Care este tipul de legătură în moleculă. Caracteristicile legăturii chimice. Substanțe cu structură moleculară și nemoleculară. Tip rețea cristalină. Dependența proprietăților substanțelor de compoziția și structura lor

Cele mai importante caracteristici ale unei legături includ: lungimea, polaritatea, momentul dipolului, saturația, direcționalitatea, rezistența și multiplicitatea legăturii.

Lungimea comunicării- se numește distanța dintre nucleele atomilor dintr-o moleculă. Lungimea legăturii este determinată de mărimea nucleelor ​​și de gradul de suprapunere a norilor de electroni.

Lungimea legăturii în HF este de 0,92 ∙ 10 -10, în HCl - 1,28 ∙ 10 -10 m. Cu cât lungimea sa este mai mică, cu atât legătura chimică este mai puternică.

Unghi de legătură (unghi de valență) numit unghiul dintre liniile imaginare care trec prin nucleele atomilor legați chimic. ∟HOH = 104 0,5; ∟H2S = 92,2 0; ∟H 2 S е = 91 0, 0.

Cea mai importantă caracteristică a legăturii chimice este energie definindu-l putere.

Cantitativ, rezistența unei legături este caracterizată de energia cheltuită pentru a o rupe și se măsoară în kJ, referitor la 1 mol de substanță.

Prin urmare, puterea de legătură este caracterizată cantitativ prin energia de sublimare E subl. substanțele și energia de disociere a moleculei în atomi E diss. ... Energia sublimării este înțeleasă ca energia cheltuită pentru trecerea unei substanțe de la starea solidă la starea gazoasă. Pentru moleculele diatomice, energia de legare este egală cu energia de disociere a moleculei în doi atomi.

De exemplu, E diss. (și prin urmare E St.) în molecula de H2 este de 435 kJ / mol. În molecula F 2 = 159 kJ / mol, în molecula N 2 = 940 kJ / mol.

Pentru moleculele nu diatomice, ci poliatomice de tip AB n, energia medie de legare

datorită AB n = A + nB.

De exemplu, energia absorbită în proces

este egal cu 924 kJ/mol.

Energia de comunicare

E OH = = = = 462 kJ/mol.

Concluzia despre structura moleculelor și structura unei substanțe se face în funcție de rezultatele obținute prin diferite metode. În acest caz, informațiile obținute sunt folosite nu numai despre lungimile și energiile legăturilor, unghiurile de legătură, ci și alte proprietăți ale substanței, cum ar fi, de exemplu, magnetice, optice, electrice, termice și altele.

Setul de date obținute experimental cu privire la structura materiei completează și generalizează rezultatele metodelor computaționale chimice cuantice care utilizează conceptul de teoria mecanică cuantică a legăturii chimice. Se crede că legătura chimică este realizată în principal de electroni de valență. Pentru elementele s și p, valența sunt electronii orbitalilor stratului exterior, iar pentru elementele d - electronii orbitalului s al stratului exterior și orbitalul d al stratului pre-exterior.

Natura legăturii chimice.

O legătură chimică se formează numai dacă energia totală a sistemului (E kin. + E pot.) scade odată cu apropierea atomilor.

Să luăm în considerare natura legăturii chimice folosind exemplul ionului de hidrogen molecular H 2 +. (Se obține prin iradierea moleculelor de hidrogen cu electroni H 2; în descărcare gazoasă). Pentru un astfel de sistem molecular cel mai simplu, ecuația Schrödinger este rezolvată cu cea mai mare precizie.

În ionul de hidrogen H2 +, un electron se mișcă în câmpul a două nuclee - protoni. Distanța dintre nuclee este de 0,106 nm, energia de legare (disocierea în atomi de H și ion H +) este de 255,7 kJ/mol. Adică, particula este puternică.

În ionul molecular Н 2 +, acționează forțe electrostatice de două tipuri - forțele de atracție ale unui electron către ambele nuclee și forțele de repulsie dintre nuclee. Forța de respingere se manifestă între nucleele încărcate pozitiv H A + și H A +, care pot fi reprezentate sub forma următoarei Fig. 3. Forța de respingere tinde să separe nucleele unul de celălalt.

Orez. 3. Forța de repulsie (a) și de atracție (b) între două nuclee, care apare atunci când se apropie unul de celălalt la o distanță de ordinul mărimii atomilor.

Forțele de atracție acționează între electronul e - încărcat negativ și nucleele încărcate pozitiv H + și H +. O moleculă se formează dacă rezultanta forțelor de atracție și repulsie este zero, adică respingerea reciprocă a nucleelor ​​trebuie compensată prin atracția electronului către nuclee. Această compensare depinde de locația electronului e - față de nuclee (Fig. 3 b și c). Aceasta nu înseamnă poziția electronului în spațiu (care nu poate fi determinată), ci probabilitatea de a găsi electronul în spațiu. Locația densității electronilor în spațiu, corespunzătoare Fig. 3.b) favorizează convergența nucleelor, iar Fig. 3.c) - respingerea nucleelor, întrucât în ​​acest caz forțele de atracție sunt direcționate într-o singură direcție și respingerea nucleelor ​​nu este compensată. Astfel, există o regiune de legare atunci când densitatea de electroni este distribuită între nuclei și o regiune de slăbire sau antilegare când densitatea de electroni este distribuită în spatele nucleelor.

Dacă un electron intră în zona de legare, atunci se formează o legătură chimică. Dacă electronul cade în regiunea de slăbire, atunci nu se formează o legătură chimică.

În funcție de natura distribuției densității electronilor în regiunea de legătură, se disting trei tipuri principale de legături chimice: covalente, ionice și metalice. În forma lor pură, aceste legături nu au loc și, de obicei, o combinație a acestor tipuri de legături este prezentă în conexiuni.

Tipuri de linkuri.

În chimie se disting următoarele tipuri de legături: covalente, ionice, metalice, legături de hidrogen, legături van der Waals, legături donor-acceptor, legături dative.

Legătură covalentă

Când se formează o legătură covalentă, atomii împart electroni între ei. Un exemplu de legătură covalentă este o legătură chimică într-o moleculă de Cl2. Pentru prima dată, Lewis (1916) a sugerat că într-o astfel de legătură, fiecare dintre cei doi atomi de clor împărtășește unul dintre electronii exteriori cu un alt atom de clor. Pentru a suprapune orbitalii atomici, doi atomi trebuie să se apropie cât mai mult unul de celălalt. O pereche comună de electroni formează o legătură covalentă. Acești electroni ocupă același orbital, iar spinurile lor sunt direcționate în direcții opuse.

Astfel, legătura covalentă este realizată prin împărțirea electronilor de la diferiți atomi ca urmare a împerecherii electronilor cu spini opuși.

O legătură covalentă este un tip de legătură larg răspândit. O legătură covalentă poate apărea nu numai în molecule, ci și în cristale. Are loc între aceiași atomi (în moleculele de H2, Cl 2, diamant) și între atomi diferiți (în moleculele de H2O, NH 3 ...)

Mecanismul formării legăturilor covalente

Să luăm în considerare mecanismul prin exemplul formării moleculei Н 2.

H + H = H2, ∆H = -436 kJ/mol

Nucleul unui atom de hidrogen liber este înconjurat de un nor de electroni simetric sferic format dintr-un electron 1s. Când atomii se apropie unul de altul la o anumită distanță, există o suprapunere parțială a norilor lor de electroni (orbitali) (Fig. 4).

Orez. 4. Mecanismul formării legăturilor în molecula de hidrogen.

Dacă distanța dintre nucleele atomilor de hidrogen abordați înainte de atingere este de 0,106 nm, atunci după suprapunerea norilor de electroni, această distanță este de 0,074 nm.

Ca urmare, între centrele nucleelor ​​apare un nor molecular cu doi electroni, care are densitatea maximă de electroni în spațiul dintre nuclee. O creștere a densității sarcinii negative între nuclee favorizează o creștere puternică a forțelor de atracție dintre nuclee, ceea ce duce la eliberarea de energie. Cu cât suprapunerea orbitalilor electronilor este mai mare, cu atât legătura chimică este mai puternică. Ca urmare a formării unei legături chimice între doi atomi de hidrogen, fiecare dintre ei ajunge la configurația electronică a unui atom al unui gaz nobil - heliu.

Există două metode care explică din punct de vedere mecanic cuantic formarea regiunii de suprapunere a norilor de electroni și, respectiv, formarea unei legături covalente. Una dintre ele se numește metoda VS (legături de valență), cealaltă se numește MO (orbitali moleculari).

În metoda legăturilor de valență, se ia în considerare suprapunerea orbitalilor atomici ai unei perechi selectate de atomi. În metoda MO, o moleculă este considerată ca un întreg, iar distribuția densității electronilor (de la un electron) este întinsă pe întreaga moleculă. Din poziția MO 2H în H 2 sunt conectate datorită atracției nucleelor ​​către norul de electroni situat între acești nuclee.

Imaginea unei legături covalente

Conexiunile sunt prezentate în diferite moduri:

1). Folosind electronii ca puncte

În acest caz, formarea unei molecule de hidrogen este prezentată de schemă

H ∙ + H ∙ → H: H

2). Folosind celule pătrate (orbitali), cum ar fi plasarea a doi electroni cu spini opuși într-o celulă cuantică moleculară

Această diagramă arată că nivelul de energie moleculară este mai scăzut decât nivelurile atomice inițiale, ceea ce înseamnă că starea moleculară a materiei este mai stabilă decât cea atomică.

3). Legătura covalentă este reprezentată ca o linie

De exemplu, H - N. această trăsătură simbolizează o pereche de electroni.

Dacă între atomi a apărut o legătură covalentă (o pereche de electroni comună), atunci se numește singur, dacă mai mult, atunci un multiplu dubla(două perechi de electroni comuni), triplu(trei perechi de electroni comuni). O singură legătură este descrisă printr-o linie, o dublă - câte două, o triplă - câte trei.

Linia dintre atomi arată că ei au o pereche generalizată de electroni.

Clasificarea legăturilor covalente

În funcție de direcția de suprapunere a norilor de electroni, se disting legăturile σ-, π-, δ. Legătura σ apare atunci când norii de electroni se suprapun de-a lungul axei care leagă nucleele atomilor care interacționează.

Exemple de legătură σ:

Orez. 5. Formarea legăturii σ între electronii s-, p-, d-.

Un exemplu de formare a unei legături σ atunci când norii s-s se suprapun este observat într-o moleculă de hidrogen.

Legătura π apare atunci când norii de electroni se suprapun pe ambele părți ale axei, conectând nucleele atomice.

Orez. 6. Formarea legăturii π între electronii p-, d-.

Cuplarea δ apare atunci când doi nori de electroni d situati în planuri paralele se suprapun. Legătura δ este mai puțin puternică decât legătura π, iar legătura π este mai puțin puternică decât legătura σ.

Proprietățile legăturii covalente

A). Polaritate.

Există două tipuri de legături covalente: nepolare și polare.

În cazul unei legături covalente nepolare, un nor de electroni format dintr-o pereche comună de electroni este distribuit în spațiu simetric față de nucleele atomilor. Un exemplu sunt moleculele diatomice formate din atomi ai unui element: H2, Cl2, O2, N2, F2. Perechea lor de electroni aparține în mod egal ambilor atomi.

În cazul unei legături polare, norul de electroni care formează legătura este deplasat către un atom cu electronegativitate relativă mai mare.

Exemple sunt molecule: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 etc. Luați în considerare formarea unei molecule de HCl, care poate fi reprezentată prin următoarea schemă

Perechea de electroni este orientată spre atomul de clor, deoarece electronegativitatea relativă a atomului de clor (2.83) este mai mare decât cea a atomului de hidrogen (2.1).

b). Saturabilitatea.

Capacitatea atomilor de a participa la formarea unui număr limitat de legături covalente se numește saturația legăturii covalente. Saturația legăturilor covalente se datorează faptului că în interacțiunea chimică sunt implicate doar niveluri de energie externă, adică un număr limitat de electroni.

v) ... Concentrează-teși hibridizarea unei legături covalente.

O legătură covalentă este caracterizată de direcționalitate în spațiu. Acest lucru se datorează faptului că norii de electroni au o anumită formă și suprapunerea lor maximă este posibilă cu o anumită orientare spațială.

Direcționalitatea legăturii covalente determină structura geometrică a moleculelor.

De exemplu, pentru apă, are o formă triunghiulară.

Orez. 7. Structura spațială a moleculei de apă.

S-a stabilit experimental că distanța dintre nucleele de hidrogen și oxigen din molecula de apă H2O este de 0,096 nm (96 pm). Unghiul dintre liniile care trec prin nuclee este de 104,5 0. Astfel, molecula de apă are o formă unghiulară și structura sa poate fi exprimată sub forma figurii prezentate.

Hibridizare

După cum arată studiile experimentale și teoretice (Slater, Pauling), în formarea anumitor compuși, precum BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, starea electronilor de valență ai unui atom dintr-o moleculă nu este descrisă prin s-, p pur. -, funcții de undă d, dar prin combinațiile lor liniare ... Astfel de structuri mixte se numesc orbitali hibrizi, iar procesul de amestecare se numește hibridizare.

După cum arată calculele chimice cuantice, amestecarea orbitalilor s și p ai unui atom este un proces favorabil pentru formarea unei molecule. În acest caz, se eliberează mai multă energie decât în ​​formarea de legături cu participarea orbitalilor s și p puri. Prin urmare, hibridizarea orbitalilor de electroni ai atomului duce la o scădere mare a energiei sistemului și, în consecință, la o creștere a stabilității moleculei. Orbitul hibridizat este mai alungit pe o parte a miezului decât pe cealaltă. Prin urmare, densitatea de electroni în regiunea de suprapunere a norului hibrid va fi mai mare decât densitatea de electroni în regiunea de suprapunere a orbitalilor s și p separați, drept urmare legătura formată de electronii orbitalului hibrid este caracterizată prin putere mai mare.

Există mai multe tipuri de stări hibride. În timpul hibridizării orbitalilor s și p (numită hibridizare sp), apar doi orbitali hibrizi, situați unul față de celălalt la un unghi de 180 0. În acest caz, se formează o structură liniară. Această configurație (structură) este cunoscută pentru majoritatea halogenurilor de metale alcalino-pământoase (de exemplu, BeX 2, unde X = Cl, F, Br), adică. unghiul de conectare este de 180 0 С.

Orez. 8.hibridarea sp

Un alt tip de hibridizare, numită sp 2 -hibridare (formată dintr-un s și doi p-orbitali), duce la formarea a trei orbitali hibrizi, care se află la un unghi de 120 0 unul față de celălalt. În acest caz, în spațiu se formează o structură trigonală a unei molecule (sau un triunghi regulat). Astfel de structuri sunt cunoscute pentru compușii BX3 (X = CI, F, Br).

Orez. 9.sp 2 -hibridare.

Nu mai rar apare hibridizarea Sp 3, care se formează dintr-un orbital s- și trei p-orbitali. În acest caz, se formează patru orbitali hibrizi, orientați în spațiu simetric față de cele patru vârfuri ale tetraedrului, adică sunt situați la un unghi de 109 0 28 ". Această poziție spațială se numește tetraedrică. O astfel de structură este cunoscută pentru Moleculele de NH 3, H 2 O și, în general, pentru elementele din perioada a II-a.vederea sa în spațiu poate fi afișată prin următoarea figură

Orez. 10. Dispunerea spațială a legăturilor în molecula de amoniac,

proiectat pe avion.

Formarea legăturilor tetraedrice datorită hibridizării sp 3 poate fi reprezentată astfel (Fig. 11):

Orez. 11. Formarea legăturilor tetraedrice în timpul hibridizării sp 3.

Formarea legăturilor tetraedrice în timpul hibridizării sp3- este prezentată în Fig. 1 pentru exemplul moleculei CCl4. 12.

Fig. 12. Formarea legăturilor tetraedrice în timpul sp 3 - hibridizare în molecule CCl 4

Hibridizarea se referă nu numai la orbitalii s și p. Pentru a explica elementele stereochimice ale perioadelor III și ulterioare, devine necesar să se construiască simultan orbitali hibrizi incluzând orbitalii s-, p-, d-.

Substanțele cu o legătură covalentă includ:

1. compuși organici;

2. substanțe solide și lichide în care se formează legături între perechi de atomi de halogen, precum și între perechi de atomi de hidrogen, azot și oxigen, de exemplu, H2;

3. elemente din grupa VI (de exemplu, lanțuri spiralate de telur), elemente din grupa V (de exemplu, arsen), elemente din grupa IV (diamant, siliciu, germaniu);

4. compuși care respectă regula 8-N (cum ar fi InSb, CdS, GaAs, CdTe), când elementele care îi formează sunt situate în tabelul periodic în grupele II-VI, III-V.

În solidele cu o legătură covalentă, se pot forma diferite structuri cristaline pentru aceeași substanță, a cărei energie de legare este practic aceeași. De exemplu, structura ZnS poate fi cubică (blendă de zinc) sau hexagonală (wurtzit). Aranjarea celor mai apropiati vecini din blenda de zinc si wurtzita este aceeasi, iar singura si mica diferenta a energiilor acestor doua structuri este determinata de aranjarea atomilor care urmeaza celor mai apropiati. Această capacitate a unor substanțe se numește alotropie sau polimorfism. Un alt exemplu de alotropie este carbura de siliciu, care are o serie de politipuri cu structuri diferite de la pur cubic la hexagonal. Aceste numeroase modificări cristaline ale ZnS, SiC există la temperatura camerei.

Legătură ionică

Legătura ionică este forța electrostatică de atracție între ionii cu sarcini opuse (adică + și -).

Conceptul de legătură ionică s-a format pe baza ideilor lui V.Kossel. El a sugerat (1916) că atunci când doi atomi interacționează, unul îi renunță, iar celălalt acceptă electroni. Astfel, o legătură ionică se formează ca urmare a transferului unuia sau mai multor electroni de la un atom la altul. De exemplu, în clorura de sodiu, se formează o legătură ionică ca urmare a transferului unui electron de la un atom de sodiu la un atom de clor. Ca urmare a acestui transfer, se formează un ion de sodiu cu o sarcină de +1 și un ion de clor cu o sarcină de -1. Sunt atrași unul de celălalt de forțele electrostatice, formând o moleculă stabilă. Modelul de transfer de electroni propus de Kossel face posibilă explicarea formării unor compuși precum fluorură de litiu, oxid de calciu și oxid de litiu.

Cei mai tipici compuși ionici constau din cationi metalici aparținând grupelor I și II ale tabelului periodic și anioni ai elementelor nemetalice aparținând grupelor VI și VII.

Ușurința de formare a unui compus ionic depinde de ușurința de formare a cationilor și anionilor săi constituenți. Ușurința formării este cu atât mai mare, cu atât energia de ionizare este mai mică pentru atomul care donează electroni (donatorul de electroni), iar atomul care atașează electronii (acceptorul de electroni) are o afinitate mai mare pentru electron. Afinitatea electronică Este o măsură a capacității unui atom de a atașa un electron. Este definit cantitativ ca schimbarea energiei care are loc atunci când dintr-un mol de atomi se formează un mol de anioni încărcați individual. Acesta este așa-numitul concept de „prima afinitate electronică”. Cea de-a doua afinitate electronică este schimbarea energiei care are loc atunci când un mol de anioni încărcați dublu se formează dintr-un mol de anioni încărcați unic. Aceste concepte, adică energia de ionizare și afinitatea electronică, se referă la substanțele gazoase și sunt caracteristici ale atomilor și ionilor în stare gazoasă. Dar trebuie reținut că majoritatea compușilor ionici sunt cei mai stabili în stare solidă. Această împrejurare se explică prin existența unei rețele cristaline în stare solidă. Se pune întrebarea. De ce, până la urmă, compușii ionici sunt mai stabili sub formă de rețele cristaline și nu în stare gazoasă? Răspunsul la această întrebare este calculul energiei rețelei cristaline pe baza modelului electrostatic. În plus, acest calcul este și un test al teoriei legăturii ionice.

Pentru a calcula energia rețelei cristaline, este necesar să se determine munca care trebuie cheltuită pentru distrugerea rețelei cristaline cu formarea de ioni gazoși. Pentru a efectua calculul, se folosește conceptul de forțe de atracție și repulsie. Expresia energiei potențiale de interacțiune a ionilor încărcați individual se obține prin însumarea energiei de atracție și a energiei de repulsie

E = E pr + E rep (1).

Energia atracției coulombiane a ionilor cu semne opuse este luată ca E, de exemplu, Na + și Cl - pentru compusul NaCl

E la = -e 2 / 4πε 0 r (2),

întrucât distribuția sarcinii electronilor în învelișul de electroni umplut este simetrică sferic. Datorită repulsiei care decurge din principiul Pauli atunci când învelișurile umplute ale anionului și cationului se suprapun, distanța la care ionii se pot apropia este limitată. Energia respingătoare se schimbă rapid cu distanța internucleară și poate fi scrisă sub forma următoarelor două expresii aproximative:

E OT = A / r n (n≈12) (3)

E OT = B ∙ exp (-r / ρ) (4),

unde A și B sunt constante, r este distanța dintre ioni, ρ este un parametru (lungimea caracteristică).

Trebuie remarcat faptul că niciuna dintre aceste expresii nu corespunde procesului mecanic cuantic complex care duce la repulsie.

În ciuda aproximării acestor formule, ele fac posibilă calcularea cu precizie și, în consecință, descrierea legăturii chimice în moleculele unor astfel de compuși ionici precum NaCl, KCl, CaO.

Deoarece câmpul electric al ionului are simetrie sferică (Fig. 13), legătura ionică, spre deosebire de legătura covalentă, nu are direcționalitate. Interacțiunea a doi ioni încărcați opus este compensată de forțele de repulsie doar în direcția care leagă centrele nucleelor ​​ionice, în alte direcții nu are loc compensarea câmpurilor electrice ale ionilor. Prin urmare, ei sunt capabili să interacționeze cu alți ioni. Astfel, legătura ionică nu este saturabilă.

Orez. 13. Simetria sferică a câmpului electrostatic

taxe cu taxe opuse.

Datorită nedirecționalității și nesaturației legăturii ionice, aceasta este cea mai favorabilă din punct de vedere energetic atunci când fiecare ion este înconjurat de numărul maxim de ioni de semn opus. Datorită acestui fapt, cea mai preferată formă de existență a unui compus ionic este un cristal. De exemplu, într-un cristal de NaCl, fiecare cation are șase anioni ca vecini cei mai apropiați.

Numai la temperaturi ridicate în stare gazoasă există compuși ionici sub formă de molecule neasociate.

În compușii ionici, numărul de coordonare nu depinde de specificul structurii electronice a atomilor, ca în compușii covalenti, ci este determinat de raportul dintre dimensiunile ionilor. Cu un raport al razelor ionice în intervalul 0,41 - 0,73, se observă coordonarea octaedrică a ionilor, cu un raport de 0,73-1,37, coordonare cubică etc.

Astfel, în condiții normale, compușii ionici sunt substanțe cristaline. Conceptul de molecule biionice, de exemplu, NaCL, CsCl, nu este aplicabil acestora. Fiecare cristal este compus dintr-un număr mare de ioni.

Legătura ionică poate fi considerată ca fiind legătura polară finală, pentru care sarcina efectivă a atomului este aproape de unitate. Pentru o legătură nepolară pur covalentă, sarcina efectivă a atomilor este zero. În substanțele reale, există puține legături pur ionice și pur covalente. Majoritatea compușilor au natura unei legături intermediare între covalente nepolare și ionice polare. Adică, în acești compuși, legătura covalentă este parțial ionică. Natura legăturilor ionice și covalente din substanțele reale este prezentată în Figura 14.

Orez. 14. Natura ionică și covalentă a legăturii.

Proporția naturii ionice a legăturii se numește grad de ionicitate. Se caracterizează prin sarcinile efective ale atomilor din moleculă. Gradul de ionicitate crește odată cu creșterea diferenței dintre electronegativitățile atomilor care îl formează.

Legatura metalica

În atomii metalici, electronii externi de valență sunt reținuți mult mai slab decât în ​​atomii nemetalici. Aceasta determină pierderea legăturii electronilor cu atomii individuali pentru o perioadă de timp suficient de lungă și socializarea acestora. Se formează un ansamblu socializat de electroni externi. Existența unui astfel de sistem electronic duce la apariția unor forțe care mențin ionii metalici pozitivi într-o stare apropiată, în ciuda încărcăturii lor similare. O astfel de legătură se numește metalică. O astfel de conexiune este caracteristică doar pentru metal și există în stare solidă și lichidă a materiei. O legătură metalică este un tip de legătură chimică. Se bazează pe socializarea electronilor externi, care își pierd legătura cu atomul și de aceea se numesc electroni liberi (Fig. 15).

Orez. 15. Legătură metalică.

Existența unei legături metalice este confirmată de următoarele fapte. Toate metalele au o conductivitate termică ridicată și o conductivitate electrică ridicată, care este asigurată de prezența electronilor liberi. În plus, aceeași circumstanță determină reflectivitate bună a metalelor la iradierea luminii, luciul și opacitatea lor, plasticitatea ridicată și un coeficient de temperatură pozitiv al rezistenței electrice.

Stabilitatea rețelei cristaline a metalelor nu poate fi explicată prin astfel de tipuri de legături precum ionice și covalente. O legătură ionică între atomii metalici aflați în nodurile rețelei cristaline este imposibilă, deoarece au aceeași sarcină. O legătură covalentă între atomi de metal este, de asemenea, puțin probabilă, deoarece fiecare atom are de la 8 până la 12 vecini cei mai apropiați, iar formarea legăturilor covalente cu atât de multe perechi de electroni partajați este necunoscută.

Structurile metalice se caracterizează prin faptul că au un aranjament destul de rar de atomi (distanțele internucleare sunt mari) și un număr mare de vecini cei mai apropiați pentru fiecare atom din rețeaua cristalină. Tabelul 1 enumeră trei structuri metalice tipice.

tabelul 1

Caracteristicile structurilor celor mai comune trei metale

Vedem că fiecare atom participă la formarea unui număr mare de legături (de exemplu, cu 8 atomi). Un număr atât de mare de legături (cu 8 sau 12 atomi) nu poate fi localizat simultan în spațiu. Conexiunea trebuie efectuată datorită rezonanței mișcării vibraționale a electronilor exteriori ai fiecărui atom, drept urmare toți electronii exteriori ai cristalului sunt colectivizați cu formarea unui gaz de electroni. În multe metale, este suficient să luați câte un electron de la fiecare atom pentru a forma o legătură metalică. Este exact ceea ce se observă pentru litiu, care are un singur electron pe învelișul exterior. Un cristal de litiu este o rețea de ioni Li + (bile cu o rază de 0,068 nm) înconjurată de un gaz de electroni.

Orez. 16. Diverse tipuri de ambalare de cristal: ambalare apropiată a-hexagonală; b - garnitură cubică centrată pe față; ambalare cubică centrată pe corp.

Există asemănări între legăturile metalice și covalente. Constă în faptul că ambele tipuri de legături se bazează pe împărțirea electronilor de valență. Cu toate acestea, o legătură covalentă conectează doar doi atomi adiacenți, iar electronii împărtășiți sunt în imediata apropiere a atomilor conectați. Într-o legătură metalică, mai mulți atomi participă la socializarea electronilor de valență.

Astfel, conceptul de legătură metalică este indisolubil legat de conceptul de metale ca un set de nuclee ionice încărcate pozitiv, cu spații mari între ionii umpluți cu un gaz de electroni, în timp ce la nivel macroscopic sistemul rămâne neutru din punct de vedere electric.

Pe lângă tipurile de legături chimice de mai sus, există și alte tipuri de legături care sunt intermoleculare: legătura de hidrogen, interacțiunea van der Waals, interacțiunea donor-acceptor.

Interacțiunea donor-acceptor a moleculelor

Mecanismul de formare a unei legături covalente datorită unui nor cu doi electroni a unui atom și a unui orbital liber al altuia se numește donor-acceptor. Un atom sau o particulă care oferă un nor de doi electroni pentru comunicare se numește donator. Un atom sau o particulă cu un orbital liber care acceptă această pereche de electroni se numește acceptor.

Principalele tipuri de interacțiuni intermoleculare. Legătură de hidrogen

Forțele electrostatice de atracție intermoleculară se pot manifesta între moleculele saturate de valență la distanțe care depășesc dimensiunea particulelor. Ele sunt numite forțe van der Waals. Interacțiunea Van der Waals există întotdeauna între atomi distanțați, dar joacă un rol important doar în absența unor mecanisme de legare mai puternice. Această interacțiune slabă cu o energie caracteristică de 0,2 eV / atom are loc între atomi neutri și între molecule. Numele interacțiunii este asociat cu numele lui Van der Waals, deoarece el a fost primul care a sugerat că ecuația de stare, ținând cont de interacțiunea slabă dintre moleculele de gaz, descrie proprietățile gazelor reale mult mai bine decât ecuația de starea unui gaz ideal. Cu toate acestea, natura acestei forțe de atracție a fost explicată abia în 1930 de Londra. În prezent, următoarele trei tipuri de interacțiuni sunt atribuite atracției Van der Waals: orientativ, inductiv, dispersiv (efectul Londra). Energia atracției van der Waals este determinată de suma interacțiunilor de orientare, de inducție și de dispersie.

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

Interacțiunea orientațională (sau interacțiunea dipol-dipol) se manifestă între moleculele polare, care, atunci când sunt abordate, se întorc (se orientează) unele către altele cu poli opuși astfel încât energia potențială a sistemului de molecule devine minimă. Energia interacțiunii de orientare este cu atât mai semnificativă, cu cât momentul dipol μ al moleculelor este mai mare și distanța l dintre ele este mai mică:

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

unde ε 0 este o constantă electrică.

Interacțiunea de inducție este asociată cu procesele de polarizare moleculară de către dipolii din jur. Este cu cât este mai semnificativă, cu atât polarizabilitatea α a moleculei nepolare este mai mare și cu atât este mai mare momentul dipol μ al moleculei polare.

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

Polarizabilitatea α a unei molecule nepolare se numește deformațional, deoarece este asociată cu deformarea particulei, în timp ce μ caracterizează deplasarea norului de electroni și a nucleelor ​​în raport cu pozițiile lor anterioare.

Interacțiunea de dispersie (efectul Londra) are loc în orice moleculă, indiferent de structura și polaritatea acestora. Datorită necoincidenței instantanee a centrelor de greutate a sarcinilor norului de electroni și nucleelor, se formează un dipol instantaneu, care induce dipoli instantanei în alte particule. Mișcarea dipolilor instantanei devine consistentă. Ca rezultat, particulele învecinate experimentează atracție reciprocă. Energia de interacțiune a dispersiei depinde de energia de ionizare E I și de polarizabilitatea moleculelor α

E disp = - (E I 1 ∙ E I 2) ∙ α 1 α 2 / (E I 1 + E I 2) l 6 (8).

Legătura de hidrogen este intermediară între valentă și interacțiunile intermoleculare. Energia legăturii de hidrogen este mică, 8 - 80 kJ/mol, dar mai mare decât energia de interacțiune Van der Waals. Legătura de hidrogen este caracteristică lichidelor precum apa, alcoolii, acizii și se datorează unui atom de hidrogen polarizat pozitiv. Dimensiunea mică și absența electronilor interni permit atomului de hidrogen prezent într-un lichid în orice compus să intre în interacțiune suplimentară cu un atom polarizat negativ al unei alte sau aceleiași molecule nelegat covalent de acesta.

A δ- - H δ + .... A 5--H 5+.

Adică există o asociere de molecule. Asocierea moleculelor duce la o scădere a volatilității, la creșterea punctului de fierbere și a căldurii de vaporizare și la creșterea vâscozității și constantei dielectrice a lichidelor.

Apa este potrivită în special pentru legăturile de hidrogen, deoarece molecula sa are doi atomi de hidrogen și două perechi singure la atomul de oxigen. Aceasta determină momentul de dipol ridicat al moleculei (μ D = 1,86 D) și capacitatea de a forma patru legături de hidrogen: două ca donor de protoni și două ca acceptor de protoni

(H 2 O .... H - O ... H 2 O) de 2 ori.

Din experimente se știe că, odată cu modificarea greutății moleculare în seria compușilor cu hidrogen a elementelor din perioada a treia și următoarele, punctul de fierbere crește. Dacă această regularitate se aplică apei, atunci punctul ei de fierbere nu ar trebui să fie 100 0 C, ci 280 0 C. Această contradicție confirmă existența unei legături de hidrogen în apă.

Experimentele au arătat că asociații moleculari se formează în apă în lichid și în special în apă solidă. Gheața are o rețea cristalină tetraedrică. În centrul tetraedrului se află un atom de oxigen al unei molecule de apă, în patru vârfuri sunt atomi de oxigen ai moleculelor învecinate, care sunt legați de hidrogen cu cei mai apropiați vecini. În apa lichidă, legăturile de hidrogen sunt parțial distruse, în structura acesteia există un echilibru dinamic între asociații de molecule și moleculele libere.

Metoda legăturii de valență

Teoria legăturilor de valență sau a perechilor de electroni localizate presupune că fiecare pereche de atomi dintr-o moleculă este ținută împreună de una sau mai multe perechi de electroni comune. În viziunea teoriei legăturilor de valență, o legătură chimică este localizată între doi atomi, adică este în două centre și cu doi electroni.

Metoda legăturii de valență se bazează pe următoarele principii de bază:

Fiecare pereche de atomi dintr-o moleculă este ținută împreună de una sau mai multe perechi de electroni comune;

O singură legătură covalentă este formată din doi electroni cu spini antiparaleli localizați pe orbitalii de valență ai atomilor de legătură;

Atunci când se formează o legătură, funcțiile de undă ale electronilor se suprapun, ducând la o creștere a densității electronilor între atomi și la o scădere a energiei totale a sistemului;

Nu există o teorie unificată a legăturii chimice, în mod condiționat o legătură chimică este împărțită în covalente (tip universal de legătură), ionică (un caz special de legătură covalentă), metalică și hidrogen.

Legătură covalentă

Formarea unei legături covalente este posibilă prin trei mecanisme: schimb, donor-acceptor și dativ (Lewis).

Conform mecanism de schimb formarea unei legături covalente are loc datorită socializării perechilor electronice comune. În acest caz, fiecare atom caută să dobândească o înveliș de gaz inert, adică. obține un nivel complet de energie externă. Formarea unei legături chimice după tipul de schimb este descrisă folosind formulele Lewis, în care fiecare electron de valență al unui atom este reprezentat prin puncte (Fig. 1).

Orez. 1 Formarea unei legături covalente în molecula de HCl prin mecanismul de schimb

Odată cu dezvoltarea teoriei structurii atomice și a mecanicii cuantice, formarea unei legături covalente este prezentată ca o suprapunere a orbitalilor de electroni (Fig. 2).

Orez. 2. Formarea unei legături covalente datorită suprapunerii norilor de electroni

Cu cât suprapunerea orbitalilor atomici este mai mare, cu atât legătura este mai puternică, cu atât lungimea legăturii este mai mică și energia acesteia este mai mare. O legătură covalentă poate fi formată prin suprapunerea diferiților orbitali. Ca urmare a suprapunerii orbitalilor s-s, s-p, precum și a orbitalilor d-d, p-p, d-p de către lamele laterale, are loc formarea de legături. Se formează o legătură perpendicular pe linia care leagă nucleele a 2 atomi. O legătură și una pot forma o legătură covalentă multiplă (dublă), caracteristică substanțelor organice din clasa alchenelor, alcadienelor etc. Legăturile una și două formează o legătură covalentă multiplă (trilă), caracteristică substanțelor organice de clasa alchinelor (acetilene).

Formarea unei legături covalente de-a lungul mecanism donor-acceptor luați în considerare exemplul cationului de amoniu:

NH3 + H+ = NH4+

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atomul de azot are o pereche de electroni liberă (electronii nu sunt implicați în formarea legăturilor chimice în interiorul moleculei), iar cationul de hidrogen are un orbital liber, prin urmare sunt donor și, respectiv, acceptor de electroni.

Să luăm în considerare mecanismul dativ al formării unei legături covalente folosind o moleculă de clor ca exemplu.

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

Atomul de clor are atât o pereche de electroni liberă, cât și orbiti liberi, prin urmare, poate prezenta proprietățile atât ale unui donor, cât și ale unui acceptor. Prin urmare, atunci când se formează o moleculă de clor, un atom de clor acționează ca donor, iar celălalt ca acceptor.

Principalul caracteristicile legăturii covalente sunt: ​​saturația (legăturile saturate se formează atunci când un atom se atașează la sine atât de mulți electroni cât îi permit capabilitățile sale de valență; legăturile nesaturate se formează când numărul de electroni atașați este mai mic decât capacitățile de valență ale atomului); direcționalitate (această valoare este asociată cu geometria moleculei și conceptul de „unghi de legătură” - unghiul dintre legături).

Legătură ionică

Nu există compuși cu o legătură ionică pură, deși aceasta este înțeleasă ca o stare legată chimic a atomilor în care se creează un mediu electronic stabil al unui atom cu o tranziție completă a densității totale de electroni la un atom al unui element mai electronegativ. Legătura ionică este posibilă numai între atomii elementelor electronegative și electropozitive în starea ionilor încărcați opus - cationi și anioni.

DEFINIȚIE

Ion se numesc particule încărcate electric formate prin detașarea sau atașarea unui electron de un atom.

Când un electron este transferat, atomii metalelor și nemetalelor tind să formeze o configurație stabilă a învelișului de electroni în jurul nucleului lor. Atomul nemetalic creează un înveliș al următorului gaz inert în jurul miezului său, iar atomul de metal - gazul inert anterior (Fig. 3).

Orez. 3. Formarea unei legături ionice prin exemplul unei molecule de clorură de sodiu

Moleculele în care există o legătură ionică în formă pură se găsesc în starea de vapori a unei substanțe. Legătura ionică este foarte puternică; prin urmare, substanțele cu această legătură au un punct de topire ridicat. Spre deosebire de covalentă, o legătură ionică nu se caracterizează prin direcționalitate și saturație, deoarece câmpul electric creat de ioni acționează în mod egal asupra tuturor ionilor datorită simetriei sferice.

Legatura metalica

Legătura metalică se realizează numai în metale - aceasta este o interacțiune care ține atomii de metal într-o singură rețea. Doar electronii de valență ai atomilor de metal, aparținând întregului său volum, participă la formarea unei legături. În metale, electronii sunt rupți în mod constant din atomi, care se mișcă în întreaga masă a metalului. Atomii de metal, lipsiți de electroni, se transformă în ioni încărcați pozitiv, care tind să primească electroni în mișcare. Acest proces continuu formează așa-numitul „gaz de electroni” în interiorul metalului, care leagă ferm împreună toți atomii metalului (Fig. 4).

Legătura metalică este puternică, prin urmare, metalele se caracterizează printr-un punct de topire ridicat, iar prezența „gazului de electroni” conferă metalelor ductilitate și ductilitate.

Legătură de hidrogen

Legătura de hidrogen este o interacțiune intermoleculară specifică, deoarece aspectul și rezistența sa depind de natura chimică a substanței. Se formează între molecule în care un atom de hidrogen este legat de un atom foarte electronegativ (O, N, S). Apariția unei legături de hidrogen depinde de două motive, în primul rând, atomul de hidrogen asociat cu un atom electronegativ nu are electroni și poate fi ușor încorporat în norii de electroni ai altor atomi și, în al doilea rând, având un orbital s de valență, un atomul de hidrogen este capabil să accepte o pereche de electroni a unui atom electronegativ și să formeze o legătură cu acesta prin mecanismul donor-acceptor.

Toate elementele chimice cunoscute în prezent aflate în tabelul periodic sunt împărțite în mod convențional în două grupe mari: metale și nemetale. Pentru ca ele să devină nu doar elemente, ci compuși, substanțe chimice, să interacționeze între ele, trebuie să existe sub formă de substanțe simple și complexe.

Pentru aceasta, unii electroni încearcă să accepte, iar alții - să dea. Reumplendu-se reciproc în acest fel, elementele și formează diverse molecule chimice. Dar ce îi ține împreună? De ce există substanțe atât de puternice pe care nici cele mai serioase unelte nu le pot distruge? Alții, dimpotrivă, sunt distruși de cel mai mic impact. Toate acestea se explică prin formarea diferitelor tipuri de legături chimice între atomi în molecule, formarea unei rețele cristaline cu o anumită structură.

Tipuri de legături chimice în compuși

În total, se pot distinge 4 tipuri principale de legături chimice.

1. Covalent nepolar. Se formează între două nemetale identice datorită socializării electronilor, formării perechilor de electroni comuni. Particulele de valență nepereche iau parte la formarea acestuia. Exemple: halogeni, oxigen, hidrogen, azot, sulf, fosfor.
2. Polar covalent. Format între două nemetale diferite sau între un metal foarte slab în proprietăți și un nemetal cu electronegativitate slabă. De asemenea, se bazează pe perechile de electroni obișnuite și pe tragerea lor spre sine de către acel atom, a cărui afinitate electronică este mai mare. Exemple: NH3, SiC, P2O5 şi altele.
3. Legătură de hidrogen. Cel mai instabil și mai slab, se formează între un atom puternic electronegativ al unei molecule și unul pozitiv al alteia. Cel mai adesea acest lucru se întâmplă atunci când substanțele sunt dizolvate în apă (alcool, amoniac și așa mai departe). Datorită acestei conexiuni, pot exista macromolecule de proteine, acizi nucleici, carbohidrați complecși și așa mai departe.
4. Legătură ionică. Formată din cauza forțelor de atracție electrostatică a ionilor încărcați diferit de metale și nemetale. Cu cât diferența dintre acest indicator este mai puternică, cu atât natura ionică a interacțiunii este mai pronunțată. Exemple de compuși: săruri binare, compuși complecși - baze, săruri.
5. O legătură metalică, al cărei mecanism de formare, precum și proprietățile sale, vor fi luate în considerare în continuare. Formate în metale, aliajele lor de diferite tipuri.

Există așa ceva ca unitatea unei legături chimice. Spune doar că este imposibil să consideri fiecare legătură chimică ca standard. Toate sunt doar unități desemnate convențional. Într-adevăr, toate interacțiunile se bazează pe un singur principiu - interacțiunea electron-statică. Prin urmare, legăturile ionice, metalice, covalente și de hidrogen au aceeași natură chimică și sunt doar cazuri limită unele de altele.

Metalele și proprietățile lor fizice

Metalele se găsesc în majoritatea covârșitoare a tuturor elementelor chimice. Acest lucru se datorează proprietăților lor speciale. O parte semnificativă a fost obținută de oameni prin reacții nucleare în laborator; sunt radioactive cu un timp de înjumătățire scurt.

Cu toate acestea, majoritatea sunt elemente naturale care formează roci și minereuri întregi și fac parte din cei mai importanți compuși. De la ei oamenii au învățat să turneze aliaje și să facă o mulțime de produse frumoase și importante. Acestea sunt precum cupru, fier, aluminiu, argint, aur, crom, mangan, nichel, zinc, plumb și multe altele.

Pentru toate metalele, se pot distinge proprietăți fizice generale, care sunt explicate prin schema de formare a unei legături metalice. Care sunt aceste proprietăți?

1. Maleabilitatea și ductilitatea. Se știe că multe metale pot fi laminate chiar și în starea unei folii (aur, aluminiu). Din altele se obtin sarma, foi metalice flexibile, produse care se pot deforma la impact fizic, dar isi refac imediat forma dupa oprirea acesteia. Aceste calități ale metalelor sunt numite ductilitate și ductilitate. Motivul acestei caracteristici este tipul metalic de conexiune. Ionii și electronii dintr-o alunecare de cristal unul față de celălalt fără a se rupe, ceea ce permite menținerea integrității întregii structuri.
2. Luciu metalic. Aceasta explică, de asemenea, legătura metalică, mecanismul de formare, caracteristicile și caracteristicile sale. Astfel, nu toate particulele sunt capabile să absoarbă sau să reflecte unde luminoase de aceeași lungime. Atomii majorității metalelor reflectă razele de unde scurte și capătă aproape aceeași culoare ca o nuanță argintie, albă, albăstruie pal. Excepție fac cuprul și aurul, culorile lor sunt roșu-roșu și, respectiv, galben. Ele sunt capabile să reflecte radiații cu lungime de undă mai lungă.
3. Caldura si conductivitate electrica. Aceste proprietăți se explică și prin structura rețelei cristaline și prin faptul că în formarea acesteia se realizează un tip de legătură metalic. Datorită „gazului de electroni” care se mișcă în interiorul cristalului, curentul electric și căldura sunt distribuite instantaneu și uniform între toți atomii și ionii și transportate prin metal.
4. Stare solidă de agregare în condiții normale. Aici, singura excepție este mercurul. Toate celelalte metale sunt în mod necesar compuși puternici, solizi, precum și aliajele lor. Este, de asemenea, rezultatul prezenței unei legături metalice în metale. Mecanismul de formare al acestui tip de legare a particulelor confirmă pe deplin proprietățile.

Acestea sunt principalele caracteristici fizice ale metalelor, care sunt explicate și determinate de schema formării legăturilor metalice. Această metodă de unire a atomilor este relevantă tocmai pentru elementele metalelor, aliajele acestora. Adică pentru ei în stare solidă și lichidă.

Tip metalic de legătură chimică

Care este particularitatea sa? Ideea este că o astfel de legătură se formează nu datorită ionilor încărcați diferit și atracției lor electrostatice și nu datorită diferenței de electronegativitate și prezenței perechilor de electroni liberi. Adică, legăturile ionice, metalice, covalente au o natură ușor diferită și caracteristici distinctive ale particulelor legate.

Toate metalele au caracteristici precum:

• un număr mic de electroni per (cu excepția unor excepții, care pot avea 6,7 ​​și 8);
• rază atomică mare;
• energie de ionizare scăzută.

Toate acestea contribuie la separarea ușoară a electronilor exteriori nepereche de nucleu. În acest caz, atomul are o mulțime de orbiti liberi. Schema de formare a unei legături metalice va arăta doar suprapunerea a numeroase celule orbitale de atomi diferiți între ele, care, ca urmare, formează un spațiu intracristalin comun. Electronii din fiecare atom sunt alimentați în el, care încep să rătăcească liber în diferite părți ale rețelei. Periodic, fiecare dintre ele se atașează de un ion la un loc de cristal și îl transformă într-un atom, apoi se detașează din nou, formând un ion.

Astfel, o legătură metalică este o legătură între atomi, ioni și electroni liberi dintr-un cristal metalic comun. Un nor de electroni care se mișcă liber în interiorul unei structuri se numește „gaz de electroni”. Lor le sunt explicate majoritatea metalelor și aliajelor lor.

Cum se realizează exact o legătură chimică metalică? Există diferite exemple. Să încercăm să luăm în considerare o bucată de litiu. Chiar dacă îl iei de mărimea unui bob de mazăre, vor fi mii de atomi. Deci, să ne imaginăm că fiecare dintre aceste mii de atomi donează singurul său electron de valență spațiului cristalin comun. Mai mult, cunoscând structura electronică a unui element dat, puteți vedea numărul de orbitali gol. Litiul va avea 3 dintre ele (orbitalii p ai celui de-al doilea nivel energetic). Trei pentru fiecare atom din zeci de mii - acesta este spațiul comun din interiorul cristalului, în care „gazul de electroni” se mișcă liber.

O substanță cu o legătură metalică este întotdeauna puternică. La urma urmei, gazul de electroni nu permite cristalului să se prăbușească, ci doar deplasează straturile și îl restabilește imediat. Strălucește, are o anumită densitate (cel mai adesea mare), fuzibilitate, maleabilitate și ductilitate.

Unde mai este realizată legătura metalică? Exemple de substanțe:

• metale sub formă de structuri simple;
• toate aliajele metalice între ele;
• toate metalele și aliajele lor în stare lichidă și solidă.

Există doar o cantitate incredibilă de exemple specifice, deoarece există mai mult de 80 de metale în sistemul periodic!

Legătura metalică: mecanismul de formare

Dacă o luăm în considerare în termeni generali, atunci am indicat deja punctele principale de mai sus. Prezența electronilor liberi și a electronilor ușor detașați din nucleu datorită energiei scăzute de ionizare sunt principalele condiții pentru formarea acestui tip de legătură. Astfel, rezultă că se realizează între următoarele particule:

• atomi din nodurile rețelei cristaline;
• electroni liberi, care erau valența în metal;
• ioni în locurile rețelei cristaline.

Rezultatul este o legătură metalică. Mecanismul de formare în general este exprimat prin următoarea notație: Ме 0 - e - ↔ Ме n +. Din diagramă este evident ce particule sunt prezente în cristalul metalic.

Cristalele în sine pot avea forme diferite. Depinde de substanța specifică cu care avem de-a face.

Tipuri de cristale metalice

Această structură a metalului sau a aliajului său se caracterizează printr-o împachetare foarte densă de particule. Este furnizat de ionii din nodurile cristalului. Grilele în sine pot avea diferite forme geometrice în spațiu.

1. Rețea cubică centrată pe corp - metale alcaline.
2. Structură compactă hexagonală - toate alcalino-pământoase, cu excepția bariului.
3. Cubic centrat pe față - aluminiu, cupru, zinc, multe metale de tranziție.
4. Structura romboedrică se găsește în mercur.
5. Tetragonal - indiu.

Cu cât este mai mult și mai jos în tabelul periodic, cu atât este mai complexă împachetarea și organizarea spațială a cristalului. În acest caz, o legătură chimică metalică, dintre care exemple pot fi citate pentru fiecare metal existent, este decisivă în construcția unui cristal. Aliajele au o organizare foarte diversă în spațiu, unele dintre ele încă nu sunt pe deplin înțelese.

Caracteristici de comunicare: nedirecțional

Legăturile covalente și metalice au o trăsătură distinctivă foarte pronunțată. Spre deosebire de primul, legătura metalică nu este direcțională. Ce înseamnă? Adică, norul de electroni din interiorul cristalului se mișcă complet liber în limitele sale în direcții diferite, fiecare dintre electroni fiind capabil să se atașeze de absolut orice ion din nodurile structurii. Adică, interacțiunea se desfășoară în direcții diferite. Prin urmare, se spune că legătura metalică este nedirecțională.

Mecanismul legăturii covalente implică formarea de perechi de electroni comuni, adică nori de atomi suprapusi. Mai mult, are loc strict de-a lungul unei anumite linii care leagă centrele. Prin urmare, ei vorbesc despre direcția unei astfel de conexiuni.

Saturabilitatea

Această caracteristică reflectă capacitatea atomilor de a interacționa limitat sau nelimitat cu alții. Deci, legăturile covalente și metalice din acest indicator sunt din nou opuse.

Primul este saturabil. Atomii care participă la formarea sa au un număr strict definit de electroni externi de valență care sunt direct implicați în formarea compusului. Mai mult decât are, nu va avea electroni. Prin urmare, numărul de legături formate este limitat de valență. De aici saturația conexiunii. Datorită acestei caracteristici, majoritatea compușilor au o compoziție chimică constantă.

Legăturile metalice și de hidrogen, pe de altă parte, sunt nesaturate. Acest lucru se datorează prezenței a numeroși electroni și orbiti liberi în interiorul cristalului. De asemenea, ionii joacă un rol în locurile rețelei cristaline, fiecare dintre acestea putând deveni un atom și din nou un ion în orice moment.

O altă caracteristică a unei legături metalice este delocalizarea norului de electroni intern. Se manifestă prin capacitatea unui număr mic de electroni comuni de a lega împreună multe nuclee atomice de metale. Adică, densitatea este, parcă, delocalizată, distribuită uniform între toate verigile cristalului.

Exemple de formare de legături în metale

Luați în considerare câteva opțiuni specifice care ilustrează modul în care se formează o legătură metalică. Exemple de substanțe sunt următoarele:

• zinc;
• aluminiu;
• potasiu;
• crom.

Formarea unei legături metalice între atomii de zinc: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Atomul de zinc are patru niveluri de energie. Orbitali liberi, pe baza structurii electronice, are 15 - 3 pe orbital p, 5 pe 4 d si 7 pe 4f. Structura electronică este următoarea: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, în atom sunt 30 de electroni. Adică, două particule negative cu valență liberă se pot deplasa în 15 orbitali spațioși și neocupați. Și așa cu fiecare atom. Ca rezultat - un spațiu comun imens, constând din orbitali gol și un număr mic de electroni, care leagă întreaga structură.

Legătura metalică între atomii de aluminiu: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Cei treisprezece electroni ai atomului de aluminiu sunt localizați pe trei niveluri de energie, care sunt suficient de clar pentru ei în abundență. Structura electronică: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0. Orbitale gratuite - 7 bucăți. Evident, norul de electroni va fi mic în comparație cu spațiul liber intern total din cristal.

Legătură de crom metal. Acest element este deosebit prin structura sa electronică. Într-adevăr, pentru a stabiliza sistemul, un electron cade de la 4s la orbital 3d: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0. Există 24 de electroni în total, dintre care șase sunt de valență. Ei sunt cei care intră în spațiul electronic comun pentru formarea unei legături chimice. Există 15 orbitali liberi, ceea ce este încă mult mai mult decât este necesar pentru a umple. Prin urmare, cromul este, de asemenea, un exemplu tipic de metal cu o legătură corespunzătoare în moleculă.

Potasiul este unul dintre cele mai active metale care reacționează chiar și cu apa obișnuită cu focul. Ce explică aceste proprietăți? Din nou, în multe privințe, este un tip de conexiune metalic. Acest element are doar 19 electroni, dar sunt localizați la 4 niveluri de energie. Adică în 30 de orbitali de diferite subniveluri. Structura electronică: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0. Doar două cu energie de ionizare foarte scăzută. Ieșiți liber și intrați într-un spațiu electronic comun. Există 22 de orbitali pentru a muta un atom, adică un spațiu liber foarte mare pentru „gazul de electroni”.

Asemănări și diferențe cu alte tipuri de relații

În general, această problemă a fost deja discutată mai sus. Se poate doar generaliza și trage o concluzie. Principalele caracteristici distinctive ale cristalelor metalice de toate celelalte tipuri de comunicare sunt:

• mai multe tipuri de particule care iau parte la procesul de legare (atomi, ioni sau atom-ioni, electroni);
• structură geometrică spațială diferită a cristalelor.

Cu legăturile de hidrogen și ionice, legăturile metalice sunt unite prin nesaturație și nedirecționalitate. Cu polar covalent, puternică atracție electrostatică între particule. Separat de ionic - tipul de particule din nodurile rețelei cristaline (ioni). Cu atomi covalenti nepolari în nodurile cristalului.

Tipuri de legături în metale cu diferite stări agregate

După cum am menționat mai sus, legătura chimică metalică, dintre care exemple sunt date în articol, se formează în două stări de agregare a metalelor și aliajelor lor: solidă și lichidă.

Apare întrebarea: ce tip de legătură în vaporii de metal? Răspuns: polar covalent și nepolar. Ca și în cazul tuturor compușilor sub formă de gaz. Adică, cu încălzirea prelungită a metalului și transferul acestuia dintr-o stare solidă în stare lichidă, legăturile nu sunt rupte și structura cristalină este păstrată. Cu toate acestea, când vine vorba de transferul unui lichid într-o stare de vapori, cristalul este distrus și legătura metalică este transformată într-o legătură covalentă.

Legătură chimică

Atomii unici nu există în natură. Toate acestea sunt în compoziția compușilor simpli și complecși, unde combinarea lor în molecule este asigurată de formarea de legături chimice între ele.

Formarea legăturilor chimice între atomi este un proces natural, spontan, deoarece aceasta duce la o scădere a energiei sistemului molecular, adică. energia sistemului molecular este mai mică decât energia totală a atomilor izolați. Aceasta este forța motrice din spatele formării unei legături chimice.

Natura legăturilor chimice este electrostatică, deoarece atomii sunt o colecție de particule încărcate, între care acționează forțele de atracție și de repulsie, care intră în echilibru.

Formarea legăturilor implică electroni nepereche aflați în orbitalii atomici externi (sau perechile de electroni gata făcute) - electroni de valență.Se spune că atunci când se formează legături are loc suprapunerea norilor de electroni, în urma căreia apare o regiune între nucleele atomilor în care probabilitatea de a găsi electronii ambilor atomi este maximă.

s, p - elemente	d - elemente
Electronii de valență sunt nivelul exterior De exemplu, H +1) 1 e 1s 1 1 electron de valență O +8) 2 e) 6 e 1s 2 2s 2 2p 4 Nivelul extern nu a fost finalizat - 6 electroni de valență	Electronii de valență sunt nivelul exterior șid - electronii nivelului pre-extern De exemplu , Cr +24) 2e) 8e) 8e + 5e )1e 6 electroni de valență (5e + 1e)

Legătură chimică - Aceasta este interacțiunea atomilor, realizată prin schimbul de electroni.

Când se formează o legătură chimică, atomii tind să dobândească o înveliș exterioară stabilă de opt electroni (sau doi electroni - H, He) corespunzătoare structurii atomului celui mai apropiat gaz inert, adică. completează-ți nivelul exterior.

Clasificarea legăturilor chimice.

1. Prin mecanismul formării unei legături chimice.

A) schimb valutar când ambii atomi care formează o legătură furnizează electroni nepereche pentru aceasta.

De exemplu, formarea moleculelor de hidrogen H 2 și clor Cl 2:

b) donator - acceptor , când unul dintre atomi oferă o pereche gata de electroni (donator) pentru formarea unei legături, iar al doilea atom oferă un orbital liber gol.

De exemplu, formarea unui ion de amoniu (NH 4) + (particulă încărcată):

2. Apropo, orbitalii electronilor se suprapun.

A) σ - comunicare (sigma) când suprapunerea maximă se află pe linia care leagă centrele atomilor.

De exemplu,

H2σ (s -s)

CI2 σ (p-p)

HClσ (s-p)

b) π - comunicare (pi) dacă suprapunerea maximă nu se află pe linia care leagă centrele atomilor.

3. Prin realizarea unui shell electronic complet.

Fiecare atom caută să-și completeze învelișul exterior de electroni, în timp ce pot exista mai multe modalități de a obține o astfel de stare.

Atribut de comparație	Covalent		ionic	Metal
	nepolar	polar
Cum se realizează o carcasă electronică completă?	Comunizarea electronilor	Comunizarea electronilor	Transfer complet de electroni, formare de ioni (particule încărcate).	Comunizarea electronilor de către toți atomii din crist. zăbrele
Ce atomi sunt implicați?	nemet - nemet EO = EO	1) Nemeth-Nemeth 1 2) Met-nemet EO < ЭО	metanfetamina + [prost] - EO << EO	Nodurile conțin cationi și atomi de metal. Conexiunea este realizată de electroni care se mișcă liber în spațiul inter-site.
∆c = EO 1 - EO 2		< 1,7	> 1,7
Exemple de	substanțele simple sunt nemetale.

În prezent, toate tipurile de legături chimice sunt împărțite în covalente, ionice, donor-acceptor, van der Waals, hidrogen, metalice.

Legătură covalentă se formează atunci când doi atomi pot „generaliza” electroni:

A. + B. → A: B

ionicconexiune format atunci când „schimbul” devine atât de inegal încât un electron este smuls din atomul său Ași merge complet la atom B, în urma căruia se formează o pereche de ioni:

A. + B. → A +: B -

Credem că legătura ionică este un caz extrem al unui astfel de tip de legătură chimică ca covalentă.

Legătură covalentă polară

Dacă nu există o legătură „ionică absolută”, poate că există una complet covalentă? Raspunsul este da. Acesta este cazul când două nuclee atrag un electron cu efort egal. Această poziție este garantată pentru moleculele diatomice homonucleare - molecule formate din doi atomi identici. Astfel, în CI2, O2, H2 electronii sunt împărțiți în mod egal între doi atomi identici. În astfel de molecule, centrul sarcinii pozitive coincide exact cu centrul sarcinii negative - la mijlocul dintre cele două nuclee. Electronii de legătură se află în spațiul dintre atomii legați.

O caracteristică a legăturii covalente este, de asemenea, polarizabilitatea acesteia. Dacă o moleculă este formată din doi atomi care sunt legați printr-o legătură polară, atunci o astfel de moleculă este o moleculă polară, adică. reprezintă .

Donator- obligația acceptor

Un alt tip de legătură chimică este donor-acceptor. Distinge între schimb și donator-acceptator mecanism de formare a comunicării. O legătură covalentă formată prin mecanismul donor-acceptor (adică datorită unei perechi de electroni ai unuia dintre atomi) se numește donor-acceptor. Deci exemplul de mai sus cu LiF este un exemplu de legătură donor-acceptor.

A: + B → A: B

Interacțiunea intermoleculară - interacțiunea moleculelor între ele, care nu duce la ruperea sau formarea de noi legături chimice. Ele se bazează, precum și legăturile chimice, se bazează pe interacțiuni electrice.

Forțele Van der Waals

Forțele Van der Waals includ toate tipurile de atracție și repulsie intermoleculară(interacțiunea moleculelor între ele). Au fost numite după J.D. Van der Waals, care a fost primul care a luat în considerare interacțiunile intermoleculare pentru a explica proprietățile gazelor și lichidelor reale.

Forțele Van der Waals se bazează, de asemenea, pe forțele de interacțiune Coulomb dintre electronii și nucleii unei molecule și nucleii și electronii alteia. La o anumită distanță între molecule, forțele de atracție și de repulsie se echilibrează reciproc și se formează un sistem stabil.

Fig. 1 Forțele Van der Waals

Forțele Van der Waals sunt vizibil inferioare oricărui tip de legătură chimică. De exemplu, forțele care țin atomii de clor într-o moleculă de clor sunt de aproape zece ori mai mari decât forțele care leagă moleculele de Cl2. Dar fără această atracție intermoleculară slabă, clorul lichid și solid nu poate fi obținut.

Legături de hidrogen

Grupele de atomi care conțin hidrogen (unde un atom de hidrogen este combinat cu un atom de fluor, oxigen sau azot, mai rar: clor, sulf sau alte nemetale) formează adesea o legătură chimică stabilă cu atomi electronegativi care fac parte din altul sau aceeași moleculă. Acest tip de legătură chimică se numește legătură de hidrogen... Acesta este un caz special al forțelor van der Waals.

Legăturile covalente H-O, H-F, H-N sunt puternic polare, datorită cărora pe atomul de hidrogen se acumulează o sarcină pozitivă în exces, iar la polii opuși se acumulează o sarcină negativă în exces. Forțele de atracție electrostatică - legături de hidrogen - apar între poli încărcați opus. Legătura chimică de tip hidrogen poate fi atât intermoleculară, cât și intramoleculară. Energia unei legături de hidrogen este de aproximativ zece ori mai mică decât energia unei legături covalente obișnuite, 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.

Unul dintre semnele acestui tip de legătură chimică poate fi distanța dintre un atom de hidrogen și un alt atom care îl formează. Ar trebui să fie mai mică decât suma razelor acestor atomi. Legăturile de hidrogen asimetrice sunt mai frecvente, în care distanța H ... B este mai mare decât AB. Cu toate acestea, în cazuri rare (fluorura de hidrogen, unii acizi carboxilici), legătura de hidrogen este simetrică. Cele mai puternice legături de hidrogen se formează cu participarea atomilor de fluor. Într-un ion simetric - energia unei legături de hidrogen este de 155 kJ / mol și este comparabilă cu energia unui alt tip de legătură - o legătură covalentă. Energia legăturii de hidrogen dintre moleculele de apă este deja vizibil mai mică (25 kJ / mol).

Orez. 2. Legătura de hidrogen între moleculele de apă