Legame chimico covalente. Tipi di legame chimico: legame covalente. Tipi di legami chimici Chimica dei legami tra sostanze

Legame chimico covalente, sue varietà e meccanismi di formazione. Caratteristiche dei legami covalenti (polarità ed energia di legame). Legame ionico. Collegamento in metallo. Legame idrogeno

Dottrina di legame chimico costituisce la base di tutta la chimica teorica.

Un legame chimico è inteso come l'interazione degli atomi che li lega in molecole, ioni, radicali e cristalli.

Esistono quattro tipi di legami chimici: ionico, covalente, metallico e idrogeno.

La divisione dei legami chimici in tipologie è condizionata, poiché sono tutti caratterizzati da una certa unità.

Un legame ionico può essere considerato un caso estremo di legame covalente polare.

Un legame metallico combina l'interazione covalente degli atomi utilizzando elettroni condivisi e l'attrazione elettrostatica tra questi elettroni e gli ioni metallici.

Le sostanze spesso mancano di casi limite di legame chimico (o legame chimico puro).

Ad esempio, il fluoruro di litio $LiF$ è classificato come composto ionico. In effetti, il legame in esso contenuto è per l'80%$ ionico e per il $20%$ covalente. È quindi più corretto, ovviamente, parlare del grado di polarità (ionicità) di un legame chimico.

Nella serie degli alogenuri di idrogeno $HF—HCl—HBr—HI—HAt$ il grado di polarità del legame diminuisce, perché diminuisce la differenza nei valori di elettronegatività degli atomi di alogeno e di idrogeno, e nell'idrogeno astato il legame diventa quasi non polare $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

Nelle stesse sostanze si possono trovare diversi tipi di legami, ad esempio:

1. nelle basi: tra gli atomi di ossigeno e idrogeno nei gruppi idrossi il legame è covalente polare, e tra il metallo e il gruppo idrossi è ionico;
2. nei sali di acidi contenenti ossigeno: tra l'atomo non metallico e l'ossigeno del residuo acido - covalente polare, e tra il metallo e il residuo acido - ionico;
3. nei sali di ammonio, metilammonio, ecc.: tra atomi di azoto e idrogeno - covalenti polari, e tra ioni di ammonio o metilammonio e il residuo acido - ionici;
4. nei perossidi metallici (ad esempio $Na_2O_2$), il legame tra gli atomi di ossigeno è covalente non polare e tra il metallo e l'ossigeno è ionico, ecc.

Diversi tipi di connessioni possono trasformarsi l'una nell'altra:

— durante la dissociazione elettrolitica dei composti covalenti nell'acqua, il legame polare covalente si trasforma in un legame ionico;

- quando i metalli evaporano, il legame metallico si trasforma in un legame covalente non polare, ecc.

La ragione dell'unità di tutti i tipi e tipi di legami chimici è identica natura chimica— interazione elettrone-nucleare. La formazione di un legame chimico in ogni caso è il risultato dell'interazione elettrone-nucleare degli atomi, accompagnata dal rilascio di energia.

Metodi per formare legami covalenti. Caratteristiche di un legame covalente: lunghezza ed energia del legame

Un legame chimico covalente è un legame formato tra atomi attraverso la formazione di coppie di elettroni condivisi.

Il meccanismo di formazione di tale legame può essere di scambio o donatore-accettore.

IO. Meccanismo di scambio funziona quando gli atomi formano coppie di elettroni condivisi combinando elettroni spaiati.

1) $H_2$ - idrogeno:

Il legame nasce dalla formazione di una coppia di elettroni comune da parte degli elettroni $s$ degli atomi di idrogeno (sovrapposti agli orbitali $s$):

2) $HCl$ - acido cloridrico:

Il legame nasce dalla formazione di una coppia elettronica comune di elettroni $s-$ e $p-$ (sovrapposti orbitali $s-p-$):

3) $Cl_2$: in una molecola di cloro, si forma un legame covalente a causa di elettroni $p-$ spaiati (sovrapposti orbitali $p-p-$):

4) $N_2$: in una molecola di azoto si formano tre coppie di elettroni comuni tra gli atomi:

II. Meccanismo donatore-accettore Consideriamo la formazione di un legame covalente usando l'esempio dello ione ammonio $NH_4^+$.

Il donatore ha una coppia di elettroni, l'accettore ha un orbitale vuoto che questa coppia può occupare. Nello ione ammonio, tutti e quattro i legami con gli atomi di idrogeno sono covalenti: tre si sono formati a causa della creazione di coppie di elettroni comuni da parte dell'atomo di azoto e degli atomi di idrogeno secondo il meccanismo di scambio, uno attraverso il meccanismo donatore-accettore.

I legami covalenti possono essere classificati in base al modo in cui gli orbitali elettronici si sovrappongono, nonché in base al loro spostamento verso uno degli atomi legati.

I legami chimici formati dalla sovrapposizione degli orbitali elettronici lungo una linea di legame sono chiamati $σ$ -obbligazioni (legami sigma). Il legame sigma è molto forte.

Gli orbitali $p-$ possono sovrapporsi in due regioni, formando un legame covalente a causa della sovrapposizione laterale:

I legami chimici si formano come risultato della sovrapposizione “laterale” degli orbitali elettronici al di fuori della linea di comunicazione, ad es. in due aree sono chiamati $π$ -legami (legami pi).

Di grado di spostamento coppie di elettroni condivise con uno degli atomi che legano, può essere un legame covalente polare E non polare.

Viene chiamato legame chimico covalente che si forma tra atomi con la stessa elettronegatività non polare. Le coppie di elettroni non vengono spostate su nessuno degli atomi, perché gli atomi hanno lo stesso EO, la proprietà di attrarre gli elettroni di valenza da altri atomi. Per esempio:

quelli. le molecole di sostanze semplici non metalliche si formano attraverso legami covalenti non polari. Viene chiamato un legame chimico covalente tra atomi di elementi la cui elettronegatività differisce polare.

Lunghezza ed energia dei legami covalenti.

Caratteristica proprietà del legame covalente- la sua lunghezza ed energia. Lunghezza del collegamentoè la distanza tra i nuclei degli atomi. Quanto più breve è la lunghezza di un legame chimico, tanto più forte è. Tuttavia, una misura della forza della connessione lo è energia di legame, che è determinato dalla quantità di energia richiesta per rompere un legame. Di solito viene misurato in kJ/mol. Pertanto, secondo i dati sperimentali, le lunghezze di legame delle molecole $H_2, Cl_2$ e $N_2$ sono rispettivamente $0,074, 0,198$ e $0,109$ nm, e le energie di legame sono rispettivamente $436, 242$ e $946$ kJ/mol.

Ioni. Legame ionico

Immaginiamo che due atomi “si incontrino”: un atomo di un metallo del gruppo I e un atomo non metallico del gruppo VII. Un atomo di metallo ha un singolo elettrone al suo livello energetico esterno, mentre a un atomo non metallico manca solo un elettrone affinché il suo livello esterno sia completo.

Il primo atomo darà facilmente al secondo il suo elettrone, che è lontano dal nucleo e ad esso debolmente legato, e il secondo gli fornirà un posto libero nel suo livello elettronico esterno.

Quindi l'atomo, privato di una delle sue cariche negative, diventerà una particella carica positivamente, e la seconda si trasformerà in una particella carica negativamente a causa dell'elettrone risultante. Tali particelle sono chiamate ioni.

Il legame chimico che si verifica tra gli ioni è chiamato ionico.

Consideriamo la formazione di questo legame usando l'esempio del noto composto cloruro di sodio (sale da cucina):

Il processo di conversione degli atomi in ioni è rappresentato nel diagramma:

Questa trasformazione degli atomi in ioni avviene sempre durante l'interazione di atomi di metalli tipici e non metalli tipici.

Consideriamo l'algoritmo (sequenza) del ragionamento quando si registra la formazione di un legame ionico, ad esempio, tra atomi di calcio e cloro:

Vengono chiamati i numeri che mostrano il numero di atomi o molecole coefficienti e vengono chiamati i numeri che mostrano il numero di atomi o ioni in una molecola indici.

Collegamento in metallo

Facciamo conoscenza con come gli atomi degli elementi metallici interagiscono tra loro. I metalli solitamente non esistono come atomi isolati, ma sotto forma di pezzo, lingotto o prodotto metallico. Cosa contiene gli atomi di metallo in un unico volume?

Gli atomi della maggior parte dei metalli a livello esterno non contengono gran numero elettroni - $1, 2, 3$. Questi elettroni vengono facilmente rimossi e gli atomi diventano ioni positivi. Gli elettroni distaccati si spostano da uno ione all'altro, legandoli in un unico insieme. Collegandosi con gli ioni, questi elettroni formano temporaneamente atomi, quindi si staccano di nuovo e si combinano con un altro ione, ecc. Di conseguenza, nel volume del metallo, gli atomi vengono continuamente convertiti in ioni e viceversa.

Il legame nei metalli tra ioni attraverso gli elettroni condivisi è chiamato metallico.

La figura mostra schematicamente la struttura di un frammento di sodio metallico.

In questo caso, un piccolo numero di elettroni condivisi lega un gran numero di ioni e atomi.

Un legame metallico presenta alcune somiglianze con un legame covalente, poiché si basa sulla condivisione di elettroni esterni. Tuttavia, con un legame covalente, vengono condivisi gli elettroni spaiati esterni solo di due atomi vicini, mentre con un legame metallico tutti gli atomi partecipano alla condivisione di questi elettroni. Questo è il motivo per cui i cristalli con un legame covalente sono fragili, ma con un legame metallico, di regola, sono duttili, elettricamente conduttivi e hanno una lucentezza metallica.

Il legame metallico è caratteristico sia dei metalli puri che delle miscele di vari metalli: leghe allo stato solido e liquido.

Legame idrogeno

Un legame chimico tra atomi di idrogeno polarizzati positivamente di una molecola (o parte di essa) e atomi polarizzati negativamente di elementi fortemente elettronegativi aventi coppie elettroniche solitarie ($F, O, N$ e meno comunemente $S$ e $Cl$) di un'altra molecola (o una sua parte) si chiama idrogeno.

Il meccanismo di formazione del legame idrogeno è in parte elettrostatico, in parte di natura donatore-accettore.

Esempi di legami idrogeno intermolecolari:

In presenza di tale connessione, anche le sostanze a basso peso molecolare possono, in condizioni normali, essere liquidi (alcol, acqua) o gas facilmente liquefatti (ammoniaca, acido fluoridrico).

Le sostanze con legami idrogeno hanno reticoli cristallini molecolari.

Sostanze a struttura molecolare e non molecolare. Tipo di reticolo cristallino. Dipendenza delle proprietà delle sostanze dalla loro composizione e struttura

Struttura molecolare e non molecolare delle sostanze

IN interazioni chimiche Non entrano singoli atomi o molecole, ma sostanze. In determinate condizioni, una sostanza può trovarsi in uno dei tre stati di aggregazione: solido, liquido o gassoso. Le proprietà di una sostanza dipendono anche dalla natura del legame chimico tra le particelle che la compongono: molecole, atomi o ioni. In base al tipo di legame si distinguono sostanze di struttura molecolare e non molecolare.

Si chiamano sostanze costituite da molecole sostanze molecolari. I legami tra le molecole di tali sostanze sono molto deboli, molto più deboli che tra gli atomi all'interno della molecola, e anche a temperature relativamente basse si rompono: la sostanza si trasforma in un liquido e poi in un gas (sublimazione dello iodio). I punti di fusione e di ebollizione delle sostanze costituite da molecole aumentano con l'aumentare del peso molecolare.

Le sostanze molecolari includono sostanze con una struttura atomica ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), tra cui ci sono metalli e non metalli.

Consideriamo le proprietà fisiche dei metalli alcalini. La forza di legame relativamente bassa tra gli atomi provoca una bassa resistenza meccanica: i metalli alcalini sono morbidi e possono essere facilmente tagliati con un coltello.

Le grandi dimensioni atomiche portano a basse densità di metalli alcalini: litio, sodio e potassio sono persino più leggeri dell'acqua. Nel gruppo dei metalli alcalini, i punti di ebollizione e di fusione diminuiscono all'aumentare del numero atomico dell'elemento, perché Le dimensioni degli atomi aumentano e i legami si indeboliscono.

Alle sostanze non molecolare le strutture includono composti ionici. La maggior parte dei composti di metalli con non metalli hanno questa struttura: tutti i sali ($NaCl, K_2SO_4$), alcuni idruri ($LiH$) e ossidi ($CaO, MgO, FeO$), basi ($NaOH, KOH$). Le sostanze ioniche (non molecolari) hanno punti di fusione e di ebollizione elevati.

Reticoli cristallini

La materia, come è noto, può esistere in tre stati di aggregazione: gassoso, liquido e solido.

Solidi: amorfo e cristallino.

Consideriamo come le caratteristiche dei legami chimici influenzano le proprietà dei solidi. I solidi si dividono in cristallino E amorfo.

Le sostanze amorfe non hanno un punto di fusione chiaro, una volta riscaldate si ammorbidiscono gradualmente e si trasformano in uno stato fluido. Ad esempio, la plastilina e varie resine sono allo stato amorfo.

Le sostanze cristalline sono caratterizzate dalla corretta disposizione delle particelle di cui sono composte: atomi, molecole e ioni - in punti rigorosamente definiti nello spazio. Quando questi punti sono collegati da linee rette, si forma una struttura spaziale, chiamata reticolo cristallino. I punti in cui si trovano le particelle cristalline sono chiamati nodi reticolari.

A seconda del tipo di particelle situate nei nodi del reticolo cristallino e della natura della connessione tra loro, si distinguono quattro tipi di reticoli cristallini: ionico, atomico, molecolare E metallo.

Reticoli cristallini ionici.

Ionico sono chiamati reticoli cristallini, nei cui nodi sono presenti ioni. Sono formati da sostanze con legami ionici, che possono legare sia gli ioni semplici $Na^(+), Cl^(-)$, sia gli ioni complessi $SO_4^(2−), OH^-$. Di conseguenza, i sali e alcuni ossidi e idrossidi di metalli hanno reticoli cristallini ionici. Ad esempio, un cristallo di cloruro di sodio è costituito dall'alternanza di ioni positivi $Na^+$ e negativi $Cl^-$, formando un reticolo a forma di cubo. I legami tra gli ioni in un tale cristallo sono molto stabili. Pertanto, le sostanze con un reticolo ionico sono caratterizzate da durezza e resistenza relativamente elevate, sono refrattarie e non volatili.

Reticoli cristallini atomici.

Atomico sono chiamati reticoli cristallini, nei cui nodi sono presenti singoli atomi. In tali reticoli, gli atomi sono collegati tra loro da legami covalenti molto forti. Un esempio di sostanze con questo tipo di reticoli cristallini è il diamante, una delle modificazioni allotropiche del carbonio.

La maggior parte delle sostanze con un reticolo cristallino atomico hanno punti di fusione molto elevati (ad esempio, per il diamante è superiore a 3500°C), sono forti e dure e praticamente insolubili.

Reticoli cristallini molecolari.

Molecolare chiamati reticoli cristallini, nei cui nodi si trovano le molecole. I legami chimici in queste molecole possono essere sia polari ($HCl, H_2O$) che non polari ($N_2, O_2$). Nonostante il fatto che gli atomi all'interno delle molecole siano collegati da legami covalenti molto forti, tra le molecole stesse agiscono deboli forze di attrazione intermolecolari. Pertanto, le sostanze con reticoli cristallini molecolari hanno bassa durezza, bassi punti di fusione e sono volatili. La maggior parte dei composti organici solidi hanno reticoli cristallini molecolari (naftalene, glucosio, zucchero).

Reticoli cristallini metallici.

Le sostanze con legami metallici hanno reticoli cristallini metallici. Nei siti di tali reticoli ci sono atomi e ioni (atomi o ioni, nei quali gli atomi metallici si trasformano facilmente, cedendo i loro elettroni esterni “per uso comune”). Questa struttura interna dei metalli determina le loro proprietà fisiche caratteristiche: malleabilità, duttilità, conduttività elettrica e termica, caratteristica lucentezza metallica.

La particella più piccola di una sostanza è una molecola formata come risultato dell'interazione di atomi tra i quali agiscono legami chimici o legami chimici. La dottrina del legame chimico costituisce la base della chimica teorica. Un legame chimico si verifica quando due (a volte più) atomi interagiscono. La formazione del legame avviene con il rilascio di energia.

Un legame chimico è un'interazione che lega i singoli atomi in molecole, ioni e cristalli.

Il legame chimico è di natura uniforme: è di origine elettrostatica. Ma in vari composti chimici il legame chimico è di diverso tipo; I tipi più importanti di legami chimici sono covalenti (non polari, polari), ionici e metallici. Varietà di questi tipi di legami sono donatore-accettore, idrogeno, ecc. Un legame metallico si verifica tra gli atomi di metallo.

Un legame chimico realizzato attraverso la formazione di una o più coppie di elettroni comuni o condivise è chiamato covalente. Ogni atomo contribuisce con un elettrone alla formazione di una coppia comune di elettroni, cioè partecipa “in parti uguali” (Lewis, 1916). Di seguito sono riportati i diagrammi della formazione dei legami chimici nelle molecole H2, F2, NH3 e CH4. Gli elettroni appartenenti a atomi diversi sono rappresentati da simboli diversi.

Come risultato della formazione di legami chimici, ciascuno degli atomi della molecola ha una configurazione stabile a due e otto elettroni.

Quando si verifica un legame covalente, le nubi elettroniche degli atomi si sovrappongono per formare una nube elettronica molecolare, accompagnata da un guadagno di energia. La nuvola elettronica molecolare si trova tra i centri di entrambi i nuclei e ha una densità elettronica maggiore rispetto alla densità della nuvola elettronica atomica.

L'implementazione di un legame covalente è possibile solo nel caso di spin antiparalleli di elettroni spaiati appartenenti a atomi diversi. Con gli spin paralleli degli elettroni, gli atomi non si attraggono, ma si respingono: non si verifica un legame covalente. Il metodo per descrivere un legame chimico, la cui formazione è associata a una coppia di elettroni comune, è chiamato metodo del legame di valenza (VBC).

Disposizioni fondamentali dell'MBC

Un legame chimico covalente è formato da due elettroni con spin opposti e questa coppia di elettroni appartiene a due atomi.

Quanto più le nubi elettroniche interagenti si sovrappongono, tanto più forte è il legame covalente.

Quando si scrivono formule strutturali, le coppie di elettroni che determinano il legame sono spesso rappresentate con trattini (invece che con punti che rappresentano gli elettroni condivisi).

Le caratteristiche energetiche di un legame chimico sono importanti. Quando si forma un legame chimico, l'energia totale del sistema (molecola) è inferiore all'energia componenti(atomi), cioè EAB<ЕА+ЕB.

La valenza è la proprietà di un atomo di un elemento chimico di attaccare o sostituire un certo numero di atomi di un altro elemento. Da questo punto di vista, la valenza di un atomo è più facilmente determinata dal numero di atomi di idrogeno che formano legami chimici con esso, oppure dal numero di atomi di idrogeno sostituiti da un atomo di questo elemento.

Con lo sviluppo dei concetti quantomeccanici dell'atomo, la valenza cominciò a essere determinata dal numero di elettroni spaiati coinvolti nella formazione dei legami chimici. Oltre agli elettroni spaiati, la valenza di un atomo dipende anche dal numero di orbitali vuoti e completamente pieni dello strato di elettroni di valenza.

L'energia di legame è l'energia rilasciata quando una molecola è formata da atomi. L'energia di legame è solitamente espressa in kJ/mol (o kcal/mol). Questa è una delle caratteristiche più importanti di un legame chimico. Il sistema che contiene meno energia è più stabile. È noto, ad esempio, che gli atomi di idrogeno tendono a unirsi in una molecola. Ciò significa che un sistema costituito da molecole di H2 contiene meno energia di un sistema costituito dallo stesso numero di atomi di H, ma non combinati in molecole.

Riso. 2.1 Dipendenza dell'energia potenziale E di un sistema di due atomi di idrogeno dalla distanza internucleare r: 1 - durante la formazione di un legame chimico; 2 – senza la sua istruzione.

La Figura 2.1 mostra una curva di energia caratteristica degli atomi di idrogeno interagenti. L'avvicinamento degli atomi è accompagnato dal rilascio di energia, che sarà tanto maggiore quanto più le nubi elettroniche si sovrappongono. Tuttavia, in condizioni normali, a causa della repulsione di Coulomb, è impossibile ottenere la fusione dei nuclei di due atomi. Ciò significa che a una certa distanza, invece dell'attrazione degli atomi, si verificherà la loro repulsione. Pertanto, la distanza tra gli atomi r0, che corrisponde al minimo sulla curva dell'energia, corrisponderà alla lunghezza del legame chimico (curva 1). Se gli spin degli elettroni degli atomi di idrogeno interagenti sono gli stessi, si verificherà la loro repulsione (curva 2). L'energia di legame per i diversi atomi varia nell'intervallo 170–420 kJ/mol (40–100 kcal/mol).

Il processo di transizione degli elettroni a un sottolivello o livello energetico più elevato (cioè il processo di eccitazione o vaporizzazione, di cui abbiamo parlato in precedenza) richiede energia. Quando si forma un legame chimico, viene rilasciata energia. Affinché un legame chimico sia stabile è necessario che l’aumento di energia atomica dovuto all’eccitazione sia inferiore all’energia del legame chimico in formazione. In altre parole, è necessario che l'energia spesa per l'eccitazione degli atomi sia compensata dal rilascio di energia dovuto alla formazione di un legame.

Un legame chimico, oltre all'energia di legame, è caratterizzato da lunghezza, molteplicità e polarità. Per una molecola composta da più di due atomi, gli angoli tra i legami e la polarità della molecola nel suo insieme sono significativi.

La molteplicità di un legame è determinata dal numero di coppie di elettroni che collegano due atomi. Pertanto, nell'etano H3C–CH3 il legame tra gli atomi di carbonio è singolo, nell'etilene H2C=CH2 è doppio, nell'acetilene HCºCH è triplo. All’aumentare della molteplicità del legame, aumenta l’energia del legame: l’energia del legame C–C è 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol e CºC - 833 kJ/mol.

Il legame chimico tra gli atomi è causato dalla sovrapposizione di nubi di elettroni. Se la sovrapposizione avviene lungo la linea che collega i nuclei atomici, tale legame è chiamato legame sigma (legame σ). Può essere formato da due elettroni s, elettroni s e p, due elettroni px, elettroni s e d (ad esempio):

Un legame chimico realizzato da una coppia di elettroni è chiamato legame singolo. Un legame singolo è sempre un legame σ. Gli orbitali di tipo s possono formare solo legami σ.

Il legame tra due atomi può essere realizzato da più di una coppia di elettroni. Questa relazione si chiama multipla. Un esempio della formazione di un legame multiplo è la molecola di azoto. In una molecola di azoto, gli orbitali px formano un legame σ. Quando un legame è formato da orbitali pz, si formano due regioni
si sovrappone – sopra e sotto l'asse x:

Un tale legame è chiamato legame pi greco (legame π). La formazione di un legame π tra due atomi avviene solo quando sono già collegati da un legame σ. Il secondo legame π nella molecola di azoto è formato dagli orbitali pi degli atomi. Quando si formano i legami π, le nubi elettroniche si sovrappongono meno che nel caso dei legami σ. Di conseguenza, i legami π sono generalmente meno forti dei legami σ formati dagli stessi orbitali atomici.

gli orbitali p possono formare sia legami σ che π; nei legami multipli, uno di essi è necessariamente un legame σ: .

Pertanto, dei tre legami presenti in una molecola di azoto, uno è un legame σ e due sono legami π.

La lunghezza del legame è la distanza tra i nuclei degli atomi legati. Le lunghezze dei legami in vari composti sono decimi di nanometro. All'aumentare della molteplicità, le lunghezze dei legami diminuiscono: le lunghezze dei legami N–N, N=N e NºN sono pari a 0,145; 0,125 e 0,109 nm (10-9 m), e le lunghezze dei legami C-C, C=C e CºC sono, rispettivamente, 0,154; 0,134 e 0,120 nm.

Tra atomi diversi può formarsi un legame covalente puro se l'elettronegatività (EO)1 degli atomi è la stessa. Tali molecole sono elettrosimmetriche, cioè I “baricentri” delle cariche positive dei nuclei e delle cariche negative degli elettroni coincidono in un punto, motivo per cui sono chiamati non polari.

Se gli atomi collegati hanno un EO diverso, la nuvola di elettroni situata tra loro si sposta da una posizione simmetrica più vicina all'atomo con un EO più alto:

Lo spostamento della nuvola elettronica è chiamato polarizzazione. Come risultato della polarizzazione unilaterale, i centri di gravità delle cariche positive e negative in una molecola non coincidono in un punto e tra loro appare una certa distanza (l). Tali molecole sono chiamate polari o dipoli e il legame tra gli atomi in esse contenuti è chiamato polare.

Un legame polare è un tipo di legame covalente che ha subito una leggera polarizzazione unilaterale. La distanza tra i "centri di gravità" delle cariche positive e negative in una molecola è chiamata lunghezza del dipolo. Naturalmente maggiore è la polarizzazione, maggiore è la lunghezza del dipolo e maggiore è la polarità delle molecole. Per valutare la polarità delle molecole si utilizza solitamente il momento dipolare permanente (Mp), che è il prodotto del valore della carica elettrica elementare (e) e della lunghezza del dipolo (l), cioè .

I momenti di dipolo si misurano in debyes D (D = 10-18 unità elettriche × cm, poiché la carica elementare è 4.810-10 unità elettriche, e la lunghezza del dipolo è mediamente pari alla distanza tra due nuclei atomici, cioè 10-8 cm ) o coulometri (C×m) (1 D = 3,33·10-30 C×m) (carica dell'elettrone 1,6·10-19 C moltiplicata per la distanza tra le cariche, ad esempio 0,1 nm, quindi Mr = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 Cm). I momenti di dipolo permanente delle molecole vanno da zero a 10 D.

Per molecole non polari l = 0 e Мр = 0, cioè non hanno momento dipolare. Per le molecole polari, Мр > 0 e raggiunge valori di 3,5 – 4,0 D.

Con una differenza molto grande di EO tra gli atomi, c'è una chiara polarizzazione unilaterale: la nuvola di elettroni del legame viene spostata il più possibile verso l'atomo con l'EO più alto, gli atomi si trasformano in ioni con carica opposta e una molecola ionica appare:

Il legame covalente diventa ionico. L'asimmetria elettrica delle molecole aumenta, la lunghezza del dipolo aumenta e il momento dipolare aumenta a 10 D.

Il momento di dipolo totale di una molecola complessa può essere considerato uguale alla somma vettoriale dei momenti di dipolo dei singoli legami. Il momento dipolare è solitamente considerato diretto dall'estremità positiva del dipolo a quella negativa.

La polarità del legame può essere prevista utilizzando l'EO relativo degli atomi. Maggiore è la differenza tra gli EO relativi degli atomi, più pronunciata è la polarità: DEO = 0 – legame covalente non polare; DEO = 0 – 2 – legame covalente polare; DEO = 2 – legame ionico. È più corretto parlare del grado di ionicità di un legame, poiché i legami non sono ionici al 100%. Anche nel composto CsF il legame è ionico solo per l’89%.

Un legame chimico che nasce a causa del trasferimento di elettroni da un atomo all'altro è chiamato ionico e le molecole corrispondenti composti chimici– ionico. I composti ionici allo stato solido sono caratterizzati da un reticolo cristallino ionico. Allo stato fuso e disciolto conducono corrente elettrica, hanno punti di fusione e di ebollizione elevati e un momento dipolare significativo.

Se consideriamo i composti di elementi di qualsiasi periodo con lo stesso elemento, man mano che ci spostiamo dall'inizio alla fine del periodo, la natura prevalentemente ionica del legame cambia in covalente. Ad esempio, nei fluoruri del 2° periodo LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2, il grado di ionicità del legame del fluoruro di litio si indebolisce gradualmente e viene sostituito da un legame tipicamente covalente nella molecola di fluoro.

Pertanto, la natura del legame chimico è la stessa: non vi è alcuna differenza fondamentale nel meccanismo di formazione dei legami covalenti polari e ionici. Questi tipi di legami differiscono solo nel grado di polarizzazione della nuvola elettronica della molecola. Le molecole risultanti differiscono per la lunghezza dei dipoli e per i valori dei momenti di dipolo permanente. In chimica, il momento dipolare è molto importante. Come regola generale, maggiore è il momento dipolare, maggiore è la reattività delle molecole.

Meccanismi di formazione dei legami chimici

Il metodo del legame di valenza distingue tra meccanismi di scambio e donatori-accettori per la formazione di un legame chimico.

Meccanismo di scambio. Il meccanismo di scambio per la formazione di un legame chimico include casi in cui un elettrone di ciascun atomo partecipa alla formazione di una coppia di elettroni.

Nelle molecole di H2, Li2, Na2, i legami si formano a causa degli elettroni s spaiati degli atomi. Nelle molecole F2 e Cl2 - a causa di elettroni p spaiati. Nelle molecole HF e HCl, i legami sono formati da elettroni s dell'idrogeno ed elettroni p degli alogeni.

Una caratteristica della formazione di composti mediante il meccanismo di scambio è la saturazione, che mostra che l'atomo non forma nessuno, ma un numero limitato di legami. Il loro numero, in particolare, dipende dal numero di elettroni di valenza spaiati.

Dalle celle quantistiche N e H possiamo vedere che l'atomo di azoto ne ha 3

elettroni spaiati e l'atomo di idrogeno ne ha uno. Il principio di saturazione indica che il composto stabile dovrebbe essere NH3 e non NH2, NH o NH4. Tuttavia, esistono molecole contenenti un numero dispari di elettroni, ad esempio NO, NO2, ClO2. Tutti sono caratterizzati da una maggiore reattività.

In determinate fasi reazioni chimiche Si possono formare anche gruppi valentemente insaturi, chiamati radicali, ad esempio H, NH2, O, CH3. La reattività dei radicali è molto elevata e pertanto la loro durata di vita è solitamente breve.

Meccanismo donatore-accettore

È noto che i composti saturi di valenza ammoniaca NH3 e trifluoruro di boro BF3 reagiscono tra loro secondo la reazione

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

Consideriamo il meccanismo di questa reazione:

Si può vedere che su quattro orbitali del boro, tre sono occupati e uno rimane vacante. Nella molecola dell'ammoniaca, tutti e quattro gli orbitali dell'azoto sono occupati, tre di essi sono occupati dal meccanismo di scambio con gli elettroni dell'azoto e dell'idrogeno e uno contiene una coppia di elettroni, entrambi gli elettroni appartengono all'azoto. Una tale coppia di elettroni è chiamata coppia di elettroni solitari. La formazione del composto H3N · BF3 avviene a causa del fatto che la coppia elettronica solitaria dell'ammoniaca occupa l'orbitale vacante del fluoruro di boro. In questo caso l’energia potenziale del sistema diminuisce e viene rilasciata una quantità equivalente di energia. Un tale meccanismo di formazione è chiamato donatore-accettore; un donatore è un atomo che dona la sua coppia di elettroni per formare un legame (in in questo caso atomo di azoto); e l'atomo che, fornendo un orbitale vacante, accetta una coppia di elettroni, è chiamato accettore (in questo caso un atomo di boro). Un legame donatore-accettore è un tipo di legame covalente.

Nel composto H3N · BF3 l'azoto e il boro sono tetravalenti. L'atomo di azoto aumenta la sua valenza da 3 a 4 come risultato dell'utilizzo di una coppia solitaria di elettroni per formare un ulteriore legame chimico. L'atomo di boro aumenta la sua valenza per la presenza di un orbitale libero a livello elettronico di valenza. Pertanto, la valenza degli elementi è determinata non solo dal numero di elettroni spaiati, ma anche dalla presenza di coppie elettroniche solitarie e orbitali liberi a livello elettronico di valenza.

Un caso più semplice di formazione di un legame chimico mediante il meccanismo donatore-accettore è la reazione dell'ammoniaca con uno ione idrogeno:

. Il ruolo di accettore della coppia di elettroni è svolto dall'orbitale vuoto dello ione idrogeno. Nello ione ammonio NH4+ l'atomo di azoto è tetravalente.

Direzionalità dei legami e ibridazione degli orbitali atomici

Una caratteristica importante di una molecola composta da più di due atomi è la sua configurazione geometrica. È determinato posizione relativa orbitali atomici coinvolti nella formazione di legami chimici.

La sovrapposizione delle nubi elettroniche è possibile solo con un certo orientamento relativo delle nubi elettroniche; in questo caso la regione di sovrapposizione è situata in una certa direzione rispetto agli atomi interagenti.

Quando si forma un legame ionico, il campo elettrico dello ione ha simmetria sferica e quindi il legame ionico non è direzionale e saturabile.

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

L'angolo tra i legami in una molecola d'acqua è 104,5°. La sua grandezza può essere spiegata sulla base di concetti quantomeccanici. Schema elettronico dell'atomo di ossigeno 2s22p4. Due orbitali p spaiati si trovano ad un angolo di 90° l'uno rispetto all'altro - la massima sovrapposizione delle nuvole di elettroni degli orbitali s degli atomi di idrogeno con gli orbitali p di un atomo di ossigeno si verificherà se i legami si trovano ad un angolo di 90 °. In una molecola d'acqua, il legame OH-H è polare. La carica positiva effettiva sull'atomo di idrogeno è δ+, sull'atomo di ossigeno - δ-. Pertanto, l'aumento dell'angolo tra i legami fino a 104,5° si spiega con la repulsione delle cariche positive effettive degli atomi di idrogeno, nonché delle nuvole di elettroni.

L'elettronegatività dello zolfo è significativamente inferiore all'EO dell'ossigeno. Pertanto, la polarità del legame H–S in H2S è inferiore alla polarità del legame H–O in H2O e la lunghezza del legame H–S (0,133 nm) è maggiore di H–O (0,56 nm) e l'angolo tra i legami si avvicina ad un angolo retto. Per H2S è 92o e per H2Se – 91o.

Per gli stessi motivi la molecola dell'ammoniaca ha una struttura piramidale e l'angolo tra i legami di valenza H–N–H è maggiore di una linea retta (107,3°). Passando da NH3 a PH3, AsH3 e SbH3, gli angoli tra i legami sono rispettivamente di 93,3°; 91.8o e 91.3o.

Ibridazione degli orbitali atomici

Un atomo di berillio eccitato ha una configurazione di 2s12p1, un atomo di boro eccitato ha una configurazione di 2s12p2 e un atomo di carbonio eccitato ha una configurazione di 2s12p3. Pertanto, possiamo supporre che non gli stessi, ma diversi orbitali atomici possano partecipare alla formazione di legami chimici. Ad esempio, in composti come BeCl2, BeCl3, CCl4 dovrebbero esserci legami di forza e direzione disuguali, e i legami σ degli orbitali p dovrebbero essere più forti dei legami degli orbitali s, perché per gli orbitali p ci sono condizioni più favorevoli per la sovrapposizione. Tuttavia, l'esperienza mostra che nelle molecole contenenti atomi centrali con orbitali di valenza diversi (s, p, d), tutti i legami sono equivalenti. Una spiegazione per questo è stata data da Slater e Pauling. Conclusero che orbitali diversi, non molto diversi in termini di energia, formano un numero corrispondente di orbitali ibridi. Gli orbitali ibridi (misti) sono formati da diversi orbitali atomici. Il numero di orbitali ibridi è uguale al numero di orbitali atomici coinvolti nell'ibridazione. Gli orbitali ibridi sono identici nella forma e nell'energia della nuvola di elettroni. Rispetto agli orbitali atomici, sono più allungati nella direzione della formazione dei legami chimici e quindi forniscono una migliore sovrapposizione delle nuvole di elettroni.

L'ibridazione degli orbitali atomici richiede energia, quindi gli orbitali ibridi in un atomo isolato sono instabili e tendono a trasformarsi in AO puri. Quando si formano i legami chimici, gli orbitali ibridi vengono stabilizzati. A causa dei legami più forti formati dagli orbitali ibridi, dal sistema viene rilasciata più energia e quindi il sistema diventa più stabile.

L'ibridazione sp avviene, ad esempio, durante la formazione di alogenuri di Be, Zn, Co e Hg (II). Nello stato di valenza, tutti gli alogenuri metallici contengono elettroni s e p spaiati al livello energetico appropriato. Quando si forma una molecola, un orbitale s e uno p formano due orbitali sp ibridi con un angolo di 180°.

I dati sperimentali mostrano che gli alogenuri di Be, Zn, Cd e Hg(II) sono tutti lineari ed entrambi i legami hanno la stessa lunghezza.

ibridazione sp2. Come risultato dell'ibridazione di un orbitale s e due orbitali p, si formano tre orbitali ibridi sp2, situati sullo stesso piano ad un angolo di 120° l'uno rispetto all'altro.

L'ibridazione sp3 è caratteristica dei composti del carbonio. Come risultato dell'ibridazione di un orbitale s e tre orbitali p, si formano quattro orbitali ibridi sp3, diretti verso i vertici del tetraedro con un angolo tra gli orbitali di 109,5°.

L'ibridazione si manifesta nella completa equivalenza dei legami di un atomo di carbonio con altri atomi nei composti, ad esempio in CH4, CCl4, C(CH3)4, ecc.

L'ibridazione può coinvolgere non solo gli orbitali s e p, ma anche gli orbitali d e f.

Con l'ibridazione sp3d2 si formano 6 nuvole uguali. Si osserva in composti come ,.

Le idee sull'ibridazione consentono di comprendere tali caratteristiche strutturali delle molecole che non possono essere spiegate in nessun altro modo.

L'ibridazione degli orbitali atomici (AO) porta ad uno spostamento della nuvola di elettroni nella direzione della formazione di legami con altri atomi. Di conseguenza, le aree di sovrapposizione degli orbitali ibridi risultano essere più grandi rispetto agli orbitali puri e la forza del legame aumenta.

Polarizzabilità ed effetto polarizzante di ioni e molecole

In un campo elettrico, uno ione o una molecola viene deformato, cioè in essi c'è uno spostamento relativo di nuclei ed elettroni. Questa deformabilità di ioni e molecole è chiamata polarizzabilità. Poiché gli elettroni dello strato esterno sono legati meno strettamente nell'atomo, subiscono prima lo spostamento.

La polarizzabilità degli anioni, di regola, è significativamente superiore alla polarizzabilità dei cationi.

Con la stessa struttura gusci di elettroni La polarizzabilità di uno ione diminuisce all'aumentare della carica positiva, ad esempio, nella serie:

Per gli ioni di analoghi elettronici, la polarizzabilità aumenta con l'aumentare del numero di strati elettronici, ad esempio: o.

La polarizzabilità delle molecole è determinata dalla polarizzabilità dei loro atomi costituenti, dalla configurazione geometrica, dal numero e dalla molteplicità dei legami, ecc. Una conclusione sulla polarizzabilità relativa è possibile solo per molecole strutturate in modo simile che differiscono in un atomo. In questo caso, la differenza nella polarizzabilità delle molecole può essere giudicata dalla differenza nella polarizzabilità degli atomi.

Un campo elettrico può essere creato sia da un elettrodo carico che da uno ione. Pertanto, lo ione stesso può avere un effetto polarizzante (polarizzazione) su altri ioni o molecole. L'effetto polarizzante di uno ione aumenta all'aumentare della sua carica e al diminuire del raggio.

L'effetto polarizzante degli anioni è, di regola, molto inferiore all'effetto polarizzante dei cationi. Ciò è spiegato dalle grandi dimensioni degli anioni rispetto ai cationi.

Le molecole hanno un effetto polarizzante se sono polari; Maggiore è il momento dipolare della molecola, maggiore è l'effetto polarizzante.

La capacità polarizzante aumenta nella serie, perché i raggi aumentano e il campo elettrico creato dallo ione diminuisce.

Legame idrogeno

Un legame idrogeno è tipo speciale legame chimico. È noto che i composti dell'idrogeno con non metalli altamente elettronegativi, come F, O, N, hanno punti di ebollizione anormalmente alti. Se nella serie H2Te – H2Se – H2S il punto di ebollizione diminuisce naturalmente, quando si passa da H2S a H2O si verifica un brusco salto verso un aumento di questa temperatura. La stessa immagine si osserva nella serie degli acidi idroalici. Ciò indica la presenza di un'interazione specifica tra le molecole di H2O e le molecole di HF. Tale interazione dovrebbe rendere difficile la separazione delle molecole l'una dall'altra, ad es. ridurre la loro volatilità e, di conseguenza, aumentare il punto di ebollizione delle sostanze corrispondenti. A causa della grande differenza di EO, i legami chimici H–F, H–O, H–N sono altamente polarizzati. Pertanto, l'atomo di idrogeno ha una carica effettiva positiva (δ+) e gli atomi di F, O e N hanno un eccesso di densità elettronica e sono caricati negativamente (d-). A causa dell'attrazione di Coulomb, l'atomo di idrogeno carico positivamente di una molecola interagisce con l'atomo elettronegativo di un'altra molecola. Grazie a ciò, le molecole sono attratte l'una dall'altra (i punti spessi indicano i legami idrogeno).

Un legame idrogeno è un legame che si forma attraverso un atomo di idrogeno che fa parte di una delle due particelle legate (molecole o ioni). L’energia di un legame idrogeno (21–29 kJ/mol o 5–7 kcal/mol) è circa 10 volte inferiore all’energia di un legame chimico convenzionale. Tuttavia, il legame idrogeno determina l'esistenza di molecole dimeriche (H2O)2, (HF)2 e acido formico in coppia.

In una serie di combinazioni di atomi HF, HO, HN, HCl, HS, l'energia del legame idrogeno diminuisce. Inoltre diminuisce con l'aumentare della temperatura, quindi le sostanze allo stato di vapore mostrano legami idrogeno solo in piccola misura; è caratteristico delle sostanze allo stato liquido e solido. Sostanze come acqua, ghiaccio, ammoniaca liquida, acidi organici, alcoli e fenoli sono associate in dimeri, trimeri e polimeri. Allo stato liquido, i dimeri sono i più stabili.

Interazioni intermolecolari

In precedenza venivano considerati i legami che determinano la formazione di molecole dagli atomi. Tuttavia, esiste anche un'interazione tra le molecole. Fa sì che i gas si condensino e si trasformino in liquidi e solidi. La prima formulazione delle forze di interazione intermolecolare fu data nel 1871 da Van der Waals. Pertanto vengono chiamate forze di van der Waals. Le forze di interazione intermolecolare possono essere suddivise in orientative, induttive e dispersive.

Le molecole polari, a causa dell'interazione elettrostatica delle estremità opposte dei dipoli, sono orientate nello spazio in modo tale che le estremità negative dei dipoli di alcune molecole siano rivolte a positive

estremità dei dipoli di altre molecole (interazione intermolecolare orientativa).

L'energia di tale interazione è determinata dall'attrazione elettrostatica di due dipoli. Più grande è il dipolo, più forte è l'attrazione intermolecolare (H2O, HCl).

Il movimento termico delle molecole impedisce l'orientamento reciproco delle molecole, pertanto, con l'aumentare della temperatura, l'effetto di orientamento si indebolisce. L'interazione induttiva si osserva anche nelle sostanze con molecole polari, ma di solito è molto più debole dell'interazione orientativa.

Una molecola polare può aumentare la polarità di una molecola vicina. In altre parole, sotto l'influenza del dipolo di una molecola, il dipolo di un'altra molecola può aumentare e una molecola non polare può diventare polare:

B

Il momento di dipolo risultante dalla polarizzazione da parte di un'altra molecola o ione è chiamato momento di dipolo indotto e il fenomeno stesso è chiamato induzione. Pertanto, l'interazione orientativa deve sempre essere sovrapposta all'interazione induttiva delle molecole.

Nel caso di molecole non polari (ad esempio atomi di H2, N2 o gas nobili) non esiste alcuna interazione orientativa e induttiva. Tuttavia, è noto che l'idrogeno, l'azoto e i gas nobili vengono bruciati. Per spiegare questi fatti, Londra introdusse il concetto di forze di dispersione dell'interazione intermolecolare. Queste forze interagiscono tra qualsiasi atomo e molecola, indipendentemente dalla sua struttura. Sono causati da momenti di dipolo istantanei che si verificano di concerto in un grande gruppo di atomi:

In qualsiasi momento la direzione dei dipoli può essere diversa. Tuttavia, la loro presenza coordinata fornisce deboli forze di interazione che portano alla formazione di liquidi e solidi. In particolare provoca la transizione dei gas nobili allo stato liquido a basse temperature.

Pertanto, la componente più piccola tra le forze che agiscono tra le molecole è l'interazione di dispersione. Tra molecole con poca o nessuna polarità (CH4, H2, HI), le forze agenti sono principalmente dispersive. Maggiore è il momento dipolare intrinseco delle molecole, maggiori sono le forze orientative di interazione tra loro.

In una serie di sostanze dello stesso tipo, l'interazione di dispersione aumenta all'aumentare delle dimensioni degli atomi che compongono le molecole di queste sostanze. Ad esempio, nell’HCl, le forze di dispersione rappresentano l’81% dell’interazione intermolecolare totale; per HBr questo valore è del 95% e per HI – 99,5%.

Descrizione dei legami chimici nel metodo degli orbitali molecolari (MO).

Il metodo BC è ampiamente utilizzato dai chimici. In questo metodo, una molecola grande e complessa viene vista come costituita da singoli legami a due centri e due elettroni. È accettato che gli elettroni responsabili del legame chimico siano localizzati (localizzati) tra due atomi. Il metodo BC può essere applicato con successo alla maggior parte delle molecole. Tuttavia, esistono numerose molecole alle quali questo metodo non è applicabile o le cui conclusioni sono in conflitto con l'esperimento.

È stato stabilito che in numerosi casi il ruolo decisivo nella formazione di un legame chimico non è svolto dalle coppie di elettroni, ma dai singoli elettroni. La possibilità di un legame chimico utilizzando un elettrone è indicata dall'esistenza di uno ione. Quando questo ione è formato da un atomo di idrogeno e uno ione idrogeno, vengono rilasciati 255 kJ (61 kcal) di energia. Pertanto, il legame chimico nello ione è piuttosto forte.

Se proviamo a descrivere il legame chimico in una molecola di ossigeno usando il metodo BC, arriveremo alla conclusione che, in primo luogo, deve essere doppio (legami σ e p) e, in secondo luogo, nella molecola di ossigeno tutti gli elettroni devono essere accoppiato, cioè .e. la molecola di O2 deve essere diamagnetica. [Nelle sostanze diamagnetiche gli atomi non hanno un momento magnetico permanente e la sostanza viene espulsa dal campo magnetico. Una sostanza paramagnetica è quella i cui atomi o molecole hanno un momento magnetico e ha la proprietà di essere attratta da un campo magnetico]. I dati sperimentali mostrano che l'energia del legame nella molecola di ossigeno è effettivamente doppia, ma la molecola non è diamagnetica, ma paramagnetica. Ha due elettroni spaiati. Il metodo BC non è in grado di spiegare questo fatto.

Il metodo migliore per l'interpretazione quantomeccanica dei legami chimici è attualmente considerato il metodo dell'orbitale molecolare (MO). Tuttavia, è molto più complicato del metodo BC non è visivo come l'ultimo.

Il metodo MO considera che tutti gli elettroni di una molecola si trovano negli orbitali molecolari. In una molecola, un elettrone si trova ad un certo MO, descritto dalla corrispondente funzione d'onda ψ.

Tipi di MO. Quando un elettrone di un atomo, avvicinandosi, cade nella sfera d'azione di un altro atomo, la natura del movimento, e quindi la funzione d'onda dell'elettrone, cambia. Nella molecola risultante, le funzioni d'onda, o orbitali, degli elettroni sono sconosciute. Esistono diversi modi per determinare il tipo di MO in base agli AO noti. Molto spesso, gli MO sono ottenuti mediante combinazione lineare di orbitali atomici (LCAO). Anche per il metodo MO valgono il principio di Pauli, la regola di Hund e il principio di minima energia.

Riso. 2.2 Formazione di orbitali molecolari di legame e antilegame da orbitali atomici.

Nella sua forma grafica più semplice, gli MO, come LCAO, possono essere ottenuti aggiungendo o sottraendo funzioni d'onda. La Figura 2.2 mostra la formazione di MO leganti e antilegame dall'AO iniziale.

Gli AO possono formare MO se le energie degli AO corrispondenti hanno un valore vicino e gli AO hanno la stessa simmetria rispetto all'asse di legame.

Le funzioni d'onda, o orbitali, dell'idrogeno 1 possono dare due combinazioni lineari: una quando viene aggiunta, l'altra quando viene sottratta (Fig. 2.2).

Quando le funzioni d'onda si sommano, nella regione di sovrapposizione la densità della nuvola elettronica, proporzionale a ψ2, diventa maggiore, si crea una carica negativa in eccesso tra i nuclei atomici e i nuclei atomici ne sono attratti. Un MO ottenuto sommando le funzioni d'onda degli atomi di idrogeno è chiamato MO di legame.

Se le funzioni d'onda vengono sottratte, nella regione tra i nuclei atomici la densità della nuvola di elettroni diventa zero, la nuvola di elettroni viene “espulsa” dalla regione situata tra gli atomi. Il MO risultante non può legare gli atomi ed è chiamato antilegame.

Poiché gli orbitali s dell'idrogeno formano solo un legame σ, i MO risultanti sono designati σcв e σр. Gli MO formati da orbitali atomici 1s sono designati σcв1 e σр1.

Nel MO di legame, l'energia potenziale (e totale) degli elettroni risulta essere inferiore a quella del MO di antilegame, mentre è maggiore nel MO di antilegame. In valore assoluto, l'aumento dell'energia degli elettroni negli orbitali di antilegame è leggermente maggiore della diminuzione dell'energia negli orbitali di legame. Un elettrone situato in un orbitale di legame assicura la connessione tra gli atomi, stabilizzando la molecola, e un elettrone in un orbitale di antilegame destabilizza la molecola, cioè il legame tra gli atomi si indebolisce. Erazr. > Esv.

Gli MO sono anche formati da orbitali 2p della stessa simmetria: orbitali σ di legame e antilegame da orbitali 2p situati lungo l'asse x. Sono designati σcв2р e σр2р. Gli orbitali p di legame e antilegame sono formati da orbitali 2pz. Sono designati rispettivamente πсв2рz, πp2pz. Gli orbitali πsv2py e πр2у sono formati in modo simile.

Compilando MO. Il riempimento degli MO con gli elettroni avviene nell'ordine crescente dell'energia orbitale. Se gli MO hanno la stessa energia (orbitali πst o πp), il riempimento avviene secondo la regola di Hund in modo che il momento di spin della molecola sia maggiore. Ogni MO, come quello atomico, può ospitare due elettroni. Come notato, le proprietà magnetiche degli atomi o delle molecole dipendono dalla presenza di elettroni spaiati: se una molecola ha elettroni spaiati, allora è paramagnetica, altrimenti è diamagnetica.

Consideriamo lo ione.

Dal diagramma è chiaro che l'unico elettrone si trova lungo σcв - MO. Si forma un composto stabile con un'energia di legame di 255 kJ/mol e una lunghezza di legame di 0,106 nm. Lo ione molecolare è paramagnetico. Se assumiamo che la molteplicità del legame, come nel metodo BC, sia determinata dal numero di coppie di elettroni, allora la molteplicità del legame è pari a ½. Il processo di formazione può essere scritto come segue:

Questa voce significa che c'è un elettrone nel σc MO formato da un 1s AO.

La normale molecola di idrogeno contiene già due elettroni con spin opposti nell'orbitale σcв1s: . L'energia di legame in H2 è maggiore che in H2 - 435 kJ/mol, e la lunghezza del legame (0,074 nm) è più breve. La molecola H2 contiene un singolo legame e la molecola è diamagnetica.

Riso. 2.3. Diagramma energetico di AO e MO in un sistema di due atomi di idrogeno.

Lo ione molecolare (+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]) ha già un elettrone nell'orbitale 1s a scarica σ. L'energia di legame è 238 kJ/mol (ridotta rispetto a H2) e la lunghezza di legame (0,108 nm) è aumentata. La molteplicità dei legami è ½ (la molteplicità dei legami è pari alla metà della differenza nel numero di elettroni negli orbitali di legame e antilegame).

Un'ipotetica molecola di He2 avrebbe due elettroni nell'orbitale σcв1s e due elettroni nell'orbitale σр1s. Poiché un elettrone nell’orbitale di antilegame distrugge l’effetto di legame dell’elettrone nell’orbitale di legame, la molecola He2 non può esistere. Il metodo BC porta alla stessa conclusione.

Di seguito è mostrato l'ordine in cui gli MO vengono riempiti di elettroni durante la formazione delle molecole da parte degli elementi del periodo II. Secondo i diagrammi, le molecole B2 e O2 sono paramagnetiche e la molecola Be2 non può esistere.

La formazione di molecole da atomi di elementi del periodo II può essere scritta come segue (K - strati elettronici interni):

Proprietà fisiche delle molecole e degli MMO

L'esistenza di MO vincolanti e allentanti è confermata Proprietà fisiche molecole. Il metodo MO ci consente di prevedere che se, durante la formazione di una molecola dagli atomi, gli elettroni nella molecola cadono negli orbitali di legame, allora i potenziali di ionizzazione delle molecole dovrebbero essere maggiori dei potenziali di ionizzazione degli atomi, e se gli elettroni cadono negli orbitali di antilegame e viceversa.

Pertanto, i potenziali di ionizzazione delle molecole di idrogeno e azoto (orbitali di legame) - 1485 e 1500 kJ/mol, rispettivamente - sono maggiori dei potenziali di ionizzazione degli atomi di idrogeno e di azoto - 1310 e 1390 kJ/mol, e dei potenziali di ionizzazione di ossigeno e azoto - 1310 e 1390 kJ/mol, e molecole di fluoro (orbitali antilegame) - 1170 e 1523 kJ/mol sono inferiori a quelle degli atomi corrispondenti - 1310 e 1670 kJ/mol. Quando le molecole vengono ionizzate, la forza del legame diminuisce se un elettrone viene rimosso da un orbitale di legame (H2 e N2) e aumenta se un elettrone viene rimosso da un orbitale di antilegame (O2 e F2).

Molecole biatomiche con atomi diversi

Gli MO per molecole con atomi diversi (NO, CO) sono costruiti in modo simile se gli atomi iniziali non differiscono molto nei valori del potenziale di ionizzazione. Per la molecola di CO, ad esempio, abbiamo:

Le energie AO dell'atomo di ossigeno sono inferiori alle energie dei corrispondenti orbitali di carbonio (1080 kJ/mol); si trovano più vicini al nucleo. I 10 elettroni presenti negli atomi iniziali sugli strati esterni riempiono gli orbitali di legame scb2s e antilegame sp2s e gli orbitali di legame e pscb2ry,z. La molecola di CO risulta essere isoelettronica con la molecola di N2. L'energia di legame degli atomi in una molecola di CO (1105 kJ/mol) è addirittura maggiore che in una molecola di azoto (940 kJ/mol). La lunghezza del legame C – O è 0,113 nm.

NESSUNA molecola

ha un elettrone nell'orbitale di antilegame. Di conseguenza, l’energia di legame dell’NO (680 kJ/mol) è inferiore a quella dell’N2 o del CO. La rimozione di un elettrone dalla molecola di NO (ionizzazione per formare NO+) aumenta l’energia di legame degli atomi a 1050–1080 kJ/mol.

Consideriamo la formazione di MO nella molecola di acido fluoridrico HF. Poiché il potenziale di ionizzazione del fluoro (17,4 eV o 1670 kJ/mol) è maggiore di quello dell'idrogeno (13,6 eV o 1310 kJ/mol), gli orbitali 2p del fluoro hanno un'energia inferiore rispetto all'orbitale 1s dell'idrogeno. A causa della grande differenza di energia, l'orbitale 1 dell'atomo di idrogeno e l'orbitale 2 dell'atomo di fluoro non interagiscono. Pertanto, l'orbitale 2 del fluoro diventa senza modificare l'energia del MO in HF. Tali orbitali sono chiamati orbitali di non legame. Anche gli orbitali 2py e 2рz del fluoro non possono interagire con l'orbitale 1s dell'idrogeno a causa della differenza di simmetria rispetto all'asse di legame. Diventano anche MO non vincolanti. Gli MO di legame e antilegame sono formati dall'orbitale 1s dell'idrogeno e dall'orbitale 2px del fluoro. Gli atomi di idrogeno e fluoro sono collegati da un legame a due elettroni con un'energia di 560 kJ/mol.

Bibliografia

Glinka N.L. chimica generale. – M.: Chimica, 1978. – P. 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavyy V.F., Malashko P.M. Chimica generale in formule, definizioni, diagrammi. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – P. 51-77.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevskij A.V. Pratico e lavoro indipendente in chimica. – Mn.: UE “Donarit”, 2005. – P. 21-30.

C 2s 2 2p 2 C +1e = C -

О 2s 2 2p 4 О -1е = О +

È possibile un’altra spiegazione per la formazione di un triplo legame nella molecola di CO.

Un atomo di carbonio non eccitato ha 2 elettroni spaiati, che possono formare 2 coppie di elettroni comuni con 2 elettroni spaiati dell'atomo di ossigeno (secondo il meccanismo di scambio). Tuttavia, le due coppie di elettroni p presenti nell'atomo di ossigeno possono formare un triplo legame chimico, poiché l'atomo di carbonio ha una cella vuota che può accettare questa coppia di elettroni.

Un triplo legame è formato da un meccanismo donatore-accettore, la direzione della freccia va dal donatore di ossigeno all'accettore - carbonio.

Come l'N 2, il CO ha un'elevata energia di dissociazione (1069 kJ), è scarsamente solubile in acqua e chimicamente inerte. La CO è un gas incolore e inodore, indifferente, non forma sale e non interagisce con gli alcali acidi e l'acqua in condizioni normali. Velenoso, perché interagisce con il ferro, che fa parte dell'emoglobina. Quando la temperatura viene aumentata o irradiata, presenta le proprietà di un agente riducente.

Ricevuta:

nell'industria

CO2+C«2CO

2C+O2®2CO

nel laboratorio: H2SO4, t

HCOOH®CO+H2O;

H2SO4t

H2C2O4®CO+CO2+H2O.

La CO reagisce solo a temperature elevate.

La molecola di CO ha un'elevata affinità per l'ossigeno e brucia per formare CO 2:

CO + 1/2O 2 = CO 2 + 282 kJ/mol.

A causa della sua elevata affinità con l'ossigeno, la CO viene utilizzata come agente riducente per gli ossidi di molti metalli pesanti (Fe, Co, Pb, ecc.).

CO + Cl 2 = COCl 2 (fosgene)

CO + NH 3 ® HCN + H 2 O H – Cº N

CO + H 2 O « CO 2 + H 2

CO+S®COS

Di grande interesse sono i carbonili metallici (utilizzati per ottenere metalli puri). Il legame chimico avviene secondo il meccanismo donatore-accettore; la sovrapposizione p avviene secondo il meccanismo dativo.

5CO + Fe ® (ferro pentacarbonile)

Tutti i carbonili sono sostanze diamagnetiche, caratterizzate da bassa resistenza; quando riscaldati, i carbonili si decompongono

→ 4CO + Ni (nichel carbonile).

Come la CO, i carbonili metallici sono tossici.

Legame chimico in una molecola di CO 2

In una molecola di CO2 sp- ibridazione dell'atomo di carbonio. Due orbitali ibridati sp formano 2 legami s con atomi di ossigeno, e i rimanenti orbitali p non ibridati del carbonio formano legami p con due orbitali p di atomi di ossigeno, che si trovano su piani perpendicolari tra loro.

O ═ C ═ O

Sotto pressione 60 atm. e a temperatura ambiente, la CO2 si condensa in un liquido incolore. Con un forte raffreddamento, la CO 2 liquida si solidifica in una massa bianca simile alla neve, sublimando a P = 1 atm e t = 195 K (-78 °). La massa solida compressa è chiamata ghiaccio secco; la CO 2 non supporta la combustione. In esso bruciano solo le sostanze che hanno un'affinità maggiore per l'ossigeno rispetto al carbonio: ad esempio,

2Mg + CO2® 2MgO + C.

La CO2 reagisce con NH3:

CO2 + 2NH3 = CO(NH2)2 + H2O

(carbammide, urea)

2СО 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 +O 2

L'urea viene decomposta dall'acqua:

CO(NH 2) 2 + 2H 2 O ® (NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2

La cellulosa è un carboidrato costituito da residui di b-glucosio. Viene sintetizzato nelle piante secondo il seguente schema

clorofilla

Fotosintesi del glucosio 6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2

La CO 2 è ottenuta utilizzando la tecnologia:

2NaHCO3® Na2CO3 + H2O+CO2

da coke C + O 2 ® CO 2

In laboratorio (nell'apparato Kipp):

.

Acido carbonico e suoi sali

Dissolvendosi in acqua, l'anidride carbonica interagisce parzialmente con essa, formando acido carbonico H 2 CO 3; in questo caso si stabiliscono degli equilibri:

K 1 = 4 × 10 -7 K 2 = 4,8 × 10 -11 – acido dibasico debole, instabile, contenente ossigeno. Gli idrocarbonati sono solubili in H 2 O. I carbonati sono insolubili in acqua, ad eccezione dei carbonati di metalli alcalini, Li 2 CO 3 e (NH 4) 2 CO 3. I sali acidi dell'acido carbonico vengono preparati facendo passare l'eccesso di CO 2 in una soluzione acquosa di carbonato:

o mediante aggiunta graduale (goccia dopo goccia). acido forte in un eccesso di soluzione acquosa di carbonato:

Na2CO3 + HNO3® NaHCO3 + NaNO3

Quando interagiscono con gli alcali o il riscaldamento (calcinazione), i sali acidi si trasformano in sali medi:

I sali vengono idrolizzati secondo l'equazione:

Metto in scena

A causa dell'idrolisi completa, i carbonati Gr 3+, Al 3+, Ti 4+, Zr 4+, ecc. non possono essere isolati da soluzioni acquose.

Significato pratico avere sali: Na 2 CO 3 (soda), CaCO 3 (gesso, marmo, calcare), K 2 CO 3 (potassa), NaHCO 3 (bicarbonato di sodio), Ca (HCO 3) 2 e Mg (HCO 3) 2 determinano durezza carbonatica dell'acqua.

Disolfuro di carbonio (CS 2)

Quando riscaldato (750-1000°C), il carbonio reagisce con lo zolfo formando disolfuro di carbonio, solvente organico (liquido volatile incolore, sostanza reattiva), infiammabile e volatile.

I vapori CS 2 sono velenosi, utilizzati per la fumigazione (fumigazione) dei granai contro gli insetti nocivi e in medicina veterinaria per il trattamento dell'ascariasis nei cavalli. Nella tecnologia: un solvente per resine, grassi, iodio.

Con i solfuri metallici, CS 2 forma sali dell'acido tiocarbonico - tiocarbonati.

Questa reazione è simile al processo

Tiocarbonati– sostanze cristalline gialle. Quando esposto agli acidi, viene rilasciato acido tiocarbonico libero.

È più stabile dell'H 2 CO 3 e alle basse temperature viene rilasciato dalla soluzione sotto forma di un liquido oleoso giallo che si decompone facilmente in:

Composti del carbonio con azoto (CN) 2 o C 2 N 2 – ciciano, gas incolore altamente infiammabile. Il cianuro secco puro viene preparato riscaldando il sublimato con cianuro di mercurio (II).

HgCl 2 + Hg(CN) 2 ® Hg 2 Cl 2 + (С N) 2

Altri modi per ricevere:

4HCNg+O22(CN)2+2H2O

2HCN g + Cl 2 (CN) 2 + 2HCl

La cicianina ha proprietà simili agli alogeni nella forma molecolare X2. Quindi in un ambiente alcalino, come gli alogeni, è sproporzionato:

(C N) 2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN

Acido cianidrico- HCN (), un composto covalente, un gas che si scioglie in acqua per formare acido cianidrico (un liquido incolore e i suoi sali sono estremamente velenosi). Ricevere:

Il cianuro di idrogeno viene prodotto industrialmente attraverso reazioni catalitiche.

2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O.

I sali dell'acido cianidrico - cianuri - sono soggetti a grave idrolisi. CN - è uno ione isoelettronico alla molecola CO ed è incluso come ligando in un gran numero di complessi di elementi D.

La manipolazione del cianuro richiede precauzioni rigorose. IN agricoltura utilizzato per combattere insetti nocivi particolarmente pericolosi.

Si ottengono cianuri:

Composti del carbonio con stato di ossidazione negativo:

1) covalente (carborundum SiC) ;

2) iocovalente;

3) carburi metallici.

I covalenti ionici si decompongono con l'acqua, liberando gas; a seconda del tipo di gas rilasciato, si dividono in:

metanidi(Il canale 4 viene rilasciato)

Al4C3 + 12H2O® 4Al(OH)3 + 3CH4

acetilenidi(Viene rilasciato C2H2)

H2C2 + AgNO3® Ag2C2 + HNO3

I carburi metallici sono composti di composizione stechiometrica formati da elementi dei gruppi 4, 7, 8 mediante l'introduzione di atomi di Me nel reticolo cristallino del carbonio.

Chimica del silicio

La differenza tra la chimica del silicio e quella del carbonio è dovuta alle grandi dimensioni del suo atomo e alla possibilità di utilizzare orbitali 3d. Per questo motivo i legami Si – O – Si, Si – F sono più forti di quelli del carbonio.

Per il silicio sono noti ossidi della composizione SiO e SiO 2. Il monossido di silicio esiste solo nella fase gassosa ad alte temperature in un'atmosfera inerte; viene facilmente ossidato dall'ossigeno per formare l'ossido più stabile SiO 2.

2SiO + О 2 t ® 2SiO 2

SiO2– silice, presenta diverse modifiche cristalline. Bassa temperatura: quarzo, ha proprietà piezoelettriche. Varietà naturali di quarzo: cristallo di rocca, topazio, ametista. Varietà di silice: calcedonio, opale, agata, sabbia.

È nota un'ampia varietà di silicati (più precisamente oxosilicati). Nella loro struttura modello generale: sono tutti costituiti da SiO 4 4-tetraedri, collegati tra loro tramite un atomo di ossigeno.

Combinazioni di tetraedri possono essere collegate in catene, nastri, maglie e cornici.

Importanti silicati naturali sono 3MgO×H 2 O×4SiO 2 talco, 3MgO×2H 2 O×2SiO 2 amianto.

Come il SiO 2, i silicati sono caratterizzati da uno stato vetroso (amorfo). Con la cristallizzazione controllata, è possibile ottenere uno stato cristallino fine - vetroceramica - materiali di maggiore resistenza. Gli alluminosilicati sono comuni in natura: ortosilicati a struttura; alcuni atomi di Si sono sostituiti da Al, ad esempio Na 12 [(Si,Al)O 4 ] 12.

L'alogenuro più durevole, SiF 4, si decompone solo sotto l'influenza di una scarica elettrica.

Acido esafluorosilicico (in forza simile a H 2 SO 4).

(SiS 2) n – sostanza polimerica, si decompone con acqua:

Acidi silicici.

I corrispondenti acidi silicici SiO 2 non hanno una composizione specifica; di solito sono scritti nella forma xH 2 O ySiO 2 - composti polimerici

Conosciuto:

H 2 SiO 3 (H 2 O×SiO 2) – metasilicio (non esiste realmente)

H 4 SiO 4 (2H 2 O×SiO 2) – ortosilicio (il più semplice attualmente esistente solo in soluzione)

H2Si2O5 (H2O×2SiO2) – dimetacilicon.

Gli acidi silicici sono sostanze scarsamente solubili; H 4 SiO 4 è caratterizzato da uno stato colloidale, come un acido più debole dell'acido carbonico (Si è meno metallico del C).

Nelle soluzioni acquose avviene la condensazione dell'acido ortosilicico, con conseguente formazione di acidi polisilicici.

I silicati sono sali degli acidi silicici, insolubili in acqua, ad eccezione dei silicati di metalli alcalini.

I silicati solubili si idrolizzano secondo l'equazione

Le soluzioni gelatinose di sali di sodio degli acidi polisilicici sono chiamate “vetro liquido”. Ampiamente usato come colla ai silicati e come preservante del legno.

Fondendo Na 2 CO 3 , CaCO 3 e SiO 2 , si ottiene il vetro, che è una soluzione reciproca sottoraffreddata di sali di acidi polisilicici.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Il silicato è scritto come un ossido misto.

I silicati sono i più utilizzati in edilizia. 1o posto nel mondo nella produzione di prodotti ai silicati: cemento, 2o mattone, 3o vetro.

Ceramica da costruzione – piastrelle di rivestimento, tubi in ceramica. Per la produzione di prodotti sanitari: vetro, porcellana, maiolica, argilla ceramica.

Fig. 1. Raggi orbitali degli elementi (r a) e lunghezza del legame chimico di un elettrone (d)

Il legame chimico più semplice ad un elettrone è creato da un singolo elettrone di valenza. Si scopre che un elettrone è in grado di tenere insieme due ioni caricati positivamente. In un legame ad un elettrone, le forze repulsive di Coulomb delle particelle cariche positivamente sono compensate dalle forze di attrazione di Coulomb di queste particelle verso un elettrone carico negativamente. L'elettrone di valenza diventa comune ai due nuclei della molecola.

Esempi di tali composti chimici sono gli ioni molecolari: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

I legami covalenti polari si verificano nelle molecole biatomiche eteronucleari (Fig. 3). La coppia di elettroni di legame in un legame chimico polare viene avvicinata all'atomo con un potenziale di prima ionizzazione più elevato.

Caratterizzante struttura spaziale Per le molecole polari, la distanza d tra i nuclei atomici può essere considerata approssimativamente come la somma dei raggi covalenti degli atomi corrispondenti.

Caratteristiche di alcune sostanze polari

Lo spostamento di una coppia di elettroni di legame su uno dei nuclei di una molecola polare porta alla comparsa di un dipolo elettrico (elettrodinamica) (Fig. 4).

La distanza tra i centri di gravità delle cariche positive e negative è chiamata lunghezza del dipolo. La polarità di una molecola, così come la polarità di un legame, si valuta dal valore del momento dipolare μ, che è il prodotto della lunghezza del dipolo l per il valore della carica elettronica:

Legami covalenti multipli

I legami covalenti multipli sono rappresentati da insaturi composti organici contenenti doppi e tripli legami chimici. Per descrivere la natura dei composti insaturi, L. Pauling introduce i concetti di legame sigma e π, ibridazione degli orbitali atomici.

L'ibridazione di Pauling per due elettroni S e due p ha permesso di spiegare la direzionalità dei legami chimici, in particolare la configurazione tetraedrica del metano. Per spiegare la struttura dell'etilene, da quattro elettroni Sp 3 equivalenti dell'atomo di carbonio è necessario isolare un elettrone p per formare un legame aggiuntivo, chiamato legame π. In questo caso i tre rimanenti orbitali ibridi Sp 2 si trovano nel piano con un angolo di 120° e formano legami basici, ad esempio una molecola planare di etilene (Fig. 5).

Nella nuova teoria di Pauling, tutti gli elettroni di legame diventavano uguali ed equidistanti dalla linea che collega i nuclei della molecola. La teoria di Pauling del legame chimico piegato teneva conto dell'interpretazione statistica della funzione d'onda di M. Born e della correlazione elettronica di Coulomb degli elettroni. È emerso un significato fisico: la natura di un legame chimico è completamente determinata dall'interazione elettrica di nuclei ed elettroni. Maggiore è il numero degli elettroni di legame, minore è la distanza internucleare e più forte è il legame chimico tra gli atomi di carbonio.

Legame chimico a tre centri

Ulteriore sviluppo delle idee sui legami chimici è stato dato dal chimico fisico americano W. Lipscomb, che ha sviluppato la teoria dei legami a tre centri a due elettroni e una teoria topologica che consente di prevedere la struttura di alcuni più idruri di boro (idruri di idrogeno ).

Una coppia di elettroni in un legame chimico a tre centri diventa comune a tre nuclei atomici. Nel rappresentante più semplice di un legame chimico a tre centri: lo ione idrogeno molecolare H 3 +, una coppia di elettroni contiene tre protoni in un unico insieme (Fig. 6).

Fig. 7. Diboran

L’esistenza dei borani con i loro legami a tre centri a due elettroni con atomi di idrogeno “a ponte” violava la dottrina canonica della valenza. L'atomo di idrogeno, precedentemente considerato un elemento monovalente standard, risultò essere collegato da legami identici a due atomi di boro e divenne formalmente un elemento bivalente. Il lavoro di W. Lipscomb sulla decifrazione della struttura dei borani ha ampliato la comprensione dei legami chimici. Il Comitato per il Nobel ha assegnato a William Nunn Lipscomb il Premio per la Chimica per il 1976 con la dicitura "Per i suoi studi sulla struttura dei borani (boroidriti), chiarendo i problemi dei legami chimici".

Legame chimico multisito

Fig. 8. Molecola di ferrocene

Fig. 9. Cromo dibenzenico

Fig. 10. Uranocene

Tutti e dieci i legami (C-Fe) nella molecola del ferrocene sono equivalenti, il valore della distanza internucleare Fe-c è 2,04 Å. Tutti gli atomi di carbonio nella molecola del ferrocene sono strutturalmente e chimicamente equivalenti, la lunghezza di ciascun legame C-C è 1,40 - 1,41 Å (per confronto, nel benzene la lunghezza del legame C-C è 1,39 Å). Attorno all'atomo di ferro appare un guscio di 36 elettroni.

Dinamica del legame chimico

Il legame chimico è piuttosto dinamico. Pertanto, nel processo, un legame metallico viene trasformato in un legame covalente transizione di fase quando il metallo evapora. La transizione di un metallo dallo stato solido a quello di vapore richiede il dispendio di grandi quantità di energia.

A coppie, questi metalli sono costituiti praticamente da molecole biatomiche omonucleari e atomi liberi. Quando il vapore metallico condensa, un legame covalente viene convertito in un legame metallico.

L'evaporazione di sali con legami ionici tipici, come i fluoruri di metalli alcalini, porta alla distruzione del legame ionico e alla formazione di molecole biatomiche eteronucleari con un legame covalente polare. In questo caso, si verifica la formazione di molecole dimeriche con legami a ponte.

Caratteristiche dei legami chimici nelle molecole dei fluoruri dei metalli alcalini e dei loro dimeri.

Durante la condensazione dei vapori dei fluoruri dei metalli alcalini, il legame covalente polare si trasforma in un legame ionico con la formazione del corrispondente reticolo cristallino del sale.

Meccanismo di transizione del legame covalente a metallico

Figura 11. La relazione tra il raggio orbitale di una coppia di elettroni re e la lunghezza di un legame chimico covalente d

Fig. 12. Orientamento dei dipoli di molecole biatomiche e formazione di un frammento ottaedrico distorto di un ammasso durante la condensazione dei vapori di metalli alcalini

Fig. 13. Disposizione cubica a corpo centrato dei nuclei in cristalli di metalli alcalini e un anello di collegamento

L'attrazione dispersiva (forze di Londra) determina l'interazione interatomica e la formazione di molecole biatomiche omonucleari da atomi di metalli alcalini.

La formazione di un legame covalente metallo-metallo è associata alla deformazione dei gusci elettronici degli atomi interagenti: gli elettroni di valenza creano una coppia di elettroni di legame, la cui densità elettronica è concentrata nello spazio tra i nuclei atomici della molecola risultante. Una caratteristica delle molecole biatomiche omonucleari dei metalli alcalini è la lunga lunghezza del legame covalente (3,6-5,8 volte più lunga della lunghezza del legame nella molecola di idrogeno) e la bassa energia della sua rottura.

La relazione indicata tra r e e d determina la distribuzione non uniforme delle cariche elettriche nella molecola: la carica elettrica negativa della coppia di elettroni di legame è concentrata nella parte centrale della molecola e le cariche elettriche positive dei due nuclei atomici sono concentrate in le estremità della molecola.

La distribuzione non uniforme delle cariche elettriche crea le condizioni per l'interazione delle molecole a causa delle forze di orientamento (forze di van der Waals). Le molecole dei metalli alcalini tendono ad orientarsi in modo tale che nelle loro vicinanze compaiono cariche elettriche opposte. Di conseguenza, tra le molecole agiscono forze attrattive. Grazie alla presenza di quest'ultimo, le molecole dei metalli alcalini si avvicinano e vengono accostate più o meno saldamente tra loro. Allo stesso tempo, una certa deformazione di ciascuno di essi avviene sotto l'influenza dei poli più vicini delle molecole vicine (Fig. 12).

Infatti, gli elettroni leganti della molecola biatomica originale, cadendo nel campo elettrico dei quattro nuclei atomici carichi positivamente delle molecole di metalli alcalini, vengono strappati dal raggio orbitale dell'atomo e si liberano.

In questo caso, la coppia di elettroni di legame diventa comune per un sistema con sei cationi. La costruzione del reticolo cristallino metallico inizia nella fase di ammasso. IN reticolo cristallino metalli alcalini, la struttura del collegamento è chiaramente espressa, avendo la forma di un ottaedro appiattito distorto - una bipiramide quadrata, la cui altezza e i bordi della base sono uguali al valore della costante reticolare di traslazione a w (Fig. 13).

Il valore della costante reticolare di traslazione a w di un cristallo di metallo alcalino supera significativamente la lunghezza del legame covalente di una molecola di metallo alcalino, quindi è generalmente accettato che gli elettroni nel metallo siano in uno stato libero:

La costruzione matematica associata alle proprietà degli elettroni liberi in un metallo è solitamente identificata con la “superficie di Fermi”, che dovrebbe essere considerata come la posizione geometrica in cui risiedono gli elettroni, fornendo la proprietà principale di un metallo: condurre corrente elettrica.

Quando si confronta il processo di condensazione dei vapori di metalli alcalini con il processo di condensazione dei gas, ad esempio idrogeno, tratto caratteristico nelle proprietà del metallo. Pertanto, se durante la condensazione dell'idrogeno compaiono deboli interazioni intermolecolari, durante la condensazione del vapore metallico si verificano processi caratteristici delle reazioni chimiche. La condensazione del vapore metallico stesso avviene in più fasi e può essere descritta dal seguente processo: atomo libero → molecola biatomica con un legame covalente → cluster metallico → metallo compatto con un legame metallico.

L'interazione delle molecole di alogenuri di metalli alcalini è accompagnata dalla loro dimerizzazione. Una molecola dimerica può essere considerata un quadrupolo elettrico (Fig. 15). Attualmente sono note le principali caratteristiche dei dimeri degli alogenuri di metalli alcalini (lunghezze dei legami chimici e angoli di legame tra i legami).

Lunghezza del legame chimico e angoli di legame in dimeri di alogenuri di metalli alcalini (E 2 X 2) (fase gassosa).

E2X2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
	dEF, Å		d ECl, Å		d EBr, Å		d EI, Å
Li2X2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na2X2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K2X2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs2X2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

Durante il processo di condensazione, l'effetto delle forze di orientamento aumenta, l'interazione intermolecolare è accompagnata dalla formazione di cluster e quindi di una sostanza solida. Gli alogenuri dei metalli alcalini formano cristalli con reticoli cubici semplici e cubici a corpo centrato.

Tipo di reticolo cristallino e costante reticolare di traslazione per alogenuri di metalli alcalini.

Durante il processo di cristallizzazione si verifica un ulteriore aumento della distanza interatomica che porta alla rimozione di un elettrone dal raggio orbitale dell'atomo di metallo alcalino e al trasferimento di un elettrone all'atomo di alogeno con formazione dei corrispondenti ioni. I campi di forza degli ioni sono distribuiti uniformemente in tutte le direzioni nello spazio. A questo proposito, nei cristalli di metalli alcalini, il campo di forza di ciascuno ione è coordinato da più di uno ione di segno opposto, come è consuetudine rappresentare qualitativamente il legame ionico (Na + Cl -).

Nei cristalli di composti ionici, il concetto di semplici molecole biioniche come Na + Cl - e Cs + Cl - perde il suo significato, poiché lo ione del metallo alcalino è associato a sei ioni cloro (in un cristallo di cloruro di sodio) e ad otto ioni cloro (in un cristallo di cloruro di cesio. Tuttavia, tutte le distanze interioniche nei cristalli sono equidistanti.

Appunti

1. Manuale di Chimica Inorganica. Costanti delle sostanze inorganiche. - M.: “Chimica”, 1987. - P. 124. - 320 p.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manuale di Chimica Inorganica. Costanti delle sostanze inorganiche. - M.: “Chimica”, 1987. - P. 132-136. - 320 secondi.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Come si forma un legame chimico e come avvengono le reazioni chimiche. - M.: gruppo editoriale "Granitsa", 2007. - 320 p. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V. Corso di chimica generale. - M.: Goskhimizdat, 1962. - P. 88. - 976 p.
5. Pauling L. La natura del legame chimico / a cura di Y.K. Syrkin. - per. dall'inglese ME Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 p.
6. Chimica organica teorica / ed. RH Freidlina. - per. dall'inglese Yu.G.Bundela. - M.: Casa editrice. letteratura straniera, 1963. - 365 p.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Russian Chemical Journal (giornale della Società Chimica Russa intitolata a D.I. Mendeleev). - 2000. - T. XLIV, numero 6. - P. 63-86.
8. Dizionario enciclopedico chimico / cap. ed. IL Knunyants. - M.: Sov. enciclopedia, 1983. - P. 607. - 792 p.
9. Nekrasov B.V. Corso di chimica generale. - M.: Goskhimizdat, 1962. - P. 679. - 976 p.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manuale di Chimica Inorganica. Costanti delle sostanze inorganiche. - M.: “Chimica”, 1987. - P. 155-161. - 320 secondi.
11. Gillespie R. Geometria delle molecole/trans. dall'inglese E.Z. Zasorina e V.S. Mastriukova, ed. Yu.A Pentina. - M.: “Mir”, 1975. - P. 49. - 278 p.
12. Manuale del chimico. - 2a ed., rivista. e aggiuntivi - L.-M.: Istituto Tecnico Scientifico Statale di Letteratura Chimica, 1962. - T. 1. - P. 402-513. -1072 pagg.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manuale di Chimica Inorganica. Costanti delle sostanze inorganiche.. - M.: “Chimica”, 1987. - P. 132-136. - 320 secondi.
14. Ziman J. Elettroni nei metalli (introduzione alla teoria delle superfici di Fermi). Progressi nelle scienze fisiche.. - 1962. - T. 78, numero 2. - 291 pag.

Guarda anche

• Legame chimico- articolo dalla Grande Enciclopedia Sovietica
• Legame chimico-Chemport.ru
• Legame chimico- Enciclopedia fisica

Grazie al quale si formano molecole di sostanze inorganiche e organiche. Un legame chimico appare attraverso l'interazione dei campi elettrici creati dai nuclei e dagli elettroni degli atomi. Pertanto, la formazione di un legame chimico covalente è associata alla natura elettrica.

Cos'è una connessione

Questo termine si riferisce al risultato dell'azione di due o più atomi, che portano alla formazione di un sistema poliatomico forte. I principali tipi di legami chimici si formano quando l'energia degli atomi reagenti diminuisce. Nel processo di formazione dei legami, gli atomi cercano di completare il loro guscio elettronico.

Tipi di comunicazione

In chimica esistono diversi tipi di legami: ionico, covalente, metallico. I legami chimici covalenti sono di due tipi: polari e non polari.

Qual è il meccanismo per la sua creazione? Un legame chimico covalente non polare si forma tra atomi di non metalli identici che hanno la stessa elettronegatività. In questo caso si formano coppie di elettroni comuni.

Legame non polare

Esempi di molecole che hanno un legame chimico covalente non polare includono alogeni, idrogeno, azoto e ossigeno.

Questa connessione fu scoperta per la prima volta nel 1916 dal chimico americano Lewis. Inizialmente avanzò un'ipotesi, che fu confermata solo dopo la conferma sperimentale.

Il legame chimico covalente è legato all’elettronegatività. Per i non metalli ha un valore elevato. Durante l'interazione chimica degli atomi, il trasferimento degli elettroni da un atomo all'altro non è sempre possibile, di conseguenza si combinano. Tra gli atomi si forma un vero e proprio legame chimico covalente. L'ottavo anno del programma scolastico regolare prevede un esame dettagliato di diversi tipi di comunicazione.

Le sostanze che hanno questo tipo di legame in condizioni normali sono liquidi, gas e solidi con un basso punto di fusione.

Tipi di legame covalente

Diamo un'occhiata a questo problema in modo più dettagliato. Quali sono i tipi di legami chimici? I legami covalenti esistono nelle versioni di scambio e donatore-accettante.

Il primo tipo è caratterizzato dalla donazione di un elettrone spaiato da parte di ciascun atomo alla formazione di un legame elettronico comune.

Gli elettroni combinati in un legame comune devono avere spin opposti. Come esempio di questo tipo di legame covalente, consideriamo l'idrogeno. Quando i suoi atomi si avvicinano, le loro nubi di elettroni si compenetrano l'una nell'altra, ciò che nella scienza si chiama sovrapposizione di nubi di elettroni. Di conseguenza, la densità elettronica tra i nuclei aumenta e l'energia del sistema diminuisce.

Ad una distanza minima, i nuclei di idrogeno si respingono, risultando in una certa distanza ottimale.

Nel caso del tipo di legame covalente donatore-accettore, una particella ha elettroni ed è chiamata donatore. La seconda particella ha una cella libera in cui si troverà una coppia di elettroni.

Molecole polari

Come si formano i legami chimici polari covalenti? Si presentano in situazioni in cui gli atomi non metallici legati hanno elettronegatività diversa. In questi casi, gli elettroni condivisi sono posizionati più vicini all'atomo il cui valore di elettronegatività è più alto. Come esempio di legame polare covalente, possiamo considerare i legami che si formano nella molecola di acido bromidrico. Qui gli elettroni pubblici, responsabili della formazione del legame covalente, sono più vicini al bromo che all'idrogeno. La ragione di questo fenomeno è che il bromo ha un'elettronegatività maggiore dell'idrogeno.

Metodi per la determinazione dei legami covalenti

Come definire i legami chimici polari covalenti? Per fare questo, è necessario conoscere la composizione delle molecole. Se contiene atomi di elementi diversi, nella molecola è presente un legame covalente polare. Le molecole non polari contengono atomi di un elemento chimico. Tra i compiti offerti nell'ambito di un corso di chimica scolastica ci sono quelli che riguardano l'identificazione del tipo di connessione. Compiti di questo tipo sono inclusi nei compiti di certificazione finale in chimica del grado 9, nonché nelle prove dell'esame di stato unificato in chimica del grado 11.

Legame ionico

Qual è la differenza tra legami chimici covalenti e ionici? Se un legame covalente è caratteristico dei non metalli, si forma un legame ionico tra atomi che presentano differenze significative nell'elettronegatività. Ad esempio, questo è tipico per i composti di elementi del primo e del secondo gruppo dei sottogruppi principali del PS (metalli alcalini e alcalino-terrosi) e degli elementi del 6o e 7o gruppo dei sottogruppi principali della tavola periodica (calcogeni e alogeni ).

Si forma a causa dell'attrazione elettrostatica di ioni con cariche opposte.

Caratteristiche del legame ionico

Poiché i campi di forza degli ioni di carica opposta sono distribuiti uniformemente in tutte le direzioni, ciascuno di essi è in grado di attrarre particelle di segno opposto. Ciò caratterizza la non direzionalità del legame ionico.

L'interazione di due ioni con segni opposti non implica la completa compensazione reciproca dei singoli campi di forza. Ciò aiuta a mantenere la capacità di attrarre ioni in altre direzioni, pertanto si osserva un'insaturazione del legame ionico.

In un composto ionico ogni ione ha la capacità di attrarre a sé numerosi altri di segno opposto fino a formare un reticolo cristallino di natura ionica. Non ci sono molecole in un tale cristallo. Ogni ione è circondato in una sostanza da un certo numero specifico di ioni di segno diverso.

Collegamento in metallo

Questo tipo di legame chimico ha alcune caratteristiche individuali. I metalli hanno un numero eccessivo di orbitali di valenza e una carenza di elettroni.

Quando i singoli atomi si uniscono, i loro orbitali di valenza si sovrappongono, il che facilita il libero movimento degli elettroni da un orbitale all'altro, creando un legame tra tutti gli atomi di metallo. Questi elettroni liberi sono la caratteristica principale di un legame metallico. Non ha saturazione e direzionalità, poiché gli elettroni di valenza sono distribuiti uniformemente in tutto il cristallo. La presenza di elettroni liberi nei metalli spiega alcune delle loro proprietà fisiche: lucentezza metallica, duttilità, malleabilità, conduttività termica, opacità.

Tipo di legame covalente

Si forma tra un atomo di idrogeno e un elemento che ha un'elevata elettronegatività. Esistono legami idrogeno intra e intermolecolari. Questo tipo di legame covalente è il più debole; appare dovuto all'azione delle forze elettrostatiche. L'atomo di idrogeno ha un raggio piccolo e quando questo elettrone viene spostato o ceduto, l'idrogeno diventa uno ione positivo, che agisce sull'atomo con elevata elettronegatività.

Tra le proprietà caratteristiche di un legame covalente ci sono: saturazione, direzionalità, polarizzabilità, polarità. Ognuno di questi indicatori ha un significato specifico per il composto in formazione. Ad esempio, la direzionalità è determinata dalla forma geometrica della molecola.