Subiectele codificatorului examenului unificat de stat: Legătura chimică covalentă, varietățile și mecanismele de formare ale acesteia. Caracteristicile legăturilor covalente (polaritatea și energia de legătură). Legătură ionică. Conexiune metalica. Legătură de hidrogen

Legături chimice intramoleculare

În primul rând, să ne uităm la legăturile care apar între particulele din molecule. Se numesc astfel de conexiuni intramolecular.

Legătură chimică între atomii elementelor chimice are natură electrostatică și se formează datorită interacțiunea electronilor externi (de valență)., în mai mult sau mai puțin grad deținute de nuclee încărcate pozitiv atomi legați.

Conceptul cheie aici este ELECTRONEGATIVITATE. Acesta este cel care determină tipul de legătură chimică dintre atomi și proprietățile acestei legături.

este capacitatea unui atom de a atrage (reține) extern(valenţă) electroni. Electronegativitatea este determinată de gradul de atracție a electronilor exteriori către nucleu și depinde în primul rând de raza atomului și de sarcina nucleului.

Electronegativitatea este dificil de determinat fără ambiguitate. L. Pauling a întocmit un tabel de electronegativități relative (bazat pe energiile de legătură ale moleculelor diatomice). Cel mai electronegativ element este fluor cu sens 4 .

Este important să rețineți că în diferite surse puteți găsi diferite scale și tabele de valori ale electronegativității. Acest lucru nu ar trebui să fie alarmat, deoarece formarea unei legături chimice joacă un rol atomi și este aproximativ același în orice sistem.

Dacă unul dintre atomii din legătura chimică A:B atrage electronii mai puternic, atunci perechea de electroni se deplasează spre el. Cu atât mai mult diferenta de electronegativitate atomi, cu atât perechea de electroni se deplasează mai mult.

Dacă electronegativitățile atomilor care interacționează sunt egale sau aproximativ egale: EO(A)≈EO(B), atunci perechea de electroni comună nu se deplasează la niciunul dintre atomii: A: B. Această conexiune se numește covalent nepolar.

Dacă electronegativitățile atomilor care interacționează diferă, dar nu foarte mult (diferența de electronegativitate este aproximativ de la 0,4 la 2: 0,4<ΔЭО<2 ), apoi perechea de electroni este deplasată la unul dintre atomi. Această conexiune se numește polar covalent .

Dacă electronegativitățile atomilor care interacționează diferă semnificativ (diferența de electronegativitate este mai mare de 2: ΔEO>2), apoi unul dintre electroni este aproape complet transferat către alt atom, odată cu formarea ionii. Această conexiune se numește ionic.

Tipuri de bază de legături chimice − covalent, ionicȘi metal comunicatii. Să le aruncăm o privire mai atentă.

Legătură chimică covalentă

Legătură covalentă – este o legătură chimică , format din cauza formarea unei perechi de electroni comune A:B . Mai mult, doi atomi suprapune orbitali atomici. O legătură covalentă se formează prin interacțiunea atomilor cu o mică diferență de electronegativitate (de obicei între două nemetale) sau atomi ai unui element.

Proprietățile de bază ale legăturilor covalente

• se concentreze,
• saturabilitate,
• polaritate,
• polarizabilitate.

Aceste proprietăți de legătură influențează proprietățile chimice și fizice ale substanțelor.

Direcția de comunicare caracterizează structura chimică și forma substanțelor. Unghiurile dintre două legături se numesc unghiuri de legătură. De exemplu, într-o moleculă de apă unghiul de legătură H-O-H este 104,45 o, prin urmare molecula de apă este polară, iar într-o moleculă de metan unghiul de legătură H-C-H este 108 o 28′.

Saturabilitatea este capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături chimice covalente. Numărul de legături pe care le poate forma un atom se numește.

Polaritate legarea are loc datorită distribuției neuniforme a densității electronice între doi atomi cu electronegativitate diferită. Legăturile covalente sunt împărțite în polare și nepolare.

Polarizabilitate conexiunile sunt capacitatea electronilor de legătură de a se deplasa sub influența unui câmp electric extern(în special, câmpul electric al altei particule). Polarizabilitatea depinde de mobilitatea electronilor. Cu cât electronul este mai departe de nucleu, cu atât este mai mobil și, în consecință, molecula este mai polarizabilă.

Legătură chimică covalentă nepolară

Există 2 tipuri de legături covalente - POLARȘi NON-POLARE .

Exemplu . Să luăm în considerare structura moleculei de hidrogen H2. Fiecare atom de hidrogen din nivelul său de energie exterior poartă 1 electron nepereche. Pentru a afișa un atom, folosim structura Lewis - aceasta este o diagramă a structurii nivelului de energie exterior al unui atom, când electronii sunt indicați prin puncte. Modelele de structură a punctelor Lewis sunt destul de utile atunci când lucrați cu elemente din a doua perioadă.

H. + . H = H:H

Astfel, o moleculă de hidrogen are o pereche de electroni comună și o legătură chimică H-H. Această pereche de electroni nu se deplasează la niciunul dintre atomii de hidrogen, deoarece Atomii de hidrogen au aceeași electronegativitate. Această conexiune se numește covalent nepolar .

Legătură covalentă nepolară (simetrică). este o legătură covalentă formată din atomi cu electronegativitate egală (de obicei aceleași nemetale) și, prin urmare, cu o distribuție uniformă a densității electronice între nucleele atomilor.

Momentul dipol al legăturilor nepolare este 0.

Exemple: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Legătură chimică polară covalentă

Legătură polară covalentă este o legătură covalentă care apare între atomi cu electronegativitate diferită (de obicei, diverse nemetale) și este caracterizată deplasare perechea de electroni partajată la un atom mai electronegativ (polarizare).

Densitatea electronilor este deplasată la atomul mai electronegativ - prin urmare, pe acesta apare o sarcină negativă parțială (δ-), iar pe atomul mai puțin electronegativ apare o sarcină pozitivă parțială (δ+, delta +).

Cu cât diferența de electronegativitate a atomilor este mai mare, cu atât este mai mare polaritate conexiuni și multe altele moment dipol . Forțe de atracție suplimentare acționează între moleculele vecine și sarcinile de semn opus, care crește putere comunicatii.

Polaritatea legăturilor afectează proprietățile fizice și chimice ale compușilor. Mecanismele de reacție și chiar reactivitatea legăturilor învecinate depind de polaritatea legăturii. Polaritatea conexiunii determină adesea polaritatea moleculeiși astfel afectează direct proprietăți fizice precum punctul de fierbere și punctul de topire, solubilitatea în solvenți polari.

Exemple: HCI, C02, NH3.

Mecanisme de formare a legăturilor covalente

Legăturile chimice covalente pot apărea prin două mecanisme:

1. Mecanism de schimb formarea unei legături chimice covalente are loc atunci când fiecare particulă furnizează un electron nepereche pentru a forma o pereche de electroni comună:

A . + . B= A:B

2. Formarea legăturii covalente este un mecanism în care una dintre particule oferă o pereche de electroni singuratică, iar cealaltă particulă oferă un orbital liber pentru această pereche de electroni:

A: + B= A:B

În acest caz, unul dintre atomi oferă o pereche singură de electroni ( donator), iar celălalt atom oferă un orbital vacant pentru acea pereche ( acceptor). Ca urmare a formării ambelor legături, energia electronilor scade, adică. acest lucru este benefic pentru atomi.

O legătură covalentă formată printr-un mecanism donor-acceptor nu este diferitîn proprietăţi din alte legături covalente formate prin mecanismul de schimb. Formarea unei legături covalente prin mecanismul donor-acceptor este tipică pentru atomii fie cu un număr mare de electroni la nivel de energie externă (donatori de electroni), fie, dimpotrivă, cu un număr foarte mic de electroni (acceptori de electroni). Capacitățile de valență ale atomilor sunt discutate mai detaliat în secțiunea corespunzătoare.

O legătură covalentă este formată printr-un mecanism donor-acceptor:

- într-o moleculă monoxid de carbon CO(legatura din molecula este tripla, prin mecanismul de schimb se formeaza 2 legaturi, una prin mecanismul donor-acceptor): C≡O;

- V ion de amoniu NH4+, în ioni amine organice de exemplu, în ionul de metilamoniu CH3-NH2+;

- V compuși complecși, o legătură chimică între atomul central și grupările ligand, de exemplu, în legătura Na de tetrahidroxoaluminat de sodiu între ionii de aluminiu și hidroxid;

- V acid azotic și sărurile sale- nitrați: HNO 3, NaNO 3, în alți compuși de azot;

- într-o moleculă ozon O3.

Caracteristicile de bază ale legăturilor covalente

Legăturile covalente se formează de obicei între atomi nemetalici. Principalele caracteristici ale unei legături covalente sunt lungime, energie, multiplicitate și direcționalitate.

Multiplicitatea legăturii chimice

Multiplicitatea legăturii chimice - Acest numărul de perechi de electroni partajați între doi atomi dintr-un compus. Multiplicitatea unei legături poate fi determinată destul de ușor din valorile atomilor care formează molecula.

De exemplu , în molecula de hidrogen H 2 multiplicitatea legăturilor este 1, deoarece Fiecare hidrogen are doar 1 electron nepereche în nivelul său de energie exterior, prin urmare se formează o pereche de electroni comună.

În molecula de oxigen O 2, multiplicitatea legăturilor este 2, deoarece Fiecare atom de la nivelul energetic exterior are 2 electroni nepereche: O=O.

În molecula de azot N2, multiplicitatea legăturilor este 3, deoarece între fiecare atom există 3 electroni nepereche la nivelul energetic exterior, iar atomii formează 3 perechi de electroni comuni N≡N.

Lungimea legăturii covalente

Lungimea legăturii chimice este distanța dintre centrele nucleelor ​​atomilor care formează legătura. Se determină prin metode fizice experimentale. Lungimea legăturii poate fi estimată aproximativ folosind regula aditivității, conform căreia lungimea legăturii în molecula AB este aproximativ egală cu jumătate din suma lungimilor legăturilor din moleculele A 2 și B 2:

Lungimea unei legături chimice poate fi estimată aproximativ prin razele atomice formând o legătură, sau prin multiplicitatea comunicării, dacă razele atomilor nu sunt foarte diferite.

Pe măsură ce razele atomilor care formează o legătură cresc, lungimea legăturii va crește.

De exemplu

Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor dintre atomi crește (ale căror raze atomice nu diferă sau diferă doar puțin), lungimea legăturii va scădea.

De exemplu . În seria: C–C, C=C, C≡C, lungimea legăturii scade.

Energia de comunicare

O măsură a puterii unei legături chimice este energia legăturii. Energia de comunicare determinată de energia necesară pentru a rupe o legătură și a îndepărta atomii care formează acea legătură la o distanță infinit de mare unul de celălalt.

O legătură covalentă este foarte rezistent. Energia sa variază de la câteva zeci la câteva sute de kJ/mol. Cu cât energia de legătură este mai mare, cu atât puterea de legătură este mai mare și invers.

Forța unei legături chimice depinde de lungimea legăturii, de polaritatea legăturii și de multiplicitatea legăturii. Cu cât o legătură chimică este mai lungă, cu atât se rupe mai ușor și cu cât energia legăturii este mai mică, cu atât rezistența acesteia este mai mică. Cu cât legătura chimică este mai scurtă, cu atât este mai puternică și energia de legătură este mai mare.

De exemplu, în seria de compuși HF, HCl, HBr de la stânga la dreapta, puterea legăturii chimice scade, deoarece Lungimea conexiunii crește.

Legătură chimică ionică

Legătură ionică este o legătură chimică bazată pe atracția electrostatică a ionilor.

Ioni se formează în procesul de acceptare sau donare de electroni de către atomi. De exemplu, atomii tuturor metalelor rețin slab electronii de la nivelul de energie exterior. Prin urmare, atomii de metal se caracterizează prin proprietăți de restaurare- capacitatea de a dona electroni.

Exemplu. Atomul de sodiu conține 1 electron la nivelul energetic 3. Renunțând cu ușurință la el, atomul de sodiu formează ionul Na + mult mai stabil, cu configurația electronică a gazului nobil neon Ne. Ionul de sodiu conține 11 protoni și doar 10 electroni, deci sarcina totală a ionului este -10+11 = +1:

+11N / A) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 N / A +) 2 ) 8

Exemplu. Un atom de clor în nivelul său exterior de energie conține 7 electroni. Pentru a obține configurația unui atom de argon inert stabil Ar, clorul trebuie să câștige 1 electron. După adăugarea unui electron, se formează un ion de clor stabil, format din electroni. Sarcina totală a ionului este -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Notă:

• Proprietățile ionilor sunt diferite de proprietățile atomilor!
• Ioni stabili se pot forma nu numai atomi, dar de asemenea grupuri de atomi. De exemplu: ion de amoniu NH 4 +, ion sulfat SO 4 2- etc. Legăturile chimice formate de astfel de ioni sunt de asemenea considerate ionice;
• Legăturile ionice se formează de obicei între ele metaleȘi nemetale(grupe nemetalice);

Ionii rezultați sunt atrași datorită atracției electrice: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Să rezumam vizual diferența dintre tipurile de legături covalente și ionice:

Conexiune metalica este o legătură care se formează relativ electroni liberiîntre ionii metalici, formând o rețea cristalină.

Atomii de metal sunt de obicei localizați la nivelul energetic exterior unul până la trei electroni. Razele atomilor de metal, de regulă, sunt mari - prin urmare, atomii de metal, spre deosebire de nemetale, renunță destul de ușor la electronii lor exteriori, adică. sunt agenți reducători puternici.

Donând electroni, atomii de metal se transformă în ioni încărcați pozitiv . Electronii detașați sunt relativ liberi se miscaîntre ionii metalici încărcați pozitiv. Între aceste particule apare o conexiune, deoarece electronii în comun dețin cationi metalici aranjați în straturi împreună , creând astfel un destul de puternic rețea cristalină metalică . În acest caz, electronii se mișcă continuu haotic, adică. Apar în mod constant noi atomi neutri și noi cationi.

Interacțiuni intermoleculare

Separat, merită luate în considerare interacțiunile care apar între moleculele individuale dintr-o substanță - interacțiuni intermoleculare . Interacțiunile intermoleculare sunt un tip de interacțiune între atomi neutri în care nu apar noi legături covalente. Forțele de interacțiune dintre molecule au fost descoperite de Van der Waals în 1869 și au fost numite după el. Forțele Van dar Waals. Forțele Van der Waals sunt împărțite în orientare, inducţie Și dispersiv . Energia interacțiunilor intermoleculare este mult mai mică decât energia legăturilor chimice.

Forțele de orientare ale atracției apar între moleculele polare (interacțiunea dipol-dipol). Aceste forțe apar între moleculele polare. Interacțiuni inductive este interacțiunea dintre o moleculă polară și una nepolară. O moleculă nepolară este polarizată datorită acțiunii uneia polare, care generează atracție electrostatică suplimentară.

Un tip special de interacțiune intermoleculară sunt legăturile de hidrogen. - acestea sunt legături chimice intermoleculare (sau intramoleculare) care apar între molecule care au legături covalente foarte polare - H-F, H-O sau H-N. Dacă există astfel de legături într-o moleculă, atunci între molecule vor exista forțe de atracție suplimentare .

Mecanismul educației legăturile de hidrogen sunt parțial electrostatice și parțial donor-acceptor. În acest caz, donorul perechii de electroni este un atom al unui element puternic electronegativ (F, O, N), iar acceptorul sunt atomii de hidrogen conectați la acești atomi. Legăturile de hidrogen se caracterizează prin se concentreze în spaţiu şi saturare

Legăturile de hidrogen pot fi indicate prin puncte: H ··· O. Cu cât electronegativitatea atomului conectat la hidrogen este mai mare și cu cât dimensiunea acestuia este mai mică, cu atât legătura de hidrogen este mai puternică. Este tipic în primul rând pentru conexiuni fluor cu hidrogen , precum și să oxigen si hidrogen , Mai puțin azot cu hidrogen .

Legăturile de hidrogen apar între următoarele substanțe:

— fluorură de hidrogen HF(gaz, soluție de acid fluorhidric în apă - acid fluorhidric), apă H2O (abur, gheață, apă lichidă):

— soluție de amoniac și amine organice- intre amoniac si moleculele de apa;

— compuși organici în care se leagă O-H sau N-H: alcooli, acizi carboxilici, amine, aminoacizi, fenoli, anilina si derivatii ei, proteine, solutii de carbohidrati - monozaharide si dizaharide.

Legăturile de hidrogen afectează proprietățile fizice și chimice ale substanțelor. Astfel, atracția suplimentară între molecule face dificilă fierberea substanțelor. Substanțele cu legături de hidrogen prezintă o creștere anormală a punctului de fierbere.

De exemplu De regulă, odată cu creșterea greutății moleculare, se observă o creștere a punctului de fierbere al substanțelor. Cu toate acestea, într-o serie de substanțe H2O-H2S-H2Se-H2Te nu observăm o modificare liniară a punctelor de fierbere.

Și anume, la punctul de fierbere al apei este anormal de ridicat - nu mai puțin de -61 o C, după cum ne arată linia dreaptă, dar mult mai mult, +100 o C. Această anomalie se explică prin prezența legăturilor de hidrogen între moleculele de apă. Prin urmare, în condiții normale (0-20 o C) apa este lichid după starea de fază.

162774 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. Conexiunile electronice dintre atomi le permit să formeze structuri stabile, de la cele mai simple cristale până 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

Conform teoriei valenței electronice a lui 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 o înveliș de electroni umplut. Legăturile ionice tipice sunt formate din grupele de cationi T și II ale sistemului 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 soluții apoase de acid acetic, apa este o bază, iar în reacțiile 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 legătură către 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.

Compușii a două elemente situate la capete opuse ale aceleiași perioade sau perioade diferite ale sistemului periodic 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 mic atom electronegativ, 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.

Dintr-o scurtă trecere în revistă a tipurilor 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 ale metalelor și razele van der Waals ale moleculelor care interacționează cresc pe măsură ce numărul lor atomic crește în grupuri din tabelul 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

Legăturile σ sunt caracterizate printr-un aranjament de nori de electroni suprapusi în care axa norului coincide cu linia care leagă centrele atomilor.

Să existe o moleculă CR 4; Mai mult, toate legăturile din acesta sunt strict covalente; Să introducem substituentul X în această moleculă, astfel încât să se obțină compusul CR 3 X. Acum densitatea electronică este distribuită diferit: atomul de carbon fie a dobândit, fie a pierdut o parte din sarcina norului de electroni - a devenit fie pozitiv, fie negativ în comparație cu acesta. stare în molecula originală. În consecință, atomul substituent a primit, de asemenea, un fel de sarcină. S-a convenit să desemnăm acest efect prin termenul „inductanță” și să ia semnul inductanței astfel încât să coincidă cu semnul sarcinii care ia naștere pe atomul substituent.

Efectul inductiv este pozitiv (+I) dacă

Efectul inductiv este negativ (-I) dacă

unde δ este sarcina în exces pe fiecare dintre atomi. Săgeata arată direcția deplasării densității electronilor. Efectul inductiv nu se limitează la o singură conexiune; se răspândește prin legături, slăbind rapid. Efectul inductiv crește odată cu creșterea sarcinii create de substituent. Atractia energetica a electronilor, caracteristica atomilor metaloizi, se exprima printr-un efect inductiv negativ puternic (efect -I); dimpotrivă, ionul negativ de oxigen tinde să doneze electroni și prezintă un efect pozitiv (+I). Legăturile C-C nesaturate se caracterizează printr-un efect negativ, adică atrag electronii „la legătură”; Radicalii metil și n-alchil prezintă un efect pozitiv.

Efectele inductive provoacă o schimbare a densității electronilor σ și fac posibilă prezicerea în termeni generali unde exact într-o moleculă dată se poate aștepta concentrația sarcinilor negative și unde pozitive. „Miezul” electronic al moleculei nu este absolut rigid și, deși legăturile σ sunt mai mult sau mai puțin polarizate sub influența diferitelor grupuri învecinate, apropierea oricărui ion străin de o legătură dată sau acțiunea unui câmp extern poate întări sau slăbește polarizarea. Acest efect suplimentar se numește efect dinamic; ea, în special, se manifestă prin deformabilitatea deosebit de ușoară a legăturilor carbon-iod în comparație cu deformabilitatea legăturilor carbon-fluor sau clor.

.Caracteristici comparative ale MMO și MWS

Ambele abordări mecanice cuantice pentru descrierea legăturilor chimice - MMO și MBC - sunt aproximative; MMO acordă o importanță exagerată delocalizării electronului din moleculă și se bazează pe funcții de undă cu un singur electron - orbitali moleculari. MBC exagerează rolul localizării densității electronilor și se bazează pe faptul că legătura elementară este realizată doar de o pereche de electroni între doi atomi.

Comparând MBC și MMO, trebuie menționat că avantajul primului este claritatea sa: saturația legăturilor este explicată ca covalență maximă, direcționalitatea rezultă din direcționalitatea orbitalilor atomici și hibrizi; Momentul dipol al unei molecule constă din momentele dipolare ale legăturilor, diferența de OEO a atomilor care formează molecula și prezența perechilor de electroni singuri.

Cu toate acestea, existența unor compuși nu poate fi explicată din punctul de vedere al MBC. Aceștia sunt compuși cu deficit de electroni (B 2 H 6, NO) și compuși ai gazelor nobile. Structura lor este ușor de explicat prin MMO. Stabilitatea ionilor moleculari și a atomilor în comparație cu moleculele este ușor de prezis din perspectiva MMO. Și, în sfârșit, magnetismul și culoarea materiei sunt, de asemenea, ușor explicate de MMO.

Calculele cantitative în MMO, în ciuda greutății lor, sunt încă mult mai simple decât în ​​MVS. Prin urmare, în prezent, VMS nu este aproape niciodată folosit în chimia cuantică. În același timp, calitativ, concluziile MWS sunt mult mai clare și mai utilizate de experimentatori decât MMO. Baza pentru aceasta este faptul că, în realitate, într-o moleculă, probabilitatea ca un anumit electron să se afle între atomi legați este mult mai mare decât pe alți atomi, deși nici acolo nu este zero. În cele din urmă, alegerea metodei este determinată de obiectul de studiu și de sarcina în cauză.

26. Legătură covalentă(legătură atomică, legătură homeopolară) - o legătură chimică formată prin suprapunerea (în comun) a unei perechi de nori de electroni de valență. Norii electronici (electroni) care asigură comunicarea se numesc pereche de electroni partajată.

Proprietățile caracteristice ale unei legături covalente - direcționalitate, saturație, polaritate, polarizabilitate - determină proprietățile chimice și fizice ale compușilor.

Direcția conexiunii este determinată de structura moleculară a substanței și de forma geometrică a moleculei sale. Unghiurile dintre două legături se numesc unghiuri de legătură.

Saturabilitatea este capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături covalente. Numărul de legături formate de un atom este limitat de numărul orbitalilor atomici exteriori.

Polaritatea legăturii se datorează distribuției neuniforme a densității electronice din cauza diferențelor de electronegativitate a atomilor. Pe această bază, legăturile covalente sunt împărțite în nepolare și polare.

Polarizabilitatea unei legături se exprimă în deplasarea electronilor de legătură sub influența unui câmp electric extern, inclusiv a unei alte particule care reacţionează. Polarizabilitatea este determinată de mobilitatea electronilor. Polaritatea și polarizabilitatea legăturilor covalente determină reactivitatea moleculelor față de reactivii polari.

Comunicarea Educației

O legătură covalentă simplă se formează din doi electroni de valență nepereche, câte unul de la fiecare atom:

A + + B → A: B

Ca rezultat al socializării, electronii formează un nivel de energie plin. O legătură se formează dacă energia lor totală la acest nivel este mai mică decât în ​​starea inițială (și diferența de energie nu va fi nimic mai mult decât energia legăturii).

Umplerea orbitalilor atomici (de-a lungul marginilor) și moleculare (în centru) din molecula de H 2 cu electroni. Axa verticală corespunde nivelului de energie, electronii sunt indicați prin săgeți care reflectă spinurile lor.

Conform teoriei orbitalilor moleculari, suprapunerea a doi orbitali atomici duce, în cel mai simplu caz, la formarea a doi orbitali moleculari (MO): care leagă MOȘi anti-legare (slăbire) MO. Electronii împărtășiți sunt localizați pe legătura de energie inferioară MO.

]Tipuri de legături covalente

Există trei tipuri de legături chimice covalente, care diferă în mecanismul de formare:

1. Legătură covalentă simplă. Pentru formarea sa, fiecare atom furnizează un electron nepereche. Când se formează o legătură covalentă simplă, sarcinile formale ale atomilor rămân neschimbate.

§ Dacă atomii care formează o legătură covalentă simplă sunt aceiași, atunci adevăratele sarcini ale atomilor din moleculă sunt și ele aceleași, deoarece atomii care formează legătura dețin în mod egal o pereche de electroni comună. Această conexiune se numește legătură covalentă nepolară. Substanțele simple au o astfel de legătură, de exemplu: O 2, N 2, Cl 2. Dar nu numai nemetalele de același tip pot forma o legătură covalentă nepolară. Elementele nemetalice a căror electronegativitate este de importanță egală pot forma, de asemenea, o legătură nepolară covalentă, de exemplu, în molecula PH 3 legătura este nepolară covalentă, deoarece EO al hidrogenului este egal cu EO al fosforului.

§ Dacă atomii sunt diferiți, atunci gradul de posesie a unei perechi comune de electroni este determinat de diferența de electronegativitate a atomilor. Un atom cu electronegativitate mai mare atrage o pereche de electroni de legătură mai puternic spre sine, iar sarcina sa adevărată devine negativă. Un atom cu electronegativitate mai mică capătă, în consecință, o sarcină pozitivă de aceeași mărime. Dacă se formează un compus între două nemetale diferite, atunci se numește un astfel de compus legătura polară covalentă.

2. Legătura donor-acceptor. Pentru a forma acest tip de legătură covalentă, ambii electroni sunt furnizați de unul dintre atomi - donator. Al doilea dintre atomii implicați în formarea unei legături se numește acceptor. În molecula rezultată, sarcina formală a donorului crește cu unu, iar sarcina formală a acceptorului scade cu unu.

3. Conexiune semipolară Poate fi considerată ca o legătură polară donor-acceptor. Acest tip de legătură covalentă se formează între un atom cu o pereche singură de electroni (azot, fosfor, sulf, halogeni etc.) și un atom cu doi electroni nepereche (oxigen, sulf). Formarea unei legături semipolare are loc în două etape:

1. Transferul unui electron de la un atom cu o pereche singură de electroni la un atom cu doi electroni nepereche. Ca rezultat, un atom cu o pereche de electroni singură se transformă într-un cation radical (o particulă încărcată pozitiv cu un electron nepereche), iar un atom cu doi electroni nepereche se transformă într-un anion radical (o particulă încărcată negativ cu un electron nepereche) .

2. Partajarea electronilor nepereche (ca în cazul unei legături covalente simple).

Când se formează o legătură semipolară, un atom cu o pereche de electroni singură își mărește sarcina formală cu unul, iar un atom cu doi electroni nepereche își scade sarcina formală cu unul.

Legătura ]σ și legătura π

Legăturile Sigma (σ)-, pi () sunt o descriere aproximativă a tipurilor de legături covalente din moleculele diferiților compuși; legătura σ este caracterizată prin faptul că densitatea norului de electroni este maximă de-a lungul axei care leagă nuclee de atomi. Când se formează o legătură, apare așa-numita suprapunere laterală a norilor de electroni, iar densitatea norului de electroni este maximă „deasupra” și „dedesubtul” planului legăturii σ. De exemplu, să luăm etilena, acetilena și benzenul.

În molecula de etilenă C 2 H 4 există o dublă legătură CH 2 = CH 2, formula sa electronică: H:C::C:H. Nucleele tuturor atomilor de etilenă sunt situate în același plan. Cei trei nori de electroni ai fiecărui atom de carbon formează trei legături covalente cu alți atomi din același plan (cu unghiuri între ei de aproximativ 120°). Norul celui de-al patrulea electron de valență al atomului de carbon este situat deasupra și sub planul moleculei. Astfel de nori de electroni ai ambilor atomi de carbon, suprapunându-se parțial deasupra și sub planul moleculei, formează o a doua legătură între atomii de carbon. Prima legătură covalentă mai puternică între atomii de carbon se numește legătură σ; a doua legătură covalentă, mai puțin puternică, se numește legătură -.

Într-o moleculă liniară de acetilenă

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

Există legături σ între atomii de carbon și hidrogen, o legătură σ între doi atomi de carbon și două legături σ între aceiași atomi de carbon. Două legături sunt situate deasupra sferei de acțiune a legăturii σ în două plane reciproc perpendiculare.

Toți cei șase atomi de carbon ai moleculei de benzen ciclic C 6 H 6 se află în același plan. Există legături σ între atomii de carbon în planul inelului; Fiecare atom de carbon are aceleași legături cu atomii de hidrogen. Atomii de carbon cheltuiesc trei electroni pentru a face aceste legături. Norii cu electroni de valență a patra ai atomilor de carbon, în formă de cifre de opt, sunt situați perpendicular pe planul moleculei de benzen. Fiecare astfel de nor se suprapune în mod egal cu norii de electroni ai atomilor de carbon vecini. Într-o moleculă de benzen, nu se formează trei legături separate, ci un singur sistem electronic de șase electroni, comun tuturor atomilor de carbon. Legăturile dintre atomii de carbon din molecula de benzen sunt exact aceleași.

\]Exemple de substanțe cu legături covalente

O legătură covalentă simplă leagă atomii din moleculele de gaze simple (H 2, Cl 2 etc.) și compuși (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl etc.). Compuși cu o legătură donor-acceptor - amoniu NH 4 +, anion tetrafluoroborat BF 4 - etc. Compuși cu o legătură semipolară - protoxid de azot N 2 O, O - -PCl 3 +.

Cristalele cu legături covalente sunt dielectrice sau semiconductori. Exemple tipice de cristale atomice (atomii în care sunt interconectați prin legături covalente (atomice) sunt diamantul, germaniul și siliciul.

Singura substanță cunoscută de om cu un exemplu de legătură covalentă între un metal și un carbon este cianocobalamina, cunoscută sub numele de vitamina B12.

Una dintre cele mai importante probleme în chimie este problema legăturii chimice, care necesită o explicație a cauzelor și identificarea modelelor de formare a legăturilor dintre atomi, ioni și molecule pe baza teoriei structurii atomice și a Legii periodice a lui D.I. Mendeleev, precum și caracteristicile acestor legături prin interpretarea proprietăților fizice și chimice ale substanțelor.

Formarea de molecule, ioni moleculari, ioni, substanțe cristaline, amorfe și alte substanțe din atomi este însoțită de o scădere a energiei în comparație cu atomii care nu interacționează. În acest caz, energia minimă corespunde unui anumit aranjament al atomilor unul față de celălalt, ceea ce corespunde unei redistribuiri semnificative a densității electronilor. Forțele care țin atomii împreună în formațiuni noi au primit denumirea generală de „legătură chimică”. Cele mai importante tipuri de legături chimice sunt: ​​ionice, covalente, metalice, hidrogen, intermoleculare.

Când se caracterizează o legătură chimică, se folosesc de obicei concepte precum „valență”, „stare de oxidare” și „multiplicitatea legăturii”.
Valenţă- capacitatea unui atom al unui element chimic de a forma legături cu alți atomi. Pentru compușii ionici, numărul de electroni dați sau primiți este luat ca valoare a valenței. Pentru compușii covalenti, valența este egală cu numărul de perechi de electroni partajați.

În funcție de metoda de redistribuire a electronilor, există legături covalente, ionice Și metal . Pe baza prezenței sau absenței polarizării, legăturile covalente sunt împărțite în: polar - între atomi de diferite elemente, și nepolar - între atomii aceluiaşi element. Conform metodei de formare, legăturile covalente sunt împărțite în comun , donator-acceptator Și dativ.

Conform teoriei electronice a valenței, o legătură chimică are loc datorită redistribuirii electronilor în orbitalii de valență, rezultând o configurație electronică stabilă a unui gaz nobil (octet) datorită formării ionilor (W. Kossel) sau formării de perechi de electroni împărtășiți (G. Lewis). Teoriile mecanicii cuantice (teoria legăturilor de valență și metoda orbitalelor moleculare) se bazează pe conceptul funcției de undă ψ, care descrie starea electronilor dintr-o moleculă, pe baza soluțiilor aproximative ale ecuației Schrödinger. Pentru prima dată, un astfel de calcul aproximativ a fost efectuat de W. Heitler și F. London pentru molecula de hidrogen.

Energia unui sistem format din doi atomi de hidrogen este a - spinii sunt paraleli; b - rotiri sunt antiparalele; E - energia sistemului, r 0 - distanta internucleara in molecula

Ca urmare, au fost obținute ecuații care au făcut posibilă aflarea dependenței energiei potențiale a sistemului E, format din doi atomi de hidrogen, de distanța rîntre nucleele acestor atomi. S-a dovedit că rezultatele calculului depind de faptul dacă spinurile electronilor care interacționează sunt identice sau opuse ca semn. Cu aceeași direcție de spin (curba a), apropierea atomilor duce la o creștere continuă a energiei sistemului. În acest caz, apropierea atomilor necesită o cheltuială de energie, astfel încât un astfel de proces se dovedește a fi nefavorabil din punct de vedere energetic și nu apare o legătură chimică între atomi.

Cu rotații direcționate opus (curba b), atomii se reunesc la o anumită distanță r 0însoţită de o scădere a energiei sistemului. La r = r 0 sistemul are cea mai mică energie potențială, adică este în starea cea mai stabilă; apropierea în continuare a atomilor duce din nou la o creștere a energiei. Dar aceasta înseamnă, de asemenea, că în cazul spinurilor în direcția opusă a electronilor atomici, se formează o moleculă de H 2 - un sistem stabil de doi atomi de hidrogen situat la o anumită distanță unul de celălalt.

Legătura chimică este caracterizată energie Și lungime . O măsură a rezistenței legăturii este energia cheltuită pentru a rupe o legătură sau câștigul de energie atunci când se formează un compus din atomi individuali ( E sv). Energia legăturilor chimice - Aceasta este energia care trebuie cheltuită pentru a rupe legăturile chimice.În acest caz, din moleculă se formează atomi, radicali, ioni sau molecule excitate.

De exemplu:

H2H + H, E St = 432 kJ/mol,

H 2 O H + OH E St = 461 kJ/mol,

NaCl (s) Na + (g) + Cl - (g) E St = 788,3 kJ/mol,

C2H65H3 + 5H3, E St = 356 kJ/mol.

Energia de legătură, după cum se poate observa, depinde de produsele care se obțin ca urmare a rupturii sale. Pe baza unor astfel de date a fost introdus conceptul de legături ordinare (single), duble, triple și, în general, multiple.

Lungimea link-ului(nm, ?)- distanta dintre nucleele atomilor vecini dintr-o molecula. Poate fi determinat experimental folosind metode fizice moderne (electronografie, radiografie, introscopie în infraroșu etc.). Aproximativ lungimea legăturii este egală cu suma razelor atomilor vecini d A - B = r A + r B .

La fel ca razele atomilor, distanțele internucleare se schimbă în mod natural în seria și subgrupele Tabelului Periodic. De exemplu, în seria HF - HCl - HBr - HI, distanța d H-G crește (1,0; 1,27; 1,41 și respectiv 1,62 ?). Distanțele dintre atomi identici din compuși diferiți (cu aceeași multiplicitate) sunt apropiate. Astfel, legăturile simple C-C din orice compuși sunt d C-C de la 1,54 la 1,58 a. Cu cât multiplicitatea legăturilor este mai mare, cu atât lungimea acesteia este mai mică:

dC - C = 1,54, dC = C = 1,34 și dC ≡ C = 1,2?

cu cât energia de legare este mai mare, cu atât lungimea sa este mai mică.

La compușii care conțin mai mult de doi atomi, o caracteristică importantă este unghiul de legătură format de legăturile chimice din moleculă și care reflectă geometria acesteia. Ele depind de natura atomilor (structura lor electronică) și de natura legăturii chimice (covalentă, ionică, hidrogen, metalică, simplă, multiplă). Unghiurile de legătură sunt acum determinate foarte precis folosind aceleași metode ca și lungimile de legătură.

De exemplu, s-a demonstrat că moleculele din compoziția AB 2 pot fi liniare (CO 2 ) sau unghiulare (H 2 O), AB 3 - triunghiulare (BF 3) și piramidale (NH 3), AB 4 - tetraedrice (CH). 4), sau pătrat (PtCl 4) -, sau piramidal (SbCl 4) -, AB 5 - trigonal bipiramidal (PCl 5), sau tetragonal piramidal (BrF 5), AB 6 - octaedric (AlF 6) 3- etc. Unghiurile de legătură se modifică în mod natural odată cu modificările numărului ordinal din tabelul periodic. De exemplu, unghiul H-E-H pentru H 2 O, H 2 S, H 2 Se scade (104,5; 92, respectiv 90 0).

Polaritatea unei molecule este determinată de diferența de electronegativitate a atomilor care formează o legătură în două centre, de geometria moleculei, precum și de prezența perechilor de electroni singuri, deoarece o parte din densitatea de electroni din moleculă poate fi localizată. nu în direcţia legăturilor. Polaritatea unei legături este exprimată prin componenta sa ionică, adică prin deplasarea unei perechi de electroni la un atom mai electronegativ. Polaritatea unei molecule este exprimată prin momentul său dipol, care este egal cu suma vectorială a tuturor momentelor dipolare ale legăturilor moleculei.

Un dipol este un sistem de două sarcini egale, dar opuse, situate la o unitate de distanță una de cealaltă. Momentul dipol se măsoară în metri coulomb (C?m) sau în debyes (D); 1D = 0,333-10-29 Cm.

Cunoscând valoarea momentului dipol, putem trage o concluzie despre natura legăturii chimice (ionică, polară covalentă sau nepolară) și forma geometrică a moleculei. Vă puteți concentra asupra diferenței de electronegativitate a elementelor care alcătuiesc o moleculă binară: dacă? ? 1.7, atunci legătura din acest compus este polară covalent, dar dacă? ? 1,7 - ionic.

Legătura dintre atomi cu aceeași electronegativitate, de exemplu, H 2, Cl 2 sau valori similare de electronegativitate - CH 4 nu are nici măcar o mică contribuție asociată cu separarea sarcinii. Astfel de legături și molecule sunt numite covalent; sunt nepolare, centrele lor de greutate ale sarcinilor coincid. O legătură covalentă este cel mai comun tip de legătură chimică, care apare ca urmare a partajării unei perechi de electroni printr-un mecanism de schimb.

Pentru a forma o legătură covalentă simplă, fiecare atom furnizează un electron: A.|.B. Oricând legătura donor-acceptor un atom - donator - furnizează doi electroni, iar celălalt atom - acceptor - alocă un orbital de electroni vacant pentru aceasta: A : | B. Un exemplu clasic de legătură covalentă nepolară (diferența de electronegativitate este zero) se observă în moleculele homonucleare: H-H, F-F, O + O = O 2. Când se formează o legătură covalentă heteroatomică, perechea de electroni este deplasată la un atom mai electronegativ, ceea ce face o astfel de legătură polară (HCl, H 2 O): S + O 2 = O=S=O.

Cu exceptia polarizabilitate legătura covalentă are proprietatea saturare - capacitatea unui atom de a forma atâtea legături covalente câte orbitali atomici dispune energetic. Orbitalii electronici (cu excepția orbitalilor s) au un spațial se concentreze . Prin urmare, legătura covalentă, care este rezultatul suprapunerii norilor de electroni ai atomilor care interacționează, este situată într-o anumită direcție în raport cu acești atomi.

Dacă suprapunerea norilor de electroni are loc în direcția liniei drepte care conectează nucleele atomilor care interacționează (adică, de-a lungul axei legăturii), atunci σ -legatura (legatura sigma). Când norii de electroni p interacționează, direcționați perpendicular pe axa de legătură, se formează 2 regiuni suprapuse, situate pe ambele părți ale acestei axe. O astfel de legătură covalentă se numește legătură π (legătură pi). O legătură π poate apărea nu numai din p electroni, ci și din suprapunerea norilor d și p de electroni sau norii d. Conexiunile Delta (δ) - se datorează suprapunerii tuturor celor patru lame ale norilor d - electroni situate în planuri paralele.

Tipuri posibile de suprapunere orbitală chimică

Pe baza condițiilor de simetrie, se poate demonstra că electronii orbitalilor s pot participa doar la σ - legături, electronii p - deja în legături σ - și π - și d - electroni - atât în ​​σ - cât și π - și în δ - legarea. Pentru orbitalii f, tipurile de simetrie sunt chiar mai diverse.

În majoritatea moleculelor, legăturile sunt de natură intermediară (inclusiv în NaCl); Astfel de legături și molecule sunt numite polare (sau polare covalente), în care „centrele de greutate” ale sarcinilor nu coincid. Legătura covalentă este cel mai comun tip de legătură; apare în majoritatea substanțelor cunoscute. Există puțini compuși cu legături covalente nepolare și legături apropiate de cele pur ionice.

Dacă atomii care interacționează diferă în electronegativitate, atunci densitatea electronilor se schimbă la una mai electronegativă și atomii, în cele din urmă, se transformă în ioni încărcați. În acest caz, are loc o formare între atomi ionic conexiune. De exemplu, legătura dintr-o moleculă de NaCl poate fi reprezentată aproximativ ca interacțiunea Coulomb a ionilor Na + și Cl -.

O legătură ionică este un caz special de legătură covalentă, când perechea de electroni rezultată aparține complet unui atom mai electronegativ, care devine anion. Baza identificării acestei legături ca tip separat este faptul că compușii cu o astfel de legătură pot fi descriși într-o aproximare electrostatică, considerând că legătura ionică se datorează atracției ionilor pozitivi și negativi. Interacțiunea ionilor de semn opus independent de directie, iar forțele Coulomb nu sunt au proprietatea de saturație. Prin urmare, fiecare ion dintr-un compus ionic atrage un astfel de număr de ioni de semn opus încât se formează o rețea cristalină de tip ionic. Nu există molecule într-un cristal ionic. Fiecare ion este înconjurat de un anumit număr de ioni de semn diferit (numărul de coordonare al ionului). Perechile de ioni pot exista în stare gazoasă ca molecule polare.

În stare gazoasă, NaCl are un moment dipolar de ~3-10 -29 Cm, care corespunde unei deplasări de 0,8 electroni pe lungime de legătură de 0,236 nm de la Na la Cl, adică Na 0,8+ Cl 0,8-. Atomii de metal renunță de obicei la electroni, dobândind astfel configurația electronică a atomului de gaz inert anterior. Atomi d- Și f-elementele care prezintă valență variabilă pot avea și alte configurații electronice stabile. Atomii nemetalici își completează adesea stratul exterior de electroni. Dacă în compus este prezent un element mai electronegativ, nemetalul poate dona electroni până când se obține o stare de oxidare stabilă (de exemplu, pentru Cl este +1, +3, +5, +7). Când un atom de metal formează o legătură cu un atom nemetal, primul renunță la electroni, iar cel de-al doilea acceptă. În cazul interacțiunii unui metal tipic cu un nemetal tipic, a legătură ionică : 2Na + CI2 = 2NaCl.

În prezent, două metode sunt utilizate în principal pentru studiul legăturilor chimice: 1) legăturile de valență; 2) orbitali moleculari.

Prima metodă ia în considerare atomi individuali care interacționează pe baza principiului completității învelișului de electroni (regula octetului). Din punctul de vedere al metodei legăturii de valență, se formează o legătură covalentă datorită partajării unei perechi de electroni. Metoda simplă a legăturilor de valență este cea mai înțeleasă, convenabilă și vizuală pentru un chimist. Dezavantajul metodei legăturii de valență este că nu poate explica unele date experimentale.

Metoda legăturii de valență (MBM) este altfel numită teoria perechilor de electroni localizați, deoarece metoda se bazează pe presupunerea că legătura chimică dintre doi atomi se realizează folosind una sau mai multe perechi de electroni care sunt predominant localizate între ei. La MVS există întotdeauna comunicare cu doi electroniși cu siguranță două centre. Numărul de legături chimice elementare pe care le poate forma un atom sau un ion este egal cu valența acestuia; electronii de valență iau parte la formarea unei legături chimice. Funcția de undă care descrie starea electronilor care formează o legătură se numește orbital localizat (LO).

Cea mai mică particulă a unei substanțe este o moleculă formată ca urmare a interacțiunii atomilor între care acționează legăturile chimice sau legăturile chimice. Doctrina legăturii chimice formează baza chimiei teoretice. O legătură chimică are loc atunci când doi (uneori mai mulți) atomi interacționează. Formarea legăturilor are loc odată cu eliberarea de energie.

O legătură chimică este o interacțiune care leagă atomi individuali în molecule, ioni și cristale.

Legătura chimică este de natură uniformă: este de origine electrostatică. Dar în diverși compuși chimici legătura chimică este de diferite tipuri; Cele mai importante tipuri de legături chimice sunt covalente (nepolare, polare), ionice și metalice. Varietățile acestor tipuri de legături sunt donor-acceptor, hidrogen etc. O legătură metalică are loc între atomii de metal.

O legătură chimică realizată prin formarea unei perechi comune sau în comun sau a mai multor perechi de electroni se numește covalentă. Fiecare atom contribuie cu un electron la formarea unei perechi comune de electroni, de ex. participă „în proporție egală” (Lewis, 1916). Mai jos sunt diagrame ale formării legăturilor chimice în moleculele H2, F2, NH3 și CH4. Electronii aparținând diferiților atomi sunt reprezentați prin simboluri diferite.

Ca rezultat al formării legăturilor chimice, fiecare dintre atomii din moleculă are o configurație stabilă de doi și opt electroni.

Când are loc o legătură covalentă, norii de electroni ai atomilor se suprapun pentru a forma un nor de electroni moleculari, însoțit de un câștig de energie. Norul de electroni moleculari este situat între centrele ambelor nuclee și are o densitate de electroni crescută în comparație cu densitatea norului de electroni atomici.

Implementarea unei legături covalente este posibilă numai în cazul spinurilor antiparalele ale electronilor nepereche aparținând unor atomi diferiți. Cu spinurile electronilor paralele, atomii nu se atrag, ci se resping: nu are loc o legătură covalentă. Metoda de descriere a unei legături chimice, a cărei formare este asociată cu o pereche de electroni comună, se numește metoda legăturii de valență (VBC).

Prevederi de bază ale MBC

O legătură chimică covalentă este formată din doi electroni cu spini opuși, iar această pereche de electroni aparține la doi atomi.

Cu cât norii de electroni care interacționează se suprapun, cu atât este mai puternică legătura covalentă.

Când se scriu formule structurale, perechile de electroni care determină legătura sunt adesea descrise cu liniuțe (în loc de puncte care reprezintă electronii împărțiți).

Caracteristicile energetice ale unei legături chimice sunt importante. Când se formează o legătură chimică, energia totală a sistemului (moleculei) este mai mică decât energia părților sale constitutive (atomi), adică. EAB<ЕА+ЕB.

Valența este proprietatea unui atom al unui element chimic de a atașa sau înlocui un anumit număr de atomi ai altui element. Din acest punct de vedere, valența unui atom este cel mai ușor determinată de numărul de atomi de hidrogen care formează legături chimice cu acesta, sau de numărul de atomi de hidrogen înlocuiți de un atom al acestui element.

Odată cu dezvoltarea conceptelor de mecanică cuantică a atomului, valența a început să fie determinată de numărul de electroni nepereche implicați în formarea legăturilor chimice. Pe lângă electronii nepereche, valența unui atom depinde și de numărul de orbitali goli și complet umpluți ai stratului de electroni de valență.

Energia de legare este energia eliberată atunci când o moleculă se formează din atomi. Energia de legare este de obicei exprimată în kJ/mol (sau kcal/mol). Aceasta este una dintre cele mai importante caracteristici ale unei legături chimice. Sistemul care conține mai puțină energie este mai stabil. Se știe, de exemplu, că atomii de hidrogen tind să se unească într-o moleculă. Aceasta înseamnă că un sistem format din molecule de H2 conține mai puțină energie decât un sistem format din același număr de atomi de H, dar nu combinați în molecule.

Orez. 2.1 Dependenţa energiei potenţiale E a unui sistem de doi atomi de hidrogen de distanţa internucleară r: 1 - în timpul formării unei legături chimice; 2 – fără educația ei.

Figura 2.1 prezintă o curbă energetică caracteristică atomilor de hidrogen care interacționează. Apropierea atomilor este însoțită de eliberarea de energie, care va fi mai mare cu cât norii de electroni se suprapun mai mult. Cu toate acestea, în condiții normale, din cauza repulsiei coulombiane, este imposibil să se realizeze fuziunea nucleelor ​​a doi atomi. Aceasta înseamnă că la o anumită distanță, în locul atracției atomilor, va avea loc repulsia acestora. Astfel, distanța dintre atomi r0, care corespunde minimului de pe curba energiei, va corespunde lungimii legăturii chimice (curba 1). Dacă spinurile electronilor atomilor de hidrogen care interacționează sunt aceleași, atunci va avea loc repulsia lor (curba 2). Energia de legare pentru diferiți atomi variază în intervalul 170-420 kJ/mol (40-100 kcal/mol).

Procesul de tranziție a electronilor la un subnivel sau nivel de energie mai înalt (adică procesul de excitare sau vaporizare, despre care a fost discutat mai devreme) necesită energie. Când se formează o legătură chimică, se eliberează energie. Pentru ca o legătură chimică să fie stabilă, este necesar ca creșterea energiei atomice datorată excitației să fie mai mică decât energia legăturii chimice care se formează. Cu alte cuvinte, este necesar ca energia cheltuită pentru excitarea atomilor să fie compensată prin eliberarea de energie datorită formării unei legături.

O legătură chimică, pe lângă energia de legătură, se caracterizează prin lungime, multiplicitate și polaritate. Pentru o moleculă formată din mai mult de doi atomi, unghiurile dintre legături și polaritatea moleculei în ansamblu sunt semnificative.

Multiplicitatea unei legături este determinată de numărul de perechi de electroni care leagă doi atomi. Astfel, în etan H3C–CH3 legătura dintre atomii de carbon este simplă, în etilenă H2C=CH2 este dublă, în acetilenă HCºCH este triplă. Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor crește, energia legăturii crește: energia legăturii C–C este de 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol și CºC - 833 kJ/mol.

Legătura chimică dintre atomi este cauzată de suprapunerea norilor de electroni. Dacă suprapunerea are loc de-a lungul liniei care leagă nucleele atomice, atunci o astfel de legătură se numește legătură sigma (legatura σ). Poate fi format din doi electroni s, electroni s și p, doi electroni px, electroni s și d (de exemplu):

O legătură chimică realizată de o pereche de electroni se numește legătură simplă. O legătură simplă este întotdeauna o legătură σ. Orbitalii de tip s pot forma numai legături σ.

Legătura dintre doi atomi poate fi realizată de mai mult de o pereche de electroni. Această relație se numește multiplă. Un exemplu de formare a unei legături multiple este molecula de azot. Într-o moleculă de azot, orbitalii px formează o legătură σ. Când o legătură este formată din orbitali pz, apar două regiuni
suprapuneri – deasupra și sub axa x:

O astfel de legătură se numește legătură pi (legătură π). Formarea unei legături π între doi atomi are loc numai atunci când aceștia sunt deja legați printr-o legătură σ. A doua legătură π din molecula de azot este formată de orbitalii py ai atomilor. Când se formează legături π, norii de electroni se suprapun mai puțin decât în ​​cazul legăturilor σ. Ca rezultat, legăturile π sunt în general mai puțin puternice decât legăturile σ formate de aceiași orbitali atomici.

orbitalii p pot forma atât legături σ, cât și π; în legături multiple, una dintre ele este în mod necesar o legătură σ: .

Astfel, din trei legături dintr-o moleculă de azot, una este o legătură σ și două sunt legături π.

Lungimea legăturii este distanța dintre nucleele atomilor legați. Lungimile legăturilor în diferiți compuși sunt zecimi de nanometru. Pe măsură ce multiplicitatea crește, lungimile legăturilor scad: lungimile legăturilor N–N, N=N și NºN sunt egale cu 0,145; 0,125 și 0,109 nm (10-9 m), iar lungimile legăturilor C-C, C=C și, respectiv, CºC sunt 0,154; 0,134 și 0,120 nm.

Între diferiți atomi, poate apărea o legătură covalentă pură dacă electronegativitatea (EO) a unor molecule este electrosimetrică, adică. „Centrii de greutate” ale sarcinilor pozitive ale nucleelor ​​și sarcinilor negative ale electronilor coincid la un moment dat, motiv pentru care sunt numite nepolare.

Dacă atomii de legătură au EO diferit, atunci norul de electroni situat între ei se deplasează dintr-o poziție simetrică mai aproape de atomul cu EO mai mare:

Deplasarea norului de electroni se numește polarizare. Ca urmare a polarizării unilaterale, centrele de greutate ale sarcinilor pozitive și negative dintr-o moleculă nu coincid la un moment dat și între ele apare o anumită distanță (l). Astfel de molecule sunt numite polare sau dipoli, iar legătura dintre atomii din ele se numește polară.

O legătură polară este un tip de legătură covalentă care a suferit o ușoară polarizare unilaterală. Distanța dintre „centrele de greutate” sarcinilor pozitive și negative dintr-o moleculă se numește lungimea dipolului. Desigur, cu cât polarizarea este mai mare, cu atât lungimea dipolului este mai mare și polaritatea moleculelor este mai mare. Pentru a evalua polaritatea moleculelor, acestea folosesc de obicei momentul dipol permanent (Mp), care este produsul dintre valoarea sarcinii electrice elementare (e) și lungimea dipolului (l), adică. .

Momentele dipolului sunt măsurate în debyes D (D = 10-18 unități electrice × cm, deoarece sarcina elementară este de 4,810-10 unități electrice, iar lungimea dipolului este în medie egală cu distanța dintre două nuclee atomice, adică 10-8 cm ) sau coulometre (C×m) (1 D = 3,33·10-30 C×m) (sarcină de electroni 1,6·10-19 C înmulțită cu distanța dintre sarcini, de exemplu, 0,1 nm, apoi Mr = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 C m). Momentele dipolare permanente ale moleculelor variază de la zero la 10 D.

Pentru moleculele nepolare l = 0 și Мр = 0, i.e. nu au un moment dipol. Pentru moleculele polare, Мр > 0 și atinge valori de 3,5 – 4,0 D.

Cu o diferență foarte mare de EO între atomi, există o polarizare clară unilaterală: norul de electroni al legăturii este deplasat cât mai mult posibil către atomul cu cel mai mare EO, atomii se transformă în ioni încărcați opus și o moleculă ionică. apare:

Legătura covalentă devine ionică. Asimetria electrică a moleculelor crește, lungimea dipolului crește, iar momentul dipolului crește la 10 D.

Momentul dipol total al unei molecule complexe poate fi considerat egal cu suma vectorială a momentelor dipolare ale legăturilor individuale. Momentul dipol este de obicei considerat a fi direcționat de la capătul pozitiv al dipolului spre negativ.

Polaritatea legăturilor poate fi prezisă folosind EO relativă a atomilor. Cu cât diferența dintre EO relative ale atomilor este mai mare, cu atât polaritatea este mai pronunțată: DEO = 0 – legătură covalentă nepolară; DEO = 0 – 2 – legătură covalentă polară; DEO = 2 – legătură ionică. Este mai corect să vorbim despre gradul de ionicitate al unei legături, deoarece legăturile nu sunt 100% ionice. Chiar și în compusul CsF legătura este doar 89% ionică.

O legătură chimică care apare din cauza transferului de electroni de la atom la atom se numește ionică, iar moleculele corespunzătoare ale compușilor chimici sunt numite ionice. Compușii ionici în stare solidă sunt caracterizați printr-o rețea cristalină ionică. În stare topită și dizolvată, conduc curentul electric, au puncte de topire și de fierbere ridicate și un moment dipol semnificativ.

Dacă luăm în considerare compușii elementelor oricărei perioade cu același element, atunci pe măsură ce trecem de la începutul până la sfârșitul perioadei, natura predominant ionică a legăturii se schimbă în covalentă. De exemplu, în fluorurile din perioada a 2-a LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2, gradul de ionicitate al legăturii din fluorura de litiu slăbește treptat și este înlocuit cu o legătură tipic covalentă în molecula de fluor.

Astfel, natura legăturii chimice este aceeași: nu există o diferență fundamentală în mecanismul de formare a legăturilor polare covalente și ionice. Aceste tipuri de legături diferă doar prin gradul de polarizare a norului de electroni al moleculei. Moleculele rezultate diferă în lungimea dipolilor și în valorile momentelor dipolului permanente. În chimie, momentul dipol este foarte important. Ca regulă generală, cu cât este mai mare momentul dipol, cu atât mai mare este reactivitatea moleculelor.

Mecanisme de formare a legăturilor chimice

Metoda legăturii de valență distinge între mecanismele de schimb și donor-acceptor pentru formarea unei legături chimice.

Mecanism de schimb. Mecanismul de schimb pentru formarea unei legături chimice include cazurile în care un electron din fiecare atom participă la formarea unei perechi de electroni.

În moleculele H2, Li2, Na2 se formează legături datorită electronilor s neperechi ai atomilor. În moleculele F2 și Cl2 - datorită electronilor p neperechi. În moleculele de HF și HCl, legăturile sunt formate din electronii s ai hidrogenului și electronii p ai halogenilor.

O caracteristică a formării compușilor prin mecanismul de schimb este saturația, ceea ce arată că atomul formează nu oricare, ci un număr limitat de legături. Numărul lor, în special, depinde de numărul de electroni de valență nepereche.

Din celulele cuantice N și H putem vedea că atomul de azot are 3

electroni nepereche, iar atomul de hidrogen are unul. Principiul saturației indică faptul că compusul stabil ar trebui să fie NH3 și nu NH2, NH sau NH4. Cu toate acestea, există molecule care conțin un număr impar de electroni, de exemplu, NO, NO2, ClO2. Toate se caracterizează printr-o reactivitate crescută.

În anumite etape ale reacțiilor chimice se pot forma și grupări valent nesaturate, care se numesc radicali, de exemplu, H, NH2, O, CH3. Reactivitatea radicalilor este foarte mare și, prin urmare, durata de viață a acestora este de obicei scurtă.

Mecanismul donor-acceptor

Se știe că compușii saturați cu valență amoniac NH3 și trifluorura de bor BF3 reacționează între ei în funcție de reacție.

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 kJ/mol.

Să luăm în considerare mecanismul acestei reacții:

Se poate observa că din patru orbitali de bor, trei sunt ocupați, iar unul rămâne vacant. În molecula de amoniac, toți cei patru orbitali de azot sunt ocupați, trei dintre ei sunt ocupați de mecanismul de schimb cu electroni de azot și hidrogen, iar unul conține o pereche de electroni, ambii electroni aparținând azotului. O astfel de pereche de electroni se numește o pereche de electroni singuratică. Formarea compusului H3N · BF3 are loc datorită faptului că perechea de electroni singuri de amoniac ocupă orbitalul liber al fluorurii de bor. În acest caz, energia potențială a sistemului scade și o cantitate echivalentă de energie este eliberată. Un astfel de mecanism de formare se numește donor-acceptor, un donor este un atom care donează perechea sa de electroni pentru a forma o legătură (în acest caz, un atom de azot); iar atomul care, furnizând un orbital vacant, acceptă o pereche de electroni, se numește acceptor (în acest caz, un atom de bor). O legătură donor-acceptor este un tip de legătură covalentă.

În compusul H3N · BF3, azotul și borul sunt tetravalente. Atomul de azot își crește valența de la 3 la 4 ca urmare a utilizării unei perechi de electroni singure pentru a forma o legătură chimică suplimentară. Atomul de bor își mărește valența datorită prezenței unui orbital liber la nivel electronic de valență. Astfel, valența elementelor este determinată nu numai de numărul de electroni nepereche, ci și de prezența perechilor de electroni singuri și a orbitalilor liberi la nivelul electronic de valență.

Un caz mai simplu de formare a unei legături chimice de către mecanismul donor-acceptor este reacția amoniacului cu un ion de hidrogen:

. Rolul de acceptor al perechii de electroni este jucat de orbitalul gol al ionului de hidrogen. În ionul de amoniu NH4+, atomul de azot este tetravalent.

Direcționalitatea legăturilor și hibridizarea orbitalilor atomici

O caracteristică importantă a unei molecule constând din mai mult de doi atomi este configurația sa geometrică. Este determinată de aranjarea reciprocă a orbitalilor atomici implicați în formarea legăturilor chimice.

Suprapunerea norilor de electroni este posibilă numai cu o anumită orientare relativă a norilor de electroni; în acest caz, regiunea de suprapunere este situată într-o anumită direcție în raport cu atomii care interacționează.

Când se formează o legătură ionică, câmpul electric al ionului are simetrie sferică și, prin urmare, legătura ionică nu este direcțională și saturabilă.

k.ch. = 6 k.h. = 6

Unghiul dintre legăturile unei molecule de apă este de 104,5°. Mărimea sa poate fi explicată pe baza conceptelor de mecanică cuantică. Schema electronică a atomului de oxigen 2s22p4. Doi orbitali p neperechi sunt localizați la un unghi de 90° unul față de celălalt - suprapunerea maximă a norilor de electroni ai orbitalilor s ai atomilor de hidrogen cu orbitalii p ai unui atom de oxigen va avea loc dacă legăturile sunt situate la un unghi de 90. °. Într-o moleculă de apă, legătura O–H este polară. Sarcina pozitivă efectivă pe atomul de hidrogen este δ+, pe atomul de oxigen - δ-. Prin urmare, creșterea unghiului dintre legături la 104,5° se explică prin respingerea sarcinilor pozitive efective ale atomilor de hidrogen, precum și a norilor de electroni.

Electronegativitatea sulfului este semnificativ mai mică decât EO a oxigenului. Prin urmare, polaritatea legăturii H–S în H2S este mai mică decât polaritatea legăturii H–O în H2O, iar lungimea legăturii H–S (0,133 nm) este mai mare decât H–O (0,56 nm) și unghiul dintre legături se apropie de un unghi drept. Pentru H2S este 92o, iar pentru H2Se – 91o.

Din aceleași motive, molecula de amoniac are o structură piramidală, iar unghiul dintre legăturile de valență H–N–H este mai mare decât o linie dreaptă (107,3°). La trecerea de la NH3 la PH3, AsH3 și SbH3, unghiurile dintre legături sunt de 93,3°, respectiv; 91,8o și 91,3o.

Hibridarea orbitalilor atomici

Un atom de beriliu excitat are o configurație de 2s12p1, un atom de bor excitat are o configurație de 2s12p2, iar un atom de carbon excitat are o configurație de 2s12p3. Prin urmare, putem presupune că nu aceiași, ci diferiți orbitali atomici pot participa la formarea legăturilor chimice. De exemplu, în compuși precum BeCl2, BeCl3, CCl4 ar trebui să existe legături de rezistență și direcție inegale, iar legăturile σ de la orbitalii p ar trebui să fie mai puternice decât legăturile de la orbitalii s, deoarece pentru orbitalii p există condiții mai favorabile pentru suprapunere. Cu toate acestea, experiența arată că în moleculele care conțin atomi centrali cu orbitali de valență diferiți (s, p, d), toate legăturile sunt echivalente. O explicație pentru aceasta a fost dată de Slater și Pauling. Ei au ajuns la concluzia că orbitali diferiți, nu foarte diferiți ca energie, formează un număr corespunzător de orbitali hibrizi. Orbitalii hibrizi (mixti) sunt formați din diferiți orbitali atomici. Numărul de orbitali hibrizi este egal cu numărul de orbitali atomici implicați în hibridizare. Orbitalii hibrizi sunt identici ca formă de nor de electroni și energie. În comparație cu orbitalii atomici, aceștia sunt mai alungiți în direcția de formare a legăturilor chimice și, prin urmare, asigură o suprapunere mai bună a norilor de electroni.

Hibridizarea orbitalilor atomici necesită energie, astfel încât orbitalii hibrizi dintr-un atom izolat sunt instabili și tind să se transforme în AO pure. Când se formează legături chimice, orbitalii hibrizi sunt stabilizați. Datorită legăturilor mai puternice formate de orbitalii hibrizi, este eliberată mai multă energie din sistem și, prin urmare, sistemul devine mai stabil.

Hibridizarea sp are loc, de exemplu, în timpul formării halogenurilor de Be, Zn, Co și Hg (II). În starea de valență, toate halogenurile metalice conțin electroni s și p-nepereche la nivelul de energie corespunzător. Când se formează o moleculă, un orbital s și unul p formează doi orbitali sp hibrizi la un unghi de 180°.

Datele experimentale arată că halogenurile de Be, Zn, Cd și Hg(II) sunt toate liniare și ambele legături au aceeași lungime.

hibridizare sp2. Ca urmare a hibridizării unui orbital s și a doi orbitali p, se formează trei orbitali hibrizi sp2, situați în același plan la un unghi de 120° unul față de celălalt.

hibridizarea sp3 este caracteristică compușilor de carbon. Ca urmare a hibridizării unui orbital s și a trei orbitali p, se formează patru orbitali hibrizi sp3, îndreptați către vârfurile tetraedrului cu un unghi între orbitali de 109,5°.

Hibridizarea se manifestă prin echivalența completă a legăturilor unui atom de carbon cu alți atomi din compuși, de exemplu, în CH4, CCl4, C(CH3)4 etc.

Hibridizarea poate implica nu numai orbitalii s și p, ci și orbitalii d și f.

Cu hibridizarea sp3d2, se formează 6 nori egali. Se observă în astfel de compuși ca,.

Ideile despre hibridizare fac posibilă înțelegerea unor astfel de caracteristici structurale ale moleculelor care nu pot fi explicate în alt mod.

Hibridizarea orbitalilor atomici (AO) duce la o deplasare a norului de electroni în direcția formării de legături cu alți atomi. Ca urmare, suprafețele de suprapunere ale orbitalilor hibrizi se dovedesc a fi mai mari decât pentru orbitalii puri și puterea legăturii crește.

Polarizabilitatea și efectul de polarizare al ionilor și moleculelor

Într-un câmp electric, un ion sau o moleculă este deformată, adică. în ele are loc o deplasare relativă a nucleelor ​​şi electronilor. Această deformabilitate a ionilor și a moleculelor se numește polarizabilitate. Deoarece electronii stratului exterior sunt legați cel mai puțin strâns în atom, ei experimentează mai întâi deplasarea.

Polarizabilitatea anionilor, de regulă, este semnificativ mai mare decât polarizabilitatea cationilor.

Cu aceeași structură a carcaselor electronice, polarizabilitatea ionului scade pe măsură ce sarcina pozitivă crește, de exemplu, în seria:

Pentru ionii analogilor electronici, polarizabilitatea crește odată cu creșterea numărului de straturi electronice, de exemplu: sau.

Polarizabilitatea moleculelor este determinată de polarizabilitatea atomilor lor constituenți, configurația geometrică, numărul și multiplicitatea legăturilor etc. O concluzie despre polarizabilitatea relativă este posibilă numai pentru moleculele construite similar care diferă într-un atom. În acest caz, diferența de polarizabilitate a moleculelor poate fi judecată după diferența de polarizabilitate a atomilor.

Un câmp electric poate fi creat fie de un electrod încărcat, fie de un ion. Astfel, ionul în sine poate avea un efect de polarizare (polarizare) asupra altor ioni sau molecule. Efectul de polarizare al unui ion crește odată cu creșterea sarcinii sale și scăderea razei.

Efectul de polarizare al anionilor este, de regulă, mult mai mic decât efectul de polarizare al cationilor. Acest lucru se explică prin dimensiunea mare a anionilor în comparație cu cationii.

Moleculele au efect polarizant dacă sunt polare; Cu cât este mai mare momentul dipol al moleculei, cu atât este mai mare efectul de polarizare.

Capacitatea de polarizare crește în serie, deoarece razele cresc și câmpul electric creat de ion scade.

Legătură de hidrogen

O legătură de hidrogen este un tip special de legătură chimică. Se știe că compușii de hidrogen cu nemetale foarte electronegative, cum ar fi F, O, N, au puncte de fierbere anormal de ridicate. Dacă în seria H2Te – H2Se – H2S punctul de fierbere scade în mod natural, atunci când se trece de la H2S la H2O are loc un salt brusc la o creștere a acestei temperaturi. Aceeași imagine se observă în seria acizilor hidrohalici. Aceasta indică prezența unei interacțiuni specifice între moleculele de H2O și moleculele de HF. O astfel de interacțiune ar trebui să facă dificilă separarea moleculelor unele de altele, de exemplu. reduce volatilitatea acestora și, în consecință, crește punctul de fierbere al substanțelor corespunzătoare. Datorită diferenței mari de EO, legăturile chimice H–F, H–O, H–N sunt foarte polarizate. Prin urmare, atomul de hidrogen are o sarcină efectivă pozitivă (δ+), iar atomii de F, O și N au un exces de densitate electronică și sunt încărcați negativ (d-). Datorită atracției Coulomb, atomul de hidrogen încărcat pozitiv al unei molecule interacționează cu atomul electronegativ al altei molecule. Din acest motiv, moleculele sunt atrase unele de altele (punctele groase indică legături de hidrogen).

O legătură de hidrogen este o legătură care se formează printr-un atom de hidrogen care face parte dintr-una dintre cele două particule legate (molecule sau ioni). Energia unei legături de hidrogen (21–29 kJ/mol sau 5–7 kcal/mol) este de aproximativ 10 ori mai mică decât energia unei legături chimice convenționale. Cu toate acestea, legătura de hidrogen determină existența moleculelor dimerice (H2O)2, (HF)2 și acid formic în perechi.

Într-o serie de combinații de atomi HF, HO, HN, HCl, HS, energia legăturii de hidrogen scade. De asemenea, scade odată cu creșterea temperaturii, astfel încât substanțele în stare de vapori prezintă legături de hidrogen doar într-o mică măsură; este caracteristica substantelor in stare lichida si solida. Substanțe precum apa, gheața, amoniacul lichid, acizii organici, alcoolii și fenolii sunt asociate în dimeri, trimeri și polimeri. În stare lichidă, dimerii sunt cei mai stabili.

Interacțiuni intermoleculare

Anterior, au fost luate în considerare legăturile care determină formarea moleculelor din atomi. Cu toate acestea, există și interacțiune între molecule. Face ca gazele să se condenseze și să se transforme în lichide și solide. Prima formulare a forțelor interacțiunii intermoleculare a fost dată în 1871 de Van der Waals. Prin urmare, ele sunt numite forțe van der Waals. Forțele de interacțiune intermoleculară pot fi împărțite în orientative, inductive și dispersive.

Moleculele polare, datorită interacțiunii electrostatice a capetelor opuse ale dipolului, sunt orientate în spațiu astfel încât capetele negative ale dipolilor unor molecule sunt transformate în pozitiv

capete ale dipolilor altor molecule (interacțiune intermoleculară orientativă).

Energia unei astfel de interacțiuni este determinată de atracția electrostatică a doi dipoli. Cu cât dipolul este mai mare, cu atât este mai puternică atracția intermoleculară (H2O, HCl).

Mișcarea termică a moleculelor împiedică orientarea reciprocă a moleculelor, prin urmare, odată cu creșterea temperaturii, efectul de orientare slăbește. Interacțiunea inductivă se observă și în substanțele cu molecule polare, dar este de obicei mult mai slabă decât interacțiunea orientativă.

O moleculă polară poate crește polaritatea unei molecule învecinate. Cu alte cuvinte, sub influența dipolului unei molecule, dipolul altei molecule poate crește, iar o moleculă nepolară poate deveni polară:

b

Momentul dipol rezultat din polarizarea de către o altă moleculă sau ion se numește moment dipol indus, iar fenomenul în sine se numește inducție. Astfel, interacțiunea de orientare trebuie să fie întotdeauna suprapusă pe interacțiunea inductivă a moleculelor.

În cazul moleculelor nepolare (de exemplu, H2, N2 sau atomi de gaz nobil), nu există interacțiune orientativă și inductivă. Cu toate acestea, se știe că hidrogenul, azotul și gazele nobile sunt arse. Pentru a explica aceste fapte, Londra a introdus conceptul de forțe de dispersie ale interacțiunii intermoleculare. Aceste forțe interacționează între orice atomi și molecule, indiferent de structura lor. Ele sunt cauzate de momentele de dipol instantanee care apar în mod concertat într-un grup mare de atomi:

În orice moment dat, direcția dipolilor poate fi diferită. Cu toate acestea, apariția lor coordonată oferă forțe de interacțiune slabe, ducând la formarea de corpuri lichide și solide. În special, provoacă trecerea gazelor nobile la starea lichidă la temperaturi scăzute.

Astfel, cea mai mică componentă dintre forțele care acționează între molecule este interacțiunea de dispersie. Între moleculele cu polaritate mică sau deloc (CH4, H2, HI), forțele care acționează sunt în principal dispersive. Cu cât este mai mare momentul dipol intrinsec al moleculelor, cu atât forțele de orientare de interacțiune dintre ele sunt mai mari.

Într-o serie de substanțe de același tip, interacțiunea de dispersie crește odată cu creșterea dimensiunilor atomilor care alcătuiesc moleculele acestor substanțe. De exemplu, în HCl, forțele de dispersie reprezintă 81% din interacțiunea intermoleculară totală; pentru HBr această valoare este de 95%, iar pentru HI – 99,5%.

Descrierea legăturilor chimice în metoda orbitalului molecular (MO).

Metoda BC este utilizată pe scară largă de chimiști. În această metodă, o moleculă mare și complexă este văzută ca fiind constând din legături individuale cu două centre și doi electroni. Se acceptă faptul că electronii responsabili de legătura chimică sunt localizați (situați) între doi atomi. Metoda BC poate fi aplicată cu succes la majoritatea moleculelor. Cu toate acestea, există o serie de molecule cărora această metodă nu este aplicabilă sau concluziile sale sunt în conflict cu experimentul.

S-a stabilit că, într-o serie de cazuri, rolul decisiv în formarea unei legături chimice este jucat nu de perechi de electroni, ci de electroni individuali. Posibilitatea unei legături chimice folosind un electron este indicată de existența unui ion. Când acest ion este format dintr-un atom de hidrogen și un ion de hidrogen, se eliberează 255 kJ (61 kcal) de energie. Astfel, legătura chimică din ion este destul de puternică.

Dacă încercăm să descriem legătura chimică dintr-o moleculă de oxigen folosind metoda BC, vom ajunge la concluzia că, în primul rând, trebuie să fie dublă (legături σ- și p), iar în al doilea rând, în molecula de oxigen toți electronii trebuie să fie duble. să fie pereche, adică .e. molecula de O2 trebuie să fie diamagnetică. [În substanțele diamagnetice, atomii nu au un moment magnetic permanent și substanța este împinsă în afara câmpului magnetic. O substanță paramagnetică este una ale cărei atomi sau molecule au un moment magnetic și are proprietatea de a fi atrasă într-un câmp magnetic]. Datele experimentale arată că energia legăturii din molecula de oxigen este într-adevăr dublă, dar molecula nu este diamagnetică, ci paramagnetică. Are doi electroni nepereche. Metoda BC este neputincioasă să explice acest fapt.

Cea mai bună metodă pentru interpretarea mecanică cuantică a legăturilor chimice este considerată în prezent a fi metoda orbitalului molecular (MO). Cu toate acestea, este mult mai complicată decât metoda BC și nu este la fel de vizuală ca cea din urmă.

Metoda MO consideră că toți electronii unei molecule se află în orbitali moleculari. Într-o moleculă, un electron este situat la un anumit MO, descris de funcția de undă corespunzătoare ψ.

Tipuri de MO. Când un electron al unui atom, la apropiere, cade în sfera de acțiune a altui atom, natura mișcării și, prin urmare, funcția de undă a electronului, se schimbă. În molecula rezultată, funcțiile de undă sau orbitalii electronilor sunt necunoscute. Există mai multe moduri de a determina tipul de MO pe baza AO-urilor cunoscute. Cel mai adesea, MO sunt obținute prin combinație liniară de orbitali atomici (LCAO). Principiul Pauli, regula lui Hund și principiul energiei minime sunt valabile și pentru metoda MO.

Orez. 2.2 Formarea orbitalilor moleculari de legare și antilegare din orbitalii atomici.

În cea mai simplă formă grafică, MO, precum LCAO, pot fi obținute prin adăugarea sau scăderea funcțiilor de undă. Figura 2.2 prezintă formarea MO de legare și antibondare din AO inițial.

AO-urile pot forma MO dacă energiile AO-urilor corespunzătoare sunt apropiate ca valoare și AO-urile au aceeași simetrie față de axa legăturii.

Funcțiile de undă sau orbitalii hidrogenului 1 pot da două combinații liniare - una atunci când este adăugată, cealaltă când este scăzută (Fig. 2.2).

Când funcțiile de undă se adună, în regiunea de suprapunere densitatea norului de electroni, proporțională cu ψ2, devine mai mare, se creează o sarcină negativă în exces între nucleii atomici și nucleii atomici sunt atrași de acesta. Un MO obținut prin adăugarea funcțiilor de undă ale atomilor de hidrogen se numește MO de legătură.

Dacă se scad funcțiile de undă, atunci în regiunea dintre nucleele atomice densitatea norului de electroni devine zero, norul de electroni este „împins în afară” din regiunea situată între atomi. MO rezultat nu poate lega atomii și se numește antilegare.

Deoarece orbitalii s ai hidrogenului formează doar o legătură σ, MO rezultate sunt desemnați σcв și σр. MO formați din orbitali atomici 1s sunt desemnați σcв1s și σр1s.

La MO de legătură, energia potențială (și totală) a electronilor se dovedește a fi mai mică decât la AO, iar la MO de antilegare, este mai mare. În valoare absolută, creșterea energiei electronilor în orbitalii antilegători este oarecum mai mare decât scăderea energiei în orbitalii de legătură. Un electron situat într-un orbital de legare asigură legătura dintre atomi, stabilizând molecula, iar un electron dintr-un orbital de legare destabiliza molecula, adică. legătura dintre atomi slăbește. Erazr. > Esv.

MO se formează și din orbitali 2p de aceeași simetrie: orbitalii σ de legare și anti-legare din orbitalii 2p situati de-a lungul axei x. Ele sunt desemnate σcв2р și σр2р. Orbitalii p de legare și antilegare sunt formați din orbitali de 2pz. Ele sunt desemnate πсв2рz, respectiv πp2pz. Orbitalii πsv2py și πр2у sunt formați în mod similar.

Completarea MO. Umplerea MO-urilor cu electroni are loc în ordinea creșterii energiei orbitale. Dacă MO au aceeași energie (orbitali πst sau πp), atunci umplerea are loc conform regulii lui Hund, astfel încât momentul de rotație al moleculei este cel mai mare. Fiecare MO, ca unul atomic, poate găzdui doi electroni. După cum sa menționat, proprietățile magnetice ale atomilor sau moleculelor depind de prezența electronilor nepereche: dacă o moleculă are electroni nepereche, atunci este paramagnetică, dacă nu, este diamagnetică.

Luați în considerare ionul.

Din diagramă este clar că singurul electron este situat de-a lungul σcв - MO. Se formează un compus stabil cu o energie de legare de 255 kJ/mol și o lungime de legătură de 0,106 nm. Ionul molecular este paramagnetic. Dacă presupunem că multiplicitatea legăturilor, ca în metoda BC, este determinată de numărul de perechi de electroni, atunci multiplicitatea legăturii în este egală cu ½. Procesul de formare poate fi scris după cum urmează:

Această intrare înseamnă că există un electron în σc MO format dintr-un AO 1s.

Molecula obișnuită de hidrogen conține deja doi electroni cu spini opuși în orbitalul σcв1s: . Energia de legătură în H2 este mai mare decât în ​​H2 - 435 kJ/mol, iar lungimea legăturii (0,074 nm) este mai scurtă. Molecula de H2 conține o singură legătură, iar molecula este diamagnetică.

Orez. 2.3. Diagrama energetică a AO și MO într-un sistem de doi atomi de hidrogen.

Ionul molecular (+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]) are deja un electron în orbitalul σdescărcare 1s. Energia de legătură este de 238 kJ/mol (redusă comparativ cu H2), iar lungimea de legătură (0,108 nm) este mărită. Multiplicitatea legăturilor este ½ (multiplicitatea legăturilor este egală cu jumătate din diferența dintre numărul de electroni din orbitalii de legătură și antilegare).

Li2	(Fii)2	B2	N2	O2	(Ne)2	CO	NU
σp2px	–	–	–	–	–	­¯	–	–
πp2py, πp2pz	– –	– –	– –	– –	­,­	­¯,­¯	– –	­,–
σcв2px	–	–	–	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯
πсв2py, πсв2pz	– –	– –	­,­	­¯,­¯	­¯,­¯	­¯,­¯	­¯,­¯	­¯,­¯
σр2s	–	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯
σcв2s	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯	­¯
Multiplicitatea comunicării	1	0	1	3	2	0	3	2 ½
Energia de legătură, kJ/mol	105	–	288	941	566	–	1070	677

O moleculă ipotetică de He2 ar avea doi electroni în orbitalul σcв1s și doi electroni în orbitalul σр1s. Deoarece un electron din orbital anti-legare distruge efectul de legare al electronului din orbital de legătură, molecula He2 nu poate exista. Metoda BC duce la aceeași concluzie.

Ordinea în care MO sunt umplute cu electroni în timpul formării moleculelor prin elementele din perioada II este prezentată mai jos. În conformitate cu diagramele, moleculele B2 și O2 sunt paramagnetice, iar molecula Be2 nu poate exista.

Formarea moleculelor din atomi ai elementelor din perioada II poate fi scrisă astfel (K - straturi electronice interne):

Proprietățile fizice ale moleculelor și MMO

Existența MO de legare și antilegare este confirmată de proprietățile fizice ale moleculelor. Metoda MO ne permite să prezicem că dacă, în timpul formării unei molecule din atomi, electronii din moleculă cad în orbitali de legătură, atunci potențialele de ionizare ale moleculelor ar trebui să fie mai mari decât potențialele de ionizare ale atomilor și dacă electronii cad în orbitali antilegători, apoi invers.

Astfel, potențialele de ionizare ale moleculelor de hidrogen și azot (orbitali de legătură) - 1485 și respectiv 1500 kJ/mol - sunt mai mari decât potențialele de ionizare ale atomilor de hidrogen și azot - 1310 și 1390 kJ/mol și potențialele de ionizare ale oxigenului și moleculele de fluor (orbitali antilegători) - 1170 și 1523 kJ/mol sunt mai mici decât cele ale atomilor corespunzători – 1310 și 1670 kJ/mol. Când moleculele sunt ionizate, puterea legăturii scade dacă un electron este îndepărtat dintr-un orbital de legătură (H2 și N2) și crește dacă un electron este îndepărtat dintr-un orbital de antilegare (O2 și F2).

Molecule diatomice cu atomi diferiți

MO pentru molecule cu atomi diferiți (NO, CO) sunt construite în mod similar dacă atomii inițiali nu diferă foarte mult în valorile potențialului de ionizare. Pentru molecula de CO, de exemplu, avem:

Energiile AO ale atomului de oxigen sunt mai mici decât energiile orbitalilor de carbon corespunzători (1080 kJ/mol); ele sunt situate mai aproape de nucleu. Cei 10 electroni prezenți în atomii inițiali de pe straturile exterioare umplu orbitalii de legătură scb2s și antibonding sp2s și orbitalii de legătură și pscb2ry,z. Molecula de CO se dovedește a fi izoelectronică cu molecula de N2. Energia de legare a atomilor dintr-o moleculă de CO (1105 kJ/mol) este chiar mai mare decât într-o moleculă de azot (940 kJ/mol). Lungimea legăturii C–O este de 0,113 nm.

FĂRĂ moleculă

are un electron în orbital de antilegare. Ca rezultat, energia de legare a NO (680 kJ/mol) este mai mică decât cea a N2 sau CO. Eliminarea unui electron din molecula de NO (ionizare pentru a forma NO+) crește energia de legare a atomilor la 1050–1080 kJ/mol.

Să luăm în considerare formarea MO în molecula de fluorură de hidrogen HF. Deoarece potențialul de ionizare al fluorului (17,4 eV sau 1670 kJ/mol) este mai mare decât cel al hidrogenului (13,6 eV sau 1310 kJ/mol), orbitalii 2p ai fluorului au o energie mai mică decât orbitalul 1s al hidrogenului. Datorită diferenței mari de energie, orbitalul 1s al atomului de hidrogen și orbitalul 2s al atomului de fluor nu interacționează. Astfel, orbitalul 2s al fluorului devine fără a modifica energia MO în HF. Astfel de orbitali se numesc orbitali nelegatori. De asemenea, orbitalii 2py și 2рz ai fluorului nu pot interacționa cu orbitalul 1s al hidrogenului din cauza diferenței de simetrie față de axa de legătură. Ele devin, de asemenea, OM neobligatorii. MO de legare și antilegare sunt formate din orbitalul 1s al hidrogenului și orbitalul 2px al fluorului. Atomii de hidrogen și fluor sunt legați printr-o legătură cu doi electroni cu o energie de 560 kJ/mol.

Bibliografie

Glinka N.L. Chimie generală. – M.: Chimie, 1978. – P. 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavyy V.F., Malashko P.M. Chimie generală în formule, definiții, diagrame. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – P. 51-77.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Lucrări practice și independente în chimie. – Mn.: UE „Donarit”, 2005. – P. 21-30.

Electronegativitatea este o valoare condiționată care caracterizează capacitatea unui atom dintr-un compus chimic de a atrage electroni la sine.