionului de amoniu NH 4 +
Când amoniacul reacţionează cu HCI, reactie chimica:
NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl sau în formă ionică prescurtată: NH 3 + H + \u003d NH 4 +
În același timp, în molecula de amoniac, atomul de azot are nedivizat câțiva electroni (cu doi electroni nor):
Legătura covalentă Mecanismul de formare conform lui Lewis.
O legătură între atomi are loc atunci când orbitalii lor atomici se suprapun pentru a forma orbitali moleculari (MO). Există două mecanisme pentru formarea unei legături covalente.
MECANISM DE SCHIMB - orbitalii atomici cu un electron participă la formarea unei legături, adică. fiecare dintre atomi prevede utilizarea comună a unui electron:
MECANISMUL DONOR-ACCEPTOR - formarea unei legături are loc datorită unei perechi de electroni ai atomului donor și orbitalului vacant al atomului acceptor: \\
Caracteristicile unei legături covalente nu depind de mecanismul formării acesteia.
Proprietățile unei legături covalente: saturație, direcționalitate, hibridizare, multiplicitate.
Caracteristicile unei legături covalente sunt direcționalitatea și saturația acesteia. Deoarece orbitalii atomici sunt orientați spațial, suprapunerea norilor de electroni are loc în anumite direcții, ceea ce determină direcția legăturii covalente. Directivitatea este exprimată cantitativ ca unghiuri de legătură între direcțiile legăturii chimice în molecule și solide. Saturația unei legături covalente este cauzată de limitarea numărului de electroni din învelișurile exterioare care pot participa la formarea unei legături covalente.
Proprietăți CS:
1. Puterea COP- acestea sunt proprietățile naturii legăturii lungi (spațiul internuclear) și energia energiei de legătură.
2. Polaritatea COP. În moleculele care conțin nuclee atomice ale aceluiași element, una sau mai multe perechi de electroni aparțin în mod egal ambilor atomi, fiecare nucleu atomic atrage o pereche de electroni de legare cu forță egală. Se numește o astfel de conexiune legătură covalentă nepolară.
Dacă o pereche de electroni care formează o legătură chimică este deplasată către unul dintre nucleele atomilor, atunci legătura se numește legătură covalentă polară.
3. Saturația CS- aceasta este capacitatea unui atom de a participa numai la un anumit număr de CS, saturația caracterizează valența atomului. Măsuri cantitative ale valenței yavl. numărul de electroni nepereche dintr-un atom în pământ și în stare excitată.
4. Orientarea COP. Cele mai puternice CS se formează în direcția suprapunerii maxime a orbitalilor atomici, adică. Măsura direcției este unghiul de legătură.
5. Hibridarea CS -în timpul hibridizării, are loc o deplasare a orbitalilor atomici, adică. există o aliniere în energie și în formă. Există sp, sp2, sp3 - hibridizare. sp- forma moleculei este liniară (unghi 180 0), sp2- forma moleculei este triunghiulară plat (unghi 120 0) , sp 3 - formă tetraedrică (unghi 109 0 28).
6. Multiplicitatea CS-ului sau decolizarea conexiunii Numărul de legături formate între atomi se numește multiplicitate (ordine) conexiuni. Odată cu creșterea multiplicității (ordinei) legăturii, lungimea legăturii și energia acesteia se modifică.
