Legătura chimică se datorează. Tipuri de legături chimice

dependența modificării energiei de legare de distanța internucleară

Legătură chimică- interacțiunea interatomică cauzată de suprapunerea învelișurilor electronice exterioare ale atomilor, însoțită de o scădere a energiei totale a sistemului rezultat. O legătură chimică poate fi formată prin donarea unuia sau mai multor electroni nepereche de la fiecare atom (legături multiple) pentru a forma perechi de electroni (legatură covalentă), sau de către un atom care domină o pereche de electroni și celălalt atom ocupând un orbital de electroni vacant (donator-acceptor). legătură). Doar electronii din învelișul exterior al electronilor participă la formarea unei legături chimice, iar nivelurile interne de electroni nu sunt afectate. Ca rezultat, atunci când se formează o legătură chimică, fiecare atom formează un înveliș de electroni umplut al nivelului electronic exterior, format din doi (dublet) sau opt (octet). O legătură chimică este caracterizată prin lungime și energie. Lungimea unei legături chimice este distanța dintre nucleele atomilor legați. Energia unei legături chimice arată câtă energie trebuie cheltuită pentru a separa doi atomi între care există o legătură chimică până la distanța la care această legătură chimică va fi ruptă.

Apariția unei legături chimice și modificarea energiei care are loc în timpul acestui proces pot fi descrise prin următorul model. Inițial, atomii sunt separați la o distanță mare, iar energia interacțiunii lor este aproape de zero. Când atomii se apropie unul de altul, are loc o interacțiune slabă între ei. Când distanța internucleară devine comparabilă cu razele învelișurilor de electroni ale atomilor, între atomi apar două procese concurente. Pe de o parte, are loc atracția reciprocă între nucleele încărcate diferit ale unui atom și electronii altui atom, iar pe de altă parte, respingerea reciprocă are loc între nucleele încărcate similar și învelișurile de electroni ale ambilor atomi. La o anumita distanta ( r 0 (\displaystyle (\mbox(r))_(0))) se egalizează forțele de repulsie și atracție dintre doi atomi, se observă un minim al energiei potențiale a sistemului rezultat de doi atomi ( E 1 (\displaystyle (\mbox(E))_(1))) și se formează o legătură chimică.

Valenţă

Valenţă(din latină valentia - putere) - capacitatea unui atom de a forma un anumit număr de legături chimice cu alți atomi. În compuși diferiți, atomii aceluiași element pot prezenta valențe diferite. Valența unui atom este determinată de numărul de electroni nepereche din starea fundamentală sau excitată implicată în formare. legătură chimică cu un alt atom.

Tipuri de legături chimice

Legătură covalentă

Teorie legătură covalentă, fondată de Gilbert Lewis în 1916, a fost că o legătură chimică rezultă din formarea unei perechi de electroni partajate între atomii care interacționează.

Caracterizează o creștere a densității electronilor între nucleele atomilor legați. Fiecare atom furnizează unul sau mai mulți electroni pentru a forma o legătură chimică. Are loc formarea perechilor de electroni comuni, completând nivelurile electronice ale ambilor atomi. În funcție de câți electroni este capabil să furnizeze fiecare atom, se formează una (singura) sau mai multe (multiple) perechi de electroni. Ca urmare, pe linia dreaptă care leagă două nuclee atomice are loc o creștere a densității de electroni spre care sunt atrași nucleele atomice. O legătură covalentă ideală este caracteristică doar pentru doi atomi identici. De exemplu , N 2 (\displaystyle (\mbox(N))_(2)). Când Cl 2 (\displaystyle (\mbox(Cl))_(2)), fiecare dintre atomii de clor, care au șapte electroni în învelișul lor exterior de electroni și nu are un electron pentru a forma un înveliș electronic complet, furnizează un electron nepereche pentru a forma o pereche de electroni, care este distribuită uniform între cei doi atomi. Atomul de azot are 5 electroni la nivelul său exterior de electroni, dintre care trei sunt nepereche și îi lipsesc 3 electroni pentru a obține un înveliș complet de octet. Fiecare atom de azot furnizează trei electroni pentru a forma trei perechi de electroni, care sunt, de asemenea, distribuite uniform între atomi și se formează o legătură triplă (legatură covalentă multiplă). În cazul diferiților atomi, densitatea de electroni este deplasată spre atomul mai electronegativ, adică spre atomul care atrage electronii mai puternic. În acest caz, vorbim despre polarizarea legăturii chimice. În acest caz, unul dintre atomi, care este mai electronegativ, dezvoltă o sarcină parțial negativă, iar celălalt atom dezvoltă o sarcină parțial pozitivă. Un exemplu clar de legătură covalentă polarizată este molecula de monoxid de carbon - CO. Carbonul și oxigenul furnizează fiecare câte 2 electroni pentru a forma o legătură, creând astfel o dublă legătură. În același timp, densitatea electronilor este deplasată către atomul de oxigen ca un atom mai electronegativ și se formează o sarcină negativă parțială pe acesta. În consecință, pe atomul de carbon se formează o sarcină pozitivă parțială.

Legătură ionică

exemplu de legătură ionică

Legătură ionică este un caz extrem al unei legături covalente polarizate, când perechea de electroni partajată aparține în întregime unuia dintre atomi. În acest caz, se realizează o sarcină complet pozitivă pe unul dintre atomi și o sarcină complet negativă pe celălalt. Acest tip de legătură este caracteristic sărurilor. De exemplu, clorura de sodiu este NaCl. Fiecare dintre atomi contribuie cu un electron pentru a forma o pereche de electroni comună. Cu toate acestea, Cl deplasează complet perechea de electroni rezultată spre sine și astfel capătă o sarcină negativă completă, iar Na, care în acest caz nu are un singur electron la nivelul electronic exterior, are o sarcină pozitivă completă.

Legătura donor-acceptor

Legătura donor-acceptor este un caz special al unei legături covalente. Mecanismul pentru formarea unei astfel de legături este acela că perechea de electroni proprie a unui atom (donator) intră în uz comun între donor și alt atom, care oferă un orbital liber (acceptor). Acest tip de legătură ilustrează bine formarea ionului de amoniu - NH 4 + (\displaystyle (\mbox(NH))_(4)(^(+))). Atomul de azot furnizează câte un electron la trei atomi de hidrogen pentru a forma o legătură covalentă. În acest caz, azotul are încă propria sa pereche de electroni, pe care o poate asigura pentru a forma o legătură cu un ion de hidrogen, care nu are un electron, dar are un nivel de electroni neumplut. Donatorii de perechi de electroni sunt de obicei atomi cu un număr mare de electroni, dar având un număr mic de electroni nepereche. De exemplu: azot, oxigen, fosfor, sulf.

Conexiune metalica

Conexiune metalica caracteristic doar metalelor şi aliajelor acestora. Atomii de metal formează scheletul, cadrul rețelei cristaline. Electronii metalelor care au un număr mic de electroni de valență și legătura lor destul de slabă cu nucleul se pot desprinde cu ușurință de ei, formând așa-numitul gaz de electroni. Ca urmare, atomii de metal localizați la locurile rețelei cristaline au o sarcină pozitivă, iar electronii de valență detașați se mișcă liber între locurile rețelei și leagă ionii metalici. La rândul lor, ionii metalici încărcați pozitiv nu permit electronilor să se împrăștie în afara rețelei cristaline. Prezența electronilor mobili liberi determină proprietăți ale metalelor precum conductivitatea electrică și termică ridicată. Plasticitatea metalelor se explică prin faptul că, în timpul deformării, ionii metalici se deplasează unul față de celălalt fără a rupe legătura. De asemenea, legătura metalică se păstrează nu numai în cristale, ci și în topituri de metal.

Legăturile de hidrogen și interacțiunea van der Waals

Aceste tipuri de legături pot fi numite numai condiționat chimice și este mai corect să le clasificăm ca interacțiuni intermoleculare și intramoleculare.

Legătură de hidrogen apare între un atom de hidrogen legat al unei molecule și un atom electronegativ al altei molecule. Legătura de hidrogen este parțial electrostatică și parțial donor-acceptor în natură. Un exemplu clar de implementare a unei astfel de conexiuni poate fi combinarea mai multor molecule de apă în grupuri. Într-o moleculă de apă, atomul de oxigen își schimbă densitatea electronică către el însuși, dobândind o sarcină negativă parțială, iar hidrogenul, în consecință, este parțial pozitiv și poate interacționa cu perechea de electroni de oxigen a moleculei vecine. Legăturile de hidrogen pot apărea nu numai între diferite molecule, ci și în interiorul moleculei în sine. Datorită legăturilor de hidrogen intramoleculare, este posibilă formarea unei structuri de ADN elicoidal.

Interacțiunea Van der Waals apare ca urmare a aparitiei momentelor dipolare induse. Acest tip de interacțiune poate apărea atât între molecule diferite, cât și în cadrul unei molecule între atomi învecinați datorită apariției unui moment de dipol în atomi în timpul mișcării electronilor. Interacțiunea Van der Waals poate fi atractivă sau respingătoare. Interacțiunea intermoleculară este de natura atracției, iar interacțiunea intramoleculară este de repulsie. Interacțiunile van der Waals intramoleculare au o contribuție semnificativă la geometria moleculei.

Concluzie

În ciuda simplității aparente a clasificării legăturilor chimice, atribuirea corectă nu este întotdeauna posibilă. De exemplu, în IUPAC există o discuție despre revizuirea naturii legăturii de hidrogen și clasificarea acesteia doar ca tip de legătură covalentă (). În plus, există exemple de compuși care nu se încadrează în cadrul teoriei clasice a formării legăturilor chimice și a valenței. Există o mulțime de astfel de compuși în chimia organoelementelor. De exemplu carboran conține atomi de carbon, care în teoria clasică a legăturilor de valență ar trebui să fie de șase valențe (1 legătură cu un proton, 4 sau 5 legături cu atomi de bor și 2 sau 1 legătură cu carbonul, în funcție de structura carboranului), care nu poate fi (la nivel electronic extern 4 electroni). Cu toate acestea, a fost introdus conceptul unei legături cu doi electroni și trei centre, atunci când o pereche de electroni nu aparține celor doi atomi, ci este, parcă, răspândită uniform între trei atomi, ceea ce permite ocolirii acestei discrepanțe.

164039 0

Fiecare atom are un anumit număr de electroni.

Când intră în reacții chimice, atomii donează, câștigă sau împart electroni, obținând cea mai stabilă configurație electronică. Configurația cu cea mai scăzută energie (ca în atomii de gaz nobil) se dovedește a fi cea mai stabilă. Acest model este numit „regula octetului” (Fig. 1).

Orez. 1.

Această regulă se aplică tuturor tipuri de conexiuni. Conexiunile electronice dintre atomi le permit să formeze structuri stabile, de la cele mai simple cristale până la biomolecule complexe care formează în cele din urmă sisteme vii. Ele diferă de cristale prin metabolismul lor continuu. În același timp, multe reacții chimice au loc în funcție de mecanisme transfer electronic, care joacă un rol critic în procesele energetice din organism.

O legătură chimică este forța care ține împreună doi sau mai mulți atomi, ioni, molecule sau orice combinație a acestora.

Natura unei legături chimice este universală: este o forță electrostatică de atracție între electronii încărcați negativ și nucleele încărcate pozitiv, determinată de configurația electronilor învelișului exterior al atomilor. Capacitatea unui atom de a forma legături chimice se numește valenţă, sau starea de oxidare. Conceptul de electroni de valență- electroni care formează legături chimice, adică localizați în orbitalii de cea mai mare energie. În consecință, învelișul exterior al atomului care conține acești orbitali se numește coajă de valență. În prezent, nu este suficient să se indice prezența unei legături chimice, dar este necesar să se clarifice tipul acesteia: ionic, covalent, dipol-dipol, metalic.

Primul tip de conexiune esteionic conexiune

Conform teoriei valenței electronice a lui Lewis și Kossel, atomii pot obține o configurație electronică stabilă în două moduri: în primul rând, prin pierderea de electroni, devenind cationi, în al doilea rând, dobândirea lor, transformându-se în anionii. Ca urmare a transferului de electroni, datorită forței electrostatice de atracție dintre ionii cu sarcini de semne opuse, se formează o legătură chimică, numită de Kossel „ electrovalent„(acum numit ionic).

În acest caz, anionii și cationii formează o configurație electronică stabilă cu o înveliș electron exterior umplut. Legăturile ionice tipice sunt formate din grupele de cationi T și II ale tabelului periodic și anionii elementelor nemetalice din grupele VI și VII (16 și, respectiv, 17 subgrupe, calcogeniȘi halogeni). Legăturile compușilor ionici sunt nesaturate și nedirecționale, deci păstrează posibilitatea interacțiunii electrostatice cu alți ioni. În fig. Figurile 2 și 3 prezintă exemple de legături ionice corespunzătoare modelului Kossel de transfer de electroni.

Orez. 2.

Orez. 3. Legătura ionică într-o moleculă de sare de masă (NaCl)

Aici este oportun să amintim unele proprietăți care explică comportamentul substanțelor în natură, în special, luați în considerare ideea de aciziȘi motive.

Soluțiile apoase ale tuturor acestor substanțe sunt electroliți. Își schimbă culoarea diferit indicatori. Mecanismul de acțiune al indicatorilor a fost descoperit de F.V. Ostwald. El a arătat că indicatorii sunt acizi sau baze slabe, a căror culoare diferă în stările nedisociate și disociate.

Bazele pot neutraliza acizii. Nu toate bazele sunt solubile în apă (de exemplu, unii compuși organici care nu conțin grupări OH sunt insolubili, în special, trietilamină N(C2H5)3); se numesc baze solubile alcalii.

Soluțiile apoase de acizi suferă reacții caracteristice:

a) cu oxizi metalici - cu formare de sare si apa;

b) cu metale - cu formarea de sare si hidrogen;

c) cu carbonați - cu formarea de sare, CO 2 și N 2 O.

Proprietățile acizilor și bazelor sunt descrise de mai multe teorii. În conformitate cu teoria S.A. Arrhenius, un acid este o substanță care se disociază pentru a forma ioni N+ , în timp ce baza formează ioni EL- . Această teorie nu ține cont de existența bazelor organice care nu au grupări hidroxil.

În conformitate cu proton Conform teoriei lui Brønsted și Lowry, un acid este o substanță care conține molecule sau ioni care donează protoni ( donatori protoni), iar o bază este o substanță formată din molecule sau ioni care acceptă protoni ( acceptori protoni). Rețineți că în soluțiile apoase, ionii de hidrogen există sub formă hidratată, adică sub formă de ioni de hidroniu H3O+ . Această teorie descrie reacțiile nu numai cu ioni de apă și hidroxid, ci și cele efectuate în absența unui solvent sau cu un solvent neapos.

De exemplu, în reacția dintre amoniac N.H. 3 (bază slabă) și clorură de hidrogen în faza gazoasă, se formează clorură de amoniu solidă, iar într-un amestec de echilibru de două substanțe există întotdeauna 4 particule, dintre care două sunt acizi, iar celelalte două sunt baze:

Acest amestec de echilibru constă din două perechi conjugate de acizi și baze:

1)N.H. 4+ și N.H. 3

2) acid clorhidricȘi Cl ‑

Aici, în fiecare pereche conjugată, acidul și baza diferă cu un proton. Fiecare acid are o bază conjugată. Un acid puternic are o bază conjugată slabă, iar un acid slab are o bază conjugată puternică.

Teoria Brønsted-Lowry ajută la explicarea rolului unic al apei pentru viața biosferei. Apa, în funcție de substanța care interacționează cu ea, poate prezenta proprietățile fie ale unui acid, fie ale unei baze. De exemplu, în reacțiile cu soluții apoase de acid acetic, apa este o bază, iar în reacțiile cu soluții apoase de amoniac, este un acid.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Aici, o moleculă de acid acetic donează un proton unei molecule de apă;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + EL- . Aici, o moleculă de amoniac acceptă un proton dintr-o moleculă de apă.

Astfel, apa poate forma două perechi conjugate:

1) H2O(acid) și EL- (bază conjugată)

2) H3O+ (acid) și H2O(bază conjugată).

În primul caz, apa donează un proton, iar în al doilea, îl acceptă.

Această proprietate se numește amfiprotonism. Sunt numite substanțe care pot reacționa atât ca acizi, cât și ca baze amfoter. Astfel de substanțe se găsesc adesea în natura vie. De exemplu, aminoacizii pot forma săruri atât cu acizi, cât și cu baze. Prin urmare, peptidele formează cu ușurință compuși de coordonare cu ionii metalici prezenți.

Astfel, o proprietate caracteristică a unei legături ionice este mișcarea completă a electronilor de legare la unul dintre nuclee. Aceasta înseamnă că între ioni există o regiune în care densitatea electronilor este aproape zero.

Al doilea tip de conexiune estecovalent conexiune

Atomii pot forma configurații electronice stabile prin împărțirea electronilor.

O astfel de legătură se formează atunci când o pereche de electroni este împărțită pe rând de la toata lumea atom. În acest caz, electronii de legătură împărțiți sunt distribuiți în mod egal între atomi. Exemple de legături covalente includ homonuclear diatomic molecule H 2 , N 2 , F 2. Același tip de conexiune se găsește la alotropi O 2 și ozon O 3 și pentru o moleculă poliatomică S 8 și de asemenea molecule heteronucleare acid clorhidric acid clorhidric, dioxid de carbon CO 2, metan CH 4, etanol CU 2 N 5 EL, hexafluorură de sulf SF 6, acetilena CU 2 N 2. Toate aceste molecule împărtășesc aceiași electroni, iar legăturile lor sunt saturate și direcționate în același mod (Fig. 4).

Este important pentru biologi că legăturile duble și triple au raze atomice covalente reduse în comparație cu o singură legătură.

Orez. 4. Legătura covalentă într-o moleculă de Cl2.

Tipurile ionice și covalente de legături sunt două cazuri extreme ale numeroaselor tipuri de legături chimice existente și, în practică, majoritatea legăturilor sunt intermediare.

Compușii a două elemente situate la capete opuse ale aceleiași perioade sau perioade diferite ale sistemului periodic formează predominant legături ionice. Pe măsură ce elementele se apropie între ele într-o perioadă, natura ionică a compușilor lor scade, iar caracterul covalent crește. De exemplu, halogenurile și oxizii elementelor din partea stângă a tabelului periodic formează predominant legături ionice ( NaCl, AgBr, BaSO4, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), și aceiași compuși de elemente din partea dreaptă a tabelului sunt covalenti ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glucoza C6H12O6, etanol C2H5OH).

Legătura covalentă, la rândul său, are încă o modificare.

În ionii poliatomici și în moleculele biologice complexe, ambii electroni pot proveni doar din unu atom. Se numeste donator pereche de electroni. Un atom care împarte această pereche de electroni cu un donor se numește acceptor pereche de electroni. Acest tip de legătură covalentă se numește coordonare (donator-acceptator, saudativ) comunicare(Fig. 5). Acest tip de legătură este cel mai important pentru biologie și medicină, deoarece chimia elementelor d cele mai importante pentru metabolism este în mare măsură descrisă de legăturile de coordonare.

Smochin. 5.

De regulă, într-un compus complex atomul de metal acționează ca acceptor al unei perechi de electroni; dimpotrivă, în legăturile ionice și covalente atomul de metal este donor de electroni.

Esența legăturii covalente și varietatea acesteia - legătura de coordonare - poate fi clarificată cu ajutorul unei alte teorii a acizilor și bazelor propusă de GN. Lewis. El a extins oarecum conceptul semantic al termenilor „acid” și „bază”, conform teoriei Brønsted-Lowry. Teoria lui Lewis explică natura formării ionilor complecși și participarea substanțelor la reacțiile de substituție nucleofilă, adică la formarea CS.

Potrivit lui Lewis, un acid este o substanță capabilă să formeze o legătură covalentă prin acceptarea unei perechi de electroni dintr-o bază. O bază Lewis este o substanță care are o pereche de electroni singură, care, donând electroni, formează o legătură covalentă cu acidul Lewis.

Adică, teoria lui Lewis extinde gama reacțiilor acido-bazice și la reacții în care protonii nu participă deloc. În plus, protonul însuși, conform acestei teorii, este, de asemenea, un acid, deoarece este capabil să accepte o pereche de electroni.

Prin urmare, conform acestei teorii, cationii sunt acizi Lewis, iar anionii sunt baze Lewis. Un exemplu ar fi următoarele reacții:

S-a remarcat mai sus că împărțirea substanțelor în ionice și covalente este relativă, deoarece transferul complet de electroni de la atomii de metal la atomii acceptori nu are loc în moleculele covalente. În compușii cu legături ionice, fiecare ion se află în câmpul electric al ionilor de semn opus, deci sunt polarizați reciproc, iar învelișurile lor sunt deformate.

Polarizabilitate determinat de structura electronică, sarcina și dimensiunea ionului; pentru anioni este mai mare decât pentru cationi. Cea mai mare polarizabilitate dintre cationi este pentru cationii cu sarcină mai mare și dimensiuni mai mici, de exemplu, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Are un puternic efect de polarizare N+ . Deoarece influența polarizării ionilor este bidirecțională, aceasta modifică semnificativ proprietățile compușilor pe care îi formează.

Al treilea tip de conexiune estedipol-dipol conexiune

Pe lângă tipurile de comunicare enumerate, există și dipol-dipol intermolecular interacțiuni, numite și van der Waals .

Puterea acestor interacțiuni depinde de natura moleculelor.

Există trei tipuri de interacțiuni: dipol permanent - dipol permanent ( dipol-dipol atracţie); dipol permanent - dipol indus ( inducţie atracţie); dipol instantaneu - dipol indus ( dispersiv atracție sau forțe londoneze; orez. 6).

Orez. 6.

Doar moleculele cu legături covalente polare au un moment dipol-dipol ( HCI, NH3, S02, H20, C6H5CI), iar puterea de legătură este 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 metri coulomb - C × m).

În biochimie, există un alt tip de conexiune - hidrogen conexiune, care este un caz limitativ dipol-dipol atracţie. Această legătură se formează prin atracția dintre un atom de hidrogen și un mic atom electronegativ, cel mai adesea oxigen, fluor și azot. Cu atomi mari care au electronegativitate similară (cum ar fi clorul și sulful), legătura de hidrogen este mult mai slabă. Atomul de hidrogen se distinge printr-o caracteristică semnificativă: atunci când electronii de legătură sunt îndepărtați, nucleul său - protonul - este expus și nu mai este protejat de electroni.

Prin urmare, atomul se transformă într-un dipol mare.

O legătură de hidrogen, spre deosebire de o legătură van der Waals, se formează nu numai în timpul interacțiunilor intermoleculare, ci și în cadrul unei molecule - intramolecular legătură de hidrogen. Legăturile de hidrogen joacă un rol important în biochimie, de exemplu, pentru a stabiliza structura proteinelor sub formă de a-helix, sau pentru formarea unei duble helix de ADN (Fig. 7).

Fig.7.

Legăturile de hidrogen și van der Waals sunt mult mai slabe decât legăturile ionice, covalente și de coordonare. Energia legăturilor intermoleculare este indicată în tabel. 1.

Tabelul 1. Energia forțelor intermoleculare

Notă: Gradul de interacțiuni intermoleculare este reflectat de entalpia de topire și evaporare (fierbere). Compușii ionici necesită mult mai multă energie pentru a separa ionii decât pentru a separa molecule. Entalpia de topire a compuşilor ionici este mult mai mare decât cea a compuşilor moleculari.

Al patrulea tip de conexiune esteconexiune metalica

În cele din urmă, există un alt tip de legături intermoleculare - metal: conexiunea ionilor pozitivi ai unei rețele metalice cu electronii liberi. Acest tip de conexiune nu apare la obiectele biologice.

Dintr-o scurtă trecere în revistă a tipurilor de legături, un detaliu devine clar: un parametru important al unui atom sau ion de metal - un donor de electroni, precum și un atom - un acceptor de electroni, este mărimea.

Fără a intra în detalii, observăm că razele covalente ale atomilor, razele ionice ale metalelor și razele van der Waals ale moleculelor care interacționează cresc pe măsură ce numărul lor atomic crește în grupurile tabelului periodic. În acest caz, valorile razelor ionice sunt cele mai mici, iar razele van der Waals sunt cele mai mari. De regulă, la deplasarea în jos a grupului, razele tuturor elementelor cresc, atât covalente, cât și van der Waals.

De cea mai mare importanță pentru biologi și medici sunt coordonare(donator-acceptator) legături considerate de chimia coordonării.

Bioanorganice medicale. G.K. Barașkov

Chimia este o știință uimitoare și, desigur, confuză. Din anumite motive, este asociat cu experimente strălucitoare, eprubete colorate și nori groși de abur. Dar puțini oameni se gândesc de unde vine această „magie”. De fapt, nici o singură reacție nu are loc fără formarea de compuși între atomii reactanților. Mai mult, acești „săritori” se găsesc uneori în elemente simple. Ele influențează capacitatea substanțelor de a reacționa și explică unele dintre proprietățile lor fizice.

Ce tipuri de legături chimice există și cum afectează acestea compușii?

Teorie

Trebuie să începem cu cele mai simple lucruri. O legătură chimică este o interacțiune în care atomii de substanțe se combină pentru a forma substanțe mai complexe. Este o greșeală să credem că acest lucru este caracteristic doar compușilor precum sărurile, acizii și bazele - chiar și substanțele simple ale căror molecule sunt formate din doi atomi au aceste „punți”, dacă așa se poate numi o legătură. Apropo, este important să ne amintim că numai atomii cu sarcini diferite se pot uni (aceasta este bazele fizicii: particulele încărcate egal se resping, iar cele opuse se atrag), astfel încât în ​​substanțele complexe va exista întotdeauna un cation (un ion cu o sarcină pozitivă) și un anion (o particulă negativă), iar conexiunea în sine va fi întotdeauna neutră.

Acum să încercăm să înțelegem cum se formează o legătură chimică.

Mecanismul educației

Orice substanță are un anumit număr de electroni distribuiti pe straturi de energie. Cel mai vulnerabil este stratul exterior, care de obicei conține cea mai mică cantitate din aceste particule. Puteți afla numărul lor uitându-vă la numărul grupului (linia cu numere de la unu la opt din partea de sus a tabelului periodic) în care se află elementul chimic, iar numărul de straturi de energie este egal cu numărul perioadei ( de la unu la șapte, linia verticală din stânga elementelor).

În mod ideal, stratul energetic exterior conține opt electroni. Dacă nu sunt destui, atomul încearcă să le prindă dintr-o altă particulă. În procesul de selectare a electronilor necesari pentru a completa stratul energetic exterior, se formează legăturile chimice ale substanțelor. Numărul lor poate varia și depinde de numărul de particule de valență sau nepereche (pentru a afla câte există într-un atom, trebuie să-i creați formula electronică). Numărul de electroni care nu au o pereche va fi egal cu numărul de legături formate.

Mai multe despre tipuri

Tipurile de legături chimice formate în timpul reacțiilor sau pur și simplu într-o moleculă a unei substanțe depind în întregime de elementul în sine. Există trei tipuri de „punți” între atomi: ionice, metalice și covalente. Acesta din urmă, la rândul său, este împărțit în polar și nepolar.

Pentru a înțelege prin ce legături sunt legați atomii, ei folosesc un fel de regulă: dacă elementele sunt pe partea dreaptă și stângă a mesei (adică sunt un metal și un nemetal, de exemplu NaCl), atunci conexiunea lor este un exemplu excelent de legătură ionică. Două nemetale formează o legătură polară covalentă (HCl) și doi atomi ai aceleiași substanțe, combinându-se într-o moleculă, formează o legătură covalentă nepolară (Cl 2, O 2). Tipurile de legături chimice de mai sus nu sunt potrivite pentru substanțele constând din metale - acolo se găsesc doar legături metalice.

Interacțiune covalentă

După cum am menționat mai devreme, tipurile de legături chimice au un anumit efect asupra substanțelor. De exemplu, un „pod” covalent este foarte instabil, motiv pentru care conexiunile cu acesta sunt ușor distruse de cea mai mică influență externă, de exemplu, încălzirea. Adevărat, acest lucru se aplică doar substanțelor moleculare. Cele care au o structură nemoleculară sunt practic indestructibile (un exemplu ideal este un cristal de diamant - o combinație de atomi de carbon).

Să revenim la legăturile covalente polare și nepolare. Cu nepolar, totul este simplu - electronii, între care se formează o „punte”, sunt la o distanță egală de atomi. Dar în al doilea caz, acestea sunt mutate la unul dintre elemente. Câștigătorul în „trag-de-război” va fi substanța a cărei electronegativitate (capacitate de a atrage electroni) este mai mare. Se determină folosind tabele speciale, iar cu cât diferența dintre aceste valori este mai mare între două elemente, cu atât relația dintre ele va fi mai polară. Adevărat, singurul lucru pentru care cunoașterea electronegativității elementelor poate fi utilă este determinarea unui cation (o sarcină pozitivă - o substanță în care această valoare va fi mai mică) și a unui anion (o particulă negativă cu o capacitate mai bună de a atrage). electroni).

Legătură ionică

Nu toate tipurile de legături chimice sunt potrivite pentru îmbinarea unui metal și a unui nemetal. După cum am menționat mai sus, dacă diferența de electronegativitate a elementelor este uriașă (și asta se întâmplă atunci când acestea sunt situate în părți opuse ale tabelului), între ele se formează o legătură ionică. În acest caz, electronii de valență se deplasează de la un atom cu o electronegativitate mai mică la un atom cu una mai mare, formând un anion și un cation. Cel mai izbitor exemplu al unei astfel de legături este conexiunea dintre un halogen și un metal, de exemplu AlCl2 sau HF.

Conexiune metalica

Cu metale este și mai ușor. Tipurile de legături chimice de mai sus le sunt străine, deoarece au propriile lor. Poate lega atât atomi ai aceleiași substanțe (Li 2) cât și alții diferiți (AlCr 2), în acest din urmă caz ​​formându-se aliaje. Dacă vorbim despre proprietăți fizice, atunci metalele combină plasticitatea și rezistența, adică nu se prăbușesc la cel mai mic impact, ci pur și simplu își schimbă forma.

Legătura intermoleculară

Apropo, legăturile chimice există și în molecule. Ele se numesc intermoleculare. Cel mai comun tip este o legătură de hidrogen, în care un atom de hidrogen împrumută electroni de la un element cu electronegativitate mare (o moleculă de apă, de exemplu).

BC Leon este o casă de pariuri online lider pe piața jocurilor de noroc. Compania acordă o atenție deosebită funcționării neîntrerupte a serviciului. Funcționalitatea portalului este, de asemenea, îmbunătățită constant. Pentru confortul utilizatorilor, a fost creată oglinda Leon.

Du-te la oglindă

Ce este o oglindă Leon.

Pentru a obține acces la portalul oficial al lui BC Leon, trebuie să utilizați oglinda. Oglinda de lucru oferă utilizatorului multe avantaje, cum ar fi:

• o gamă diversă de evenimente sportive care au cote mari;
• oferind posibilitatea de a juca în modul Live, vizionarea meciurilor va fi o experiență interesantă;
• material detaliat privind concursurile desfășurate;
• o interfață convenabilă pe care chiar și un utilizator fără experiență o poate înțelege rapid.

Oglinda de lucru este o copie a portalului oficial. Are o funcționalitate identică și o bază de date sincronă. Din acest motiv, informațiile contului dvs. nu se modifică. Dezvoltatorii au oferit posibilitatea de a bloca oglinda de lucru, în astfel de cazuri, se oferă altceva. Aceste copii exacte sunt trimise și controlate de angajații BC Leon. Dacă folosești o oglindă funcțională, poți accesa portalul oficial al BC Leon.

Utilizatorul nu va avea dificultăți în a găsi o oglindă, deoarece lista sa este supusă actualizării. Cu acces închis, vizitatorul site-ului este obligat să instaleze aplicația de telefon mobil Leon pe computer. De asemenea, trebuie să vă schimbați IP-ul într-o altă țară folosind un VPN. Pentru a schimba locația utilizatorului sau a furnizorului, trebuie să utilizați browserul TOP.

Dezvoltatorii au oferit diverse posibilități de utilizare a oglinzii. Pentru a face acest lucru, în partea dreaptă a site-ului există inscripția „Acces la site” butonul verde „Bypass blocking” permite jucătorului să meargă la submeniu și să adauge un marcaj universal în browser.

Aplicația mobilă oferă, de asemenea, confort utilizatorului. Dacă trebuie să aflați despre noua adresă a oglinzii portalului, puteți apela la numărul gratuit. Canalul @leonbets_official de pe Telegram vă permite să accesați oglinda. Aplicația Leonacsess pentru Windows vă permite să accesați întotdeauna site-ul. Aceste metode permit jucătorului să obțină acces la o oglindă funcțională.

De ce a fost blocat site-ul principal Leon?

Acest lucru se datorează acțiunilor serviciului Roskomnadzor. Acest lucru se datorează lipsei unei licențe pentru a desfășura activități de pariuri. Blue Leon nu a primit licență, astfel încât jucătorul să nu plătească 13% la câștiguri.

Cum să vă înregistrați pe oglinda Leonbets

Înregistrarea pe acest site este mult mai ușoară decât oficial. Utilizatorul nu trebuie să se înregistreze pe două portaluri, ceea ce durează până la două zile. Dacă preferați o oglindă funcțională, atunci această procedură va fi cât se poate de simplă.

Pentru a face acest lucru, utilizatorul va trebui doar să completeze informațiile referitoare la numele complet și persoanele de contact. De asemenea, trebuie să decideți asupra monedei, să indicați data nașterii și adresa de domiciliu. De asemenea, trebuie să vă abonați la newsletter. Acest lucru vă va permite să primiți rapid informații de la casele de pariuri. Un utilizator înregistrat are posibilitatea de a avea acces la contul său personal, ceea ce îi permite să parieze pe meciuri și evenimente. Dacă apar dificultăți, puteți contacta asistența tehnică.

Învelișurile exterioare ale tuturor elementelor, cu excepția gazelor nobile, sunt INCOMPLETE și în procesul de interacțiune chimică sunt COMPLETATE.

O legătură chimică este formată de electronii învelișurilor de electroni exterioare, dar se realizează în moduri diferite.

Există trei tipuri principale de legături chimice:

Legătura covalentă și varietățile sale: legătura covalentă polară și nepolară;

Legătură ionică;

Conexiune metalica.

Legătură ionică

O legătură chimică ionică este o legătură formată din cauza atracției electrostatice a cationilor către anioni.

O legătură ionică are loc între atomi care au valori de electronegativitate foarte diferite unul de celălalt, astfel încât perechea de electroni care formează legătura este puternic polarizată către unul dintre atomi, astfel încât poate fi considerat că aparține atomului acestui element.

Electronegativitatea este capacitatea atomilor elementelor chimice de a atrage electronii proprii și ai altor oameni.

Natura legăturii ionice, structura și proprietățile compușilor ionici sunt explicate din poziția teoriei electrostatice a legăturilor chimice.

Formarea cationilor: M 0 - n e - = M n+

Formarea anionilor: HeM 0 + n e - = HeM n-

De exemplu: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

Când sodiul metalic arde în clor, ca urmare a unei reacții redox, se formează cationi ai elementului puternic electropozitiv sodiu și anioni ai elementului puternic electronegativ clor.

Concluzie: între atomii metalici și nemetalici se formează o legătură chimică ionică care diferă foarte mult în electronegativitate.

De exemplu: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 etc.

Legături covalente nepolare și polare

O legătură covalentă este legarea atomilor folosind perechi de electroni comuni (împărțiți între ei).

Legătură covalentă nepolară

Să luăm în considerare apariția unei legături nepolare covalente folosind exemplul formării unei molecule de hidrogen din doi atomi de hidrogen. Acest proces este deja o reacție chimică tipică, deoarece dintr-o substanță (hidrogen atomic) se formează o alta - hidrogen molecular. Un semn extern al „beneficiului” energetic al acestui proces este eliberarea unei cantități mari de căldură.

Învelișurile de electroni ale atomilor de hidrogen (cu câte un electron s pentru fiecare atom) se contopesc într-un nor de electroni comun (orbital molecular), unde ambii electroni „servesc” nucleele, indiferent dacă este nucleul „nostru” sau „străin”. Noul înveliș de electroni este similar cu învelișul de electroni complet al heliului cu gaz inert de doi electroni: 1s 2.

În practică, se folosesc metode mai simple. De exemplu, chimistul american J. Lewis a propus în 1916 să se desemneze electronii cu puncte lângă simbolurile elementelor. Un punct reprezintă un electron. În acest caz, formarea unei molecule de hidrogen din atomi se scrie după cum urmează:

Să luăm în considerare legarea a doi atomi de clor 17 Cl (sarcină nucleară Z = 17) într-o moleculă diatomică din punctul de vedere al structurii învelișurilor electronice de clor.

Nivelul electronic exterior al clorului conține s 2 + p 5 = 7 electroni. Deoarece electronii de niveluri inferioare nu iau parte la interacțiunile chimice, vom desemna doar electronii de nivelul al treilea exterior cu puncte. Acești electroni exteriori (7 bucăți) pot fi aranjați sub forma a trei perechi de electroni și un electron nepereche.

După combinarea electronilor neperechi ai doi atomi într-o moleculă, se obține o nouă pereche de electroni:

În acest caz, fiecare dintre atomii de clor este înconjurat de un OCTET de electroni. Acest lucru poate fi văzut cu ușurință încercând oricare dintre atomii de clor.

O legătură covalentă este formată numai de o pereche de electroni situată între atomi. Se numește pereche divizată. Perechile de electroni rămase sunt numite perechi singure. Ele umplu cojile și nu participă la legare.

Atomii formează legături chimice prin împărțirea suficienților electroni pentru a dobândi o configurație electronică similară cu configurația electronică completă a atomilor elementelor nobile.

Conform teoriei lui Lewis și al regulii octetului, comunicarea între atomi poate fi realizată nu neapărat de unul, ci de două sau chiar trei perechi divizate, dacă regula octetului o cere. Astfel de legături se numesc legături duble și triple.

De exemplu, oxigenul poate forma o moleculă diatomică cu un octet de electroni de la fiecare atom numai atunci când două perechi comune sunt plasate între atomi:

Atomii de azot (2s 2 2p 3 pe ultimul înveliș) sunt, de asemenea, legați într-o moleculă diatomică, dar pentru a organiza un octet de electroni trebuie să aranjeze trei perechi comune între ei:

Concluzie: o legătură covalentă nepolară are loc între atomi cu aceeași electronegativitate, adică între atomii aceluiași element chimic - un nemetal.

De exemplu: în molecule H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 este o legătură covalentă nepolară.

Legătură covalentă

O legătură covalentă polară este intermediară între o legătură pur covalentă și o legătură ionică. La fel ca ionic, poate apărea doar între doi atomi de tipuri diferite.

Ca exemplu, luați în considerare formarea apei în reacția dintre atomii de hidrogen (Z = 1) și oxigen (Z = 8). Pentru a face acest lucru, este convenabil să scrieți mai întâi formulele electronice pentru învelișurile exterioare de hidrogen (1s 1) și oxigen (...2s 2 2p 4).

Se pare că pentru aceasta este necesar să luați exact doi atomi de hidrogen pentru un atom de oxigen. Cu toate acestea, natura este astfel încât proprietățile acceptoare ale atomului de oxigen sunt mai mari decât cele ale atomului de hidrogen (motivele pentru aceasta vor fi discutate puțin mai târziu). Prin urmare, perechile de electroni de legătură din formula Lewis pentru apă sunt ușor deplasate către nucleul atomului de oxigen. Legătura dintr-o moleculă de apă este covalentă polară, iar pe atomi apar sarcini parțiale pozitive și negative.

Concluzie: o legătură polară covalentă are loc între atomi cu electronegativitate diferită, adică între atomi de diferite elemente chimice - nemetale.

De exemplu: în molecule HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 - o legătură polară covalentă.

Formule structurale

În prezent, este obișnuit să se înfățișeze perechi de electroni (adică legături chimice) între atomi cu liniuțe. Fiecare liniuță este o pereche de electroni comună. În acest caz, moleculele deja familiare arată astfel:

Formulele cu liniuțe între atomi se numesc formule structurale. Perechile singure de electroni nu sunt adesea prezentate în formulele structurale.

Formulele structurale sunt foarte bune pentru a descrie molecule: ele arată clar cum sunt conectați atomii între ei, în ce ordine, prin ce legături.

O pereche de electroni de legătură în formulele Lewis este aceeași cu o liniuță în formulele structurale.

Legăturile duble și triple au un nume comun - legături multiple. De asemenea, se spune că molecula de azot are un ordin de legătură de trei. Într-o moleculă de oxigen, ordinea legăturilor este două. Ordinea legăturilor în moleculele de hidrogen și clor este aceeași. Hidrogenul și clorul nu mai au o legătură multiplă, ci o legătură simplă.

Ordinea legăturilor este numărul de perechi partajate între doi atomi legați. O ordine de conectare mai mare de trei nu apare.