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

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

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

Formarea unei legături covalente conform teoriei lui Lewis

Mecanismul formării legăturilor covalente

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

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

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

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

O particulă care furnizează doi electroni (pereche de electroni neîmpărțiți) pentru legare se numește donor, iar o particulă cu un orbital liber care acceptă această pereche de electroni se numește acceptor.

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

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

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

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

Metoda legăturii de valență

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

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

Hibridarea orbitalilor atomici

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

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

Prevederi de bază ale teoriei hibridizării:

1. În timpul hibridizării, forma inițială și orbitalii se schimbă reciproc și se formează noi orbitali hibridizați, dar cu aceeași energie și aceeași formă, care amintește de o figură neregulată opt.
2. Numărul de orbitali hibridizați este egal cu numărul de orbitali de ieșire implicați în hibridizare.
3. Orbitalii cu energii similare (orbitalii s- și p ai nivelului de energie exterior și orbitalii d ai nivelurilor exterioare sau preliminare) pot participa la hibridizare.
4. Orbitii hibridizați sunt mai alungiți în direcția de formare a legăturilor chimice și, prin urmare, asigură o suprapunere mai bună cu orbitalii unui atom vecin, ca urmare, devine mai puternic decât cel format de electronii orbitalilor individuali nehibrizi.
5. Datorită formării de legături mai puternice și a unei distribuții mai simetrice a densității electronice în moleculă, se obține un câștig de energie, care compensează cu o marjă pentru consumul de energie necesar procesului de hibridizare.
6. Orbitalii hibridizați trebuie să fie orientați în spațiu astfel încât să se asigure distanța maximă reciprocă unul de celălalt; în acest caz energia de repulsie este minimă.
7. Tipul de hibridizare este determinat de tipul și numărul de orbitali de ieșire și modifică dimensiunea unghiului de legătură, precum și configurația spațială a moleculelor.

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

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

Schema generală a hibridizării sp

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

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

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

Schema hibridizării sp 3 a orbitalilor atomici

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

Schema generală a hibridizării sp 3d

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

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

Metoda hibridizării orbitale atomice explică structura geometrică cantitate mare molecule, cu toate acestea, conform datelor experimentale, sunt observate mai des molecule cu unghiuri de legătură ușor diferite. De exemplu, în moleculele CH 4 , NH 3 și H 2 O, atomii centrali sunt în starea hibridizată sp 3, deci s-ar putea aștepta ca unghiurile de legătură din ele să fie tetraedrice (~ 109,5 0). S-a stabilit experimental că unghiul de legătură în molecula CH4 este de fapt 109,5 0. Totuși, în moleculele NH 3 și H 2 O, valoarea unghiului de legătură se abate de la cea tetraedrică: este egală cu 107,3 ​​0 în molecula NH 3 și 104,5 0 în molecula H 2 O. Astfel de abateri sunt explicate prin prezența unei perechi de electroni neîmpărțite pe atomii de azot și oxigen. Un orbital cu doi electroni, care conține o pereche de electroni neîmpărțită, datorită densității sale crescute respinge orbitalii de valență cu un electron, ceea ce duce la o scădere a unghiului de legătură. Pentru atomul de azot din molecula NH 3, din patru orbitali sp 3 hibridizați, trei orbitali cu un electron formează legături cu trei atomi de H, iar al patrulea orbital conține o pereche de electroni neîmpărțită.

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

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

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

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

Caracteristicile unei legături covalente

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

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

2. Saturația. Atomii au capacitatea de a forma legături covalente, care pot fi formate, în primul rând, prin mecanismul de schimb datorită electronilor neperechi ai unui atom neexcitat și datorită acelor electroni neperechi care apar ca urmare a excitației acestuia și, în al doilea rând, de către donator. -mecanismul acceptor. in orice caz total Legăturile pe care le poate forma un atom sunt limitate.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

În unitățile SI, momentul dipol se măsoară în [C × m] (metri Coulomb), dar unitatea extra-sistemică [D] (debye) este mai des folosită: 1D = 3,33 · 10 -30 C × m. Valoarea momentele dipolare ale moleculelor covalente variază în intervalul 0-4 D, iar ionic - 4-11 D. Cum lungime mai mare dipol, cu atât molecula este mai polară.

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

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

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

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

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

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

Proprietățile compușilor cu legături covalente

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

În condiții normale, compușii moleculari pot fi în diferite stări de agregare: sub formă de gaze (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), lichide foarte volatile (Br 2, H 2 O, C2H5OH) sau solid substanțe cristaline, dintre care majoritatea, chiar și cu o încălzire foarte ușoară, se pot topi rapid și sublima ușor (S 8, P 4, I 2, zahăr C 12 H 22 O 11, „gheață carbonică” CO 2).

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

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

Cristalele de diamant, siliciu, cuarț și structuri similare sunt cristale atomice, sunt „supermolecule” uriașe, prin urmare formulele lor structurale nu pot fi descrise în întregime, ci doar sub formă fragment separat, De exemplu:

Cristale de diamant, siliciu, cuarț

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

Substanțele nemoleculare cu legături covalente sunt insolubile în apă și alți solvenți; majoritatea nu conduc curentul electric (cu excepția grafitului, care este în mod inerent conductiv, și a semiconductorilor - siliciu, germaniu etc.).

Atomii majorității elementelor nu există separat, deoarece pot interacționa între ei. Această interacțiune produce particule mai complexe.

Natura unei legături chimice este acțiunea forțelor electrostatice, care sunt forțele de interacțiune dintre sarcinile electrice. Electronii și nucleele atomice au astfel de sarcini.

Electronii aflați la nivelurile electronice exterioare (electronii de valență), fiind cei mai îndepărtați de nucleu, interacționează cu acesta cel mai slab și, prin urmare, sunt capabili să se desprindă de nucleu. Ei sunt responsabili pentru legarea atomilor între ei.

Tipuri de interacțiuni în chimie

Tipurile de legături chimice pot fi prezentate în următorul tabel:

Caracteristicile legăturii ionice

Reacție chimică care are loc din cauza atracție ionică având sarcini diferite se numește ionic. Acest lucru se întâmplă dacă atomii care sunt legați au o diferență semnificativă de electronegativitate (adică capacitatea de a atrage electroni) și perechea de electroni merge la elementul mai electronegativ. Rezultatul acestui transfer de electroni de la un atom la altul este formarea de particule încărcate - ioni. Între ei apare o atracție.

Au cei mai mici indici de electronegativitate metale tipice, iar cele mai mari sunt nemetale tipice. Ionii sunt astfel formați prin interacțiunea dintre metalele tipice și nemetalele tipice.

Atomii de metal devin ioni încărcați pozitiv (cationi), donând electroni nivelurilor lor exterioare de electroni, iar nemetalele acceptă electroni, transformându-se astfel în încărcat negativ ioni (anioni).

Atomii se mută într-o stare energetică mai stabilă, completându-și configurațiile electronice.

Legătura ionică este nedirecțională și nesaturabilă, deoarece interacțiunea electrostatică are loc în toate direcțiile, prin urmare ionul poate atrage ioni. semnul opusîn toate direcţiile.

Dispunerea ionilor este astfel încât în ​​jurul fiecăruia există un anumit număr de ioni încărcați opus. Conceptul de „moleculă” pentru compuși ionici nu are sens.

Exemple de educație

Formarea unei legături în clorura de sodiu (nacl) se datorează transferului unui electron de la atomul de Na la atomul de Cl pentru a forma ionii corespunzători:

Na 0 - 1 e = Na + (cation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

În clorura de sodiu, există șase anioni de clorură în jurul cationilor de sodiu și șase ioni de sodiu în jurul fiecărui ion de clorură.

Când se formează interacțiunea între atomi din sulfura de bariu, au loc următoarele procese:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba donează cei doi electroni ai săi sulfului, rezultând formarea de anioni de sulf S 2- și cationi de bariu Ba 2+.

Legături metalice chimice

Numărul de electroni din nivelurile exterioare de energie ale metalelor este mic; aceștia sunt ușor separați de nucleu. În urma acestei detașări, se formează ioni metalici și electroni liberi. Acești electroni sunt numiți „gazul de electroni”. Electronii se mișcă liber în volumul metalului și sunt legați și separați în mod constant de atomi.

Structura substanței metalice este următoarea: celulă de cristal este scheletul materiei, iar între nodurile sale electronii se pot mișca liber.

Se pot da următoarele exemple:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Covalent: polar și nepolar

Cel mai comun tip de interacțiune chimică este o legătură covalentă. Valorile electronegativității elementelor care interacționează nu diferă brusc; prin urmare, are loc doar o schimbare a perechii de electroni comune la un atom mai electronegativ.

Interacțiunile covalente pot fi formate printr-un mecanism de schimb sau un mecanism donor-acceptor.

Mecanismul de schimb este realizat dacă fiecare dintre atomi are electroni nepereche la nivelurile electronice exterioare și suprapunerea orbitalilor atomici duce la apariția unei perechi de electroni care aparține deja ambilor atomi. Când unul dintre atomi are o pereche de electroni la nivelul electronic exterior, iar celălalt are un orbital liber, atunci când orbitalii atomici se suprapun, perechea de electroni este împărțită și interacționează conform mecanismului donor-acceptor.

Cele covalente sunt împărțite prin multiplicitate în:

• simplu sau singur;
• dubla;
• triple.

Cele duble asigură partajarea a două perechi de electroni simultan, iar cele triple - trei.

În funcție de distribuția densității electronilor (polarității) între atomii legați, o legătură covalentă este împărțită în:

• nepolar;
• polar.

O legătură nepolară este formată din atomi identici, iar o legătură polară este formată prin electronegativitate diferită.

Interacțiunea atomilor cu electronegativitate similară se numește legătură nepolară. Perechea comună de electroni dintr-o astfel de moleculă nu este atrasă de niciunul dintre atomi, ci aparține în mod egal ambilor.

Interacțiunea elementelor care diferă în electronegativitate duce la formarea de legături polare. În acest tip de interacțiune, perechile de electroni partajate sunt atrase de elementul mai electronegativ, dar nu sunt transferate complet la acesta (adică nu are loc formarea ionilor). Ca urmare a acestei schimbări a densității electronilor, pe atomi apar sarcini parțiale: cu cât cel mai electronegativ are o sarcină negativă, iar cel mai puțin electronegativ are o sarcină pozitivă.

Proprietăți și caracteristici ale covalenței

Principalele caracteristici ale unei legături covalente:

• Lungimea este determinată de distanța dintre nucleele atomilor care interacționează.
• Polaritatea este determinată de deplasarea norului de electroni către unul dintre atomi.
• Direcționalitatea este proprietatea de a forma legături orientate în spațiu și, în consecință, molecule având anumite forme geometrice.
• Saturația este determinată de capacitatea de a forma un număr limitat de legături.
• Polarizabilitatea este determinată de capacitatea de a schimba polaritatea sub influența unui câmp electric extern.
• Energia necesară pentru a rupe o legătură determină rezistența acesteia.

Un exemplu de interacțiune covalentă nepolară pot fi moleculele de hidrogen (H2), clor (Cl2), oxigen (O2), azot (N2) și multe altele.

H· + ·H → Molecula H-H are o singură legătură nepolară,

O: + :O → O=O molecula are un dublu nepolar,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molecula este triplu nepolară.

Ca exemple de legături covalente elemente chimice putem cita molecule de dioxid de carbon (CO2) și monoxid de carbon (CO), hidrogen sulfurat (H2S), de acid clorhidric(HCL), apă (H2O), metan (CH4), oxid de sulf (SO2) și multe altele.

În molecula de CO2, relația dintre atomii de carbon și oxigen este polară covalentă, deoarece hidrogenul mai electronegativ atrage densitatea electronilor. Oxigenul are doi electroni nepereche în învelișul exterior, în timp ce carbonul poate furniza patru electroni de valență pentru a forma interacțiunea. Ca urmare, se formează legături duble și molecula arată astfel: O=C=O.

Pentru a determina tipul de legătură într-o anumită moleculă, este suficient să luăm în considerare atomii ei constitutivi. Substanțele metalice simple formează o legătură metalică, metalele cu nemetale formează o legătură ionică, substanțele simple nemetalice formează o legătură nepolară covalentă, iar moleculele formate din diferite nemetale se formează printr-o legătură covalentă polară.

Legătură chimică covalentă apare între atomi cu valori de electronegativitate similare sau egale. Să presupunem că clorul și hidrogenul tind să ia electroni și să preia structura celui mai apropiat gaz nobil, ceea ce înseamnă că niciunul dintre ele nu va da un electron celuilalt. Cum sunt încă conectați? Este simplu - se împart unul cu celălalt, se formează o pereche de electroni comună.

Acum să luăm în considerare trăsături distinctive legătură covalentă.

Spre deosebire de compușii ionici, moleculele compușilor covalenti sunt ținute împreună de „forțe intermoleculare”, care sunt mult mai slabe decât legăturile chimice. În acest sens, se caracterizează legăturile covalente saturabilitate– formarea unui număr limitat de conexiuni.

Se știe că orbitalii atomici sunt orientați în spațiu într-un anumit mod, prin urmare, atunci când se formează o legătură, suprapunerea norilor de electroni are loc într-o anumită direcție. Acestea. o astfel de proprietate a unei legături covalente este realizată ca direcţie.

Dacă o legătură covalentă într-o moleculă este formată din atomi identici sau atomi cu electronegativitate egală, atunci o astfel de legătură nu are polaritate, adică densitatea electronică este distribuită simetric. Se numeste legătură covalentă nepolară ( H2, CI2, O2 ). Obligațiunile pot fi simple, duble sau triple.

Dacă electronegativitatea atomilor diferă, atunci când se combină, densitatea electronilor este distribuită neuniform între atomi și forme. legătura polară covalentă(HCl, H2O, CO), a căror multiplicitate poate fi, de asemenea, diferită. Când se formează acest tip de legătură, atomul mai electronegativ capătă o sarcină negativă parțială, iar atomul cu electronegativitate mai mică capătă o sarcină pozitivă parțială (δ- și δ+). Se formează un dipol electric în care sarcinile de semn opus sunt situate la o anumită distanță unele de altele. Momentul dipol este utilizat ca măsură a polarității legăturii:

Polaritatea conexiunii este mai pronunțată, cu cât momentul dipolului este mai mare. Moleculele vor fi nepolare dacă momentul dipolar este zero.

În legătură cu caracteristicile de mai sus, putem concluziona că compușii covalenti sunt volatili și au temperaturi scăzute topindu-se si fierbinte. Curentul electric nu poate trece prin aceste conexiuni, prin urmare ele sunt conductoare slabe și izolatori buni. Când se aplică căldură, mulți compuși cu legături covalente se aprind. În cea mai mare parte, acestea sunt hidrocarburi, precum și oxizi, sulfuri, halogenuri de nemetale și metale de tranziție.

Categorii,

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

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

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

Calculul numărului posibil de legături covalente

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

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

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

Figura 3.1. Formula electronicaAlCl 3

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

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

Legături covalente multiple

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

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

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

Legătură covalentă(legatura atomica, legatura homeopolara) - o legatura chimica formata prin suprapunerea (socializarea) norilor de electroni paravalenti. Norii electronici (electroni) care asigură comunicarea se numesc pereche de electroni partajată.

Proprietățile caracteristice ale unei legături covalente - direcționalitate, saturație, polaritate, polarizabilitate - determină substanța chimică și proprietăți fizice conexiuni.

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

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

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

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

Comunicarea Educației

O legătură covalentă este formată dintr-o pereche de electroni împărțiți între doi atomi, iar acești electroni trebuie să ocupe doi orbitali stabili, câte unul de la fiecare atom.

A + + B → A: B

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

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

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

Tipuri de legături covalente

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

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

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

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

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

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

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

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

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

legătura σ și legătura π

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

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

Într-o moleculă liniară de acetilenă

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

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

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

Exemple de substanțe cu legături covalente

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

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

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

Legătură ionică- o legătură chimică foarte puternică formată între atomi cu o diferență mare (> 1,5 pe scara Pauling) de electronegativitate, în care perechea de electroni comună este complet transferată la un atom cu electronegativitate mai mare.Aceasta este atracția ionilor ca corpuri încărcate opus . Un exemplu este compusul CsF, în care „gradul de ionicitate” este de 97%. Să luăm în considerare metoda de formare folosind clorură de sodiu NaCl ca exemplu. Configuraţia electronică a atomilor de sodiu şi clor poate fi reprezentată ca: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5. Aceștia sunt atomi cu niveluri de energie incomplete. Evident, pentru a le completa, este mai ușor pentru un atom de sodiu să cedeze un electron decât să câștige șapte, iar pentru un atom de clor este mai ușor să câștige un electron decât să renunțe la șapte. În timpul unei interacțiuni chimice, atomul de sodiu cedează complet un electron, iar atomul de clor îl acceptă. Schematic, aceasta poate fi scrisă astfel: Na. - l e -> Na+ ion de sodiu, înveliș stabil de opt electroni 1s2 2s2 2p6 datorită celui de-al doilea nivel energetic. :Cl + 1е --> .Cl - ion de clor, înveliș stabil de opt electroni. Forțele de atracție electrostatică apar între ionii Na+ și Cl-, ducând la formarea unui compus. Legatura ionică este un caz extrem de polarizare a unei legături covalente polare. Format între un metal tipic și nemetal. În acest caz, electronii din metal sunt transferați complet către nemetal. Se formează ioni.

Dacă se formează o legătură chimică între atomi care au o diferență foarte mare de electronegativitate (EO > 1,7 conform lui Pauling), atunci perechea de electroni comună este complet transferată la atomul cu o OE mai mare. Rezultatul este formarea unui compus de ioni cu încărcare opusă:

Între ionii rezultați are loc o atracție electrostatică, care se numește legătură ionică. Sau mai degrabă, acest aspect este convenabil. In practica legătură ionicăîntre atomi în forma sa pură nu se realizează nicăieri sau aproape nicăieri; de obicei, de fapt, legătura este parțial ionică și parțial covalentă în natură. În același timp, legătura ionilor moleculari complecși poate fi adesea considerată pur ionică. Cele mai importante diferențe dintre legăturile ionice și alte tipuri de legături chimice sunt nedirecționalitatea și nesaturația. De aceea, cristalele formate datorită legăturilor ionice gravitează spre diverse împachetari dense ale ionilor corespunzători.

Caracteristici Astfel de compuși au o solubilitate bună în solvenți polari (apă, acizi etc.). Acest lucru se întâmplă din cauza părților încărcate ale moleculei. În acest caz, dipolii solventului sunt atrași de capetele încărcate ale moleculei și, ca urmare a mișcării browniene, ei „rup” molecula substanței în bucăți și le înconjoară, împiedicându-le să se conecteze din nou. Rezultatul sunt ioni înconjurați de dipoli de solvenți.

Când astfel de compuși sunt dizolvați, energia este de obicei eliberată, deoarece energia totală a legăturilor solvent-ion formate este mai mare decât energia legăturii anion-cation. Excepție fac multe săruri ale acidului azotic (nitrați), care absorb căldura atunci când sunt dizolvate (soluțiile se răcesc). Ultimul fapt explicate pe baza unor legi care sunt luate în considerare în chimia fizică.