Datorită cărora se formează molecule de substanțe anorganice și organice. O legătură chimică apare prin interacțiunea câmpurilor electrice care sunt create de nucleele și electronii atomilor. Prin urmare, formarea unei legături chimice covalente este asociată cu natura electrică.

Ce este o conexiune

Acest termen se referă la rezultatul acțiunii a doi sau mai mulți atomi, care duc la formarea unui sistem poliatomic puternic. Principalele tipuri de legături chimice se formează atunci când energia atomilor care reacţionează scade. În procesul de formare a legăturilor, atomii încearcă să-și completeze învelișul de electroni.

Tipuri de comunicare

În chimie, există mai multe tipuri de legături: ionice, covalente, metalice. Legăturile chimice covalente au două tipuri: polare și nepolare.

Care este mecanismul de creare a acestuia? O legătură chimică nepolară covalentă se formează între atomi de nemetale identice care au aceeași electronegativitate. În acest caz, se formează perechi de electroni comuni.

Legătura nepolară

Exemple de molecule care au o legătură chimică covalentă nepolară includ halogeni, hidrogen, azot și oxigen.

Această conexiune a fost descoperită pentru prima dată în 1916 de chimistul american Lewis. La început a prezentat o ipoteză, care a fost confirmată numai după confirmarea experimentală.

Legătura chimică covalentă este legată de electronegativitate. Pentru nemetale are valoare ridicata. În timpul interacțiunii chimice a atomilor, transferul de electroni de la un atom la altul nu este întotdeauna posibil; ca urmare, se combină. Între atomi apare o legătură chimică covalentă autentică. obisnuit clasa a VIII-a curiculumul scolar presupune o analiză detaliată a mai multor tipuri de comunicare.

Substanţe având acest tip de legătură, când conditii normale- lichide, gaze și solide care au temperatura scazuta topire.

Tipuri de legături covalente

Să ne uităm mai detaliat la această problemă. Care sunt tipurile de legături chimice? Legăturile covalente există în versiuni de schimb și donor-acceptor.

Primul tip este caracterizat prin donarea unui electron nepereche de către fiecare atom la formarea unei legături electronice comune.

Electronii combinați într-o legătură comună trebuie să aibă spini opuși. Ca exemplu de acest tip de legătură covalentă, luați în considerare hidrogenul. Când atomii săi se apropie, norii lor de electroni pătrund unul în celălalt, ceea ce în știință se numește suprapunerea norilor de electroni. Ca urmare, densitatea electronilor dintre nuclee crește, iar energia sistemului scade.

La o distanta minima, nucleele de hidrogen se resping reciproc, rezultand o anumita distanta optima.

În cazul legăturii covalente tip donor-acceptor, o particulă are electroni și se numește donor. A doua particulă are o celulă liberă în care se vor afla o pereche de electroni.

Molecule polare

Cum se formează legăturile chimice polare covalente? Ele apar în situații în care atomii nemetalici care sunt legați au electronegativitate diferită. În astfel de cazuri, electronii împărtășiți sunt plasați mai aproape de atomul a cărui valoare a electronegativității este mai mare. Ca exemplu de legătură polară covalentă, putem lua în considerare legăturile care apar în molecula de bromură de hidrogen. Aici electronii publici, care sunt responsabili pentru formarea unei legături covalente, sunt mai aproape de brom decât de hidrogen. Motivul pentru acest fenomen este că bromul are o electronegativitate mai mare decât hidrogenul.

Metode de determinare a legăturilor covalente

Cum se definesc legăturile chimice polare covalente? Pentru a face acest lucru, trebuie să cunoașteți compoziția moleculelor. Dacă conține atomi elemente diferite, există o legătură covalentă polară în moleculă. Moleculele nepolare conțin atomi ai unuia element chimic. Printre sarcinile care sunt oferite în cadrul unui curs de chimie școlară, se numără cele care implică identificarea tipului de conexiune. Sarcini de acest tip sunt incluse în sarcinile de certificare finală la chimie în clasa a 9-a, precum și în probele examenului unificat de stat la chimie în clasa a 11-a.

Legătură ionică

Care este diferența dintre legăturile chimice covalente și ionice? Dacă o legătură covalentă este caracteristică nemetalelor, atunci se formează o legătură ionică între atomi care au diferențe semnificative de electronegativitate. De exemplu, acest lucru este tipic pentru compușii elementelor din primul și al doilea grup din principalele subgrupe ale PS (metale alcaline și alcalino-pământoase) și elementele din grupele 6 și 7 ale principalelor subgrupe ale tabelului periodic (calcogeni și halogeni). ).

Se formează ca urmare a atracției electrostatice a ionilor cu sarcini opuse.

Caracteristicile legăturii ionice

Deoarece câmpurile de forță ale ionilor încărcați opus sunt distribuite uniform în toate direcțiile, fiecare dintre ele este capabil să atragă particule de semn opus. Aceasta caracterizează nedirecționalitatea legăturii ionice.

Interacțiunea a doi ioni cu semne opuse nu implică compensarea reciprocă completă a câmpurilor individuale de forță. Acest lucru ajută la menținerea capacității de a atrage ioni în alte direcții, prin urmare, se observă nesaturarea legăturii ionice.

Într-un compus ionic, fiecare ion are capacitatea de a atrage spre sine un anumit număr de alții care au semnul opus pentru a forma o rețea cristalină cu caracter ionic. Nu există molecule într-un astfel de cristal. Fiecare ion este înconjurat într-o substanță de un anumit număr specific de ioni de semn diferit.

Conexiune metalica

Acest tip de legătură chimică are anumite caracteristici individuale. Metalele au un număr în exces de orbitali de valență și o deficiență de electroni.

Când atomii individuali se unesc, orbitalii lor de valență se suprapun, ceea ce facilitează mișcarea liberă a electronilor de la un orbital la altul, creând o legătură între toți atomii de metal. Acești electroni liberi sunt principala caracteristică a unei legături metalice. Nu are saturație și direcționalitate, deoarece electronii de valență sunt distribuiți uniform în întregul cristal. Prezența electronilor liberi în metale explică unele dintre ele proprietăți fizice: luciu metalic, ductilitate, maleabilitate, conductivitate termică, opacitate.

Tipul de legătură covalentă

Se formează între un atom de hidrogen și un element care are electronegativitate ridicată. Există legături de hidrogen intra și intermoleculare. Acest tip de legătură covalentă este cel mai slab; apare datorită acțiunii forțelor electrostatice. Atomul de hidrogen are o rază mică, iar atunci când acest electron este deplasat sau eliberat, hidrogenul devine un ion pozitiv, acționând asupra atomului cu electronegativitate mare.

Printre proprietățile caracteristice ale unei legături covalente se numără: saturația, direcționalitatea, polarizabilitatea, polaritatea. Fiecare dintre acești indicatori are o semnificație specifică pentru compusul care se formează. De exemplu, direcționalitatea este determinată de forma geometrică a moleculei.

Nu cel mai puțin important rol la nivel chimic al organizării lumii este jucat de modul de conectare a particulelor structurale și de conectare între ele. Numărul copleșitor de substanțe simple, și anume nemetale, au o legătură de tip covalent nepolar, cu excepția metalelor în forma lor pură, au o metodă specială de legare, care se realizează prin împărțirea electronilor liberi în rețea cristalină.

Tipurile și exemplele cărora vor fi indicate mai jos, sau mai precis, localizarea sau deplasarea parțială a acestor legături la unul dintre participanții de legare este explicată tocmai prin caracteristica electronegativă a unui anumit element. Deplasarea are loc spre atomul pentru care este mai puternic.

Legătură covalentă nepolară

„Formula” unei legături covalente nepolare este simplă - doi atomi de aceeași natură combină electronii învelișului lor de valență într-o pereche comună. O astfel de pereche se numește divizată deoarece aparține în mod egal ambilor participanți la legare. Datorită socializării densității electronilor sub forma unei perechi de electroni, atomii se deplasează într-o stare mai stabilă, deoarece își completează nivelul electronic exterior și „octetul” (sau „dubletul” în cazul simplei). substanța hidrogen H 2, are un singur orbital s, pentru care necesită doi electroni pentru a se completa) este starea nivelului exterior la care tind toți atomii, deoarece umplerea sa corespunde stării cu energie minimă.

Există un exemplu de legătură covalentă nepolară în substanțele anorganice și, oricât de ciudat ar suna, și în chimia organică. Acest tip de legătură este inerent tuturor substanțelor simple - nemetale, cu excepția gazelor nobile, deoarece nivelul de valență al unui atom de gaz inert este deja finalizat și are un octet de electroni, ceea ce înseamnă că legarea cu unul similar nu face sens pentru ea și este și mai puțin benefică din punct de vedere energetic. În organice, nepolaritatea apare în moleculele individuale cu o anumită structură și este condiționată.

Legătură polară covalentă

Exemplul unei legături covalente nepolare este limitat la câteva molecule dintr-o substanță simplă, în timp ce compușii dipol, în care densitatea electronilor este parțial deplasată către elementul mai electronegativ, sunt marea majoritate. Orice combinație de atomi cu valori diferite de electronegativitate produce o legătură polară. În special, legăturile din substanțele organice sunt legături covalente polare. Uneori, oxizii ionici, anorganici sunt și polari, iar în săruri și acizi predomină tipul ionic de legătură.

Tipul ionic de compuși este uneori considerat ca un caz extrem de legare polară. Dacă electronegativitatea unuia dintre elemente este semnificativ mai mare decât cea a celuilalt, perechea de electroni este complet deplasată de la centrul de legătură la acesta. Așa are loc separarea în ioni. Cel care ia o pereche de electroni se transformă într-un anion și primește o sarcină negativă, iar cel care pierde un electron se transformă în cation și devine pozitiv.

Exemple de substanțe anorganice cu o legătură de tip covalent nepolar

Substanțele cu o legătură nepolară covalentă sunt, de exemplu, toate moleculele binare de gaz: hidrogen (H - H), oxigen (O = O), azot (în molecula sa 2 atomi sunt legați printr-o legătură triplă (N ≡ N)); lichide și solide: clor (Cl - Cl), fluor (F - F), brom (Br - Br), iod (I - I). La fel ca și substanțe complexe formate din atomi diverse elemente, dar cu real aceeași valoare electronegativitatea, de exemplu, hidrură de fosfor - PH 3.

Legarea organică și nepolară

Este foarte clar că totul este complex. Apare întrebarea: cum poate exista o legătură nepolară într-o substanță complexă? Răspunsul este destul de simplu dacă te gândești puțin logic. Dacă valorile electronegativității elementelor legate diferă ușor și nu formează un compus, o astfel de legătură poate fi considerată nepolară. Aceasta este exact situația cu carbonul și hidrogenul: toate legăturile C - H din materia organică sunt considerate nepolare.

Un exemplu de legătură covalentă nepolară este cea mai simplă moleculă de metan, constă dintr-un atom de carbon, care, în funcție de valența sa, este legat prin legături simple la patru atomi de hidrogen. De fapt, molecula nu este un dipol, deoarece nu există o localizare a sarcinilor în ea, oarecum datorită structurii sale tetraedrice. Densitatea electronilor este distribuită uniform.

Un exemplu de legătură covalentă nepolară apare în compuși organici mai complecși. Se realizează datorită efectelor mezomerice, adică retragerii secvenţiale a densităţii electronilor, care se estompează rapid de-a lungul lanţului de carbon. Astfel, într-o moleculă de hexacloretan, legătura C - C este nepolară datorită retragerii uniforme a densității electronilor de către șase atomi de clor.

Alte tipuri de conexiuni

Pe lângă legăturile covalente, care, de altfel, pot apărea și prin mecanismul donor-acceptor, există legături ionice, metalice și de hidrogen. Scurte caracteristici penultimele două sunt prezentate mai sus.

O legătură de hidrogen este o interacțiune electrostatică intermoleculară care se observă dacă molecula conține un atom de hidrogen și orice alt atom care are perechi de electroni singuri. Acest tip de legare este mult mai slab decât celelalte, dar datorită faptului că multe dintre aceste legături se pot forma în substanță, are o contribuție semnificativă la proprietățile compusului.

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, C 2 H 5 OH ) sau substanțe solide cristaline, dintre care majoritatea, chiar și cu o încălzire foarte ușoară, se pot topi rapid și se pot sublima ușor (S 8, P 4, I 2, zahăr C 12 H 22 O 11, „gheață carbonică” CO 2).

Puncte scăzute de topire, sublimare și fierbere substanțe moleculare se explică prin forțe de interacțiune intermoleculară foarte slabe 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.).

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 proprietățile chimice și fizice ale compușilor.

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. De fapt, legătura ionică dintre atomi în forma sa pură nu se realizează nicăieri sau aproape nicăieri; de obicei, de fapt, legătura este parțial ionică și parțial covalentă în 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.

Nu este un secret pentru nimeni că chimia este o știință destul de complexă și, de asemenea, diversă. O multime de diverse reactii, reactivi, substanțe chimice și alți termeni complexi și confuzi - toți interacționează între ei. Dar principalul lucru este că ne ocupăm de chimie în fiecare zi, nu contează dacă ascultăm profesorul în clasă și învățăm material nou sau preparăm ceai, care în general este și un proces chimic.

Se poate concluziona că trebuie doar să știi chimie, înțelegerea acesteia și cunoașterea modului în care funcționează lumea noastră sau unele dintre părțile sale este interesantă și, în plus, utilă.

Acum trebuie să ne ocupăm de un astfel de termen ca o legătură covalentă, care, apropo, poate fi fie polară, fie nepolară. Apropo, cuvântul „covalent” în sine este derivat din latinescul „co” - împreună și „vales” - având forță.

Aparițiile termenului

Să începem cu faptul că Termenul „covalent” a fost introdus pentru prima dată în 1919 de Irving Langmuir - laureat Premiul Nobel. Conceptul de „covalent” implică o legătură chimică în care ambii atomi împărtășesc electroni, ceea ce se numește posesie partajată. Astfel, se deosebește, de exemplu, de unul metalic, în care electronii sunt liberi, sau de unul ionic, în care unul dă complet electroni altuia. Trebuie remarcat faptul că se formează între nemetale.

Pe baza celor de mai sus, putem trage o mică concluzie despre cum este acest proces. Ea apare între atomi datorită formării perechilor de electroni comuni, iar aceste perechi apar la subnivelurile externe și pre-externe ale electronilor.

Exemple, substanțe cu polaritate:

Tipuri de legături covalente

Există, de asemenea, două tipuri: legături polare și, în consecință, nepolare. Vom analiza caracteristicile fiecăruia dintre ele separat.

Polar covalent - formare

Ce înseamnă termenul „polar”?

Ceea ce se întâmplă de obicei este că doi atomi au electronegativitate diferită, prin urmare electronii pe care îi împart nu aparțin în mod egal, ci sunt întotdeauna mai aproape de unul decât de celălalt. De exemplu, o moleculă de clorură de hidrogen, în care electronii legăturii covalente sunt localizați mai aproape de atomul de clor, deoarece electronegativitatea sa este mai mare decât cea a hidrogenului. Cu toate acestea, în realitate, diferența de atracție a electronilor este suficient de mică pentru a avea loc transferul complet de electroni de la hidrogen la clor.

Ca rezultat, atunci când este polară, densitatea electronilor se schimbă la una mai electronegativă și apare o sarcină negativă parțială pe ea. La rândul său, nucleul a cărui electronegativitate este mai mică dezvoltă, în consecință, o sarcină pozitivă parțială.

Încheiem: polar apare între diferite nemetale care diferă în valorile lor de electronegativitate, iar electronii sunt localizați mai aproape de nucleu cu electronegativitate mai mare.

Electronegativitatea este capacitatea unor atomi de a atrage electroni de la alții, formând astfel o reacție chimică.

Exemple de polar covalent, substanțe cu o legătură covalentă polară:

Formula unei substanțe cu o legătură covalentă polară

Covalent nepolar, diferență între polar și nepolar

Și în sfârșit, nepolar, vom afla în curând despre ce este vorba.

Principala diferență între nepolar și polar- aceasta este simetria. Dacă în cazul unei legături polare electronii erau situați mai aproape de un atom, atunci într-o legătură nepolară electronii erau localizați simetric, adică în mod egal față de ambii.

Este de remarcat faptul că nepolara apare între atomii nemetalici ai unui element chimic.

De exemplu, substanțe cu legături covalente nepolare:

De asemenea, o colecție de electroni este adesea numită pur și simplu nor de electroni, pe baza acestui fapt concluzionăm că norul electronic de comunicare, care formează o pereche comună de electroni, este distribuit în spațiu simetric, sau uniform în raport cu nucleele ambelor.

Exemple de legături nepolare covalente și o schemă pentru formarea unei legături nepolare covalente

Dar este, de asemenea, util să știm cum să distingem între polar covalent și nepolar.

Covalent nepolar- aceștia sunt întotdeauna atomi ai aceleiași substanțe. H2. CL2.

Acest articol s-a încheiat, acum știm ce este acest proces chimic, știm să-l definim și soiurile lui, știm formulele de formare a substanțelor și, în general, puțin mai mult despre lumea noastră complexă, succese în chimie și formarea de noi formule.