Mecanismul de formare a legăturilor ionice de oxigen. Capitolul III. legături chimice și structură moleculară. Definiția Ionic Bond
O legătură ionică apare atunci când electronegativitatea diferă brusc una de cealaltă (pe scara Pauling Δχ > 1,7), iar acest lucru are loc în timpul interacțiunii ionilor formați din elemente caracterizate prin proprietăți chimice semnificativ diferite.
O legătură ionică este o atracție electrostatică între ionii încărcați opus, care se formează ca urmare a deplasării complete a unei perechi de electroni comune de la un atom al unui element la un atom al altui element.
În funcție de proprietățile individuale ale atomilor unor elemente, tendința predominantă este de a pierde electroni și de a se transforma în ioni încărcați pozitiv (cationi), în timp ce atomii altor elemente, dimpotrivă, tind să câștige electroni, transformându-se astfel în încărcați negativ. ioni (anioni), așa cum se întâmplă cu atomii de sodiu obișnuit și clorul nemetalic tipic.
Model condiționat de formare a ionilor de Na + și Cl - prin transferul complet al unui electron de valență de la un atom de sodiu la un atom de clor
Capacitatea elementelor de a forma ioni simpli (adică provenind dintr-un singur atom) este determinată de configurația electronică a atomilor lor izolați, precum și de valorile electronegativității, energiilor de ionizare și afinităților electronice (minimumul necesar pentru îndepărtați un electron din ionul negativ corespunzător pe o distanță infinită). Este clar că cationii se formează mai ușor de atomi de elemente cu energii scăzute de ionizare - metale alcaline și alcalino-pământoase (Na, K, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr etc.). Formarea de cationi simpli ai altor elemente este mai puțin probabilă, deoarece aceasta este asociată cu consumul de energie mare pentru ionizarea atomului.
Anionii simpli sunt formați mai ușor de p-elemente din grupa a șaptea (Cl, Br, I) datorită afinității lor electronice ridicate. Adăugarea unui electron la atomii O, S, N este însoțită de eliberarea de energie. Și adăugarea altor electroni pentru a forma anioni simpli cu încărcare multiplă este nefavorabilă din punct de vedere energetic.
Prin urmare, compușii formați din ioni simpli sunt puțini la număr. Ele se formează mai ușor prin interacțiunea metalelor alcaline și alcalino-pământoase cu halogenii.
Caracteristicile legăturii ionice
1. Non-direcţionalitate. Sarcinile electrice ale ionilor determină atracția și repulsia acestora și, în general, determină compoziția stoechiometrică a compusului. Ionii pot fi considerați ca niște bile încărcate ale căror câmpuri de forță sunt distribuite uniform în toate direcțiile din spațiu. Prin urmare, de exemplu, în compusul NaCl, ionii de sodiu Na+ pot interacționa cu ionii de clorură Cl- în orice direcție, atrăgând un anumit număr dintre ei.
Non-directionalitatea este o proprietate a legăturii ionice datorită capacității fiecărui ion de a atrage ionii de semn opus față de sine în orice direcție.
Deci, nedirecționalitatea se explică prin faptul că câmpul electric al ionului are simetrie sferică și scade odată cu distanța în toate direcțiile, deci interacțiunea dintre ioni are loc indiferent de direcție.
2. Nesaturarea. Este clar că interacțiunea a doi ioni de semn opus nu poate duce la compensarea reciprocă completă a câmpurilor lor de forță. Prin urmare, un ion cu o anumită sarcină păstrează capacitatea de a atrage alți ioni de semn opus în toate direcțiile. Numărul acestor ioni „atrași” este limitat doar de dimensiunile lor geometrice și de forțele de repulsie reciproce.
Nesaturarea este o proprietate a legăturii ionice, care se manifestă prin capacitatea unui ion care are o anumită sarcină de a atașa orice număr de ioni de semn opus.
3. Polarizarea ionilor.Într-o legătură ionică, fiecare ion, fiind purtător al unei sarcini electrice, este o sursă de câmp electric de forță, prin urmare, la o distanță apropiată dintre ioni, aceștia se influențează reciproc.
Polarizarea unui ion este deformarea învelișului său de electroni sub influența câmpului de forță electrică al altui ion.
4. Polarizabilitatea și capacitatea de polarizare a ionilor.În timpul polarizării, electronii din stratul exterior sunt supuși celei mai puternice deplasări. Dar sub acțiunea aceluiași câmp electric, diferiți ioni sunt deformați în grade diferite. Cu cât electronii externi sunt legați de nucleu mai slab, cu atât se produce polarizarea mai ușoară.
Polarizabilitatea este deplasarea relativă a nucleului și a învelișului de electroni într-un ion atunci când este expus la câmpul electric al altui ion. Capacitatea de polarizare a ionilor este capacitatea lor de a exercita un efect de deformare asupra altor ioni.
Puterea de polarizare depinde de sarcina și dimensiunea ionului. Cu cât sarcina unui ion este mai mare, cu atât câmpul său este mai puternic, adică ionii cu încărcare multiplicată au cea mai mare capacitate de polarizare.
Proprietățile compușilor ionici
În condiții normale, compușii ionici există ca solide cristaline care au puncte de topire și de fierbere ridicate și, prin urmare, sunt considerați nevolatili. De exemplu, punctele de topire și de fierbere ale NaCl sunt 801 0 C, respectiv 1413 0 C, CaF 2 - 1418 0 C și 2533 0 C. În stare solidă, compușii ionici nu conduc. electricitate. Sunt foarte solubili în și slab sau deloc solubili în solvenți nepolari(kerosen, benzină). În solvenții polari, compușii ionici se disociază (se descompun) în ioni. Acest lucru se explică prin faptul că ionii au mai mulți energii înalte solvatarea, care sunt capabile să compenseze energia de disociere în ioni în faza gazoasă.
Lungimea linkului - distanta internucleara. Cu cât această distanță este mai mică, cu atât legătura chimică este mai puternică. Lungimea unei legături depinde de razele atomilor care o formează: cu cât atomii sunt mai mici, cu atât legătura dintre ei este mai scurtă. De exemplu, lungimea linkului Nu mai puțin decât lungimea legăturii H-N (datorită schimbului mai mic de atomi de oxigen).
O legătură ionică este un caz extrem al unei legături covalente polare.
Conexiune metalica.
Condiția prealabilă pentru formarea acestui tip de conexiune este:
1) prezența unui număr relativ mic de electroni la nivelurile exterioare ale atomilor;
2) prezența unor orbitali goali (vacante) pe nivelurile exterioare ale atomilor de metal
3) energie de ionizare relativ scăzută.
Să luăm în considerare formarea unei legături metalice folosind sodiu ca exemplu. Electronul de valență al sodiului, care este situat la subnivelul 3s, se poate deplasa relativ ușor prin orbitalii gol ai stratului exterior: de-a lungul 3p și 3d. Când atomii se apropie ca urmare a formării unei rețele cristaline, orbitalii de valență ai atomilor vecini se suprapun, datorită cărora electronii se deplasează liber de la un orbital la altul, stabilind o legătură între TOȚI atomii cristalului de metal.
La nodurile rețelei cristaline se află ioni și atomi metalici încărcați pozitiv, iar între ei se află electroni care se pot mișca liber în rețeaua cristalină. Acești electroni devin comuni tuturor atomilor și ionilor metalului și sunt numiți „gazul de electroni”. Legătura dintre toți ionii metalici încărcați pozitiv și electronii liberi din rețeaua cristalină metalică se numește legătură metalică .
Prezența unei legături metalice se datorează proprietăți fizice metale si aliaje: duritate, conductivitate electrica, conductivitate termica, maleabilitate, ductilitate, luciu metalic. Electronii liberi pot transporta căldură și electricitate, deci sunt motivul principalelor proprietăți fizice care disting metalele de nemetale - conductivitate electrică și termică ridicată.
Legătură de hidrogen.
Legătură de hidrogen apare între moleculele care conțin hidrogen și atomi cu EO mare (oxigen, fluor, azot). Legăturile covalente H-O, H-F, H-N sunt foarte polare, datorită cărora se acumulează o sarcină pozitivă în exces pe atomul de hidrogen și o sarcină negativă în exces pe polii opuși. Între polii încărcați opus, apar forțe de atracție electrostatică - legături de hidrogen.
Legăturile de hidrogen pot fi fie intermoleculare, fie intramoleculare. Energia unei legături de hidrogen este de aproximativ zece ori mai mică decât energia unei legături covalente convenționale, dar cu toate acestea, legăturile de hidrogen joacă un rol important în multe procese fizico-chimice și biologice. În special, moleculele de ADN sunt elice duble în care două lanțuri de nucleotide sunt legate prin legături de hidrogen. Legăturile intermoleculare de hidrogen dintre apă și moleculele de fluorură de hidrogen pot fi reprezentate (prin puncte) după cum urmează:
Substanțele cu legături de hidrogen au rețele moleculare de cristal. Prezența unei legături de hidrogen duce la formarea de asociați moleculari și, în consecință, la creșterea punctelor de topire și de fierbere.
Pe lângă principalele tipuri de legături chimice enumerate, există și forțe universale de interacțiune între orice molecule care nu duc la ruperea sau formarea de noi legături chimice. Aceste interacțiuni se numesc forțe van der Waals. Ele determină atracția moleculelor unei anumite substanțe (sau diferitelor substanțe) unele față de altele în stare lichidă și solidă de agregare.
Diferite tipuri de legături chimice determină existența tipuri variate rețele cristaline (masă).
Substantele formate din molecule au structura moleculara. Aceste substanțe includ toate gazele, lichidele, precum și solidele cu o rețea cristalină moleculară, cum ar fi iodul. Solidele cu o rețea atomică, ionică sau metalică au structură nemoleculară, nu au molecule.
Masa
| Caracteristica rețelei cristaline | Tip zăbrele | |||
| Molecular | ionic | Nuclear | Metal | |
| Particule la nodurile rețelei | Molecule | Cationi și anioni | Atomi | Cationi și atomi metalici |
| Natura conexiunii dintre particule | Forțe de interacțiune intermoleculară (inclusiv legături de hidrogen) | Legături ionice | Legaturi covalente | Conexiune metalica |
| Forța de legătură | Slab | Durabil | Foarte rezistent | Diferite puncte forte |
| Proprietăți fizice distincte ale substanțelor | Cu topire scăzută sau sublimare, duritate scăzută, multe solubile în apă | Refractare, dure, casante, multe solubile în apă. Soluțiile și topiturile conduc curentul electric | Foarte refractar, foarte dur, practic insolubil în apă | Conductivitate electrică și termică ridicată, luciu metalic, ductilitate. |
| Exemple de substanțe | Substante simple - nemetale (in stare solida): Cl 2, F 2, Br 2, O 2, O 3, P 4, sulf, iod (cu exceptia siliciului, diamantului, grafitului); substanțe complexe formate din atomi nemetalici (cu excepția sărurilor de amoniu): apă, gheață carbonică, acizi, halogenuri nemetalice: PCl 3, SiF 4, CBr 4, SF 6, materie organică: hidrocarburi, alcooli, fenoli, aldehide etc. | Săruri: clorură de sodiu, azotat de bariu etc.; alcaline: hidroxid de potasiu, hidroxid de calciu, săruri de amoniu: NH 4 Cl, NH 4 NO 3 etc., oxizi metalici, nitruri, hidruri etc. (compuși ai metalelor cu nemetale) | Diamant, grafit, siliciu, bor, germaniu, oxid de siliciu (IV) - silice, SiC (carborundum), fosfor negru (P). | Cupru, potasiu, zinc, fier și alte metale |
| Compararea substanțelor după punctele de topire și de fierbere. | ||||
| Datorită forțelor slabe de interacțiune intermoleculară, astfel de substanțe au cele mai scăzute puncte de topire și de fierbere. Mai mult, cu cât greutatea moleculară a substanței este mai mare, cu atât t 0 pl este mai mare. are. Excepție fac substanțele ale căror molecule pot forma legături de hidrogen. De exemplu, HF are un t0 pl mai mare decât HCl. | Substanțele au t 0 pl. mare, dar mai scăzută decât substanțele cu rețea atomică. Cu cât sunt mai mari încărcăturile ionilor care sunt localizați în locurile rețelei și cu cât distanța dintre ele este mai mică, cu atât este mai mare punctul de topire al substanței. De exemplu, t 0 pl. CaF2 este mai mare decât t 0 pl. CE FACI. | Au cel mai mare t 0 pl. Cu cât legătura dintre atomii din rețea este mai puternică, cu atât t 0 pl este mai mare. are substanță. De exemplu, Si are un t0 pl mai mic decât C. | Metalele au t0 pl. diferite: de la -37 0 C pentru mercur la 3360 0 C pentru wolfram. |
Prima dintre acestea este formarea de legături ionice. (Al doilea este educația, despre care se va discuta mai jos). Când se formează o legătură ionică, un atom de metal pierde electroni, iar un atom nemetalic câștigă electroni. De exemplu, luați în considerare structura electronică a atomilor de sodiu și clor:
Na 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 1 - un electron la nivelul exterior
CI 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 — șapte electroni la nivelul exterior
Dacă un atom de sodiu donează singurul său electron de 3s unui atom de clor, regula octetului va fi îndeplinită pentru ambii atomi. Atomul de clor va avea opt electroni pe al treilea strat exterior, iar atomul de sodiu va avea, de asemenea, opt electroni pe al doilea strat, care a devenit acum stratul exterior:
Na+1s2 2s 2 2 p 6
CI - 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 - opt electroni la nivelul exterior
În acest caz, nucleul atomului de sodiu conține încă 11 protoni, dar numărul total electronii au scăzut la 10. Aceasta înseamnă că numărul de particule încărcate pozitiv este cu unul mai mult decât numărul celor încărcate negativ, deci sarcina totală a „atomului” de sodiu este +1.
„Atomul” de clor conține acum 17 protoni și 18 electroni și are o sarcină de -1.
Se numesc atomii încărcați formați prin pierderea sau câștigul unuia sau mai multor electroni ionii. Se numesc ioni încărcați pozitiv cationi, iar cele încărcate negativ sunt numite anionii.
Cationii și anionii, având sarcini opuse, sunt atrași unul de celălalt de forțele electrostatice. Această atracție a ionilor încărcați opus se numește legătură ionică.
. Are loc în compuși formați dintr-un metal și unul sau mai multe nemetale.
Următorii compuși îndeplinesc acest criteriu și sunt de natură ionică: MgCl2, Fel2, CuF, Na20, Na2SO4, Zn(C2H302)2.
Există o altă modalitate de a descrie compușii ionici:
În aceste formule, punctele arată doar electronii aflați în învelișurile exterioare ( electroni de valență ). Astfel de formule sunt numite formule Lewis în onoarea chimistului american G. N. Lewis, unul dintre fondatorii (împreună cu L. Pauling) ai teoriei legăturii chimice.
Transferul electronilor de la un atom de metal la un atom nemetal și formarea de ioni sunt posibile datorită faptului că nemetalele au electronegativitate mare, iar metalele au electronegativitate scăzută.
Datorită atracției puternice a ionilor unul față de celălalt, compușii ionici sunt în mare parte solizi și au un punct de topire destul de ridicat.
O legătură ionică se formează prin transferul de electroni de la un atom de metal la un atom nemetal. Ionii rezultați sunt atrași unul de celălalt de forțele electrostatice.
Legătură ionică
(au fost folosite materiale de pe site-ul http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)
Legătura ionică are loc prin atracție electrostatică între ionii încărcați opus. Acești ioni se formează ca urmare a transferului de electroni de la un atom la altul. O legătură ionică se formează între atomii care au diferențe mari de electronegativitate (de obicei mai mari de 1,7 pe scara Pauling), de exemplu, între atomii de metal alcalin și de halogen.
Să luăm în considerare apariția unei legături ionice folosind exemplul formării NaCl.
Din formule electronice ale atomilor
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 şi
Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Se poate observa că pentru a finaliza nivelul exterior, 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 câștige șapte. În reacțiile chimice, atomul de sodiu cedează un electron, iar atomul de clor îl ia. Ca urmare, învelișurile de electroni ale atomilor de sodiu și clor sunt transformate în învelișuri de electroni stabile ale gazelor nobile (configurația electronică a cationului de sodiu
Na + 1s 2 2s 2 2p 6,
iar configuraţia electronică a anionului clor este
Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).
Interacțiunea electrostatică a ionilor duce la formarea unei molecule de NaCl.
Natura legăturii chimice se reflectă adesea în starea de agregare și proprietățile fizice ale substanței. Compușii ionici precum clorura de sodiu NaCl sunt duri și refractari deoarece există forțe puternice de atracție electrostatică între sarcinile ionilor lor „+” și „–”.
Ionul de clor încărcat negativ atrage nu numai ionul său de Na+, ci și alți ioni de sodiu din jurul său. Acest lucru duce la faptul că lângă oricare dintre ioni nu există un ion cu semnul opus, ci mai mulți.
Structura unui cristal de clorură de sodiu NaCl.
De fapt, există 6 ioni de sodiu în jurul fiecărui ion de clor și 6 ioni de clor în jurul fiecărui ion de sodiu. Această împachetare ordonată de ioni se numește cristal ionic. Dacă un singur atom de clor este izolat într-un cristal, atunci printre atomii de sodiu care îl înconjoară nu se mai poate găsi pe cel cu care a reacționat clorul.
Atrași unul de celălalt de forțele electrostatice, ionii sunt extrem de reticenți în a-și schimba locația sub influența forței externe sau a creșterii temperaturii. Dar dacă clorura de sodiu este topită și continuă să fie încălzită în vid, aceasta se evaporă, formând molecule biatomice de NaCl. Acest lucru sugerează că forțele de legare covalente nu sunt niciodată complet oprite.
Caracteristicile de bază ale legăturilor ionice și proprietățile compușilor ionici
1. O legătură ionică este o legătură chimică puternică. Energia acestei legături este de ordinul 300 – 700 kJ/mol.
2. Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură ionică este nedirecțională deoarece un ion poate atrage ionii de semn opus față de sine în orice direcție.
3. Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură ionică este nesaturată, deoarece interacțiunea ionilor de semn opus nu duce la compensarea reciprocă completă a câmpurilor lor de forță.
4. În timpul formării moleculelor cu o legătură ionică, transferul complet de electroni nu are loc, prin urmare, legături ionice sută la sută nu există în natură. Într-o moleculă de NaCl legătură chimică doar 80% ionic.
5. Compușii cu legături ionice sunt solide cristaline care au puncte de topire și de fierbere ridicate.
6. Majoritatea compuşilor ionici sunt solubili în apă. Soluțiile și topiturile compușilor ionici conduc curentul electric.
Conexiune metalica
Cristalele metalice sunt structurate diferit. Dacă examinați o bucată de sodiu metalic, veți descoperi că aspectul ei este foarte diferit de sarea de masă. Sodiul este un metal moale, ușor tăiat cu un cuțit, aplatizat cu ciocanul, se poate topi ușor într-o cană la o lampă cu alcool (punct de topire 97,8 o C). Într-un cristal de sodiu, fiecare atom este înconjurat de alți opt atomi similari.
Structura cristalină a Na metalic.
Figura arată că atomul de Na din centrul cubului are 8 vecini cei mai apropiați. Dar același lucru se poate spune despre orice alt atom dintr-un cristal, deoarece toți sunt la fel. Cristalul este format din fragmente care se repetă „la infinit” prezentate în această figură.
Atomii de metal la nivelul energetic exterior conțin un număr mic de electroni de valență. Deoarece energia de ionizare a atomilor de metal este scăzută, electronii de valență sunt slab reținuți în acești atomi. Ca rezultat, ionii încărcați pozitiv și electronii liberi apar în rețeaua cristalină a metalelor. În acest caz, cationii metalici sunt localizați în nodurile rețelei cristaline, iar electronii se mișcă liber în câmpul centrilor pozitivi, formând așa-numitul „gaz de electroni”.
Prezența unui electron încărcat negativ între doi cationi face ca fiecare cation să interacționeze cu acest electron.
Prin urmare, Legătura metalică este legătura dintre ionii pozitivi din cristalele metalice care are loc prin atracția electronilor care se mișcă liber în întregul cristal.
Deoarece electronii de valență dintr-un metal sunt distribuiți uniform în întregul cristal, o legătură metalică, ca o legătură ionică, este o legătură nedirecțională. Spre deosebire de o legătură covalentă, o legătură metalică este o legătură nesaturată. O legătură metalică diferă, de asemenea, de o legătură covalentă ca rezistență. Energia unei legături metalice este de aproximativ trei până la patru ori mai mică decât energia unei legături covalente.
Datorită mobilității mari a electronilor gazului, metalele se caracterizează printr-o conductivitate electrică și termică ridicată.
Cristalul metalic pare destul de simplu, dar de fapt structura sa electronică este mai complexă decât cea a cristalelor de sare ionică. Nu există suficienți electroni în învelișul exterior de electroni a elementelor metalice pentru a forma o legătură covalentă sau ionică „octetă” cu drepturi depline. Prin urmare, în stare gazoasă, majoritatea metalelor constau din molecule monoatomice (adică atomi individuali care nu sunt legați între ei). Un exemplu tipic este vaporii de mercur. Astfel, legătura metalică dintre atomii de metal apare numai în stare lichidă și solidă de agregare.
O legătură metalică poate fi descrisă astfel: unii dintre atomii de metal din cristalul rezultat renunță la electronii de valență în spațiul dintre atomi (pentru sodiu acesta este... 3s1), transformându-se în ioni. Deoarece toți atomii de metal dintr-un cristal sunt aceiași, fiecare are șanse egale de a pierde un electron de valență.
Cu alte cuvinte, transferul de electroni între atomii de metal neutri și ionizați are loc fără consum de energie. În acest caz, unii electroni ajung întotdeauna în spațiul dintre atomi sub formă de „gaz de electroni”.
Acești electroni liberi, în primul rând, țin atomii de metal la o anumită distanță de echilibru unul de celălalt.
În al doilea rând, ele conferă metalelor o „strălucire metalică” caracteristică (electronii liberi pot interacționa cu quanta luminii).
În al treilea rând, electronii liberi oferă metalelor o conductivitate electrică bună. Conductivitatea termică ridicată a metalelor se explică și prin prezența electronilor liberi în spațiul interatomic - aceștia „răspund” cu ușurință la schimbările de energie și contribuie la transferul rapid al acestuia în cristal.
Un model simplificat al structurii electronice a unui cristal metalic.
******** Folosind metalul de sodiu ca exemplu, să luăm în considerare natura legăturii metalice din punctul de vedere al ideilor despre orbitalii atomici. Atomul de sodiu, ca multe alte metale, are o lipsă de electroni de valență, dar există orbiti de valență liberi. Singurul electron de 3s de sodiu este capabil să se deplaseze către oricare dintre orbitalii vecini liberi și aproape de energie. Pe măsură ce atomii dintr-un cristal se apropie, orbitalii exteriori ai atomilor vecini se suprapun, permițând electronilor cedați să se miște liber în tot cristalul.
Cu toate acestea, „gazul de electroni” nu este atât de dezordonat pe cât ar părea. Electronii liberi dintr-un cristal metalic se află în orbitali suprapusi și sunt într-o oarecare măsură împărțiți, formând ceva asemănător unor legături covalente. Sodiul, potasiul, rubidiul și alte elemente metalice S au pur și simplu puțini electroni în comun, astfel încât cristalele lor sunt fragile și fuzibile. Pe măsură ce numărul de electroni de valență crește, rezistența metalelor crește în general.
Astfel, legăturile metalice tind să fie formate de elemente ai căror atomi au puțini electroni de valență în învelișul lor exterior. Acești electroni de valență, care realizează legătura metalică, sunt împărțiți atât de mult încât se pot deplasa prin cristalul de metal și oferă o conductivitate electrică ridicată a metalului.
Un cristal de NaCl nu conduce electricitatea deoarece nu există electroni liberi în spațiul dintre ioni. Toți electronii donați de atomii de sodiu sunt ținuți ferm de ionii de clor. Aceasta este una dintre diferențele semnificative dintre cristalele ionice și cele metalice.
Ceea ce știți acum despre legăturile metalice ajută la explicarea maleabilității (ductilității) ridicate a majorității metalelor. Metalul poate fi aplatizat într-o foaie subțire și tras în sârmă. Faptul este că straturile individuale de atomi dintr-un cristal de metal pot aluneca unul pe altul relativ ușor: „gazul de electroni” mobil înmoaie constant mișcarea ionilor pozitivi individuali, ferindu-i unul de celălalt.
Desigur, nimic de genul acesta nu se poate face cu sarea de masă, deși sarea este și o substanță cristalină. În cristalele ionice, electronii de valență sunt legați strâns de nucleul atomului. Deplasarea unui strat de ioni față de altul apropie ionii cu aceeași sarcină și provoacă o repulsie puternică între ei, ducând la distrugerea cristalului (NaCl este o substanță fragilă).
Deplasarea straturilor unui cristal ionic determină apariția unor forțe repulsive mari între ionii similari și distrugerea cristalului.
Navigare
- Rezolvarea problemelor combinate pe baza caracteristicilor cantitative ale unei substanțe
- Rezolvarea problemelor. Legea constanței compoziției substanțelor. Calcule folosind conceptele de „masă molară” și „cantitate chimică” a unei substanțe
Rareori substanțe chimice constau din atomi individuali, neînrudiți, ai elementelor chimice. În condiții normale, doar un număr mic de gaze numite gaze nobile au această structură: heliu, neon, argon, cripton, xenon și radon. Cel mai adesea, substanțele chimice nu constau din atomi izolați, ci din combinațiile lor în diferite grupe. Astfel de asociații de atomi pot număra câțiva, sute, mii sau chiar mai mulți atomi. Forța care ține acești atomi în astfel de grupuri se numește legătură chimică.
Cu alte cuvinte, putem spune că o legătură chimică este o interacțiune care asigură conectarea atomilor individuali în structuri mai complexe (molecule, ioni, radicali, cristale etc.).
Motivul formării unei legături chimice este că energia structurilor mai complexe este mai mică decât energia totală a atomilor individuali care o formează.
Deci, în special, dacă interacțiunea atomilor X și Y produce o moleculă XY, aceasta înseamnă că energia internă a moleculelor acestei substanțe este mai mică decât energia internă a atomilor individuali din care s-a format:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Din acest motiv, atunci când se formează legături chimice între atomi individuali, se eliberează energie.
Electronii stratului de electroni exterior cu cea mai mică energie de legare cu nucleul, numit valenţă. De exemplu, în bor aceștia sunt electroni de al 2-lea nivel de energie - 2 electroni pe 2 s- orbitali și 1 cu 2 p-orbitali:
Când se formează o legătură chimică, fiecare atom tinde să obțină configurația electronică a atomilor de gaz nobil, adică. astfel încât să existe 8 electroni în stratul său exterior de electroni (2 pentru elementele primei perioade). Acest fenomen se numește regula octetului.
Este posibil ca atomii să atingă configurația electronică a unui gaz nobil dacă inițial atomii unici își împărtășesc o parte din electronii de valență cu alți atomi. În acest caz, se formează perechi de electroni comuni.
În funcție de gradul de împărțire a electronilor, se pot distinge legături covalente, ionice și metalice.
Legătură covalentă
Legăturile covalente apar cel mai adesea între atomii elementelor nemetalice. Dacă atomii nemetalici care formează o legătură covalentă aparțin unor elemente chimice diferite, o astfel de legătură se numește legătură covalentă polară. Motivul acestui nume constă în faptul că atomii elemente diferite De asemenea, au abilități diferite de a atrage o pereche de electroni comună. Evident, acest lucru duce la o deplasare a perechii de electroni comune către unul dintre atomi, în urma căreia se formează o sarcină negativă parțială pe aceasta. La rândul său, pe celălalt atom se formează o sarcină pozitivă parțială. De exemplu, într-o moleculă de clorură de hidrogen, perechea de electroni este deplasată de la atomul de hidrogen la atomul de clor:
Exemple de substanțe cu legături covalente polare:
CC14, H2S, CO2, NH3, Si02 etc.
O legătură covalentă nepolară se formează între atomii nemetalici ai aceleiași element chimic. Deoarece atomii sunt identici, capacitatea lor de a atrage electroni în comun este, de asemenea, aceeași. În acest sens, nu se observă nicio deplasare a perechii de electroni:
Mecanismul de mai sus pentru formarea unei legături covalente, când ambii atomi furnizează electroni pentru a forma perechi de electroni comune, se numește schimb.
Există și un mecanism donor-acceptator.
Când se formează o legătură covalentă prin mecanismul donor-acceptor, se formează o pereche de electroni comună datorită orbitalului plin al unui atom (cu doi electroni) și orbitalului gol al altui atom. Un atom care furnizează o pereche singură de electroni se numește donor, iar un atom cu un orbital liber se numește acceptor. Atomii care au electroni perechi, de exemplu N, O, P, S, acționează ca donatori de perechi de electroni.
De exemplu, conform mecanismului donor-acceptor, formarea celui de-al patrulea covalent Conexiuni N-Hîn cationul de amoniu NH4+:
Pe lângă polaritate, legăturile covalente se caracterizează și prin energie. Energia de legătură este energia minimă necesară pentru a rupe o legătură între atomi.
Energia de legare scade odată cu creșterea razelor atomilor legați. Deoarece, după cum știm, razele atomice cresc în jos subgrupe, putem, de exemplu, concluziona că puterea legăturii halogen-hidrogen crește în serie:
BUNĂ< HBr < HCl < HF
De asemenea, energia legăturii depinde de multiplicitatea sa - cu cât este mai mare multiplicitatea legăturilor, cu atât energia ei este mai mare. Multiplicitatea legăturilor se referă la numărul de perechi de electroni partajați între doi atomi.
Legătură ionică
Legătura ionică poate fi considerată un caz extrem de legare covalentă. conexiune polară. Dacă într-o legătură covalent-polară, perechea de electroni comună este parțial deplasată la unul dintre perechile de atomi, atunci într-o legătură ionică este aproape complet „dată” unuia dintre atomi. Atomul care donează electron(i) capătă o sarcină pozitivă și devine cation, iar atomul care a luat electroni din el capătă o sarcină negativă și devine anion.
Astfel, o legătură ionică este o legătură formată prin atracția electrostatică a cationilor către anioni.
Formarea acestui tip de legături este tipică în timpul interacțiunii atomilor de metale tipice și nemetale tipice.
De exemplu, fluorura de potasiu. Cationul de potasiu se formează prin îndepărtarea unui electron dintr-un atom neutru, iar ionul de fluor se formează prin adăugarea unui electron la atomul de fluor:
Între ionii rezultați apare o forță de atracție electrostatică, rezultând formarea unui compus ionic.
Când s-a format o legătură chimică, electronii de la atomul de sodiu au trecut la atomul de clor și s-au format ioni încărcați opus, care au un exterior complet. nivel de energie.
S-a stabilit că electronii din atomul de metal nu sunt complet detașați, ci sunt doar deplasați către atomul de clor, ca într-o legătură covalentă.
Majoritatea compușilor binari care conțin atomi de metal sunt ionici. De exemplu, oxizi, halogenuri, sulfuri, nitruri.
Legătura ionică are loc și între cationi simpli și anioni simpli (F −, Cl −, S 2-), precum și între cationi simpli și anioni complecși (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Prin urmare, compușii ionici includ săruri și baze (Na2SO4, Cu(NO3)2, (NH4)2SO4), Ca(OH)2, NaOH).
Conexiune metalica
Acest tip de legătură se formează în metale.
Atomii tuturor metalelor au electroni în stratul lor exterior de electroni care au o energie de legare scăzută cu nucleul atomului. Pentru majoritatea metalelor, procesul de pierdere a electronilor exteriori este favorabil din punct de vedere energetic.
Datorită unei astfel de interacțiuni slabe cu nucleul, acești electroni din metale sunt foarte mobili și următorul proces are loc continuu în fiecare cristal de metal:
M 0 - ne - = M n + , unde M 0 este un atom de metal neutru, iar M n + este un cation al aceluiași metal. Figura de mai jos oferă o ilustrare a proceselor care au loc.
Adică, electronii „buzează” peste un cristal de metal, detașându-se de un atom de metal, formând un cation din acesta, unindu-se altui cation, formând un atom neutru. Acest fenomen a fost numit „vânt de electroni”, iar colecția de electroni liberi dintr-un cristal al unui atom nemetal a fost numită „gaz de electroni”. Acest tip de interacțiune între atomii de metal se numește legătură metalică.
Legătură de hidrogen
Dacă un atom de hidrogen dintr-o substanță este legat de un element cu electronegativitate ridicată (azot, oxigen sau fluor), acea substanță este caracterizată de un fenomen numit legătură de hidrogen.
Deoarece un atom de hidrogen este legat de un atom electronegativ, pe atomul de hidrogen se formează o sarcină pozitivă parțială și pe atomul elementului electronegativ se formează o sarcină negativă parțială. În acest sens, atracția electrostatică devine posibilă între un atom de hidrogen parțial încărcat pozitiv al unei molecule și un atom electronegativ al alteia. De exemplu, legăturile de hidrogen sunt observate pentru moleculele de apă:
Legătura de hidrogen este cea care explică punctul de topire anormal de ridicat al apei. Pe lângă apă, se formează și legături puternice de hidrogen în substanțe precum fluorura de hidrogen, amoniacul, acizii care conțin oxigen, fenolii, alcoolii și aminele.
