Doar legătură covalentă. Legătură chimică covalentă. Tipuri de legături chimice: legătură covalentă

Datele despre energia de ionizare (IE), PEI și compoziția moleculelor stabile - valorile lor reale și comparațiile - atât ale atomilor liberi, cât și ale atomilor legați în molecule, ne permit să înțelegem modul în care atomii formează molecule prin mecanismul legăturii covalente.

LEGĂTURĂ COVALENTĂ- (din latinescul „co” împreună și „vales” având forță) (legătură homeopolară), o legătură chimică între doi atomi care apare atunci când electronii aparținând acestor atomi sunt împărțiți. Atomii din moleculele gazelor simple sunt legați prin legături covalente. O legătură în care există o pereche comună de electroni se numește legătură simplă; Există, de asemenea, legături duble și triple.

Să ne uităm la câteva exemple pentru a vedea cum putem folosi regulile noastre pentru a determina numărul de legături chimice covalente pe care le poate forma un atom dacă cunoaștem numărul de electroni din învelișul exterior al unui anumit atom și sarcina de pe nucleul său. Sarcina nucleului și numărul de electroni din învelișul exterior sunt determinate experimental și sunt incluse în tabelul cu elemente.

Calculul numărului posibil de legături covalente

De exemplu, să numărăm numărul de legături covalente care pot forma sodiu ( N / A), aluminiu (Al), fosfor (P),și clor ( Cl). Sodiu ( N / A) si aluminiu ( Al) au, respectiv, 1, respectiv 3 electroni în învelișul exterior și, conform primei reguli (pentru mecanismul de formare a legăturii covalente se folosește un electron în învelișul exterior), pot forma: sodiu (N / A)- 1 și aluminiu ( Al)- 3 legături covalente. După formarea legăturilor, numărul de electroni din învelișurile exterioare de sodiu ( N / A) si aluminiu ( Al) egal cu 2, respectiv 6; adică mai puțin decât numărul maxim (8) pentru acești atomi. Fosfor ( P)și clor ( Cl) au, respectiv, 5 și 7 electroni pe învelișul exterior și, conform celei de-a doua dintre legile menționate mai sus, ar putea forma 5 și 7 legături covalente. În conformitate cu cea de-a patra lege, formarea unei legături covalente, numărul de electroni de pe învelișul exterior al acestor atomi crește cu 1. Conform legii a șasea, atunci când se formează o legătură covalentă, numărul de electroni de pe învelișul extern dintre atomii legați nu poate fi mai mult de 8. Adică fosfor ( P) poate forma doar 3 legături (8-5 = 3), în timp ce clorul ( Cl) poate forma doar unul (8-7 = 1).

Exemplu: Pe baza analizei, am descoperit că o anumită substanță este formată din atomi de sodiu (N / A)și clor ( Cl). Cunoscând regularitățile mecanismului de formare a legăturilor covalente, putem spune că sodiul ( N / A) poate forma doar o legătură covalentă. Astfel, putem presupune că fiecare atom de sodiu ( N / A) legat de atomul de clor ( Cl) printr-o legătură covalentă în această substanță și că această substanță este compusă din molecule ale unui atom NaCl. Formula structurală pentru această moleculă: Na-Cl. Aici liniuța (-) indică o legătură covalentă. Formula electronică a acestei molecule poate fi prezentată după cum urmează:
. .
Na:Cl:
. .
În conformitate cu formula electronică, pe învelișul exterior al atomului de sodiu ( N / A) V NaCl sunt 2 electroni, iar pe capacul exterior al atomului de clor ( Cl) sunt 8 electroni. În această formulă, electronii (punctele) între atomii de sodiu ( N / A)Și clor (Cl) sunt electroni de legătură. Deoarece PEI al clorului ( Cl) este egal cu 13 eV, iar pentru sodiu (N / A) este egal cu 5,14 eV, perechea de electroni de legătură este mult mai aproape de atom Cl decât unui atom N / A. Dacă energiile de ionizare ale atomilor care formează molecula sunt foarte diferite, atunci legătura formată va fi polar legătură covalentă.

Să luăm în considerare un alt caz. Pe baza analizei, am descoperit că o anumită substanță constă din atomi de aluminiu ( Al)și atomi de clor ( Cl). În aluminiu ( Al) sunt 3 electroni în învelișul exterior; astfel, poate forma 3 legături chimice covalente în timp ce clor (Cl), ca și în cazul precedent, poate forma doar 1 legătură. Această substanță este prezentată ca AlCl3, iar formula sa electronică poate fi ilustrată după cum urmează:

Figura 3.1. Formula electronicaAlCl 3

a cărui formulă de structură este:
CI - Al - CI
Cl

Această formulă electronică arată că AlCl3 pe învelișul exterior al atomilor de clor ( Cl) sunt 8 electroni, în timp ce învelișul exterior al atomului de aluminiu ( Al) sunt 6. Conform mecanismului de formare a unei legături covalente, ambii electroni de legătură (câte unul de la fiecare atom) merg către învelișurile exterioare ale atomilor legați.

Legături covalente multiple

Atomii care au mai mult de un electron în învelișul lor exterior pot forma nu una, ci mai multe legături covalente între ei. Astfel de conexiuni sunt numite multiple (mai des multipli) conexiuni. Exemple de astfel de legături sunt legăturile moleculelor de azot ( N= N) și oxigen ( O=O).

Legătura formată atunci când atomii unici se unesc se numește legătură covalentă homoatomică, de ex Dacă atomii sunt diferiți, atunci legătura se numește legătură covalentă heteroatomică[Prefixele grecești „homo” și, respectiv, „hetero” înseamnă același și diferit].

Să ne imaginăm cum arată de fapt o moleculă cu atomi perechi. Cea mai simplă moleculă cu atomi perechi este molecula de hidrogen.

Definiție

O legătură covalentă este o legătură chimică formată din atomi care își împart electronii de valență. O condiție prealabilă pentru formarea unei legături covalente este suprapunerea orbitalilor atomici (AO) în care se află electronii de valență. În cel mai simplu caz, suprapunerea a două AO conduce la formarea a doi orbitali moleculari (MO): un MO de legătură și un MO de antilegare (antibondare). Electronii partajați sunt localizați pe legătura de energie inferioară MO:

Comunicarea Educației

Legatura covalenta (legatura atomica, legatura homeopolara) - o legatura intre doi atomi datorita partajarii electronilor a doi electroni - cate unul de la fiecare atom:

A. + B. -> A: B

Din acest motiv, relația homeopolară este direcțională. Perechea de electroni care realizează legătura aparține simultan ambilor atomi legați, de exemplu:

	..		..						..
:	Cl	:	Cl	:			H	:	O	:	H
	..		..						..

Tipuri de legături covalente

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

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, de asemenea, aceleași, deoarece atomii care formează legătura dețin în mod egal o pereche de electroni comună, o astfel de legătură se numește covalentă nepolară. legătură. 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 o electronegativitate mai mare are o pereche de electroni de legătură într-o măsură mai mare și, prin urmare, adevăratul său sarcina are semn negativ, un atom cu o electronegativitate mai mică capătă aceeași sarcină, dar cu semn pozitiv.

Legăturile Sigma (σ)-, pi (π) sunt o descriere aproximativă a tipurilor de legături covalente în moleculele de compuși organici; legătura σ este caracterizată prin faptul că densitatea norului de electroni este maximă de-a lungul axei care leagă nucleele atomilor. Când se formează o legătură π, apare așa-numita suprapunere laterală a norilor de electroni, iar densitatea norului de electroni este maximă „deasupra” și „dedesubtul” planului legăturii σ. De exemplu, luați etilenă, acetilenă și benzen.

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 slabă, se numește legătură π.

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 π între aceiași atomi de carbon. Două legături π 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 π separate, ci un singur sistem de electroni π de șase electroni, comun tuturor atomilor de carbon. Legăturile dintre atomii de carbon din molecula de benzen sunt exact aceleași.

O legătură covalentă se formează ca urmare a partajării electronilor (pentru a forma perechi de electroni comune), care are loc în timpul suprapunerii norilor de electroni. Formarea unei legături covalente implică norii de electroni a doi atomi. Există două tipuri principale de legături covalente:

• O legătură covalentă nepolară se formează între atomii nemetalici ai aceluiași element chimic. Substantele simple, de exemplu O 2, au o astfel de legatura; N2; C 12.
• O legătură covalentă polară se formează între atomi de diferite nemetale.

Vezi si

Literatură

• „Dicționar enciclopedic chimic”, M., „Enciclopedia sovietică”, 1983, p.264.

Chimie organica
Lista compușilor organici

Chimie structurală
Legătură chimică:	Aromaticitate | Legătură covalentă| Legătură ionică | Racord metalic | Legătura de hidrogen | Legătura donor-acceptor | Tautomerism
Afișarea structurii:	Grupa functionala | Formula structurală | Formula chimică | Ligand
Proprietăți electronice:	Electronegativitate | Afinitate electronică | Energia de ionizare | Dipol | regula octetului
Stereochimie:	Atom asimetric | Izomerie | Configurare | Chiralitate | Conformaţie

Fundația Wikimedia. 2010.

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

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

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

Formarea unei legături covalente conform teoriei lui Lewis

Mecanismul formării legăturilor covalente

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

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

Schema generala de formare a unei legaturi covalente: a) dupa mecanismul de schimb; b) conform mecanismului donor-acceptor

Conform mecanismului donor-acceptor, o legătură cu doi electroni apare atunci când diferite particule interacționează. Unul dintre ei este donator 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 furnizează doi electroni (pereche de electroni neîmpărțiți) pentru legare se numește donor, iar o particulă cu un orbital liber care acceptă această pereche de electroni se numește acceptor.

Mecanismul de formare a unei legături covalente datorită norului de doi electroni al unui atom și orbitalului vacant al altuia se numește mecanism donor-acceptor.

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

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

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

Metoda legăturii de valență

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

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

Hibridarea orbitalilor atomici

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

Hibridizarea este procesul de amestecare și aliniere a orbitalilor în formă și energie, în timpul căruia densitățile de electroni ale orbitalilor apropiați în energie sunt redistribuite, ca urmare a cărora devin echivalente.

Prevederi de bază ale teoriei hibridizării:

1. În timpul hibridizării, forma inițială și orbitalii se schimbă reciproc și se formează noi orbitali hibridizați, dar cu aceeași energie și aceeași formă, care amintește de o figură neregulată 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 unui atom vecin, ca urmare, devine mai puternic decât cel format de electronii orbitalilor individuali nehibrizi.
5. Datorită formării de legături mai puternice și a unei distribuții mai simetrice a densității electronice în moleculă, se obține un câștig de energie, care compensează cu o marjă pentru consumul de energie necesar procesului de hibridizare.
6. Orbitalii hibridizați trebuie să fie orientați în spațiu astfel încât să se asigure distanța maximă reciprocă unul de celălalt; în acest caz energia de repulsie este minimă.
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.

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

Când se formează molecule (sau fragmente individuale de molecule), apar cel mai adesea următoarele tipuri de hibridizare:

Schema generală a hibridizării sp

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

Schema de hibridizare sp 2 a orbitalilor atomici și forma triunghiulară plată a moleculei, care se datorează hibridizării sp 2 a orbitalilor atomici

Acest tip de hibridizare este cel mai tipic pentru moleculele de elemente p ale celui de-al treilea grup, atomii cărora, în starea excitată, au o structură electronică externă ns 1 np 2, unde n este numărul perioadei în care se află elementul. . Astfel, în moleculele BF 3, BCl 3, AlF 3 și alte legături se formează datorită orbitalilor hibridizați sp 2 ai atomului central.

Schema hibridizării sp 3 a orbitalilor atomici

Plasarea orbitalilor hibridizati ai atomului central la un unghi de 109 0 28` face ca moleculele sa aiba o forma tetraedrica. Acest lucru este foarte tipic pentru compușii saturați de carbon tetravalent CH4, CCl4, C2H6 și alți alcani. Exemple de compuși ai altor elemente cu structură tetraedrică datorită sp 3 -hibridării orbitalilor de valență ai atomului central sunt următorii ioni: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .

Schema generală a hibridizării sp 3d

Acest tip de hibridizare se găsește cel mai adesea în halogenurile nemetalice. Un exemplu este structura clorurii de fosfor PCl 5, în timpul formării căreia atomul de fosfor (P ... 3s 2 3p 3) intră mai întâi într-o stare excitată (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), apoi suferă s 1 p 3 d-hibridare - cinci orbitali cu un electron devin echivalente și sunt orientați cu capetele lor alungite spre colțurile unei bipiramide trigonale mentale. Aceasta determină forma moleculei PCl 5, care este formată prin suprapunerea a cinci orbitali s 1 p 3 d-hibridați cu orbitalii 3p a cinci atomi de clor.

1. sp - Hibridare. Când un orbital s-i și unul p sunt combinați, apar doi orbitali hibridizați sp, situati simetric la un unghi de 180 0.
2. sp 2 - Hibridare. Combinația unui orbital s- și a doi p-orbitali conduce la formarea de legături hibridizate sp 2 situate la un unghi de 120 0, deci molecula ia forma unui triunghi regulat.
3. sp 3 - Hibridarea. Combinația a patru orbitali - unul s- și trei p - duce la sp 3 - hibridizare, în care cei patru orbitali hibridizați sunt orientați simetric în spațiu față de cele patru vârfuri ale tetraedrului, adică la un unghi de 109 0 28 ` .
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 celor 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 a orbitalilor atomici explică structura geometrică a unui număr mare de molecule, cu toate acestea, conform datelor experimentale, se observă mai des molecule cu unghiuri de legătură ușor diferite. De exemplu, în moleculele CH 4 , NH 3 și H 2 O, atomii centrali sunt în starea hibridizată sp 3, deci s-ar putea aștepta ca unghiurile de legătură din ele să fie tetraedrice (~ 109,5 0). S-a stabilit experimental că unghiul de legătură în molecula CH4 este de fapt 109,5 0. Totuși, în moleculele NH 3 și H 2 O, valoarea unghiului de legătură se abate de la cea tetraedrică: este egală cu 107,3 ​​0 în molecula NH 3 și 104,5 0 în molecula H 2 O. Astfel de abateri sunt explicate prin prezența unei perechi de electroni neîmpărțite pe atomii de azot și oxigen. Un orbital cu doi electroni, care conține o pereche de electroni neîmpărțită, datorită densității sale crescute respinge orbitalii de valență cu un electron, ceea ce duce la o scădere a unghiului de legătură. Pentru atomul de azot din molecula NH 3, din patru orbitali sp 3 hibridizați, trei orbitali cu un electron formează legături cu trei atomi de H, iar al patrulea orbital conține o pereche de electroni neîmpărțită.

O pereche de electroni nelegați care ocupă unul dintre orbitalii sp 3 -hibridați îndreptați către vârfurile tetraedrului, respingând orbitalii cu un electron, determină o distribuție asimetrică a densității electronilor care înconjoară atomul de azot și, ca urmare, comprimă legătura. unghi până la 107,3 ​​0. O imagine similară a unei scăderi a unghiului de legătură de la 109,5 0 la 107 0 ca rezultat al acțiunii unei perechi de electroni neîmpărțiți a atomului de N este observată în molecula NCl 3.

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

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

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

Caracteristicile unei legături covalente

O legătură covalentă are un set de proprietăți specifice care îi determină caracteristicile sau caracteristicile specifice. Acestea, pe lângă caracteristicile deja discutate ale „energiei legăturilor” și „lungimii legăturii”, includ: unghiul de legătură, saturația, direcționalitatea, polaritatea și altele asemenea.

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

2. Saturația. Atomii au capacitatea de a forma legături covalente, care pot fi formate, în primul rând, prin mecanismul de schimb datorită electronilor neperechi ai unui atom neexcitat și datorită acelor electroni neperechi care apar ca urmare a excitației acestuia și, în al doilea rând, de către donator. -mecanismul acceptor. Cu toate acestea, 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.

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

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

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

Deoarece orbitalii electronilor au forme diferite și orientări diferite în spațiu, suprapunerea lor reciprocă poate fi realizată în moduri diferite. În funcție de aceasta, se disting legăturile σ-, π- și δ.

O legătură sigma (legatura σ) este o suprapunere a orbitalilor de electroni, astfel încât densitatea maximă de electroni este concentrată de-a lungul unei linii imaginare care leagă cele două nuclee.

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

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

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

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

Scheme pentru formarea de legături π între atomii condiționali A și B cu suprapunere laterală a orbitalilor electronici

4. Multiplicitate. Această caracteristică este determinată de numărul de perechi de electroni comuni care leagă atomii. O legătură covalentă poate fi simplă (singlă), dublă sau triplă. O legătură între doi atomi folosind o pereche de electroni comună se numește legătură simplă, două perechi de electroni o legătură dublă și trei perechi de electroni o legătură triplă. Astfel, în molecula de hidrogen H 2 atomii sunt legați printr-o legătură simplă (H-H), în molecula de oxigen O 2 - printr-o legătură dublă (B = O), în molecula de azot N 2 - printr-o legătură triplă (N ≡N). Multiplicitatea legăturilor are o importanță deosebită în compușii organici - hidrocarburi și derivații acestora: în etan C 2 H 6 există o legătură simplă (C-C) între atomii de C, în etilenă C 2 H 4 există o legătură dublă (C = C) în acetilenă C2H2 - triplu (C≡ C)(C≡C).

Multiplicitatea legăturilor afectează energia: pe măsură ce multiplicitatea crește, puterea acesteia crește. Creșterea multiplicității duce la o scădere a distanței internucleare (lungimea legăturii) și la o creștere a energiei de legare.

Multiplicitatea legăturilor dintre atomii de carbon: a) legătură σ simplă în etan H3C-CH3; b) legătură dublă σ+π în etilenă H2C = CH2; c) triplă legătură σ+π+π în acetilena HC≡CH

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

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

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

Moleculele cu acest tip de legătură se numesc nepolare sau homonucleare (adică cele care conțin atomi ai aceluiași element). O legătură nepolară se manifestă de obicei în molecule homonucleare (H 2 , Cl 2 , N 2 etc.) sau, mai rar, în compuși formați din atomi de elemente cu valori similare de electronegativitate, de exemplu, carborundum SiC. Polar (sau heteropolar) este o legătură în care norul de electroni este asimetric și este deplasat către unul dintre atomi.

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

Pentru a determina în ce direcție se va deplasa densitatea de electroni a unei legături covalente polare, este necesar să se compare electronii ambilor atomi. În ordinea creșterii electronegativității, 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 sarcinilor negative ale electronilor nu coincid.

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

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

În unitățile SI, momentul dipolului se măsoară în [C × m] (metri Coulomb), dar mai des se utilizează unitatea extrasistemică [D] (debye): 1D = 3,33 · 10 -30 C × m. Valoarea momentele dipolare ale moleculelor covalente variază în intervalul 0-4 D, iar ionic - 4-11 D. Cu cât dipolul este mai lung, cu atât molecula este mai polară.

Norul de electroni comun dintr-o moleculă poate fi deplasat sub influența unui câmp electric extern, inclusiv câmpul altei molecule sau ion.

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

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

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

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

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

Proprietățile compușilor cu legături covalente

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

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

Temperaturile scăzute de topire, sublimare și fierbere ale substanțelor moleculare se explică prin forțele foarte slabe ale interacțiunii intermoleculare din cristale. De aceea, cristalele moleculare nu se caracterizează printr-o mare rezistență, duritate și conductivitate electrică (gheață sau zahăr). În acest caz, substanțele cu molecule polare au puncte de topire și de fierbere mai mari decât cele cu molecule nepolare. Unele dintre ele sunt solubile în sau alți solvenți polari. Dimpotrivă, substanțele cu molecule nepolare se dizolvă mai bine în solvenți nepolari (benzen, tetraclorura de carbon). Astfel, iodul, ale cărui molecule sunt nepolare, nu se dizolvă în apă polară, ci se dizolvă în CCl 4 nepolar și alcool cu ​​polar scăzut.

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

Cristalele de diamant, siliciu, cuarț și structuri similare sunt cristale atomice; sunt „supermolecule” uriașe, astfel încât formulele lor structurale nu pot fi descrise în întregime, ci doar sub forma unui fragment separat, de exemplu:

Cristale de diamant, siliciu, cuarț

Cristalele nemoleculare (atomice), formate din atomi ai unuia sau a două elemente interconectate prin legături chimice, sunt clasificate ca substanțe refractare. Temperaturile ridicate de topire sunt cauzate de necesitatea de a consuma o cantitate mare de energie pentru a rupe legăturile chimice puternice la topirea cristalelor atomice, și nu de interacțiuni 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 curentul electric (cu excepția grafitului, care este în mod inerent conductiv, și a semiconductorilor - siliciu, germaniu etc.).

Pentru prima dată despre un astfel de concept ca legătură covalentă Oamenii de știință în chimie au început să vorbească după descoperirea lui Gilbert Newton Lewis, pe care l-a descris ca fiind socializarea a doi electroni. Studiile ulterioare au făcut posibilă descrierea principiului legăturii covalente în sine. Cuvânt covalent poate fi considerată în cadrul chimiei ca fiind capacitatea unui atom de a forma legături cu alți atomi.

Să explicăm cu un exemplu:

Există doi atomi cu diferențe ușoare de electronegativitate (C și CL, C și H). De regulă, acestea sunt cât mai aproape posibil de structura învelișului de electroni a gazelor nobile.

Când aceste condiții sunt îndeplinite, are loc o atracție a nucleelor ​​acestor atomi către perechea de electroni comună acestora. În acest caz, norii de electroni nu se suprapun pur și simplu unul pe altul, ca în cazul unei legături covalente, ceea ce asigură o conexiune fiabilă a doi atomi datorită faptului că densitatea electronilor este redistribuită și energia sistemului se modifică, ceea ce este cauzată de „tragerea” norului de electroni al altuia în spațiul internuclear al unui atom. Cu cât suprapunerea reciprocă a norilor de electroni este mai extinsă, cu atât conexiunea este considerată mai puternică.

De aici, legătură covalentă- aceasta este o formațiune care a apărut prin socializarea reciprocă a doi electroni aparținând doi atomi.

De regulă, substanțele cu o rețea cristalină moleculară se formează prin legături covalente. Caracteristicile caracteristice includ topirea și fierberea la temperaturi scăzute, solubilitatea slabă în apă și conductivitate electrică scăzută. Din aceasta putem concluziona: structura unor elemente precum germaniul, siliciul, clorul și hidrogenul se bazează pe o legătură covalentă.

Proprietăți caracteristice acestui tip de conexiune:

1. Saturabilitatea. Această proprietate este de obicei înțeleasă ca numărul maxim de legături pe care atomii specifici le pot stabili. Această cantitate este determinată de numărul total al acelor orbitali din atom care pot participa la formarea legăturilor chimice. Pe de altă parte, valența unui atom poate fi determinată de numărul de orbitali deja utilizați în acest scop.
2. Concentrează-te. Toți atomii se străduiesc să formeze cele mai puternice legături posibile. Cea mai mare putere se obține atunci când orientarea spațială a norilor de electroni a doi atomi coincide, deoarece se suprapun unul pe altul. În plus, tocmai această proprietate a unei legături covalente, cum ar fi direcționalitatea, afectează aranjarea spațială a moleculelor, adică este responsabilă pentru „forma lor geometrică”.
3. Polarizabilitate. Această poziție se bazează pe ideea că există două tipuri de legături covalente:

• polar sau asimetric. O legătură de acest tip poate fi formată numai din atomi de diferite tipuri, adică. cei a căror electronegativitate variază semnificativ sau în cazurile în care perechea de electroni partajată este împărțită asimetric.
• apare între atomii a căror electronegativitate este practic egală și a căror distribuție a densității electronice este uniformă.

În plus, există unele cantitative:

• Energia de comunicare. Acest parametru caracterizează legătura polară din punct de vedere al rezistenței sale. Energia se referă la cantitatea de căldură care a fost necesară pentru a rupe legătura dintre doi atomi, precum și la cantitatea de căldură care a fost eliberată în timpul conexiunii lor.
• Sub lungimea legăturii iar în chimia moleculară se înțelege lungimea unei linii drepte între nucleele a doi atomi. Acest parametru caracterizează și puterea conexiunii.
• Moment dipol- o mărime care caracterizează polaritatea legăturii de valență.

Legătură covalentă format prin interacțiunea nemetalelor. Atomii nemetalici au electronegativitate mare și tind să umple stratul exterior de electroni cu electroni străini. Doi astfel de atomi pot intra într-o stare stabilă dacă își combină electronii .

Să luăm în considerare formarea unei legături covalente în simplu substante.

1.Formarea unei molecule de hidrogen.

Fiecare atom hidrogen are un electron. Pentru a trece la o stare stabilă, are nevoie de încă un electron.

Când doi atomi se apropie, norii de electroni se suprapun. Se formează o pereche de electroni comună, care leagă atomii de hidrogen într-o moleculă.

Spațiul dintre două nuclee împarte mai mulți electroni decât alte locuri. O zonă cu densitate de electroni crescută si sarcina negativa. Nucleele încărcate pozitiv sunt atrase de el și se formează o moleculă.

În acest caz, fiecare atom primește un nivel exterior complet de doi electroni și intră într-o stare stabilă.

O legătură covalentă datorată formării unei perechi de electroni partajați se numește simplu.

Perechile de electroni comune (legături covalente) se formează datorită electroni nepereche, situate pe nivelurile exterioare de energie ale atomilor care interacționează.

Hidrogenul are un electron nepereche. Pentru alte elemente, numărul lor este 8 - numărul grupului.

Nemetale VIIȘi grupurile (halogeni) au un electron nepereche pe stratul exterior.

În nemetale VI A grupele (oxigen, sulf) au doi astfel de electroni.

În nemetale VȘi grupurile (azot, fosfor) au trei electroni nepereche.

2.Formarea unei molecule de fluor.

Atom fluor are șapte electroni la nivelul exterior. Șase dintre ele formează perechi, iar al șaptelea este nepereche.

Când atomii se unesc, se formează o pereche de electroni comună, adică apare o legătură covalentă. Fiecare atom primește un strat exterior complet de opt electroni. Legătura din molecula de fluor este, de asemenea, simplă. Aceleași legături simple există în molecule clor, brom și iod .

Dacă atomii au mai mulți electroni nepereche, atunci se formează două sau trei perechi comune.

3.Formarea unei molecule de oxigen.

La atom oxigen la nivelul exterior sunt doi electroni nepereche.

Când doi atomi interacționează oxigen apar două perechi de electroni comuni. Fiecare atom își umple nivelul exterior cu până la opt electroni. Molecula de oxigen are o legătură dublă.