Cea mai mică particulă a materiei este o moleculă formată ca rezultat al interacțiunii atomilor, între care acționează legăturile chimice sau legăturile chimice. Doctrina legăturilor chimice formează baza chimiei teoretice. O legătură chimică apare atunci când doi (uneori mai mulți) atomi interacționează. Formarea comunicării are loc odată cu eliberarea energiei.
O legătură chimică este o interacțiune care leagă atomii individuali de molecule, ioni, cristale.
Legătura chimică este unificată în natură: are o origine electrostatică. Dar într-o varietate de compuși chimici, legătura chimică este de un tip diferit; cele mai importante tipuri de legături chimice sunt covalente (nepolar, polar), ionice și metalice. Soiurile acestor tipuri de legături sunt donor-acceptor, hidrogen, etc. Între atomii de metal există o legătură metalică.
Legătura chimică, realizată prin formarea unei perechi comune sau divizate sau a mai multor perechi de electroni, se numește covalentă. În formarea unei perechi comune de electroni, fiecare atom contribuie cu un electron, adică participă "în proporție egală" (Lewis, 1916). Mai jos sunt diagramele de formare a legăturilor chimice în moleculele H2, F2, NH3 și CH4. Electronii aparținând unor atomi diferiți sunt indicați prin simboluri diferite.
Ca rezultat al formării legăturilor chimice, fiecare dintre atomii din moleculă are o configurație stabilă de doi și opt electroni.
Când apare o legătură covalentă, norii electronilor de atomi se suprapun pentru a forma un nor de electroni de electroni, însoțit de un câștig energetic. Un nor de electroni de electroni este localizat între centrele celor două nuclee și are o densitate crescută de electroni în comparație cu densitatea unui nor de electroni atomici.
Legătura covalentă este posibilă numai în cazul rotirilor antiparale ale electronilor neparticipați aparținând unor atomi diferiți. Cu rotiri paralele de electroni, atomii nu sunt atrași, dar respinși: legătura covalentă nu este realizată. Metoda de descriere a legăturii chimice, a cărei formare este asociată cu o pereche electronică comună, se numește metoda legăturii de valență (MVS).
Principalele dispoziții ale CIM
O legătură chimică covalentă este formată din doi electroni cu rotiri direcționate opus și această pereche de electroni aparține la doi atomi.
Legătura covalentă este cu atât mai puternică, cu cât se suprapun mai mult norii de electroni care interacționează.
La scrierea formulelor structurale, perechile electronice care fac conexiunea sunt deseori reprezentate de liniuțe (în loc de puncte reprezentând electroni socializați).
Caracteristica energetică a legăturii chimice este importantă. Când se formează legătura chimică, energia totală a sistemului (molecula) este mai mică decât energia părților componente (atomi), adică EAB<ЕА+ЕB.
Valence este proprietatea unui atom al unui element chimic care atașează sau înlocuiește un anumit număr de atomi dintr-un alt element. Din acest punct de vedere, valența unui atom este cel mai ușor determinată de numărul de atomi de hidrogen care formează legături chimice cu el sau de numărul atomilor de hidrogen înlocuiți de atomul acestui element.
Odată cu dezvoltarea unor idei mecanice cuantice despre atom, valența a fost determinată de numărul de electroni neparticipați care participă la formarea legăturilor chimice. În plus față de electronii neparticipați, valența atomului depinde și de numărul de orbite goale și complet umplute ale stratului de electroni de valență.
Energia de legare este energia care este eliberată când o moleculă este formată din atomi. Energia de legare este de obicei exprimată în kJ / mol (sau kcal / mol). Aceasta este una dintre cele mai importante caracteristici ale lipirii chimice. Mai stabil este un sistem care conține mai puțină energie. Este cunoscut, de exemplu, că atomii de hidrogen tind să se unească într-o moleculă. Acest lucru înseamnă că sistemul compus din molecule de H2 conține mai puțină energie decât sistemul constând din același număr de atomi de H, dar nu combinat în molecule.
Fig. 2.1 Dependența energiei potențiale E a unui sistem de doi atomi de hidrogen la distanța internucleară r: 1 - la formarea unei legături chimice; 2 - fără formarea sa.
Figura 2.1 prezintă curba energetică caracteristică atomilor de hidrogen care interacționează. Convergența atomilor este însoțită de eliberarea energiei, care va fi cu atât mai mult, cu atât mai mult se vor suprapune norii electronici. Totuși, în condiții obișnuite, datorită repulsiei lui Coulomb, este imposibil să se realizeze fuziunea nucleelor a doi atomi. Prin urmare, la o anumită distanță în loc de atracția atomilor, repulsia lor va avea loc. Astfel, distanța dintre atomii r0, care corespunde unui minim pe curba energiei, va corespunde lungimii legăturii chimice (curba 1). Dacă rotirea electronilor atomilor de hidrogen interacțioși este aceeași, atunci va avea loc repulzarea (curba 2). Energia de legare pentru diferiți atomi variază în intervalul 170-420 kJ / mol (40-100 kcal / mol).
Procesul de tranziție a unui electron la un substrat sau nivel de energie mai mare (adică procesul de excitație sau de asociere, menționat mai devreme) necesită cheltuieli de energie. Atunci când se formează o legătură chimică, se eliberează energie. Pentru legătura chimică a fost stabilă, este necesar să se mărească energia atomului datorită energiei de excitație generată a fost mai mică legătură chimică. Cu alte cuvinte, este necesar ca cheltuielile de energie pentru excitarea atomilor să fie compensate prin eliberarea energiei datorită formării unei legături.
Legătura chimică, pe lângă energia de legare, se caracterizează prin lungime, multiplicitate și polaritate. Pentru o moleculă formată din mai mult de doi atomi, unghiurile dintre legături și polaritatea moleculei ca întreg sunt importante.
Multiplicitatea legăturii este determinată de numărul de perechi de electroni care leagă cei doi atomi. Astfel, în etanul H3C-CH3, legătura dintre atomii de carbon este unică, în etilenă H2C = CH2 - dublă, în acetilenă HC0CH-triplă. Cu o creștere a multiplicității legăturii, energia de legare crește: energia de legare a C-C este de 339 kJ / mol, C = 611 kJ / mol și CsC-833 kJ / mol.
Legătura chimică dintre atomi se datorează suprapunerii noriilor de electroni. Dacă se produce o suprapunere de-a lungul unei linii care leagă nucleele de atomi, atunci o astfel de conexiune se numește sigma-bond (# 963; -link). Ea poate fi formată din doi electroni s, electroni s și p, doi electroni px, electroni s și d (de exemplu):
Legarea chimică, efectuată de o pereche electronică, se numește singură. Conexiune unică - întotdeauna # 963; - conectare. Orbalele tipului s se pot forma numai # 963; comunicare.
Legătura dintre doi atomi poate fi realizată prin mai multe perechi de electroni. O astfel de conexiune se numește multiple. Un exemplu de formare a unei legături multiple este o moleculă de azot. În molecula de azot, orbitalele px formează una # 963; - conectare. Atunci când o legătură este formată de pz-orbitale, apar două regiuni
O astfel de conexiune se numește pi-conexiune (π-link). Apariția unei legături π între două atomi are loc doar atunci când acestea sunt deja conectate # 963; - conectare. A doua legătură p în molecula de azot este formată de atomii orbitali ai atomilor. În formarea legăturilor π, norii electronilor se suprapun mai puțin decât în cazul respectiv # 963; - conexiuni. Ca o consecință, obligațiunile π sunt în general mai puțin durabile decât - conexiuni formate din aceleași orbite atomice.
p-orbitale se pot forma ca # 963; - și p-comunicații; în mai multe legături una dintre ele este neapărat # 963; - conexiune :.
Astfel, într-o moleculă de azot formată din trei legături, # 963; - conexiune și două-π-comunicații.
Lungimea legăturii este distanța dintre nucleele atomilor legați. Lungimile legăturilor în diferiți compuși au valori de zeci de nanometri. Pe măsură ce multiplicitatea lungimii legăturii crește, lungimile legăturii N-N scad. N = N și NºN sunt 0,145; 0,125 și 0,109 nm (10-9 m), iar lungimile legăturilor C-C, C-C și C-C sunt de 0,154; 0,134 și 0,120 nm.
Între atomi diferiți, o legătură covalentă pură se poate manifesta dacă electronegativitatea (EO) a atomilor este aceeași. Astfel de molecule sunt electrosimetrice, adică "Centrele de greutate" ale sarcinilor pozitive ale nucleelor și încărcăturile negative ale electronilor coincid la un moment dat, prin urmare ele sunt numite nonpolar.
Dacă atomii de legătură au un EO diferit, atunci norul de electroni situat între ele se deplasează dintr-o poziție simetrică mai aproape de un atom cu un EO mai mare:
Deplasarea unui nor de electroni se numește polarizare. Ca urmare a polarizării unilaterale, centrele de greutate ale încărcăturilor pozitive și negative din moleculă nu coincid la un moment dat, o anumită distanță (l) apare între ele. Astfel de molecule se numesc polari sau dipoli, iar legătura dintre atomii din ele se numește polar.
Legătura polară este un fel de legătura covalentă care a suferit o polarizare unilaterală nesemnificativă. Distanța dintre "centrele de greutate" ale sarcinilor pozitive și negative într-o moleculă se numește lungimea dipolului. Firește, cu cât este mai mare polarizarea, cu atât lungimea dipolului este mai mare și cu atât polaritatea moleculelor este mai mare. Pentru a estima polaritatea moleculelor, se folosește de obicei un moment dipol constant (Mp), care este produsul marimii încărcăturii electrice elementare (e) de lungimea dipolului (l), adică .
momentele dipolare măsurate în Debye D (D = 10-18 e. V. U. × cm, deoarece sarcina elementară este 4,810-10 e. Lungimea V. U. Dipole și media este egală cu distanța dintre cei doi atomi de miezuri, m . .e 10-8 cm) sau coulometria (Cl × m) (D 1 = 3.33 # 903; CI x 10-30 m) (taxa de electroni 1.6 # 903; 10-19 coulombi înmulțită cu distanța dintre tarifele , de exemplu, 0,1 nm, apoi Mp = 1,6 # 903; 10-19 x 1 x 10-10 = 1,6 # 903; 10-29 CI # 903; m). Momentele dipolului constant al moleculelor au valori de la zero la 10 D.
Pentru moleculele nepolare, l = 0 și Mp = 0, adică ei nu au un moment dipol. Pentru moleculele polare, Mp> 0 și atinge valori de 3,5 - 4,0 d.
Cu o diferență foarte mare în atomii EO a fost în mod clar polarizarea unilaterală: electron nor comunicație maximal deplasat spre atomul cu cel mai mare atomii EO trec în ioni și molecule încărcate oppositely ionice are loc:
Legătura covalentă devine ionică. Electrozimetria moleculelor crește, lungimea dipolului crește, momentul dipolului crește la 10 D.
Momentul dipol total al unei molecule complexe poate fi considerat egal cu suma vectorilor din momentele dipol ale legăturilor individuale. Momentul dipolului este de obicei considerat a fi direcționat de la capătul pozitiv al dipolului la cel negativ.
Predicția polarității cuplării se poate face cu ajutorul unor atomi relativi de EO. Cu cât diferența dintre EO relativă a atomilor este mai mare, cu atât polaritatea este mai puternică: DEO = 0 - legătura covalentă nepolară; DOO = 0 - 2 - legătura covalentă polară; DEA = 2 - legătura ionică. Este mai corect să vorbim despre gradul de ionicitate al legăturii, deoarece legăturile nu sunt ionice cu 100%. Chiar și în compusul CsF, legătura ionică este de numai 89%.
Legătura chimică care rezultă din tranziția electronilor de la un atom la un atom este numită ionică, iar moleculele corespunzătoare ale compușilor chimici sunt ionice. Pentru compușii ionici în stare solidă, este caracteristică o rețea de cristal ionic. În stare topită și dizolvată, ele conduc curent electric, au o temperatură ridicată de topire și fierbere și un moment dipol semnificativ.
Dacă luăm în considerare conectarea elementelor unei perioade de unul și același element, apoi ca mișcarea de la începutul până la sfârșitul perioadei în principal, caracter ionic se înlocuiește cu o covalentă. De exemplu, fluorurile din a 2-perioada LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2 comunicație ionicity de fluorură de litiu și, treptat, slabeste în mod tipic înlocuit printr-o legătură covalentă la o moleculă de fluor.
Astfel, natura legăturii chimice este unificată: nu există o diferență fundamentală în mecanismul de apariție a legăturilor covalente poliare și ionice. Aceste tipuri de conexiuni diferă doar prin gradul de polarizare a norului de electroni al moleculei. Moleculele emergente diferă în lungimile dipolilor și în valorile momentelor dipolului constant. În chimie, valoarea momentului dipolului este foarte mare. De regulă, cu cât este mai mare momentul dipolului, cu atât este mai mare reactivitatea moleculelor.
Mecanisme de formare a legăturilor chimice
În metoda legăturilor de valență se disting mecanismele de schimb și donator-acceptor ale formării unei legături chimice.
Mecanismul de schimb. Mecanismul de schimb pentru formarea unei legături chimice include cazurile în care un electron participă la formarea unei perechi de electroni de la fiecare atom.
În moleculele H2, Li2, Na2, legăturile se formează datorită electronilor s nepereche ai atomilor. În moleculele F2 și Cl2 - datorită electronilor p nepartiți. În moleculele HF și HCl, legăturile se formează prin electroni s-hidrogen și electroni p de halogeni.
Particularitatea formării compușilor prin mecanismul de schimb este saturația, ceea ce arată că atomul nu formează nici un fel, ci un număr limitat de legături. Numarul lor, in special, depinde de numarul de electroni de valenta neaparat.
Din celulele cuantice N și H, se poate observa că atomul de azot are 3
electronii neparticipati, iar atomul de hidrogen este unul. Principiul saturației indică faptul că compusul stabil trebuie să fie NH3 și nu NH2, NH sau NH4. Cu toate acestea, există molecule care conțin un număr impar de electroni, de exemplu, NO, NO2, ClO2. Toate acestea se caracterizează prin reactivitate crescută.
În anumite etape ale reacțiilor chimice, se pot forma și grupuri nesaturate de valență, numite radicali, de exemplu, H, NH2, O, CH3. Reactivitatea radicalilor este foarte ridicată și, prin urmare, timpul de existență, de regulă, este mic.
Mecanism donator-acceptor
Este cunoscut faptul că compușii cu amoniac NH3 saturat de valență și trifluorura de bor BF3 reacționează reciproc în reacție
NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 kJ / mol.
Luați în considerare mecanismul acestei reacții:
Se poate observa că dintre cele patru orbitale de bor, trei sunt populate și unul rămâne vacant. În molecula de amoniac, toate cele patru orbite de azot sunt populate, dintre care trei sunt schimbate de electronii de azot și hidrogen, iar unul conține o pereche de electroni, ambii din care electronii aparțin azotului. O astfel de pereche de electroni se numește o pereche de electroni neparticipată. Formarea compusului H3N # 903; BF3 se datorează faptului că o pereche de amoniac care nu este împărțită cu electroni ocupă un orbital vacant de fluorură de bor. În acest caz, energia potențială a sistemului scade și se eliberează o cantitate echivalentă de energie. Un mecanism similar de formare se numește donator-donor acceptor, un atom care dă perechii de electroni să formeze o legătură (în acest caz un atom de azot); și un atom care oferă un orbital vacant, primește o pereche de electroni, se numește acceptor (în acest caz, un atom de bor). Legătura donator-acceptor este un fel de legătură covalentă.
În compusul H3N # 903; Azotul și borul BF3 sunt tetravalente. Atomul de azot își mărește valența de la 3 la 4 ca urmare a utilizării unei perechi de electroni neparticipați pentru a forma o legătură chimică suplimentară. Atomul de bor își mărește valența datorită prezenței unui orbital liber la nivelul de electroni de valență. Astfel, valența elementelor este determinată nu numai de numărul de electroni nepartiți, ci și de prezența perechilor electronilor împărțiți și a orbitalilor liberi la nivelul electronic de valență.
Un caz mai simplu de formare a unei legături chimice prin