¿Cuál es el tipo de enlace en la molécula? Características del enlace químico. Sustancias de estructura molecular y no molecular. Tipo de celosía cristalina. Dependencia de las propiedades de las sustancias en su composición y estructura.

Las características más importantes de un enlace incluyen: longitud, polaridad, momento dipolar, saturación, direccionalidad, fuerza y ​​frecuencia de enlace.

Duración de la comunicación- llamada distancia entre los núcleos de los átomos en una molécula. La longitud del enlace está determinada por el tamaño de los núcleos y el grado de superposición de las nubes de electrones.

La longitud del enlace en HF es 0,92 ∙ 10 -10, en HCl - 1,28 ∙ 10 -10 m. Cuanto más corta es la longitud, más fuerte es el enlace químico.

Ángulo de unión (ángulo de valencia) llamado ángulo entre líneas imaginarias que atraviesan los núcleos de átomos unidos químicamente. ∟HOH = 104 0,5; $ $ H 2 S = 92,2 0; ∟H 2 S е = 91 0, 0.

La característica más importante del enlace químico es energía definiéndolo fuerza.

Cuantitativamente, la fuerza de un enlace se caracteriza por la energía gastada para romperlo y se mide en kJ por 1 mol de sustancia.

Por tanto, la fuerza de unión se caracteriza cuantitativamente por la energía de sublimación E subl. sustancias y la energía de disociación de la molécula en átomos E diss. ... Se entiende por energía de sublimación la energía gastada para la transición de una sustancia de un estado sólido a un gaseoso. Para las moléculas diatómicas, la energía de enlace es igual a la energía de disociación de la molécula en dos átomos.

Por ejemplo, E diss. (y por lo tanto E St.) en la molécula de H2 es 435 kJ / mol. En la molécula de F 2 = 159 kJ / mol, en la molécula de N 2 = 940 kJ / mol.

Para moléculas no diatómicas, sino poliatómicas del tipo AB n, la energía de enlace promedio

debido a AB n = A + nB.

Por ejemplo, la energía absorbida en el proceso

es igual a 924 kJ / mol.

Energía de comunicación

E OH = = = = 462 kJ / mol.

La conclusión sobre la estructura de las moléculas y la estructura de una sustancia se realiza de acuerdo con los resultados obtenidos por diferentes métodos. En este caso, la información obtenida se utiliza no solo sobre las longitudes y energías de enlace, ángulos de enlace, sino también otras propiedades de la sustancia, como, por ejemplo, magnéticas, ópticas, eléctricas, térmicas y otras.

El conjunto de datos obtenidos experimentalmente sobre la estructura de la materia complementa y generaliza los resultados de los métodos computacionales de la química cuántica que utilizan el concepto de la teoría mecánica cuántica de los enlaces químicos. Se cree que el enlace químico se realiza principalmente por electrones de valencia. Para los elementos s y p, la valencia son los electrones de los orbitales de la capa exterior, y para los elementos d, los electrones del orbital s de la capa exterior y el orbital d de la capa preexterior.

La naturaleza del enlace químico.

Un enlace químico se forma solo si la energía total del sistema (E kin. + E pot.) Disminuye con el acercamiento de los átomos.

Consideremos la naturaleza del enlace químico usando el ejemplo del ion de hidrógeno molecular H 2 +. (Se obtiene irradiando moléculas de hidrógeno con electrones H 2; en una descarga de gas). Para un sistema molecular tan simple, la ecuación de Schrödinger se resuelve con mayor precisión.

En el ion hidrógeno H2 +, un electrón se mueve en el campo de dos núcleos: los protones. La distancia entre los núcleos es de 0,106 nm, la energía de enlace (disociación en átomos de H e ion H +) es de 255,7 kJ / mol. Es decir, la partícula es fuerte.

En el ion molecular Н 2 +, actúan fuerzas electrostáticas de dos tipos: las fuerzas de atracción de un electrón hacia ambos núcleos y las fuerzas de repulsión entre los núcleos. La fuerza repulsiva se manifiesta entre los núcleos cargados positivamente H A + y H A +, que se pueden representar en la forma de la siguiente Fig. 3. La fuerza repulsiva tiende a separar los núcleos entre sí.

Arroz. 3. La fuerza de repulsión (a) y atracción (b) entre dos núcleos, que surge cuando se acercan entre sí a una distancia del orden del tamaño de los átomos.

Las fuerzas de atracción actúan entre el electrón e - cargado negativamente y los núcleos H + y H + cargados positivamente. Se forma una molécula si la resultante de las fuerzas de atracción y repulsión es cero, es decir, la repulsión mutua de los núcleos debe ser compensada por la atracción del electrón hacia los núcleos. Esta compensación depende de la ubicación del electrón e - en relación con los núcleos (Fig. 3 byc). Esto no significa la posición del electrón en el espacio (que no se puede determinar), sino la probabilidad de encontrar el electrón en el espacio. La ubicación de la densidad de electrones en el espacio, correspondiente a la Fig. 3.b) promueve la convergencia de núcleos, y la correspondiente Fig. 3.c) - repulsión de los núcleos, ya que en este caso las fuerzas de atracción se dirigen en una dirección y la repulsión de los núcleos no se compensa. Por tanto, hay una región de unión cuando la densidad de electrones se distribuye entre los núcleos y una región de aflojamiento o antienlazamiento cuando la densidad de electrones se distribuye más allá de los núcleos.

Si un electrón entra en el área de unión, se forma un enlace químico. Si el electrón cae en la región de aflojamiento, entonces no se forma un enlace químico.

Dependiendo de la naturaleza de la distribución de la densidad electrónica en la región de enlace, se distinguen tres tipos principales de enlaces químicos: covalentes, iónicos y metálicos. En su forma pura, estos enlaces no tienen lugar y, por lo general, una combinación de estos tipos de enlaces está presente en las conexiones.

Tipos de enlaces.

En química, se distinguen los siguientes tipos de enlaces: enlaces covalentes, iónicos, metálicos, enlaces de hidrógeno, enlaces de van der Waals, enlaces donante-aceptor y enlaces dativos.

Enlace covalente

Cuando se forma un enlace covalente, los átomos comparten electrones entre sí. Un ejemplo de enlace covalente es un enlace químico en una molécula de Cl 2. Por primera vez, Lewis (1916) sugirió que en tal enlace, cada uno de los dos átomos de cloro comparte uno de sus electrones externos con otro átomo de cloro. Para superponerse a los orbitales atómicos, dos átomos deben acercarse lo más posible el uno al otro. Un par de electrones compartidos forma un enlace covalente. Estos electrones ocupan el mismo orbital y sus espines se dirigen en direcciones opuestas.

Por lo tanto, el enlace covalente se lleva a cabo compartiendo electrones de diferentes átomos como resultado del emparejamiento de electrones con espines opuestos.

Un enlace covalente es un tipo de enlace muy extendido. Un enlace covalente puede surgir no solo en moléculas, sino también en cristales. Surge entre los mismos átomos (en las moléculas de H2, Cl 2, diamante) y entre diferentes átomos (en las moléculas de H2O, NH 3 ...)

Mecanismo de formación de enlaces covalentes.

Consideremos el mecanismo con el ejemplo de la formación de la molécula N 2.

H + H = H 2, ∆H = -436 kJ / mol

El núcleo de un átomo de hidrógeno libre está rodeado por una nube de electrones de simetría esférica formada por un electrón 1s. Cuando los átomos se acercan a una cierta distancia, hay una superposición parcial de sus nubes de electrones (orbitales) (Fig. 4).

Arroz. 4. El mecanismo de formación de enlaces en la molécula de hidrógeno.

Si la distancia entre los núcleos de los átomos de hidrógeno que se han acercado antes de tocarse es de 0.106 nm, luego de la superposición de las nubes de electrones, esta distancia es de 0.074 nm.

Como resultado, aparece una nube molecular de dos electrones entre los centros de los núcleos, que tiene la máxima densidad de electrones en el espacio entre los núcleos. Un aumento de la densidad de carga negativa entre los núcleos favorece un fuerte aumento de las fuerzas de atracción entre los núcleos, lo que conduce a la liberación de energía. Cuanto mayor sea la superposición de los orbitales de los electrones, más fuerte será el enlace químico. Como resultado de la aparición de un enlace químico entre dos átomos de hidrógeno, cada uno de ellos alcanza la configuración electrónica de un átomo de un gas noble: el helio.

Hay dos métodos que explican desde el punto de vista de la mecánica cuántica la formación de la región superpuesta de nubes de electrones y la formación de un enlace covalente, respectivamente. Uno de ellos se llama método de VS (enlaces de valencia), el otro se llama MO (orbitales moleculares).

En el método de los enlaces de valencia, se considera la superposición de los orbitales atómicos de un par de átomos seleccionados. En el método MO, la molécula se considera como un todo y la distribución de la densidad de electrones (de un electrón) se extiende por toda la molécula. Desde la posición de MO 2H en H 2 están conectados debido a la atracción de núcleos a la nube de electrones ubicada entre estos núcleos.

Imagen de un enlace covalente

Los enlaces se representan de diferentes formas:

una). Usando electrones como puntos

En este caso, la formación de una molécula de hidrógeno se muestra mediante el esquema

H ∙ + H ∙ → H: H

2). Usar celdas cuadradas (orbitales) como colocar dos electrones con espines opuestos en una celda cuántica molecular

Este diagrama muestra que el nivel de energía molecular es menor que los niveles atómicos iniciales, lo que significa que el estado molecular de la materia es más estable que el atómico.

3). El enlace covalente se representa como una línea.

Por ejemplo, H - N. este rasgo simboliza un par de electrones.

Si ha surgido un enlace covalente entre átomos (un par de electrones común), entonces se llama único, si es más, entonces un múltiplo doble(dos pares de electrones comunes), triple(tres pares de electrones comunes). Un enlace simple está representado por una línea, un doble por dos, un triple por tres.

El guión entre los átomos muestra que tienen un par de electrones generalizados.

Clasificación de enlaces covalentes.

Dependiendo de la dirección de superposición de las nubes de electrones, se distinguen los enlaces σ-, π-, δ. El enlace σ surge cuando las nubes de electrones se superponen a lo largo del eje que conecta los núcleos de los átomos que interactúan.

Ejemplos de enlace σ:

Arroz. 5. Formación de enlace σ entre electrones s-, p-, d-.

Se observa un ejemplo de la formación de un enlace σ cuando las nubes s-s se superponen en una molécula de hidrógeno.

El enlace π ocurre cuando las nubes de electrones se superponen a ambos lados del eje, conectando los núcleos atómicos.

Arroz. 6. Formación de enlace π entre electrones p-, d-.

El acoplamiento δ ocurre cuando dos nubes de electrones d ubicadas en planos paralelos se superponen. El enlace δ es menos fuerte que el enlace π y el enlace π es menos fuerte que el enlace σ.

Propiedades de enlace covalente

a). Polaridad.

Hay dos tipos de enlaces covalentes: no polares y polares.

En el caso de un enlace covalente no polar, una nube de electrones formada por un par común de electrones se distribuye en el espacio simétricamente con respecto a los núcleos de los átomos. Un ejemplo son las moléculas diatómicas que constan de átomos de un elemento: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. Su par de electrones pertenece igualmente a ambos átomos.

En el caso de un enlace polar, la nube de electrones que forma el enlace se desplaza hacia un átomo con mayor electronegatividad relativa.

Algunos ejemplos son moléculas: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3, etc. Considere la formación de una molécula de HCl, que se puede representar mediante el siguiente esquema

El par de electrones está sesgado hacia el átomo de cloro, porque la electronegatividad relativa del átomo de cloro (2.83) es mayor que la del átomo de hidrógeno (2.1).

B). Saturabilidad.

La capacidad de los átomos para participar en la formación de un número limitado de enlaces covalentes se denomina saturación del enlace covalente. La saturación de los enlaces covalentes se debe al hecho de que solo los niveles de energía externa están involucrados en la interacción química, es decir, un número limitado de electrones.

v) ... Enfocar e hibridación de un enlace covalente.

Un enlace covalente se caracteriza por la direccionalidad en el espacio. Esto se debe al hecho de que las nubes de electrones tienen una determinada forma y su máxima superposición es posible con una determinada orientación espacial.

La direccionalidad del enlace covalente determina la estructura geométrica de las moléculas.

Por ejemplo, para el agua, tiene forma triangular.

Arroz. 7. Estructura espacial de la molécula de agua.

Se ha establecido experimentalmente que la distancia entre los núcleos de hidrógeno y oxígeno en la molécula de agua H2O es de 0.096 nm (96 pm). El ángulo entre las líneas que pasan por los núcleos es de 104,5 0. Por lo tanto, la molécula de agua tiene una forma angular y su estructura se puede expresar en la forma de la figura presentada.

Hibridación

Como muestran estudios experimentales y teóricos (Slater, Pauling), en la formación de algunos compuestos, como BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, el estado de los electrones de valencia de un átomo en una molécula no se describe por puro s-, p -, funciones de onda d, pero por sus combinaciones lineales ... Estas estructuras mixtas se denominan orbitales híbridos y el proceso de mezcla se denomina hibridación.

Como muestran los cálculos de química cuántica, la mezcla de los orbitales s y p de un átomo es un proceso favorable para la formación de una molécula. En este caso, se libera más energía que en la formación de enlaces con la participación de orbitales s y p puros. Por lo tanto, la hibridación de los orbitales electrónicos del átomo conduce a una gran disminución de la energía del sistema y, en consecuencia, a un aumento de la estabilidad de la molécula. El orbital hibridado está más alargado en un lado del núcleo que en el otro. Por lo tanto, la densidad de electrones en la región de superposición de la nube híbrida será mayor que la densidad de electrones en la región de superposición de los orbitales syp por separado, como resultado de lo cual el enlace formado por los electrones del orbital híbrido se caracteriza por mayor fuerza.

Hay varios tipos de estados híbridos. Durante la hibridación de los orbitales s y p (llamada hibridación sp), aparecen dos orbitales híbridos, ubicados entre sí en un ángulo de 180 °. En este caso, se forma una estructura lineal. Esta configuración (estructura) es conocida para la mayoría de los haluros de metales alcalinotérreos (por ejemplo, BeX 2, donde X = Cl, F, Br), es decir, el ángulo de conexión es 180 0 С.

Arroz. 8.sp-hibridación

Otro tipo de hibridación, llamada hibridación sp 2 (formada a partir de un orbital sy dos orbitales p), conduce a la formación de tres orbitales híbridos, que se encuentran en un ángulo de 120 ° entre sí. En este caso, se forma una estructura trigonal de una molécula (o un triángulo regular) en el espacio. Tales estructuras son conocidas para los compuestos BX 3 (X = Cl, F, Br).

Arroz. 9.sp 2 - hibridación.

La hibridación de Sp 3 ocurre con menos frecuencia, que se forma a partir de un orbital s y tres orbitales p. En este caso, se forman cuatro orbitales híbridos, orientados en el espacio simétricamente a los cuatro vértices del tetraedro, es decir, se ubican en un ángulo de 109 0 28 ". Esta posición espacial se denomina tetraédrica. Esta estructura se conoce por NH 3, moléculas de H 2 O y, en general, para elementos del período II. Su vista en el espacio se puede mostrar en la siguiente figura

Arroz. 10. Disposición espacial de los enlaces en la molécula de amoníaco,

proyectado sobre un plano.

La formación de enlaces tetraédricos debido a la hibridación sp 3 se puede representar de la siguiente manera (Fig.11):

Arroz. 11. Formación de enlaces tetraédricos durante la hibridación sp 3.

La formación de enlaces tetraédricos durante la hibridación sp 3 se muestra en la Fig. 1 para el ejemplo de la molécula CCl 4. 12.

Figura 12. Formación de enlaces tetraédricos durante sp 3 - hibridación en moléculas CCl 4

La hibridación concierne no solo a los orbitales syp. Para explicar los elementos estereoquímicos de III y períodos posteriores, se hace necesario construir orbitales híbridos que incluyan simultáneamente orbitales s, p, d.

Las sustancias con un enlace covalente incluyen:

1. compuestos orgánicos;

2. Sustancias sólidas y líquidas en las que se forman enlaces entre pares de átomos de halógeno, así como entre pares de átomos de hidrógeno, nitrógeno y oxígeno, por ejemplo, H2;

3. elementos del grupo VI (por ejemplo, cadenas espirales de telurio), elementos del grupo V (por ejemplo, arsénico), elementos del grupo IV (diamante, silicio, germanio);

4. compuestos que obedecen a la regla 8-N (como InSb, CdS, GaAs, CdTe), cuando los elementos que los forman se ubican en la tabla periódica en los grupos II-VI, III-V.

En sólidos con enlace covalente, se pueden formar diferentes estructuras cristalinas para la misma sustancia, cuya energía de enlace es prácticamente la misma. Por ejemplo, la estructura de ZnS puede ser cúbica (mezcla de zinc) o hexagonal (wurtzita). La disposición de los vecinos más cercanos en la mezcla de zinc y la wurtzita es la misma, y ​​la única pequeña diferencia en las energías de estas dos estructuras está determinada por la disposición de los átomos que siguen a los más cercanos. Esta capacidad de algunas sustancias se llama alotropía o polimorfismo. Otro ejemplo de alotropía es el carburo de silicio, que tiene varios politipos con diferentes estructuras, desde puramente cúbicas hasta hexagonales. Estas numerosas modificaciones cristalinas de ZnS, SiC existen a temperatura ambiente.

Enlace iónico

El enlace iónico es la fuerza de atracción electrostática entre iones con cargas opuestas (es decir, + y -).

El concepto de enlace iónico se formó sobre la base de las ideas de V.Kossel. Sugirió (1916) que cuando dos átomos interactúan, uno los abandona y el otro acepta electrones. Por tanto, se forma un enlace iónico como resultado de la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Por ejemplo, en el cloruro de sodio, se forma un enlace iónico como resultado de la transferencia de un electrón de un átomo de sodio a un átomo de cloro. Como resultado de esta transferencia, se forman un ion sodio con una carga de +1 y un ion cloro con una carga de -1. Se atraen entre sí por fuerzas electrostáticas, formando una molécula estable. El modelo de transferencia de electrones propuesto por Kossel permite explicar la formación de compuestos como el fluoruro de litio, el óxido de calcio y el óxido de litio.

Los compuestos iónicos más típicos consisten en cationes metálicos pertenecientes a los grupos I y II de la tabla periódica, y aniones de elementos no metálicos pertenecientes a los grupos VI y VII.

La facilidad de formación de un compuesto iónico depende de la facilidad de formación de sus cationes y aniones constituyentes. Cuanto mayor es la facilidad de formación, menor es la energía de ionización que tiene un átomo que dona electrones (donador de electrones), y el átomo que une electrones (aceptor de electrones) tiene una mayor afinidad por un electrón. Afinidad electronica Es una medida de la capacidad de un átomo para unir un electrón. Se define cuantitativamente como el cambio de energía que se produce cuando se forma un mol de aniones con una sola carga a partir de un mol de átomos. Este es el llamado concepto de "primera afinidad electrónica". La segunda afinidad electrónica es el cambio de energía que se produce cuando un mol de aniones con carga doble se forma a partir de un mol de aniones con carga simple. Estos conceptos, es decir, energía de ionización y afinidad electrónica, se refieren a sustancias gaseosas y son características de átomos e iones en estado gaseoso. Pero debe tenerse en cuenta que la mayoría de los compuestos iónicos son más estables en estado sólido. Esta circunstancia se explica por la existencia de una red cristalina en estado sólido. Surge la pregunta. ¿Por qué los compuestos iónicos son más estables en forma de redes cristalinas y no en estado gaseoso? La respuesta a esta pregunta es el cálculo de la energía de la red cristalina basado en el modelo electrostático. Además de esto, este cálculo también es una prueba de la teoría del enlace iónico.

Para calcular la energía de la red cristalina, es necesario determinar el trabajo que se debe dedicar a la destrucción de la red cristalina con la formación de iones gaseosos. Para realizar el cálculo se utiliza el concepto de fuerzas de atracción y repulsión. La expresión de la energía potencial de interacción de iones con carga simple se obtiene sumando la energía de atracción y la energía de repulsión.

E = E pr + E rep (1).

La energía de atracción de Coulomb de iones de signos opuestos se toma como E, por ejemplo, Na + y Cl - para el compuesto de NaCl.

E en = -e 2 / 4πε 0 r (2),

dado que la distribución de la carga electrónica en la capa de electrones llena es esféricamente simétrica. Debido a la repulsión que surge del principio de Pauli cuando las capas llenas del anión y el catión se superponen, la distancia a la que pueden acercarse los iones es limitada. La energía repulsiva cambia rápidamente con la distancia internuclear y se puede escribir en la forma de las siguientes dos expresiones aproximadas:

E OT = A / r norte (n≈12) (3)

E OT = B ∙ exp (-r / ρ) (4),

donde A y B son constantes, r es la distancia entre iones, ρ es un parámetro (longitud característica).

Cabe señalar que ninguna de estas expresiones corresponde al complejo proceso mecánico cuántico que conduce a la repulsión.

A pesar de la aproximación de estas fórmulas, permiten calcular con precisión y, en consecuencia, describir el enlace químico en las moléculas de compuestos iónicos como NaCl, KCl, CaO.

Dado que el campo eléctrico del ion tiene simetría esférica (Fig. 13), el enlace iónico, en contraste con el enlace covalente, no tiene direccionalidad. La interacción de dos iones con carga opuesta es compensada por las fuerzas repulsivas solo en la dirección que conecta los centros de los núcleos de iones, en otras direcciones no ocurre la compensación de los campos eléctricos de los iones. Por tanto, pueden interactuar con otros iones. Por tanto, el enlace iónico no es saturable.

Arroz. 13. Simetría esférica del campo electrostático

Cargos con cargos opuestos.

Debido a la no direccionalidad y la insaturación del enlace iónico, es energéticamente más favorable cuando cada ion está rodeado por el número máximo de iones del signo opuesto. Debido a esto, la forma más preferida de existencia de un compuesto iónico es un cristal. Por ejemplo, en un cristal de NaCl, cada catión tiene seis aniones como vecinos más cercanos.

Sólo a altas temperaturas en estado gaseoso existen compuestos iónicos en forma de moléculas no asociadas.

En los compuestos iónicos, el número de coordinación no depende de las características específicas de la estructura electrónica de los átomos, como en los compuestos covalentes, sino que está determinado por la proporción de los tamaños de los iones. Con una relación de radios iónicos en el rango de 0,41 - 0,73, se observa una coordinación octaédrica de iones, con una relación de 0,73-1,37, coordinación cúbica, etc.

Por tanto, en condiciones normales, los compuestos iónicos son sustancias cristalinas. El concepto de moléculas de dos iones, por ejemplo, NaCL, CsCl, no les es aplicable. Cada cristal está compuesto por una gran cantidad de iones.

Se puede pensar en el enlace iónico como el último enlace polar, para el cual la carga efectiva del átomo es cercana a la unidad. Para un enlace no polar puramente covalente, la carga efectiva de los átomos es cero. En las sustancias reales, hay pocos enlaces puramente iónicos y puramente covalentes. La mayoría de los compuestos tienen la naturaleza de un enlace intermedio entre covalente no polar e iónico polar. Es decir, en estos compuestos, el enlace covalente es parcialmente iónico. La naturaleza de los enlaces iónicos y covalentes en sustancias reales se muestra en la Figura 14.

Arroz. 14. Naturaleza iónica y covalente del enlace.

La proporción de la naturaleza iónica del enlace se denomina grado de ionicidad. Se caracteriza por las cargas efectivas de los átomos de la molécula. El grado de ionicidad aumenta al aumentar la diferencia entre las electronegatividades de los átomos que lo forman.

Enlace de metal

En los átomos metálicos, los electrones de valencia externos se retienen mucho más débiles que en los átomos no metálicos. Esto provoca la pérdida del enlace de los electrones con los átomos individuales durante un período de tiempo suficientemente largo y su socialización. Se forma un conjunto socializado de electrones externos. La existencia de un sistema electrónico de este tipo conduce a la aparición de fuerzas que mantienen a los iones metálicos positivos en un estado cerrado, a pesar de su carga similar. Tal enlace se llama metálico. Tal conexión es característica solo para el metal y existe en el estado sólido y líquido de la materia. Un enlace metálico es un tipo de enlace químico. Se basa en la socialización de los electrones externos, que pierden su vínculo con el átomo y, por tanto, se denominan electrones libres (Fig. 15).

Arroz. 15. Enlace metálico.

La existencia de un enlace metálico queda confirmada por los siguientes hechos. Todos los metales tienen alta conductividad térmica y alta conductividad eléctrica, que se proporciona debido a la presencia de electrones libres. Además, la misma circunstancia determina la buena reflectividad de los metales a la irradiación de la luz, su brillo y opacidad, alta plasticidad y un coeficiente de temperatura positivo de resistencia eléctrica.

La estabilidad de la red cristalina de los metales no puede explicarse por tipos de enlaces como iónicos y covalentes. Un enlace iónico entre átomos metálicos ubicados en los nodos de la red cristalina es imposible, ya que tienen la misma carga. También es poco probable un enlace covalente entre átomos de metal, ya que cada átomo tiene de 8 a 12 vecinos más cercanos, y se desconoce la formación de enlaces covalentes con tantos pares de electrones compartidos.

Las estructuras metálicas se caracterizan por el hecho de que tienen una disposición bastante rara de átomos (las distancias internucleares son grandes) y una gran cantidad de vecinos más cercanos para cada átomo en la red cristalina. La Tabla 1 enumera tres estructuras metálicas típicas.

tabla 1

Características de las estructuras de los tres metales más comunes.

Vemos que cada átomo participa en la formación de una gran cantidad de enlaces (por ejemplo, con 8 átomos). Un número tan grande de enlaces (con 8 o 12 átomos) no se pueden localizar simultáneamente en el espacio. La conexión debe realizarse debido a la resonancia del movimiento oscilatorio de los electrones externos de cada átomo, como resultado de lo cual todos los electrones externos del cristal se colectivizan con la formación de un gas de electrones. En muchos metales, es suficiente tomar un electrón de cada átomo para formar un enlace metálico. Esto es exactamente lo que se observa para el litio, que tiene solo un electrón en la capa exterior. Un cristal de litio es una red de iones Li + (bolas con un radio de 0.068 nm) rodeadas por un gas de electrones.

Arroz. 16. Varios tipos de empaque de cristal: empaque cerrado a-hexagonal; b - empaquetadura cúbica centrada en las caras; Empaquetadura cúbica centrada en el cuerpo.

Existen similitudes entre los enlaces metálicos y covalentes. Se basa en el hecho de que ambos tipos de enlaces se basan en el intercambio de electrones de valencia. Sin embargo, un enlace covalente solo conecta dos átomos vecinos y los electrones compartidos están muy cerca de los átomos conectados. En un enlace metálico, varios átomos participan en la socialización de los electrones de valencia.

Por lo tanto, el concepto de enlace metálico está indisolublemente ligado al concepto de metales como un conjunto de núcleos iónicos cargados positivamente con grandes espacios entre iones llenos de un gas electrónico, mientras que a nivel macroscópico el sistema permanece eléctricamente neutro.

Además de los tipos anteriores de enlaces químicos, existen otros tipos de enlaces que son intermoleculares: enlace de hidrógeno, interacción de van der Waals, interacción donante-aceptor.

Interacción donante-aceptor de moléculas

El mecanismo para la formación de un enlace covalente debido a una nube de dos electrones de un átomo y un orbital libre de otro se llama donante-aceptor. Un átomo o partícula que proporciona una nube de dos electrones para la comunicación se llama donante. Un átomo o partícula con un orbital libre que acepta este par de electrones se llama aceptor.

Los principales tipos de interacciones intermoleculares. Enlace de hidrógeno

Entre las moléculas saturadas de valencia a distancias que exceden el tamaño de partícula, pueden aparecer fuerzas electrostáticas de atracción intermolecular. Se les llama fuerzas de van der Waals. La interacción de Van der Waals siempre existe entre átomos estrechamente espaciados, pero juega un papel importante solo en ausencia de mecanismos de enlace más fuertes. Esta débil interacción con una energía característica de 0,2 eV / átomo se produce entre átomos neutros y entre moléculas. El nombre de la interacción se asocia con el nombre de Van der Waals, ya que fue él quien sugirió por primera vez que la ecuación de estado, teniendo en cuenta la interacción débil entre moléculas de gas, describe las propiedades de los gases reales mucho mejor que la ecuación de estado de un gas ideal. Sin embargo, la naturaleza de esta fuerza de atracción no fue explicada hasta 1930 por Londres. Actualmente, los siguientes tres tipos de interacciones se atribuyen a la atracción de Van der Waals: orientativa, inductiva, dispersiva (efecto London). La energía de atracción de van der Waals está determinada por la suma de las interacciones de orientación, inducción y dispersión.

E pr = E op + E ind + E disp (5).

La interacción orientacional (o interacción dipolo-dipolo) se manifiesta entre moléculas polares, las cuales, al acercarse, giran (se orientan) entre sí con polos opuestos de modo que la energía potencial del sistema de moléculas se vuelve mínima. La energía de la interacción orientacional es cuanto más significativa es, cuanto mayor es el momento dipolar μ de las moléculas y menor es la distancia l entre ellas:

E op = - (μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ ε 0 ∙ l 6) (6),

donde ε 0 es una constante eléctrica.

La interacción de inducción está asociada con los procesos de polarización molecular por dipolos circundantes. Es el más significativo, cuanto mayor es la polarizabilidad α de la molécula apolar y mayor es el momento dipolar μ de la molécula polar.

E ind = - (αμ 2) / (8π 2 ∙ ε 0 ∙ l 6) (7).

La polarizabilidad α de una molécula apolar se denomina deformacional, ya que está asociada con la deformación de la partícula, mientras que μ caracteriza el desplazamiento de la nube de electrones y los núcleos con respecto a sus posiciones anteriores.

La interacción de dispersión (efecto London) ocurre en cualquier molécula, independientemente de su estructura y polaridad. Debido a la no coincidencia instantánea de los centros de gravedad de las cargas de la nube de electrones y los núcleos, se forma un dipolo instantáneo, que induce dipolos instantáneos en otras partículas. El movimiento de dipolos instantáneos se vuelve consistente. Como resultado, las partículas vecinas experimentan una atracción mutua. La energía de interacción de dispersión depende de la energía de ionización E I y de la polarizabilidad de las moléculas α

Mi disp = - (Mi yo 1 ∙ Mi yo 2) ∙ α 1 α 2 / (Mi yo 1 + Mi yo 2) l 6 (8).

El enlace de hidrógeno es intermedio entre la valencia y las interacciones intermoleculares. La energía del enlace de hidrógeno es pequeña, 8 - 80 kJ / mol, pero más alta que la energía de interacción de Van der Waals. El enlace de hidrógeno es característico de líquidos como agua, alcoholes, ácidos y se debe a un átomo de hidrógeno polarizado positivamente. El pequeño tamaño y la ausencia de electrones internos permiten que el átomo de hidrógeno presente en un líquido en cualquier compuesto entre en interacción adicional con un átomo polarizado negativamente de otro o con la misma molécula no unida covalentemente a él.

A δ- - H δ + .... A δ- - H δ +.

Es decir, existe una asociación de moléculas. La asociación de moléculas conduce a una disminución de la volatilidad, un aumento del punto de ebullición y del calor de vaporización, y un aumento de la viscosidad y constante dieléctrica de los líquidos.

El agua es especialmente adecuada para la formación de puentes de hidrógeno, ya que su molécula tiene dos átomos de hidrógeno y dos pares solitarios en el átomo de oxígeno. Esto provoca un momento dipolar elevado de la molécula (μ D = 1,86 D) y la capacidad de formar cuatro enlaces de hidrógeno: dos como donador de protones y dos como aceptor de protones.

(H 2 O .... H - O ... H 2 O) 2 veces.

Se sabe por experimentos que con un cambio en el peso molecular en la serie de compuestos de hidrógeno de los elementos del tercer período y posteriores, aumenta el punto de ebullición. Si esta regla se aplica al agua, entonces su punto de ebullición no debería ser 100 0 C, sino 280 0 C. Esta contradicción confirma la existencia de un enlace de hidrógeno en el agua.

Los experimentos han demostrado que los asociados moleculares se forman en agua en líquido y especialmente en agua sólida. El hielo tiene una red cristalina tetraédrica. En el centro del tetraedro hay un átomo de oxígeno de una molécula de agua, en cuatro vértices hay átomos de oxígeno de moléculas vecinas, que están enlazadas por hidrógeno con las vecinas más cercanas. En el agua líquida, los enlaces de hidrógeno se destruyen parcialmente; en su estructura, se observa un equilibrio dinámico entre asociados de moléculas y moléculas libres.

Método de enlace de valencia

La teoría de los enlaces de valencia o pares de electrones localizados supone que cada par de átomos de una molécula se mantiene unido por uno o más pares de electrones compartidos. Según la teoría de los enlaces de valencia, un enlace químico se localiza entre dos átomos, es decir, es de dos centros y de dos electrones.

El método del enlace de valencia se basa en los siguientes principios básicos:

Cada par de átomos de una molécula se mantiene unido por uno o más pares de electrones comunes;

Un enlace covalente simple está formado por dos electrones con espines antiparalelos ubicados en los orbitales de valencia de los átomos de enlace;

Cuando se forma un enlace, las funciones de onda de los electrones se superponen, lo que lleva a un aumento de la densidad de electrones entre los átomos y una disminución de la energía total del sistema;

No existe una teoría unificada de enlace químico, condicionalmente un enlace químico se divide en covalente (tipo universal de enlace), iónico (un caso especial de enlace covalente), metálico e hidrógeno.

Enlace covalente

La formación de un enlace covalente es posible mediante tres mecanismos: intercambio, donante-aceptor y dativo (Lewis).

De acuerdo a mecanismo de intercambio la formación de un enlace covalente se produce debido a la socialización de pares electrónicos comunes. En este caso, cada átomo busca adquirir una capa de un gas inerte, es decir, Obtenga un nivel de energía externo completo. La formación de un enlace químico según el tipo de intercambio se representa mediante las fórmulas de Lewis, en las que cada electrón de valencia de un átomo está representado por puntos (Fig. 1).

Arroz. 1 Formación de un enlace covalente en la molécula de HCl por el mecanismo de intercambio

Con el desarrollo de la teoría de la estructura atómica y la mecánica cuántica, la formación de un enlace covalente se presenta como una superposición de orbitales de electrones (Fig. 2).

Arroz. 2. Formación de un enlace covalente debido a la superposición de nubes de electrones

Cuanto mayor es la superposición de los orbitales atómicos, más fuerte es el enlace, más corta es la longitud del enlace y mayor es su energía. Se puede formar un enlace covalente superponiendo diferentes orbitales. Como resultado de la superposición de los orbitales s-s, s-p, así como de los orbitales d-d, p-p, d-p por las láminas laterales, se produce la formación de enlaces. Se forma un enlace perpendicular a la línea que conecta los núcleos de 2 átomos. Un enlace y uno puede formar un enlace covalente múltiple (doble), característico de las sustancias orgánicas de la clase de alquenos, alcadienos, etc. Los enlaces uno y dos forman un enlace covalente múltiple (triple), característico de las sustancias orgánicas de la clase de alquinos (acetilenos).

Formación de un enlace covalente a lo largo mecanismo donante-aceptor considere el ejemplo del catión amonio:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

El átomo de nitrógeno tiene un par de electrones libres (los electrones no participan en la formación de enlaces químicos dentro de la molécula), y el catión de hidrógeno tiene un orbital libre, por lo que son donador y aceptor de electrones, respectivamente.

Consideremos el mecanismo dativo de la formación de un enlace covalente usando una molécula de cloro como ejemplo.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

El átomo de cloro tiene un par de electrones libres y orbitales vacíos, por lo tanto, puede exhibir las propiedades tanto de un donante como de un aceptor. Por lo tanto, cuando se forma una molécula de cloro, un átomo de cloro actúa como donante y el otro como aceptor.

El principal características del enlace covalente son: saturación (los enlaces saturados se forman cuando un átomo se une a sí mismo tantos electrones como lo permitan sus capacidades de valencia; los enlaces insaturados se forman cuando el número de electrones unidos es menor que la capacidad de valencia del átomo); direccionalidad (este valor está asociado con la geometría de la molécula y el concepto de "ángulo de enlace", el ángulo entre enlaces).

Enlace iónico

No existen compuestos con enlace iónico puro, aunque éste se entiende como un estado químicamente ligado de átomos en el que se crea un entorno electrónico estable de un átomo con una transición completa de la densidad electrónica total a un átomo de un elemento más electronegativo. El enlace iónico solo es posible entre los átomos de elementos electronegativos y electropositivos en el estado de iones con carga opuesta: cationes y aniones.

DEFINICIÓN

Ion Se denominan partículas cargadas eléctricamente formadas por el desprendimiento o unión de un electrón a un átomo.

Cuando se transfiere un electrón, los átomos de metales y no metales tienden a formar una configuración estable de la capa de electrones alrededor de su núcleo. El átomo no metálico crea una capa del siguiente gas inerte alrededor de su núcleo, y el átomo metálico, el gas inerte anterior (Fig. 3).

Arroz. 3. Formación de un enlace iónico mediante el ejemplo de una molécula de cloruro de sodio.

Las moléculas en las que existe un enlace iónico en su forma pura se encuentran en el estado de vapor de una sustancia. El enlace iónico es muy fuerte, por lo que las sustancias con este enlace tienen un alto punto de fusión. A diferencia del covalente, un enlace iónico no se caracteriza por la direccionalidad y la saturación, ya que el campo eléctrico creado por los iones actúa por igual sobre todos los iones debido a la simetría esférica.

Enlace metálico

El enlace metálico se realiza solo en metales; esta es una interacción que mantiene los átomos de metal en una sola red. Solo los electrones de valencia de los átomos del metal, pertenecientes a todo su volumen, participan en la formación de un enlace. En los metales, los electrones se arrancan constantemente de los átomos, que se mueven por toda la masa del metal. Los átomos de metal, privados de electrones, se convierten en iones con carga positiva, que tienden a recibir electrones en movimiento. Este proceso continuo forma el llamado "gas de electrones" dentro del metal, que une firmemente todos los átomos del metal (Fig. 4).

El enlace metálico es fuerte, por lo tanto, los metales se caracterizan por un alto punto de fusión, y la presencia de "gas de electrones" confiere a los metales ductilidad y ductilidad.

Enlace de hidrógeno

El enlace de hidrógeno es una interacción intermolecular específica, porque su apariencia y fuerza dependen de la naturaleza química de la sustancia. Se forma entre moléculas en las que un átomo de hidrógeno está unido a un átomo altamente electronegativo (O, N, S). La aparición de un enlace de hidrógeno depende de dos razones, en primer lugar, un átomo de hidrógeno unido a un átomo electronegativo no tiene electrones y puede incorporarse fácilmente en las nubes de electrones de otros átomos, y, en segundo lugar, tiene un orbital s de valencia, un El átomo de hidrógeno es capaz de aceptar un par de electrones de un átomo electronegativo y formar un enlace con él de acuerdo con el mecanismo donante-aceptor.

Todos los elementos químicos conocidos actualmente ubicados en la tabla periódica se dividen convencionalmente en dos grandes grupos: metales y no metales. Para que se conviertan no solo en elementos, sino en compuestos, productos químicos, para interactuar entre sí, deben existir en forma de sustancias simples y complejas.

Es por esto que algunos electrones están tratando de aceptar y otros, de dar. Reponiéndose unos a otros de esta manera, los elementos y forman diversas moléculas químicas. Pero, ¿qué los mantiene unidos? ¿Por qué hay sustancias de tal fuerza que ni siquiera las herramientas más serias pueden destruir? Otros, por el contrario, son destruidos por el menor impacto. Todo esto se explica por la formación de varios tipos de enlaces químicos entre átomos en moléculas, la formación de una red cristalina de cierta estructura.

Tipos de enlaces químicos en compuestos.

En total, se pueden distinguir 4 tipos principales de enlaces químicos.

1. Covalente no polar. Se forma entre dos no metales idénticos debido a la socialización de electrones, la formación de pares de electrones comunes. Las partículas de valencia no apareadas participan en su formación. Ejemplos: halógenos, oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, azufre, fósforo.
2. Polar covalente. Se forma entre dos no metales diferentes o entre un metal muy débil en términos de propiedades y un no metal con una electronegatividad débil. También se basa en pares de electrones comunes y su atracción hacia sí mismo por parte de ese átomo, cuya afinidad electrónica es mayor. Ejemplos: NH 3, SiC, P 2 O 5 y otros.
3. Enlace de hidrógeno. El más inestable y débil, se forma entre un átomo fuertemente electronegativo de una molécula y uno positivo de otra. La mayoría de las veces, esto sucede cuando las sustancias se disuelven en agua (alcohol, amoníaco, etc.). Debido a esta conexión, pueden existir macromoléculas de proteínas, ácidos nucleicos, carbohidratos complejos, etc.
4. Enlace iónico. Formado debido a las fuerzas de atracción electrostática de iones de metales y no metales con cargas diferentes. Cuanto más fuerte es la diferencia en este indicador, más pronunciada es la naturaleza iónica de la interacción. Ejemplos de compuestos: sales binarias, compuestos complejos - bases, sales.
5. Un enlace metálico, cuyo mecanismo de formación, así como sus propiedades, se considerarán más a fondo. Formado en metales, sus aleaciones de diversos tipos.

Existe la unidad de un enlace químico. Simplemente dice que es imposible considerar todos los enlaces químicos como estándar. Todos son solo unidades designadas convencionalmente. De hecho, todas las interacciones se basan en un único principio: la interacción electrón-estática. Por lo tanto, los enlaces iónicos, metálicos, covalentes y los enlaces de hidrógeno tienen la misma naturaleza química y son solo casos límite entre sí.

Metales y sus propiedades físicas.

Los metales se encuentran en la inmensa mayoría de todos los elementos químicos. Esto se debe a sus propiedades especiales. Una parte importante de ellos fueron obtenidos por humanos mediante reacciones nucleares en el laboratorio, son radiactivos con una vida media corta.

Sin embargo, la mayoría son elementos naturales que forman rocas y minerales completos, y forman parte de los compuestos más importantes. Fue de ellos que la gente aprendió a fundir aleaciones y hacer muchos productos hermosos e importantes. Estos son cobre, hierro, aluminio, plata, oro, cromo, manganeso, níquel, zinc, plomo y muchos otros.

Para todos los metales, se pueden distinguir propiedades físicas generales, que se explican mediante el esquema para la formación de un enlace metálico. ¿Cuáles son estas propiedades?

1. Maleabilidad y ductilidad. Se sabe que muchos metales se pueden laminar incluso hasta obtener un estado laminado (oro, aluminio). Otros se utilizan para producir alambres, láminas metálicas flexibles, productos que pueden deformarse con el impacto físico, pero que recuperan su forma inmediatamente después de detenerlos. Son estas cualidades de los metales las que se denominan ductilidad y ductilidad. La razón de esta característica es el tipo de conexión metálica. Iones y electrones en un cristal se deslizan entre sí sin romperse, lo que permite mantener la integridad de toda la estructura.
2. Lustre metálico. Esto también explica el enlace metálico, el mecanismo de formación, sus características y características. Entonces, no todas las partículas son capaces de absorber o reflejar ondas de luz de la misma longitud. Los átomos de la mayoría de los metales reflejan los rayos de onda corta y adquieren casi el mismo color de un tono plateado, blanco y azulado pálido. Las excepciones son el cobre y el oro, sus colores son rojo rojizo y amarillo, respectivamente. Son capaces de reflejar radiación de longitud de onda más larga.
3. Calor y conductividad eléctrica. Estas propiedades también se explican por la estructura de la red cristalina y el hecho de que se realiza un tipo de enlace metálico en su formación. Debido al "gas de electrones" que se mueve dentro del cristal, la corriente eléctrica y el calor se distribuyen instantánea y uniformemente entre todos los átomos e iones y se transportan a través del metal.
4. Estado sólido de agregación en condiciones normales. Aquí, la única excepción es el mercurio. Todos los demás metales son necesariamente compuestos sólidos y fuertes, así como sus aleaciones. También es el resultado de la presencia de un enlace metálico en los metales. El mecanismo de formación de este tipo de unión de partículas confirma completamente las propiedades.

Estas son las principales características físicas de los metales, que se explican y determinan mediante el esquema de formación de enlaces metálicos. Este método de unir átomos es relevante precisamente para los elementos de los metales, sus aleaciones. Es decir, para ellos en estado sólido y líquido.

Tipo metálico de enlace químico

Cual es su peculiaridad? El punto es que tal enlace se forma no debido a iones cargados de manera diferente y su atracción electrostática y no debido a la diferencia en la electronegatividad y la presencia de pares de electrones libres. Es decir, los enlaces iónicos, metálicos y covalentes tienen una naturaleza y características distintivas ligeramente diferentes de las partículas unidas.

Todos los metales tienen características tales como:

• una pequeña cantidad de electrones por (salvo algunas excepciones, que pueden tener 6, 7 y 8);
• gran radio atómico;
• baja energía de ionización.

Todo esto contribuye a la fácil separación de los electrones externos desapareados del núcleo. En este caso, el átomo tiene muchos orbitales libres. El esquema para la formación de un enlace metálico solo mostrará la superposición de numerosas células orbitales de diferentes átomos entre sí, que, como resultado, forman un espacio intracristalino común. Se introducen electrones de cada átomo, que comienzan a vagar libremente en diferentes partes de la red. Periódicamente, cada uno de ellos se adhiere a un ion en un sitio cristalino y lo convierte en un átomo, luego se desprende nuevamente, formando un ion.

Por tanto, un enlace metálico es un enlace entre átomos, iones y electrones libres en un cristal metálico común. Una nube de electrones que se mueve libremente dentro de una estructura se llama "gas de electrones". Es a ellos a quienes se les explica la mayoría de los metales y sus aleaciones.

¿Cómo se realiza exactamente un enlace químico metálico? Hay diferentes ejemplos. Intentemos considerar una pieza de litio. Incluso si lo tomas del tamaño de un guisante, habrá miles de átomos. Así que imaginemos que cada uno de estos miles de átomos dona su único electrón de valencia al espacio cristalino común. Además, conociendo la estructura electrónica de un elemento dado, puede ver el número de orbitales vacíos. El litio tendrá 3 de ellos (orbitales p del segundo nivel de energía). Tres por cada átomo de decenas de miles: este es el espacio común dentro del cristal, en el que el "gas de electrones" se mueve libremente.

Una sustancia con un enlace metálico siempre es fuerte. Después de todo, el gas de electrones no permite que el cristal colapse, sino que solo desplaza las capas y se restaura inmediatamente. Brilla, tiene cierta densidad (la mayoría de las veces alta), fusibilidad, maleabilidad y ductilidad.

¿Dónde más se realiza el enlace metálico? Ejemplos de sustancias:

• metales en forma de estructuras simples;
• todas las aleaciones metálicas entre sí;
• todos los metales y sus aleaciones en estado líquido y sólido.

Hay una cantidad increíble de ejemplos concretos, ¡porque hay más de 80 metales en la tabla periódica!

Enlace metálico: el mecanismo de formación.

Si lo consideramos en términos generales, entonces ya hemos esbozado los puntos principales arriba. La presencia de electrones libres y fácilmente desprendibles del núcleo debido a la baja energía de ionización son las principales condiciones para la formación de este tipo de enlace. Así, resulta que se realiza entre las siguientes partículas:

• átomos en los nodos de la red cristalina;
• electrones libres, que eran valencia en el metal;
• iones en los sitios de la red cristalina.

El resultado es un enlace metálico. El mecanismo de formación en general se expresa mediante la siguiente notación: Ме 0 - e - ↔ Ме n +. Es obvio por el diagrama qué partículas están presentes en el cristal metálico.

Los cristales en sí pueden tener diferentes formas. Depende de la sustancia específica con la que estemos tratando.

Tipos de cristales metálicos

Esta estructura del metal o su aleación se caracteriza por un empaquetado de partículas muy denso. Es proporcionado por iones en los nodos del cristal. Las celosías mismas pueden tener diferentes formas geométricas en el espacio.

1. Celosía cúbica centrada en el cuerpo - metales alcalinos.
2. Estructura compacta hexagonal: todo alcalinotérreo excepto bario.
3. Cúbico centrado en la cara: aluminio, cobre, zinc, muchos metales de transición.
4. La estructura romboédrica se encuentra en el mercurio.
5. Tetragonal - indio.

Cuanto más y más abajo esté ubicado en la tabla periódica, más complejo será su empaque y organización espacial del cristal. En este caso, un enlace químico metálico, del cual se pueden dar ejemplos para cada metal existente, es decisivo en la construcción de un cristal. Las aleaciones tienen una organización muy diversa en el espacio, algunas de ellas aún no se comprenden completamente.

Características de comunicación: no direccional

Los enlaces covalentes y metálicos tienen una característica distintiva muy pronunciada. A diferencia del primero, el enlace metálico no es direccional. Qué significa eso? Es decir, la nube de electrones dentro del cristal se mueve completamente libremente dentro de sus límites en diferentes direcciones, cada uno de los electrones es capaz de adherirse a absolutamente cualquier ion en los nodos de la estructura. Es decir, la interacción se lleva a cabo en diferentes direcciones. Por eso se dice que el enlace metálico no es direccional.

El mecanismo de enlace covalente implica la formación de pares de electrones comunes, es decir, nubes de átomos superpuestos. Además, tiene lugar estrictamente a lo largo de una determinada línea que conecta sus centros. Por lo tanto, hablan sobre la dirección de tal conexión.

Saturabilidad

Esta característica refleja la capacidad de los átomos para interactuar de forma limitada o ilimitada con otros. Entonces, los enlaces covalentes y metálicos en este indicador son nuevamente opuestos.

El primero es saturable. Los átomos que participan en su formación tienen un número estrictamente definido de electrones externos de valencia que están directamente involucrados en la formación del compuesto. Más de lo que tiene, no tendrá electrones. Por tanto, el número de enlaces formados está limitado por la valencia. De ahí la saturación de la conexión. Debido a esta característica, la mayoría de los compuestos tienen una composición química constante.

Los enlaces metálicos y de hidrógeno, por otro lado, están insaturados. Esto se debe a la presencia de numerosos electrones y orbitales libres dentro del cristal. Además, los iones juegan un papel en los sitios de la red cristalina, cada uno de los cuales puede convertirse en un átomo y nuevamente en un ion en cualquier momento.

Otra característica de un enlace metálico es la deslocalización de la nube interna de electrones. Se manifiesta en la capacidad de un pequeño número de electrones comunes para unir muchos núcleos atómicos de metales. Es decir, la densidad está, por así decirlo, deslocalizada, distribuida uniformemente entre todos los eslabones del cristal.

Ejemplos de formación de enlaces en metales.

Considere algunas opciones específicas que ilustran cómo se forma un enlace metálico. Los ejemplos de sustancias son los siguientes:

• zinc;
• aluminio;
• potasio;
• cromo.

Formación de un enlace metálico entre átomos de zinc: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. El átomo de zinc tiene cuatro niveles de energía. Orbitales libres, basados ​​en la estructura electrónica, tiene 15 - 3 en el orbital p, 5 en 4 dy 7 en 4f. La estructura electrónica es la siguiente: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, hay 30 electrones en el átomo. Es decir, dos partículas negativas de valencia libre pueden moverse dentro de 15 orbitales espaciosos y desocupados. Y así con cada átomo. Como resultado, un gran espacio común, que consta de orbitales vacíos y una pequeña cantidad de electrones, uniendo toda la estructura.

Enlace metálico entre átomos de aluminio: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Los trece electrones del átomo de aluminio están ubicados en tres niveles de energía, que claramente son suficientes para ellos en abundancia. Estructura electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0. Orbitales libres - 7 piezas. Obviamente, la nube de electrones será pequeña en comparación con el espacio libre interno total en el cristal.

Enlace de cromo metal. Este elemento es especial en su estructura electrónica. De hecho, para estabilizar el sistema, un electrón cae de 4s a 3d orbital: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0. Hay 24 electrones en total, de los cuales seis son de valencia. Son ellos los que entran en el espacio electrónico común para la formación de un enlace químico. Hay 15 orbitales libres, que todavía es mucho más de lo necesario para llenar. Por lo tanto, el cromo también es un ejemplo típico de un metal con un enlace correspondiente en la molécula.

El potasio es uno de los metales más activos que reacciona incluso con agua corriente con fuego. ¿Qué explica estas propiedades? Nuevamente, en muchos sentidos, es un tipo de conexión metálica. Este elemento tiene solo 19 electrones, pero están ubicados en 4 niveles de energía. Es decir, en 30 orbitales de diferentes subniveles. Estructura electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0. Solo dos con muy baja energía de ionización. Salga libremente y entre en un espacio electrónico común. Hay 22 orbitales para mover un átomo, es decir, un espacio libre muy grande para el "gas de electrones".

Similitudes y diferencias con otros tipos de relaciones.

En general, este tema ya se ha discutido anteriormente. Solo se puede generalizar y sacar una conclusión. Las principales características distintivas de los cristales metálicos de todos los demás tipos de comunicación son:

• varios tipos de partículas que participan en el proceso de enlace (átomos, iones o átomo-iones, electrones);
• diferente estructura geométrica espacial de cristales.

Con hidrógeno y enlaces iónicos, los enlaces metálicos están unidos por insaturación y no direccionalidad. Con fuerte atracción electrostática polar covalente entre partículas. Separadamente de iónico: el tipo de partículas en los nodos de la red cristalina (iones). Con átomos covalentes no polares en los nodos del cristal.

Tipos de enlaces en metales de diferentes estados agregados.

Como señalamos anteriormente, el enlace químico metálico, del cual se dan ejemplos en el artículo, se forma en dos estados de agregación de metales y sus aleaciones: sólido y líquido.

Surge la pregunta: ¿qué tipo de unión en vapores metálicos? Respuesta: polar covalente y no polar. Como ocurre con todos los compuestos en forma de gas. Es decir, con el calentamiento prolongado del metal y su transferencia de un estado sólido a un estado líquido, los enlaces no se rompen y la estructura cristalina se conserva. Sin embargo, cuando se trata de transferir un líquido a un estado de vapor, el cristal se destruye y el enlace metálico se convierte en uno covalente.

Enlace químico

Los átomos individuales no existen en la naturaleza. Todos ellos están en la composición de compuestos simples y complejos, donde su combinación en moléculas está asegurada por la formación de enlaces químicos entre sí.

La formación de enlaces químicos entre átomos es un proceso natural y espontáneo, ya que conduce a una disminución de la energía del sistema molecular, es decir. la energía del sistema molecular es menor que la energía total de los átomos aislados. Esta es la fuerza impulsora detrás de la formación de un enlace químico.

La naturaleza de los enlaces químicos es electrostática, porque Los átomos son un conjunto de partículas cargadas, entre las que actúan las fuerzas de atracción y repulsión, que se equilibran.

La formación de enlaces involucra electrones desapareados ubicados en los orbitales atómicos externos (o pares de electrones prefabricados): electrones de valencia. Se dice que cuando se forman los enlaces, las nubes de electrones se superponen, como resultado de lo cual aparece una región entre los núcleos de átomos donde la probabilidad de encontrar los electrones de ambos átomos es máxima.

s, p - elementos	d - elementos
Los electrones de valencia son el nivel exterior. Por ejemplo, H +1) 1 mi 1 s 1 1 electrón de valencia O +8) 2 e) 6 mi 1s 2 2s 2 2p 4 Nivel externo no completado - 6 electrones de valencia	Los electrones de valencia son el nivel externo yd - electrones del nivel preexterno por ejemplo , Cr +24) 2e) 8e) 8e + 5e )1e 6 electrones de valencia (5e + 1e)

Enlace químico - Es la interacción de los átomos, que se lleva a cabo mediante el intercambio de electrones.

Cuando se forma un enlace químico, los átomos tienden a adquirir una capa externa estable de ocho electrones (o dos electrones - H, He) correspondiente a la estructura del átomo del gas inerte más cercano, es decir, completa tu nivel exterior.

Clasificación de enlaces químicos.

1. Por el mecanismo de formación de un enlace químico.

a) intercambio cuando ambos átomos que forman un enlace le proporcionan electrones desapareados.

Por ejemplo, la formación de moléculas de hidrógeno H 2 y cloro Cl 2:

B) donante - aceptor , cuando uno de los átomos proporciona un par de electrones listo (donante) para la formación de un enlace, y el segundo átomo proporciona un orbital libre vacío.

Por ejemplo, la formación de un ion amonio (NH 4) + (partícula cargada):

2. Por cierto, los orbitales de los electrones se superponen.

a) σ - comunicación (sigma) cuando la superposición máxima se encuentra en la línea que conecta los centros de los átomos.

Por ejemplo,

H 2 σ (s -s)

Cl 2 σ (p-p)

HClσ (s-p)

B) π - comunicación (pi) si la superposición máxima no se encuentra en la línea que conecta los centros de los átomos.

3. A modo de conseguir una carcasa electrónica completa.

Cada átomo busca completar su capa externa de electrones, mientras que puede haber varias formas de lograr tal estado.

Atributo de comparación	Covalente		Iónico	Metal
	no polar	polar
¿Cómo se logra una capa de electrones completa?	Communityización de electrones	Communityización de electrones	Transferencia completa de electrones, formación de iones (partículas cargadas).	Communityización de electrones por todos los átomos en crist. enrejado
¿Qué átomos están involucrados?	nemet - nemet EO = EO	1) Nemeth-Nemeth 1 2) Met-nemet EO < ЭО	metanfetamina + [tonto] - EO << EO	Los nodos contienen cationes y átomos metálicos. La conexión se realiza mediante electrones que se mueven libremente en el espacio entre sitios.
∆c = EO 1 - EO 2		< 1,7	> 1,7
Ejemplos de	las sustancias simples son no metales.

Actualmente, todos los tipos de enlaces químicos se dividen en covalentes, iónicos, donante-aceptor, van der Waals, hidrógeno y metálicos.

Enlace covalente se forma cuando dos átomos pueden "generalizar" electrones:

A. + B. → A: B

Iónicoconexión formado cuando el "intercambio" se vuelve tan desigual que un electrón es arrancado de su átomo A y va completamente al átomo B, como resultado de lo cual se forma un par de iones:

A. + B. → A +: B -

Creemos que el enlace iónico es un caso extremo de este tipo de enlace químico como covalente.

Enlace covalente polar

Si no existe tal cosa como un enlace "iónico absoluto", ¿quizás existe uno completamente covalente? La respuesta es sí. Este es el caso cuando dos núcleos atraen un electrón con el mismo esfuerzo. Esta posición está garantizada para moléculas diatómicas homonucleares, moléculas que constan de dos átomos idénticos. Así, en Cl 2, O 2, H 2 los electrones se dividen por igual entre dos átomos idénticos. En tales moléculas, el centro de la carga positiva coincide exactamente con el centro de la carga negativa, en el medio entre los dos núcleos. Los electrones enlazados están en el espacio entre los átomos enlazados.

Una característica del enlace covalente es también su polarizabilidad. Si una molécula consta de dos átomos que están unidos por un enlace polar, entonces dicha molécula es una molécula polar, es decir. representa .

Donante- vínculo aceptor

Otro tipo de enlace químico es el donante-aceptor. Distinguir entre intercambio y donante-aceptante mecanismo de formación de la comunicación. Un enlace covalente formado por el mecanismo donante-aceptor (es decir, debido a un par de electrones de uno de los átomos) se llama donante-aceptor. Entonces el ejemplo anterior con LiF es un ejemplo de enlace donante-aceptor.

A: + B → A: B

Interacciones intermoleculares - Interacción de moléculas entre sí, que no conduce a la ruptura ni a la formación de nuevos enlaces químicos. Se basan, al igual que los enlaces químicos, se basan en interacciones eléctricas.

las fuerzas de van der Waals

Las fuerzas de Van der Waals incluyen todo tipo de atracción y repulsión intermolecular.(interacción de moléculas entre sí). Fueron nombrados en honor a J.D. Van der Waals, quien fue el primero en tener en cuenta las interacciones intermoleculares para explicar las propiedades de los gases y líquidos reales.

Las fuerzas de Van der Waals también se basan en las fuerzas de interacción de Coulomb entre los electrones y núcleos de una molécula y los núcleos y electrones de otra. A cierta distancia entre las moléculas, las fuerzas de atracción y repulsión se equilibran entre sí y se forma un sistema estable.

Fig.1 Fuerzas de Van der Waals

Las fuerzas de Van der Waals son notablemente inferiores a cualquier tipo de enlace químico. Por ejemplo, las fuerzas que mantienen los átomos de cloro en una molécula de cloro son casi diez veces mayores que las fuerzas que unen las moléculas de Cl 2. Pero sin esta débil atracción intermolecular, no se puede obtener cloro líquido y sólido.

Enlaces de hidrógeno

Los grupos de átomos que contienen hidrógeno (donde un átomo de hidrógeno se combina con un átomo de flúor, oxígeno o nitrógeno, con menos frecuencia: cloro, azufre u otros no metales) a menudo forman un enlace químico estable con átomos electronegativos que son parte de otro o la misma molécula. Este tipo de enlace químico se llama enlace de hidrógeno... Este es un caso especial de las fuerzas de van der Waals.

Los enlaces covalentes H-O, H-F, H-N son fuertemente polares, por lo que se acumula un exceso de carga positiva en el átomo de hidrógeno y un exceso de carga negativa en los polos opuestos. Las fuerzas de atracción electrostática (enlaces de hidrógeno) surgen entre polos con carga opuesta. El tipo de enlace químico de hidrógeno puede ser tanto intermolecular como intramolecular. La energía de un enlace de hidrógeno es aproximadamente diez veces menor que la energía de un enlace covalente convencional, pero sin embargo, los enlaces de hidrógeno juegan un papel importante en muchos procesos fisicoquímicos y biológicos. En particular, las moléculas de ADN son hélices dobles, en las que dos cadenas de nucleótidos están unidas por enlaces de hidrógeno.

Uno de los signos de este tipo de enlace químico puede ser la distancia entre un átomo de hidrógeno y otro átomo que lo forma. Debería ser menor que la suma de los radios de estos átomos. Los enlaces de hidrógeno asimétricos son más comunes, en los que la distancia H ... B es mayor que AB. Sin embargo, en casos raros (fluoruro de hidrógeno, algunos ácidos carboxílicos), el enlace de hidrógeno es simétrico. Los enlaces de hidrógeno más fuertes se forman con la participación de átomos de flúor. En un ion simétrico, la energía de un enlace de hidrógeno es de 155 kJ / mol y es comparable a la energía de otro tipo de enlace: un enlace covalente. La energía del enlace de hidrógeno entre las moléculas de agua ya es notablemente menor (25 kJ / mol).

Arroz. 2. Enlace de hidrógeno entre moléculas de agua