Legătura covalentă și chimică și proprietățile acesteia. legătură covalentă. Structura substanțelor simple - nemetale

legătură covalentă - legătură chimică format prin socializarea unei perechi de nori de electroni de valență. Electronii care asigură legătura se numesc perechea de electroni comună.

Legătura covalentă sfântă : directivitate, saturație, polaritate, polarizabilitate - determină substanța chimică și proprietăți fizice conexiuni.

Direcția legăturii determină structura moleculară a substanțelor și forma geometrică a moleculelor acestora. Unghiurile dintre două legături se numesc unghiuri de legătură.

Saturație - 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 electronilor 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 unei legături externe. câmp electric, inclusiv o altă particulă care reacţionează. Polarizabilitatea este determinată de mobilitatea electronilor. Polaritatea și polarizabilitatea legăturilor covalente determină reactivitatea moleculelor în raport cu reactivii polari.

Legătură ionică.

Tipul ionic de legătură este posibil numai între atomi care diferă puternic în proprietăți. O diferență accentuată a proprietăților elementelor duce la faptul că atomul de metal își pierde complet electronii de valență, iar atomul nemetal îi adaugă. au format ioni încărcați pozitiv și negativ în molecule și rețeaua cristalină prin forțele de atracție electrostatică. O astfel de legătură se numește ionică.

Un exemplu este formarea unei molecule de NaCL în faza gazoasă.

Tipuri nespecifice de comunicare.

conexiune metalica - legatura chimica datorita prezentei electronilor relativ liberi. Este caracteristic atât metalelor pure, cât și aliajelor lor și compușilor intermetalici.

Mecanismul de legare a metalelor: Ionii metalici pozitivi sunt localizați în toate nodurile rețelei cristaline. Între ele în mod aleatoriu, ca moleculele de gaz, electronii de valență se mișcă, desprinși de atomi în timpul formării ionilor. Acești electroni joacă rolul cimentului, ținând împreună ionii pozitivi; în caz contrar, rețeaua s-ar dezintegra sub acțiunea forțelor de respingere dintre ioni. În același timp, electronii sunt deținuți și de ionii din rețeaua cristalină și nu pot părăsi aceasta. Forțele de comunicare nu sunt localizate și nu sunt dirijate. Prin urmare, în majoritatea cazurilor, apar numere de coordonare ridicate (de exemplu, 12 sau 8).

Alte proprietăți: Electronii care se mișcă liber provoacă o conductivitate electrică și termică ridicată. Substanțele cu o legătură metalică combină adesea rezistența cu ductilitatea, deoarece atunci când atomii sunt deplasați unul față de celălalt, legăturile nu se rup.

Forțele Van der Waals - forte de interactiune intermoleculara cu o energie de 0,8 - 8,16 kJ/mol. Acest termen a desemnat inițial toate astfel de forțe, în stiinta moderna se aplică de obicei forțelor care decurg din polarizarea moleculelor și formarea de dipoli. Descoperit de J. D. van der Waals în 1869.

Forțele Van der Waals includ interacțiuni între dipoli (permanenți și indus). Denumirea provine de la faptul că aceste forțe sunt cauza corecției presiunii interne în ecuația de stare van der Waals pentru un gaz real. Aceste interacțiuni determină în principal forțele responsabile de formarea structurii spațiale a macromoleculelor biologice.

Caracteristicile cantitative importante ale unei legături covalente sunt energie de legătură, a ei lungimeȘi moment dipol.

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

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

Moment dipol legătura (μ) este o valoare vectorială care caracterizează polaritatea legăturii (măsurată în debyes D sau metri culombi: 1 D= 3,4 10 -30 C m).

Lungimea vectorului este egală cu produsul lungimii legăturii l pentru o taxă eficientă q , pe care atomii o dobândesc atunci când densitatea electronică se schimbă: | μ | = l · q .Vectorul moment dipolar este direcționat de la o sarcină pozitivă la una negativă. Prin adăugarea vectorială a momentelor dipolare ale tuturor legăturilor, se obține momentul dipolar al moleculei.
Caracteristicile obligațiunilor sunt afectate de multiplicitatea lor:

legătură covalentă(legătură atomică, legătură homeopolară) - o legătură chimică formată prin suprapunerea (socializarea) unei perechi de nori de electroni de valență. Norii electronici (electroni) care asigură comunicarea se numesc perechea de electroni comună.

Termenul de legătură covalentă a fost introdus pentru prima dată de laureat Premiul Nobel Irving Langmuir în 1919. Termenul se referea la o legătură chimică datorată posesiunii comune a electronilor, spre deosebire de o legătură metalică, în care electronii erau liberi, sau o legătură ionică, în care unul dintre atomi a donat un electron și a devenit un cation, iar alt atom a acceptat un electron și a devenit anion.

Mai târziu (1927), F. London și W. Heitler, folosind exemplul unei molecule de hidrogen, au oferit prima descriere a unei legături covalente din punctul de vedere al mecanicii cuantice.

Ținând cont de interpretarea statistică a funcției de undă a lui M. Born, densitatea de probabilitate de a găsi electroni de legare este concentrată în spațiul dintre nucleele moleculei (Fig. 1). În teoria respingerii perechilor de electroni sunt luate în considerare dimensiunile geometrice ale acestor perechi. Deci, pentru elementele fiecărei perioade, există o anumită rază medie a perechii de electroni (Å):

0,6 pentru elemente până la neon; 0,75 pentru elemente până la argon; 0,75 pentru elemente până la kripton și 0,8 pentru elemente până la xenon.

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

Direcția de comunicare este determinată structura moleculara substanțele și forma geometrică a moleculelor lor. Unghiurile dintre două legături se numesc unghiuri de legătură.

Saturație - 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 electronilor din cauza diferențelor de electronegativitate a atomilor. Pe această bază, legăturile covalente sunt împărțite în nepolare și polare (nepolare - o moleculă diatomică este formată din atomi identici (H 2, Cl 2, N 2) și norii de electroni ai fiecărui atom sunt distribuiți simetric față de aceștia. atomi; polar - o moleculă diatomică este formată din atomi de diferite elemente chimice, iar norul de electroni general se deplasează către unul dintre atomi, formând astfel o asimetrie în distribuția sarcinii electrice în moleculă, generând momentul dipol al moleculei) .

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 în raport cu reactivii polari.

Cu toate acestea, de două ori câștigătorul Premiului Nobel L. Pauling a subliniat că „în unele molecule există legături covalente datorate unuia sau trei electroni în loc de o pereche comună”. O legătură chimică cu un electron se realizează în ionul de hidrogen molecular H 2 + .

Ionul molecular de hidrogen H 2 + conține doi protoni și un electron. Singurul electron al sistemului molecular compensează repulsia electrostatică a doi protoni și îi menține la o distanță de 1,06 Å (lungimea legăturii chimice H 2 +). Centrul densității electronice a norului de electroni al sistemului molecular este echidistant de ambii protoni cu raza Bohr α 0 =0,53 Å și este centrul de simetrie al ionului de hidrogen molecular H 2 + .

9- întrebare) Modalități de formare a unei legături covalente. Dă exemple.

Metode pentru formarea unei legături covalente

Există două moduri principale de a forma o legătură covalentă *.

1) O pereche de electroni care formează o legătură se poate forma datorită electronilor neperechi prezenți în atomii neexcitați.

Cu toate acestea, numărul de legături covalente poate fi mai mare decât numărul de electroni nepereche. De exemplu, în starea neexcitată (numită și starea fundamentală), atomul de carbon are doi electroni nepereche, dar se caracterizează prin compuși în care formează patru legături covalente. Acest lucru devine posibil ca urmare a excitației atomului. În acest caz, unul dintre electronii s merge la subnivelul p:

O creștere a numărului de legături covalente create este însoțită de eliberarea de mai multă energie decât este cheltuită pentru excitarea atomului. Deoarece valența unui atom depinde de numărul de electroni nepereche, excitația duce la o creștere a valenței. La atomii de azot, oxigen, fluor, numărul de electroni nepereche nu crește, deoarece în cadrul celui de-al doilea nivel nu există orbitali liberi *, iar mișcarea electronilor către al treilea nivel cuantic necesită mult mai multă energie decât cea care ar fi eliberată în timpul formării de legături suplimentare. Prin urmare, atunci când un atom este excitat, tranzițiile electronilor către orbitali liberi sunt posibile numai în cadrul aceluiași nivel de energie.

Elementele din perioada a 3-a - fosfor, sulf, clor - pot prezenta o valență egală cu numărul grupului. Acest lucru se realizează prin excitarea atomilor cu tranziția electronilor 3s și 3p la orbitalii liberi ai subnivelului 3d:

P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1(valenta 5)

S* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2(valență 6)

Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3(valenta 7)

În cele de mai sus formule electronice* ale atomilor excitați, subnivelurile * care conțin doar electroni nepereche sunt subliniate. Folosind exemplul atomului de clor, este ușor de arătat că valența poate fi variabilă:

Spre deosebire de clor, valența atomului F este constantă și egală cu 1, deoarece la nivelul energiei de valență (al doilea), nu există orbitali de subnivel d și alți orbitali vacante.

2) Legăturile covalente se pot forma datorită electronilor perechi prezenți pe stratul exterior de electroni al atomului. În acest caz, al doilea atom trebuie să aibă un orbital liber pe stratul exterior. De exemplu, formarea unui ion de amoniu dintr-o moleculă de amoniac și a unui ion de hidrogen poate fi reprezentată prin schema:

Un atom care furnizează perechea de electroni pentru a forma o legătură covalentă * se numește donor, iar un atom care oferă un orbital gol este numit acceptor. O legătură covalentă formată în acest fel se numește legătură donor-acceptor. În cationul de amoniu, această legătură este absolut identică în proprietăți cu celelalte trei legături covalente formate prin prima metodă, deci termenul „donator-acceptor” nu înseamnă niciun tip special de legătură, ci doar metoda de formare a acesteia.

10-întrebări) Interacțiunea acido-bazică - reacții de neutralizare. Săruri acide și bazice. Dă exemple.

NaOH + HCl = NaCl + H2O - reacție de neutralizare
NaOH + H2SO4 \u003d NaHSO4 + H2O - formarea unei săruri acide a sulfatului acid de sodiu, sărurile acide pot forma alți acizi bazici, de exemplu H3PO4 poate forma 2 săruri acide NaH2PO4. Na2HPO4. -săruri acide - un produs al înlocuirii incomplete a cationilor de hidrogen într-un acid.
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O - sare mijlocie
Al(OH)3 + 2HCl = Cl2 + 2H2O - clorhidrat de aluminiu - sare bazică
Al(OH)3 + HCl = Cl + H2O - dihidroxoclorura de aluminiu
Sarea bazică este produsul înlocuirii incomplete a grupărilor hidroxil ale bazei cu anioni ai reziduului acid.

Teorii ale acizilor și bazelor- un set de concepte fundamentale fizice și chimice care descriu natura și proprietățile acizilor și bazelor. Toate introduc definiții ale acizilor și bazelor - două clase de substanțe care reacționează între ele. Sarcina teoriei este de a prezice produsele reacției dintre acid și bază și posibilitatea apariției acesteia, pentru care se folosesc caracteristicile cantitative ale rezistenței acidului și bazei. Diferențele dintre teorii constă în definițiile acizilor și bazelor, caracteristicile rezistenței lor și, ca urmare, în regulile de predicție a produselor de reacție dintre ele. Toate au propria lor zonă de aplicabilitate, care zone se intersectează parțial.

Interacțiunile acido-bazice sunt extrem de comune în natură și sunt utilizate pe scară largă în practica științifică și industrială. Conceptele teoretice de acizi și baze au importanţăîn formarea tuturor sistemelor conceptuale ale chimiei și au o influență versatilă asupra dezvoltării multor concepte teoretice în toate disciplinele chimice majore.

Bazat teoria modernă acizi și baze, ramuri ale științelor chimice precum chimia soluțiilor de electroliți apoase și neapoase, pH-metria în medii neapoase, cataliza acido-bazică homo- și heterogenă, teoria funcțiilor acidității și multe altele au fost dezvoltat.

11- întrebare) Legătura ionică, proprietățile sale, dați exemple.

Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură ionică nu se saturează.
Forța legăturilor ionice.
Substanțele cu legături ionice în moleculele lor tind să aibă puncte de fierbere și de topire mai mari.

Legătură ionică- o legătură chimică foarte puternică formată între atomi cu o diferență mare (> 1,5 pe scara Pauling) de electronegativitate, la care perechea de electroni comună trece complet la un atom cu o electronegativitate mai mare.Aceasta este atracția ionilor ca corpuri încărcate opus. . Un exemplu este compusul CsF, în care „gradul de ionicitate” este de 97%. Luați în considerare metoda de formare folosind exemplul clorurii de sodiu NaCl. Configuraţia electronică a atomilor de sodiu şi clor poate fi reprezentată ca: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Aceștia sunt atomi cu niveluri de energie incomplete. Evident, pentru a le completa, este mai ușor pentru un atom de sodiu să cedeze un electron decât să adauge șapte și este mai ușor pentru un atom de clor să adauge un electron decât să cedeze șapte. Într-o interacțiune chimică, atomul de sodiu cedează complet un electron, iar atomul de clor îl acceptă. Schematic, aceasta poate fi scrisă ca: Na. - l e -> Na + ion de sodiu, înveliș stabil de opt electroni 1s2 2s2 2p6 datorită celui de-al doilea nivel de energie. :Cl + 1e --> .Cl - ion de clor, înveliș stabil de opt electroni. Între ionii Na+ și Cl- apar forțe de atracție electrostatică, în urma cărora se formează un compus. O legătură ionică este un caz extrem de polarizare a unei legături polare covalente. Format între metal tipic și nemetal. În acest caz, electronii din metal trec complet către nemetal. Se formează ioni.

Dacă se formează o legătură chimică între atomi care au o diferență foarte mare de electronegativitate (EO > 1,7 conform lui Pauling), atunci para electronul comun este complet transferat atomului cu un OE mai mare. Rezultatul este formarea unui compus de ioni cu încărcare opusă:

Între ionii formați există o atracție electrostatică, care se numește legătură ionică. Mai degrabă, o astfel de vedere este convenabilă. De fapt, legătura ionică dintre atomi în forma sa pură nu se realizează nicăieri sau aproape nicăieri; de obicei, de fapt, legătura este parțial ionică și parțial covalentă. În același timp, legarea ionilor moleculari complecși poate fi adesea considerată pur ionică. Cele mai importante diferențe dintre legăturile ionice și alte tipuri de legături chimice sunt nedirecționalitatea și nesaturarea. De aceea, cristalele formate din cauza legăturii ionice gravitează spre diferite împachetari apropiate ale ionilor corespunzători.

caracteristică a unor astfel de compuși este o bună solubilitate în solvenți polari (apă, acizi etc.). Acest lucru se datorează părților încărcate ale moleculei. În acest caz, dipolii solventului sunt atrași de capetele încărcate ale moleculei și, ca urmare a mișcării browniene, ei „trag” molecula substanței în părți și le înconjoară, împiedicându-le să se reunească. Rezultatul sunt ioni înconjurați de dipoli ai solventului.

Când astfel de compuși sunt dizolvați, de regulă, se eliberează energie, deoarece energia totală a legăturilor solvent-ion formate este mai mare decât energia legăturii anion-cation. Excepție fac multe săruri ale acidului azotic (nitrați), care, atunci când sunt dizolvate, absorb căldura (soluțiile se răcesc). Acest din urmă fapt este explicat pe baza legilor care sunt luate în considerare în chimia fizică.

exemple: (MgS, K2CO3), baze (LiOH, Ca(OH)2), oxizi bazici (BaO, Na2O)
tip zăbrele - metal

12) Reacții de schimb în soluții. Dă exemple.

În practic reacții ireversibile echilibrul este puternic deplasat spre formarea produşilor de reacţie.

Adesea există procese în care electroliții slabi sau compușii slab solubili sunt printre inițiale și printre produse finale reactii. De exemplu,

HCN(p) + CH3COO - (p)↔ CH3COOH(p) + CN - (p) (1), ΔG˚=43kJ

NH 4 OH (p) + H + (p) ↔ H 2 O (l) + NH 4 + (p) (2) ΔG˚= -84 kJ

există electroliți slabi atât în ​​partea stângă, cât și în partea dreaptă a ecuațiilor.

În aceste cazuri, echilibrul procesului reversibil este deplasat spre formarea unei substanțe cu un Kdissoc inferior.

În reacția (1), echilibrul este deplasat la stânga K HCN = 4,9 10 -10< K CH 3 COOH = 1,8 · 10 -5 , в реакции (2) – сильно сдвинуто вправо (K H 2 O =1,8 · 10 -16 < K NH 4 OH = 1,8 · 10 -5).

Exemple de procese în ecuaţia reacţiei cărora substanțele puțin solubile intră în stânga și în dreapta, poate servi ca:

AgCl(k)↓ + NaI(p) ↔ AgI↓(k) + NaCl(p) (1) ΔG˚= - 54kJ

BaCO 3 ↓(k) + Na 2 SO 4 (p) ↔ BaSO 4 ↓(k) + Na 2 CO 3 (p) (2) ΔG˚≈ 0

Echilibrul se deplasează spre formarea unui compus mai puțin solubil. În reacția (1), echilibrul este deplasat spre dreapta, deoarece PRAGI=1,1 10 -16< ПРAgCl =1,8·

10 -10 . În reacția (2), echilibrul este doar ușor deplasat către BaSO4

(PR BaCO 3 \u003d 4,9 10 -9 > PR BaSO 4 \u003d 1,08 10 -10).

Există procese în ecuațiile cărora, pe de o parte a egalității, există un compus slab solubil și, pe de altă parte, un electrolit slab. Astfel, echilibrul în sistem

AgCN(k)↓ + H + (p) ↔ HCN(p) + Ag + (p) ΔG˚= - 46kJ

deplasat semnificativ la dreapta, deoarece ionul CN - se leagă mai puternic de molecula electrolitului foarte slab HCN decât de molecula de substanță puțin solubilă AgCN. Prin urmare, precipitatul AgCN se dizolvă atunci când se adaugă acid azotic.

O legătură covalentă este realizată de electroni de valență socializați localizați pe un comun pentru doi atomi vecini orbital de legătură(vezi secțiunea 2.2.1). În același timp, în cazul substanțelor elementare, fiecare dintre atomi „oferă” același număr de electroni de valență legăturii și își completează învelișul de valență pentru a fi complet umplut datorită electronilor de legătură ai celor mai apropiați atomi vecini din rețea. . Cu această proprietate satietate legătură covalentă, ne-am întâlnit pe exemplul unei molecule de hidrogen. Consecința ei este regula stabilită de Hume-Rothery. Potrivit acestuia, pentru cristalele de substanțe elementare, în care se realizează o legătură predominant covalentă, se îndeplinește următoarea relație între numărul de coordonare Z către și numărul grupului N unde se află elementul:

Z k = 8 − N. Structura semiconductorilor elementari (legătura primară - covalentă) este dată de această regulă simplă și de direcția legăturii covalente.

Direcția legăturii covalente este determinată de distribuția densității electronilor în cristal, care poate fi stabilită folosind, de exemplu, date cu raze X. Ei indică faptul că în cristalele cu o legătură covalentă, densitatea electronilor electronilor de valență este distribuită semnificativ inegal în spațiu. În direcțiile care sunt cele mai scurte pentru doi atomi vecini, densitatea electronilor este mai mare decât în ​​alte direcții. Aceasta înseamnă că electronii de valență sunt, parcă, localizați în spațiu și formează „punți electronice”, adică legătura covalentă are o pronunțată personaj regizat. Natura distribuției densității electronilor în timpul formării unei legături covalente depinde de structura electronică specifică a atomilor care interacționează.

Deoarece o legătură chimică covalentă, spre deosebire de alte tipuri de legături chimice, are un caracter localizat, este determinată nu numai de energia legăturii, ci are și caracteristici geometrice. Caracteristicile geometrice ale unei legături covalente sunt lungimea ei și unghiurile dintre legăturile dintr-o moleculă sau un cristal. lungime covalentă

legătură chimică numită distanța dintre nucleele atomilor uniți printr-o legătură covalentă într-un cristal. Depinde de mărimea atomilor care interacționează și de gradul de suprapunere a norilor lor de electroni. Lungimea legăturii și unghiurile dintre legături sunt determinate experimental folosind spectroscopie moleculară, difracție cu raze X și alte metode.

Să luăm în considerare proprietatea de direcționalitate a unei legături covalente folosind exemplul formării unei legături chimice în diamant.9 În acest caz, ne vom ghida după regulile care compun conținutul teoriei valențelor dirijate.

1. O singură legătură covalentă se formează prin interacțiunea a doi electroni cu spini opuși aparținând unor atomi diferiți.

2. Direcția legăturii covalente trebuie să corespundă direcției în care orbitalii unui electron de valență dat se suprapun în maximă măsură cu orbitalii altui electron de valență pereche cu acesta, aparținând unui atom vecin.

Trebuie avut în vedere faptul că, în unele cazuri, forma orbitalilor electronilor de valență implicați în formarea unei legături se modifică nesemnificativ, iar în unele cazuri se modifică brusc. În acest din urmă caz, mixt, așa-zis orbitali hibrizi.

Este bine cunoscut faptul că o legătură chimică covalentă se realizează într-un diamant format din atomi de carbon. Configurația electronică a învelișului de valență a atomului de carbon într-o stare neexcitată - 2 s 22p 2. Pe 1 s-orbitale si pe 2 s-orbitalii sunt doi electroni perechi, ai căror spini sunt antiparaleli. Doi 2 p-orbitali, pe care se află un electron, capabili să ia parte la formarea unei legături chimice. Acestea 2 p-orbitali

formează între ele un unghi de 90°. Astfel, carbonul din compușii săi trebuie să fie divalent și să formeze legături, între care există un unghi drept.

Cu toate acestea, după cum arată datele experimentale, în majoritatea compușilor săi, carbonul este tetravalent și toate cele patru legături de carbon sunt la fel de puternice și au aceeași orientare unele față de altele.

prieten: unghiul dintre legături este 109◦28∗. Această împrejurare se explică prin hibridizarea orbitalilor, care are loc în două etape. În primul rând, atomul de carbon trece de la starea fundamentală la o stare excitată, în care unul dintre electronii cu un 2 plin. s 2-orbital merge la

9 Legătura covalentă din molecula de hidrogen nu are proprietatea de direcționalitate datorită distribuției simetrice sferice a densității electronilor în s-state.

Orez. 2.10. Schema de hibridizare sȘi p- norii de electroni și orientarea spațială sp 3 hibrizi.

gol 2 p-orbital. Apoi există o „amestecare” a patru funcții de undă și formarea a patru noi funcții de undă identice, care nu sunt nici s-, nici p-functii. Acesta este un hibrid sp 3-functii. Sunt echivalente și au orientarea prezentată în Fig. 2.10. Astfel, în starea rezultată, atomul de carbon din diamant are patru electroni nepereche. Direcțiile de densitate maximă a norilor de schimb, așa cum se poate observa din Fig. 2.12, concentrat de-a lungul diagonalelor spațiale ale cubului<111>. Un atom cu patru vecini formează un tetraedru obișnuit, iar o „moleculă covalentă infinită” este construită dintr-un set de tetraedre.

Forța unei legături chimice depinde de gradul de suprapunere a orbitalilor electronilor de valență: cu cât suprapunerea este mai mare, cu atât legătura este mai puternică. Calculele arată că suprapunerea învelișurilor de electroni ale atomilor de legătură în cazul hibridului sp 3-orbitalii se dovedesc a fi semnificativ mai mulți decât în ​​cazul non-hibrizilor sȘi p-orbitali. Deși stările hibridizate corespund unei energii mai mari a electronilor într-un atom decât stărilor nehibridate, totuși, energia totală a cristalului se dovedește a fi mai mică în cazul formării legăturilor din sp 3-hibrizi; prin urmare, hibridizarea se dovedește a fi favorabilă din punct de vedere energetic.

La formarea unei legături covalente poate participa s-, p-, dȘi f-orbitali. Dacă hibridizarea are loc în timpul formării unei legături, atunci, în funcție de câte și ce orbite sunt hibridizate, ele disting sp-, sp 2-, dsp 2-, sp 3i d 2sp 3-orbitali hibrizi (Fig. 2.11).

Astfel, structura cristalelor covalente este determinată de regula Hume-Rothery, care dă numărul de vecini cei mai apropiați necesar pentru saturarea completă a legăturii chimice și direcția legăturii chimice, care poate fi stabilită din analiza undei. funcții

Orez. 2.11. Orientare spatiala sp-, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 și d 2 sp 3-orbitali hibrizi.

electroni de panglică sau experimental. Valoarea caracteristică a energiei legăturii covalente este de aproximativ 5–7 eV. Materialele semiconductoare au următoarele tipare generaleîn modificarea proprietăților atunci când energia de legare se modifică. Odată cu creșterea energiei de legare între atomi, perioada rețelei cristaline scade, temperatura de topire și intervalul de bandă cresc.

Cel mai proprietăți caracteristice cristale simple, în care se realizează predominant unul dintre cele patru tipuri de legături chimice, sunt date în tabel. 2.2.

Tabelul 2.2. Proprietățile celor patru grupuri solide, care diferă prin tipurile de legături interatomice.

Tipul de legătură interatomică

Energie caracteristică și de legătură

Omnidirecțional și nesaturat, legătură puternică; 5–7 eV per pereche de ioni.

direcțională

și conexiune bogată, puternică; 5-7 eV pe atom.

Legatura omnidirectionala si nesaturata; aproape

3,5 eV per atom.

Nedirecțional și nesaturat, slab, cu rază scurtă de acțiune

conexiune; ≈0,1 eV per

Metal covalent ionic Van der Waals

Proprietăți structurale

Anionii mari formează structuri compacte, în golurile cărora se află cationi ( Z k = 8, 6, 4 și 3).

Structuri cu zăbrele libere (de exemplu, Z k = 4) și densitate scăzută.

Z k = 12 și 8) și densitate mare.

Structuri de cristal compacte cu ambalare strânsă ( Z k = 12) și densitate mare.

Proprietati termice

Puncte de topire relativ ridicate. Raport de expansiune scăzut.

puncte de topire ridicate. Raport de expansiune scăzut.

Diverse temperaturi de topire.

Puncte de topire scăzute. Raport mare de expansiune.

Proprietăți electrice

Izolatoare. Conductibilitatea este în principal de natură ionică și crește odată cu creșterea temperaturii.

Tip electronic de conductivitate (două tipuri de purtători). Dependența de activare a conductibilității de temperatură.

Dirijori. Principalul tip de conductivitate este electronic. Conductibilitatea scade odată cu creșterea temperaturii.

Izolatoare.

Proprietati optice

Transparent la radiațiile electromagnetice de la frecvențe joase până la marginea de absorbție. De obicei transparent în regiunea vizibilă a spectrului.

Transparent pentru radiațiile electromagnetice de la frecvențe joase până la marginea absorbției.

Opac pentru unde electromagnetice de la cele mai joase frecvențe până la mijlocul regiunii ultraviolete; reflectă bine lumina.

Transparent la radiațiile electromagnetice de la frecvențe joase până în regiunea ultravioletă îndepărtată.

Metal covalent ionic Van der Waals

Structura benzii

zonă separată

de la următoarea bandă de conducere goală printr-un bandgap larg ( De exemplu> 2–3 eV).

Valentă superioară complet umplută

zonă separată

de la următoarea bandă de conducere goală până la bandgap De exemplu< 2–3 эВ.

Banda de conducere este parțial umplută.

Valentă superioară complet umplută

zonă separată

de la următoarea bandă de conducere goală până la o bandgap foarte mare.

legătură covalentă

Caracteristicile unei legături chimice. Hibridizare.

PRELEGERE №3. Legătura chimică și structura moleculelor. Valenţă.

Doar câteva elemente chimice V conditii naturale sunt în stare monoatomică (de exemplu, gaze inerte). Atomii liberi ai altor elemente formează sisteme mai complexe - molecule cu configurații electronice mai stabile. Acest fenomen se numește formarea unei legături chimice.

legătură chimică - aceasta este interacțiunea a doi sau mai mulți atomi, în urma căreia se formează un sistem biatomic sau poliatomic stabil din punct de vedere chimic. Formarea unei legături chimice este însoțită de o scădere a energiei totale a sistemului.

Teoria legăturii chimice se bazează pe idei despre interacțiunile electronice. Cele mai stabile (puternice) grupări de electroni sunt straturile de electroni exterioare completate ale atomilor de gaze inerte (doi electroni pentru heliu și opt electroni pentru alte gaze nobile). Straturile de electroni externi incomplete ale tuturor celorlalte elemente sunt instabile, iar atunci când astfel de atomi sunt combinați cu alți atomi, învelișurile lor electronice sunt rearanjate. O legătură chimică este formată din electroni de valență, dar se realizează în moduri diferite.

Valenţă se numesc electroni care participă la formarea legăturilor chimice, în principal aceștia sunt electroni de ultimul sau penultimul nivel energetic.

Există mai multe tipuri de legături chimice: ionice, metalice, covalente și hidrogen.

Cel mai simplu exemplu de legătură covalentă este formarea unei molecule de hidrogen. Atomii de hidrogen au învelișul de electroni de la un electron S nepereche, adică lipsește un electron pentru a finaliza nivelul. Când atomii de hidrogen se apropie unul de celălalt până la o anumită distanță, electronii cu spin antiparalel interacționează cu formarea general pereche de electroni. O pereche de electroni comună se formează ca urmare a suprapunerii parțiale a orbitalilor s, iar în acest caz, cea mai mare densitate este creată în regiunea orbitalilor suprapusi.

Legătura atomilor folosind perechi de electroni partajați se numește covalent.

O moleculă cu o legătură covalentă poate fi scrisă sub forma a două formule: electronică (un electron este indicat printr-un punct) și structurală (o pereche de electroni partajată este indicată printr-o bară).

1. Lungimea link-ului este distanța dintre nucleele atomilor. Exprimat în nm. O legătură chimică este mai puternică cu cât lungimea ei este mai mică. Cu toate acestea, măsura rezistenței legăturii este energia sa.

2. Energie legată - aceasta este cantitatea de energie care este eliberată în timpul formării unei legături chimice și, prin urmare, aceasta este munca care trebuie cheltuită pentru ruperea legăturii. Exprimat în kJ/mol. Energia legăturii crește odată cu scăderea lungimii legăturii.

3. Sub satietate înțelegeți capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături covalente. De exemplu, un atom de hidrogen, având un electron nepereche, poate forma o legătură, iar un atom de carbon excitat nu poate forma mai mult de patru legături. Datorită saturației legăturilor, moleculele au o anumită compoziție. Cu toate acestea, chiar și cu legături covalente saturate, se pot forma molecule mai complexe conform mecanismului donor-acceptor.

4. multiplicitate determinată de numărul de perechi de electroni comuni între atomi, adică numărul de legături chimice. În molecula de hidrogen considerată, precum și în moleculele de fluor și clor, legătura dintre atomi se realizează datorită unei perechi de electroni, o astfel de legătură se numește singur. Într-o moleculă de oxigen dubla, iar în molecula de azot - triplu.

Mai mult, o legătură covalentă poate fi de două tipuri:

1) Dacă norii de electroni se suprapun în direcția unei linii drepte care leagă nucleele atomilor (adică de-a lungul axele de comunicare ), o astfel de legătură covalentă se numește legătură sigma . Legăturile sigma covalente sunt formate prin orbitali suprapusi: s-s (molecula de hidrogen), s-p (acid clorhidric) și p-p (molecula de clor).

2) Dacă orbitalii p direcționați perpendicular pe axa legăturii se suprapun, se formează două zone de suprapunere pe ambele părți ale axei legăturii și o astfel de legătură se numește pi bond .

În ciuda faptului că energia unei legături pi este mai mică decât sigma, energia totală a unei legături duble, și cu atât mai mult a unei legături triple, este mai mare decât a uneia simple.

5. Polaritate legăturile sunt determinate de locația unei perechi de electroni comune, dacă aceasta este distribuită în spațiu simetric față de nucleele ambilor atomi, atunci o astfel de legătură covalentă se numește nepolar . Un exemplu sunt moleculele diatomice formate din atomi ai aceluiași element, adică. substanțe simple.

În cazul legătură covalentă polară , molecula este formată din atomi de diferite elemente și norul de electroni al legăturii, în acest caz, este deplasat către atomul cu o electronegativitate relativă mai mare. De exemplu, în timpul formării moleculei de HCl, perechea de electroni comună este deplasată la atomul de clor, deoarece are un EO mai mare.

EO- aceasta este capacitatea atomilor elementelor de a atrage perechi de electroni comuni spre ei înșiși. Un atom mai mult decât un element EO ia o sarcină negativă efectivă d-, iar al doilea atom ia o sarcină pozitivă efectivă d+. Ca urmare, există dipol. Măsura polarității legăturii este moment dipol electric .

6. Orientare legătura covalentă determină structura spațială a moleculelor, adică forma lor geometrică. Direcționalitatea este cuantificată unghiul de valență este unghiul dintre legăturile chimice. Legăturile covalente formate din atomi multivalenți au întotdeauna o orientare spațială.

O legătură covalentă este cel mai comun tip de legătură chimică care apare atunci când interacționează cu valori de electronegativitate identice sau similare.

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

De la descoperirea electronului, s-au făcut multe încercări de a dezvolta o teorie electronică a legăturii chimice. Cele mai de succes au fost lucrările lui Lewis (1916), care a propus să considere formarea unei legături ca o consecință a apariției perechilor de electroni comuni la doi atomi. Pentru a face acest lucru, fiecare atom furnizează același număr de electroni și încearcă să se înconjoare cu un octet sau dublu de electroni, caracteristică configurației electronice externe a gazelor inerte. Grafic, formarea legăturilor covalente datorate electronilor nepereche conform metodei Lewis este descrisă folosind puncte care indică electronii exteriori ai atomului.

Formarea unei legături covalente conform teoriei Lewis

Mecanismul de formare a unei legături covalente

Semnul principal al unei legături covalente este prezența unei perechi de electroni comune aparținând ambilor atomi legați chimic, deoarece prezența a doi electroni în câmpul de acțiune a două nuclee este mai favorabilă din punct de vedere energetic decât prezența fiecărui electron în câmpul de propriul nucleu. Apariția unei perechi de electroni comune de legături poate avea loc prin diferite mecanisme, mai des prin schimb și uneori prin donor-acceptor.

Conform principiului mecanismului de schimb pentru formarea unei legături covalente, fiecare dintre atomii care interacționează furnizează același număr de electroni cu spin antiparalel la formarea unei legături. De exemplu:

Conform mecanismului donor-acceptor, o legătură cu doi electroni apare în timpul interacțiunii diferitelor particule. Unul dintre ei este donator A: are o pereche de electroni neîmpărtășită (adică unul care aparține unui singur atom), iar celălalt este un acceptor ÎN are un orbital liber.

O particulă care oferă o legătură cu doi electroni (o pereche de electroni neîmpărtășită) se numește donor, iar o particulă cu un orbital liber care acceptă această pereche de electroni se numește acceptor.

Mecanismul de formare a unei legături covalente datorită unui nor cu doi electroni al unui atom și unui orbital vacant al altuia se numește mecanism donor-acceptor.

Legătura donor-acceptor este altfel numită semipolară, deoarece pe atomul donor apare o sarcină pozitivă parțială efectivă δ+ (datorită faptului că perechea sa nedivizată de electroni a deviat de la acesta), iar o sarcină negativă efectivă parțială δ- apare pe atomul acceptor (datorită faptului că există o deplasare în direcția sa a perechii de electroni nedivizați a donorului).

Un exemplu de donor simplu de pereche de electroni este ionul H. — , care are o pereche de electroni neîmpărtășită. Ca urmare a adăugării unui ion hidrură negativ la o moleculă al cărei atom central are un orbital liber (indicat ca o celulă cuantică goală în diagramă), de exemplu, ВН 3 , se formează un ion complex complex ВН 4 — cu sarcină negativă (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

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

Metoda legăturii de valență

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

• fiecare pereche de atomi dintr-o moleculă este ținută împreună de una sau mai multe perechi de electroni partajați, suprapunându-se orbitalii de electroni ai atomilor care interacționează;
• puterea legăturii depinde de gradul de suprapunere a orbitalilor de electroni;
• condiția pentru formarea unei legături covalente este antidirecția spinurilor electronilor; datorită acestui fapt, apare un orbital electronic generalizat cu cea mai mare densitate de electroni în spațiul internuclear, care asigură atracția nucleelor ​​încărcate pozitiv unul față de celălalt și este însoțit de o scădere a energiei totale a sistemului.

Hibridarea orbitalilor atomici

În ciuda faptului că electronii orbitalilor s, p sau d, care au forme și orientări diferite în spațiu, participă la formarea legăturilor covalente, în mulți compuși aceste legături sunt echivalente. Pentru a explica acest fenomen a fost introdus conceptul de „hibridare”.

Hibridizarea este procesul de amestecare și aliniere a orbitalilor în formă și energie, în care densitățile de electroni ale orbitalilor cu energii similare sunt redistribuite, în urma cărora devin echivalente.

Principalele prevederi ale teoriei hibridizării:

1. La hibridizare forma initiala iar orbitalii se schimbă reciproc, în timp ce se formează orbitali noi, hibridizați, dar cu aceeași energie și aceeași formă, asemănătoare unei figuri neregulate opt.
2. Numărul de orbitali hibridizați este egal cu numărul de orbitali de ieșire implicați în hibridizare.
3. Orbitalii cu energii similare (orbitalii s- și p ai nivelului de energie exterior și orbitalii d ai nivelurilor exterioare sau preliminare) pot participa la hibridizare.
4. Orbitii hibridizați sunt mai alungiți în direcția de formare a legăturilor chimice și, prin urmare, asigură o suprapunere mai bună cu orbitalii atomului vecin, ca urmare, devine mai puternic decât orbitalii individuali nehibrizi formați din cauza electronilor.
5. Datorită formării de legături mai puternice și a unei distribuții mai simetrice a densității electronilor în moleculă, se obține un câștig de energie, care compensează mai mult decât consumul de energie necesar procesului de hibridizare.
6. Orbitalii hibridizați trebuie să fie orientați în spațiu astfel încât să asigure separarea reciprocă maximă unul de celălalt; în acest caz, energia de repulsie este cea mai mică.
7. Tipul de hibridizare este determinat de tipul și numărul de orbitali de ieșire și modifică dimensiunea unghiului de legătură, precum și configurația spațială a moleculelor.

În timpul formării de molecule (sau fragmente individuale de molecule), apar cel mai adesea următoarele tipuri de hibridizare:

Legăturile care se formează cu participarea electronilor orbitalilor hibridizați sp sunt, de asemenea, plasate la un unghi de 180 0, ceea ce duce la o formă liniară a moleculei. Acest tip de hibridizare se observă în halogenurile elementelor din a doua grupă (Be, Zn, Cd, Hg), ai căror atomi în stare de valență au electroni s și p nepereche. Forma liniară este caracteristică și moleculelor altor elemente (0=C=0,HC≡CH), în care legăturile sunt formate din atomi sp-hibridați.

Acest tip de hibridizare este cel mai tipic pentru moleculele de elemente p din al treilea grup, ai căror atomi în stare excitată au un structura electronica ns 1 np 2 , unde n este numărul perioadei în care se află elementul. Deci, în moleculele de ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 și în altele se formează legături datorită orbitalilor sp 2 -hibridați ai atomului central.

Plasarea orbitalilor hibridizati ai atomului central la un unghi de 109 0 28` determina forma tetraedrica a moleculelor. Acest lucru este foarte tipic pentru compușii saturați de carbon tetravalent CH4, CC14, C2H6 și alți alcani. Exemple de compuși ai altor elemente cu structură tetraedrică datorită hibridizării sp 3 a orbitalilor de valență ai atomului central sunt ionii: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

Acest tip de hibridizare se găsește cel mai frecvent în halogenurile nemetalice. Un exemplu este structura clorurii de fosfor PCl 5 , în timpul formării căreia atomul de fosfor (P ... 3s 2 3p 3) intră mai întâi într-o stare excitată (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), apoi suferă s 1 p 3 d-hibridare - cinci orbitali cu un electron devin echivalenti și se orientează cu capetele lor alungite spre colțurile bipiramidei trigonale mentale. Aceasta determină forma moleculei PCl 5, care se formează atunci când cinci orbitali s 1 p 3 d-hibridați se suprapun cu orbitalii 3p ai cinci atomi de clor.

1. sp - Hibridare. Când un s-i este combinat cu unul p-orbital, apar doi orbitali sp-hibridați, situati simetric la un unghi de 180 0 .
2. sp 2 - Hibridare. Combinația unui orbital s- și a doi p-orbitali duce la formarea de legături hibridizate sp 2 situate la un unghi de 120 0, deci molecula ia forma unui triunghi regulat.
3. sp 3 - Hibridarea. Combinația a patru orbitali - unul s- și trei p duce la sp 3 - hibridizare, în care patru orbitali hibridizați sunt orientați simetric în spațiu față de cele patru vârfuri ale tetraedrului, adică la un unghi de 109 0 28 `.
4. sp 3 d - Hibridarea. Combinația dintre un orbital s-, trei p- și unul d dă hibridizarea sp 3 d, care determină orientarea spațială a cinci orbitali sp 3 d-hibridați la vârfurile bipiramidei trigonale.
5. Alte tipuri de hibridizare. În cazul hibridizării sp 3 d 2, șase orbitali sp 3 d 2 hibridizați sunt direcționați către vârfurile octaedrului. Orientarea celor șapte orbitali la vârfurile bipiramidei pentagonale corespunde hibridizării sp 3 d 3 (sau uneori sp 3 d 2 f) a orbitalilor de valență ai atomului central al moleculei sau complexului.

Metoda de hibridizare orbitală atomică explică structura geometrică un numar mare molecule, cu toate acestea, conform datelor experimentale, moleculele cu valori ușor diferite ale unghiurilor de legătură sunt observate mai des. De exemplu, în moleculele CH 4, NH 3 și H 2 O, atomii centrali sunt în starea hibridizată sp 3, așa că ne-am aștepta ca unghiurile de legătură din ele să fie egale cu cele tetraedrice (~ 109,5 0). Sa stabilit experimental că unghiul de legătură în molecula CH 4 este de fapt 109,5 0 . Totuși, în moleculele de NH 3 și H 2 O, valoarea unghiului de legătură se abate de la cea tetraedrică: este de 107,3 ​​0 în molecula de NH 3 și de 104,5 0 în molecula de H 2 O. Astfel de abateri se explică prin prezența o pereche de electroni nedivizată la atomii de azot și oxigen. Un orbital cu doi electroni, care conține o pereche de electroni neîmpărțită, datorită densității sale crescute, respinge orbitalii de valență cu un electron, ceea ce duce la o scădere a unghiului de legătură. La atomul de azot din molecula NH 3, din patru orbitali sp 3 hibridizați, trei orbitali cu un electron formează legături cu trei atomi de H, iar al patrulea orbital conține o pereche de electroni neîmpărțită.

O pereche de electroni nelegați, care ocupă unul dintre orbitalii hibridizați sp 3 direcționați către vârfurile tetraedrului, respinge orbitalii cu un electron, determină o distribuție asimetrică a densității electronilor din jurul atomului de azot și, ca rezultat, comprimă legătura. unghi până la 107,3 ​​0 . O imagine similară a scăderii unghiului de legătură de la 109,5 0 la 107 0 ca urmare a acțiunii perechii de electroni neîmpărțiți a atomului de N se observă și în molecula NCl 3.

La atomul de oxigen din molecula H 2 O, patru orbitali sp 3 hibridizați au doi orbitali cu un electron și doi cu doi electroni. Orbitalii hibridizați cu un electron participă la formarea a două legături cu doi atomi de H, iar două perechi de doi electroni rămân neîmpărțite, adică aparținând numai atomului de H. Acest lucru crește asimetria distribuției densității electronice în jurul atomului de O și reduce unghiul de legătură comparativ cu cel tetraedric la 104,5 0 .

În consecință, numărul de perechi de electroni nelegați ale atomului central și plasarea lor în orbitali hibridizați afectează configurația geometrică a moleculelor.

Caracteristicile unei legături covalente

O legătură covalentă are un set de proprietăți specifice care îi definesc trăsăturile sau caracteristicile specifice. Acestea, pe lângă caracteristicile considerate deja „energie de legătură” și „lungimea legăturii”, includ: unghiul de legătură, saturația, directivitate, polaritatea și altele asemenea.

1. Unghiul de valență- acesta este unghiul dintre axele de legătură adiacente (adică liniile condiționate trasate prin nucleele atomilor legați chimic dintr-o moleculă). Valoarea unghiului de legătură depinde de natura orbitalilor, de tipul de hibridizare a atomului central, de influența perechilor de electroni neîmpărțiți care nu participă la formarea legăturilor.

2. Saturație. Atomii au capacitatea de a forma legături covalente, care se pot forma, în primul rând, conform mecanismului de schimb datorită electronilor neperechi ai unui atom neexcitat și datorită acelor electroni neperechi care apar ca urmare a excitației sale și, în al doilea rând, conform mecanismul donor-acceptor. Cu toate acestea, numărul total de legături pe care le poate forma un atom este limitat.

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

Deci, a doua perioadă, care are patru orbiti la nivelul energiei externe (un s- și trei p-), formează legături, al căror număr nu depășește patru. Atomi de elemente din alte perioade cu un numar mare orbitalii de la nivelul exterior pot forma mai multe legături.

3. Orientare. Conform metodei, legătura chimică dintre atomi se datorează suprapunerii orbitalilor, care, cu excepția orbitalilor s, au o anumită orientare în spațiu, ceea ce duce la direcția legăturii covalente.

Orientarea unei legături covalente este o astfel de aranjare a densității electronice între atomi, care este determinată de orientarea spațială a orbitalilor de valență și asigură suprapunerea lor maximă.

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

O legătură sigma (legatura σ) este o suprapunere a orbitalilor de electroni în care densitatea maximă de electroni este concentrată de-a lungul unei linii imaginare care conectează două nuclee.

O legătură sigma poate fi formată din doi electroni s, unul s și un electron p, doi electroni p sau doi electroni d. O astfel de legătură σ este caracterizată prin prezența unei regiuni de orbitali de electroni suprapusi, este întotdeauna unică, adică este formată dintr-o singură pereche de electroni.

O varietate de forme de orientare spațială a orbitalilor „puri” și a orbitalilor hibridizați nu permit întotdeauna posibilitatea suprapunerii orbitalilor pe axa de legătură. Suprapunerea orbitalilor de valență poate apărea pe ambele părți ale axei legăturii - așa-numita suprapunere „laterală”, care apare cel mai adesea în timpul formării legăturilor π.

Legătura Pi (legătura π) este suprapunerea orbitalilor de electroni, în care densitatea maximă de electroni este concentrată pe ambele părți ale liniei care conectează nucleele atomilor (adică din axa legăturii).

O legătură pi poate fi formată prin interacțiunea a doi orbitali p paraleli, doi orbitali d sau alte combinații de orbitali ale căror axe nu coincid cu axa legăturii.

4. Multiplicitate. Această caracteristică este determinată de numărul de perechi de electroni comuni care leagă atomii. O legătură covalentă în multiplicitate poate fi simplă (simple), dublă și triplă. O legătură între doi atomi folosind o pereche de electroni comună se numește legătură simplă (simplu), două perechi de electroni - o legătură dublă, trei perechi de electroni - o legătură triplă. Deci, în molecula de hidrogen H 2, atomii sunt legați printr-o legătură simplă (H-H), în molecula de oxigen O 2 - dublu (B \u003d O), în molecula de azot N 2 - triplu (N≡N). Multiplicitatea legăturilor este de o importanță deosebită în compusi organici- hidrocarburi și derivații acestora: în etan C 2 H 6 între atomii de C există o legătură simplă (C-C), în etilenă C 2 H 4 - dublă (C \u003d C) în acetilenă C 2 H 2 - triplă (C ≡ C) ) (C≡C).

Multiplicitatea legăturii afectează energia: cu o creștere a multiplicității, puterea acesteia crește. O creștere a multiplicității duce la o scădere a distanței internucleare (lungimea legăturii) și la o creștere a energiei de legare.

5. Polaritate și polarizabilitate. Densitatea electronică a unei legături covalente poate fi localizată diferit în spațiul internuclear.

Polaritatea este o proprietate a unei legături covalente, care este determinată de locația densității electronilor în spațiul internuclear în raport cu atomii conectați.

În funcție de locația densității electronilor în spațiul internuclear, se disting legăturile covalente polare și nepolare. O legătură nepolară este o astfel de legătură în care norul de electroni comun este situat simetric față de nucleele atomilor legați și aparține în mod egal ambilor atomi.

Moleculele cu acest tip de legătură se numesc nepolare sau homonucleare (adică cele care includ atomi ai unui element). O legătură nepolară apare de regulă în moleculele homonucleare (H 2, Cl 2, N 2 etc.) sau, mai rar, în compușii formați din atomi de elemente cu valori similare de electronegativitate, de exemplu, carborundum SiC. O legătură polară (sau heteropolară) este o legătură în care norul de electroni comun este asimetric și deplasat către unul dintre atomi.

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

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

Moleculele polare sunt numite dipoli - sisteme în care centrele de greutate ale sarcinilor pozitive ale nucleelor ​​și sarcinile negative ale electronilor nu coincid.

Un dipol este un sistem care este o colecție de două sarcini electrice punctiforme, egale ca mărime și cu semn opus, situate la o anumită distanță una de cealaltă.

Distanța dintre centrele de atracție se numește lungimea dipolului și se notează cu litera l. Polaritatea unei molecule (sau a unei legături) este caracterizată cantitativ de momentul dipol μ, care în cazul unei molecule biatomice este egal cu produsul dintre lungimea dipolului și valoarea sarcinii electronului: μ=el.

În unitățile SI, momentul dipolului este măsurat în [C × m] (metri Coulomb), dar mai des folosesc unitatea în afara sistemului [D] (debye): 1D = 3,33 10 -30 C × m. Valoarea lui momentele dipolare ale moleculelor covalente variază în intervalul 0-4 D, iar ionice - 4-11D. Cu cât lungimea dipolului este mai mare, cu atât molecula este mai polară.

Un nor de electroni comun dintr-o moleculă poate fi deplasat de un câmp electric extern, inclusiv câmpul altei molecule sau ion.

Polarizabilitatea este o modificare a polarității unei legături ca urmare a deplasării electronilor care formează legătura sub acțiunea unui câmp electric extern, inclusiv a câmpului de forță al unei alte particule.

Polarizabilitatea unei molecule depinde de mobilitatea electronilor, care este cu cât este mai puternică, cu atât distanța de la nuclee este mai mare. În plus, polarizabilitatea depinde de direcția câmpului electric și de capacitatea norilor de electroni de a se deforma. Sub influenta câmp extern moleculele nepolare devin polare, iar cele polare devin și mai polare, adică în molecule este indus un dipol, care se numește dipol redus sau indus.

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

Polaritatea și polarizabilitatea legăturilor covalente determină reactivitatea moleculelor în raport cu reactivii polari.

Proprietățile compușilor cu legătură covalentă

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

Compușii moleculari în condiții normale pot fi în diferite stări de agregare: sub formă de gaze (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), lichide volatile (Br 2, H 2 O, C 2). H 5 OH ) sau substanțe cristaline solide, dintre care majoritatea, chiar și cu o încălzire foarte ușoară, sunt capabile să se topească rapid și să se sublimeze ușor (S 8, P 4, I 2, zahăr C 12 H 22 O 11, „gheață carbonică” CO 2).

Punctele scăzute de topire, sublimare și fierbere ale substanțelor moleculare sunt explicate de forțele foarte slabe ale interacțiunii intermoleculare din cristale. De aceea, cristalele moleculare nu se caracterizează prin rezistență ridicată, duritate și conductivitate electrică (gheață sau zahăr). Mai mult, substanțele cu molecule polare au puncte de topire și de fierbere mai mari decât cele cu molecule nepolare. Unele dintre ele sunt solubile în sau alți solvenți polari. Iar substanțele cu molecule nepolare, dimpotrivă, se dizolvă mai bine în solvenți nepolari (benzen, tetraclorura de carbon). Deci, iodul, ale cărui molecule sunt nepolare, nu se dizolvă în apă polară, ci se dizolvă în CCl 4 nepolar și alcool cu ​​polaritate scăzută.

Substanțele nemoleculare (atomice) cu legături covalente (diamantul, grafitul, siliciul Si, cuarțul SiO 2 , carborundum SiC și altele) formează cristale extrem de puternice, cu excepția grafitului, care are o structură stratificată. De exemplu, rețeaua cristalină a diamantului este un cadru tridimensional obișnuit în care fiecare atom de carbon hibridizat sp 3 este conectat la patru atomi de C vecini prin legături σ. De fapt, întregul cristal de diamant este o moleculă imensă și foarte puternică. Cristalele de siliciu Si, care sunt utilizate pe scară largă în electronica radio și inginerie electronică, au o structură similară. Dacă înlocuim jumătate din atomii de C din diamant cu atomi de Si fără a perturba structura cadrului cristalului, obținem un cristal de carborundum - carbură de siliciu SiC - o substanță foarte dura folosită ca material abraziv. Și dacă un atom de O este introdus între fiecare doi atomi de Si în rețeaua cristalină de siliciu, atunci se formează structura cristalină a cuarțului SiO 2 - de asemenea, o substanță foarte solidă, o varietate a căreia este, de asemenea, folosită ca material abraziv.

Cristalele de diamant, siliciu, cuarț și structuri similare sunt cristale atomice, sunt „supermolecule” uriașe, deci formule structurale poate fi descris nu complet, ci doar ca un fragment separat, de exemplu:

Cristalele nemoleculare (atomice), formate din atomi ai unuia sau a două elemente interconectate prin legături chimice, aparțin substanțelor refractare. Temperaturile ridicate de topire se datorează necesității de a cheltui o cantitate mare de energie pentru a rupe legăturile chimice puternice în timpul topirii cristalelor atomice, și nu interacțiunii intermoleculare slabe, ca în cazul substanțelor moleculare. Din același motiv, multe cristale atomice nu se topesc atunci când sunt încălzite, ci se descompun sau trec imediat în stare de vapori (sublimare), de exemplu, grafitul se sublimează la 3700 o C.

Substanțele nemoleculare cu legături covalente sunt insolubile în apă și alți solvenți, majoritatea nu conduc. electricitate(cu excepția grafitului, care este inerent conductivității electrice, și semiconductorilor - siliciu, germaniu etc.).