Legătură covalentă

Versiunea actuală a paginii nu a fost încă examinată de colaboratori experimentați și poate diferi semnificativ de versiunea revizuită pe 21 decembrie 2021; verificările necesită 8 modificări .

Legătură covalentă (din lat. co - „împreună” și vales – „având forță”) - legătură chimică formată prin suprapunerea (socializarea) unei perechi de nori de electroni de valență (situate pe învelișul exterior al atomului ) . Norii de electroni (electroni) care asigură comunicarea se numesc o pereche de electroni comună .

Legătura covalentă include multe tipuri de interacțiuni, inclusiv legătura σ, legătura π , legătura metalică , legătura banană și legătura cu doi electroni și trei centre [1] [2] .

Ținând cont de interpretarea statistică a funcției de undă de către M. Born , densitatea de probabilitate de a găsi electroni de legare este concentrată în spațiul dintre nucleii moleculei (Fig. 1). În teoria respingerii perechilor de electroni sunt luate în considerare dimensiunile geometrice ale acestor perechi. Deci, pentru elementele fiecărei perioade, există o anumită rază medie a perechii de electroni ( Å ): 0,6 pentru elemente până la neon; 0,75 pentru elemente până la argon; 0,75 pentru elemente până la kripton și 0,8 pentru elemente până la xenon [3] .

Proprietățile caracteristice ale unei legături covalente

Proprietățile caracteristice ale unei legături covalente - direcționalitate, saturație, polaritate, polarizabilitate - determină proprietățile chimice și fizice ale compușilor.

Direcția legăturii se datorează structurii moleculare a substanței și formei geometrice a moleculei acestora.

Unghiurile dintre două legături se numesc unghiuri de legătură.

Saturabilitatea este capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături covalente. Numărul de legături formate de un atom este limitat de numărul orbitalilor atomici exteriori .

Polaritatea legăturii se datorează distribuției neuniforme a densității electronilor din cauza diferențelor de electronegativitate a atomilor.

Pe această bază, legăturile covalente sunt împărțite în nepolare și polare (nepolare - o moleculă diatomică este formată din atomi identici (H 2 , Cl 2 , N 2 ) și norii de electroni ai fiecărui atom sunt distribuiți simetric față de aceștia. atomi; polar - o moleculă diatomică este formată din atomi de diferite elemente chimice, iar norul de electroni general se deplasează către unul dintre atomi, formând astfel o asimetrie în distribuția sarcinii electrice în moleculă, generând momentul dipol al moleculei) .

Polarizabilitatea unei legături se exprimă în deplasarea electronilor de legătură sub influența unui câmp electric extern, inclusiv a unei alte particule care reacţionează. Polarizabilitatea este determinată de mobilitatea electronilor . Polaritatea și polarizabilitatea legăturilor covalente determină reactivitatea moleculelor în raport cu reactivii polari.

Electronii sunt mai mobili cu cât sunt mai departe de nuclee.

Cu toate acestea, de două ori câștigătorul Premiului Nobel L. Pauling a subliniat că „în unele molecule există legături covalente datorate unuia sau trei electroni în loc de o pereche comună” [4] . O legătură chimică cu un electron se realizează în ionul de hidrogen molecular H 2 + .

Ionul molecular de hidrogen H 2 + conține doi protoni și un electron. Singurul electron al sistemului molecular compensează repulsia electrostatică a doi protoni și îi menține la o distanță de 1,06 Å ( lungimea legăturii chimice H 2 + ). Centrul densității electronice a norului de electroni al sistemului molecular este echidistant de ambii protoni cu raza Bohr α 0 =0,53 A și este centrul de simetrie al ionului de hidrogen molecular H 2 + .

Istoria termenului

Termenul „legătură covalentă” a fost introdus pentru prima dată de către laureatul Premiului Nobel Irving Langmuir în 1919 [5] [4] . Termenul se referă la o legătură chimică , datorită posesiunii comune a electronilor , spre deosebire de o legătură metalică , în care electronii erau liberi, sau de o legătură ionică , în care unul dintre atomi a donat un electron și a devenit cation . iar celălalt atom a acceptat un electron și a devenit anion .

Mai târziu (1927), F. London și W. Heitler , folosind exemplul unei molecule de hidrogen, au oferit prima descriere a unei legături covalente din punctul de vedere al mecanicii cuantice .

Educație în comunicare

O legătură covalentă este formată dintr-o pereche de electroni împărțiți între doi atomi, iar acești electroni trebuie să ocupe doi orbitali stabili, câte unul de la fiecare atom [6] .

A + B → A: B

Ca rezultat al socializării, electronii formează un nivel de energie plin. O legătură se formează dacă energia lor totală la acest nivel este mai mică decât în starea inițială (și diferența de energie nu va fi nimic mai mult decât energia legăturii ).

Conform teoriei orbitalilor moleculari , suprapunerea a doi orbitali atomici duce în cel mai simplu caz la formarea a doi orbitali moleculari (MO): legarea MO și antilegarea (slăbirea) MO . Electronii partajați sunt localizați pe un MO de legare de energie mai mică.

Formarea unei legături în timpul recombinării atomilor

Atomii și radicalii liberi sunt predispuși la recombinare - formarea unei legături covalente prin socializarea a doi electroni nepereche aparținând unor particule diferite.

{\mathsf {H+H\rightarrow H_{2}}}

{\displaystyle {\mathsf {CH_{3}\cdot +CH_{3}\cdot \rightarrow CH_{3}{\text{-}}CH_{3))))

Formarea unei legături în timpul recombinării este însoțită de eliberarea de energie. Deci, în timpul interacțiunii atomilor de hidrogen , energia este eliberată în cantitate de 436 kJ / mol. Acest efect este utilizat în tehnologia sudării cu hidrogen atomic. Fluxul de hidrogen este trecut printr-un arc electric, unde este generat un flux de atomi de hidrogen. Atomii sunt apoi reconectați pe o suprafață metalică plasată la mică distanță de arc. Metalul poate fi încălzit peste 3500 °C în acest fel. Marele avantaj al „flăcării de hidrogen atomic” este uniformitatea încălzirii, care permite sudarea pieselor metalice foarte subțiri [7] .

Cu toate acestea, mecanismul interacțiunilor interatomice și intermoleculare necovalente a rămas necunoscut pentru o lungă perioadă de timp. Abia în 1930 F. London a introdus conceptul de atracție de dispersie - interacțiunea dintre dipolii instantanei și induși (induși). În prezent, forțele atractive datorate interacțiunii dintre dipolii electrici fluctuanți ai atomilor și moleculelor se numesc dispersie sau forțe londoneze .

Energia unei astfel de interacțiuni este direct proporțională cu pătratul polarizabilității electronice α și invers proporțională cu distanța dintre doi atomi sau molecule la puterea a șasea [8] .

Formarea de legături prin mecanismul donor-acceptor

În plus față de mecanismul omogen pentru formarea unei legături covalente, există un mecanism eterogen - interacțiunea ionilor cu încărcare opusă - protonul H + și ionul de hidrogen negativ H - , numit ion hidrură :

{\mathsf {H^{+}+H^{-}\rightarrow H_{2)))

Când ionii se apropie, norul cu doi electroni (perechea de electroni) al ionului hidrură este atras de proton și în cele din urmă devine comun ambelor nuclee de hidrogen, adică se transformă într-o pereche de electroni de legare. Particula care furnizează o pereche de electroni se numește donor, iar particula care acceptă această pereche de electroni se numește acceptor. Un astfel de mecanism pentru formarea unei legături covalente se numește donor-acceptor [9] .

Distribuția densității electronilor între nucleele unei molecule de hidrogen este aceeași, indiferent de mecanismul de formare, de aceea este incorect să se numească o legătură chimică obținută prin mecanismul donor-acceptor o legătură donor-acceptor.

Ca donor de pereche de electroni, pe lângă ionul hidrură, acționează compuși ai elementelor principalelor subgrupe ale grupelor V-VII ale sistemului periodic de elemente în cea mai scăzută stare de oxidare a elementului. Deci, chiar și Johannes Brönsted a stabilit că protonul nu există în soluție sub formă liberă, în apă formând un cation de oxoniu :

{\mathsf {H^{+}+H_{2}O\rightarrow H_{3}O^{+))}

Protonul atacă perechea de electroni singură a moleculei de apă și formează un cation stabil care există în soluții apoase de acizi [10] .

În mod similar, un proton este atașat la o moleculă de amoniac cu formarea unui cation complex de amoniu :

{\mathsf {NH_{3}+H^{+}\rightarrow NH_{4}^{+)))

În acest fel (conform mecanismului donor-acceptor de formare a legăturilor covalente) se obține o clasă mare de compuși de oniu , care include amoniu , oxoniu, fosfoniu, sulfoniu și alți compuși [11] .

O moleculă de hidrogen poate acționa ca un donor de pereche de electroni, care, la contactul cu un proton, duce la formarea unui ion molecular de hidrogen H 3 + :

{\mathsf {H_{2}+H^{+}\rightarrow H_{3}^{+)))

Perechea de electroni de legare a ionului hidrogen molecular H 3 + aparține simultan la trei protoni.

Tipuri de legături covalente

Există două tipuri de legături chimice covalente care diferă în mecanismul de formare:

1. Legătură covalentă simplă . Pentru formarea sa, fiecare dintre atomi furnizează un electron nepereche. Când se formează o legătură covalentă simplă, sarcinile formale ale atomilor rămân neschimbate.

Dacă atomii care formează o legătură covalentă simplă sunt aceiași, atunci adevăratele sarcini ale atomilor din moleculă sunt, de asemenea, aceleași, deoarece atomii care formează legătura dețin în mod egal o pereche de electroni comună. O astfel de legătură se numește legătură covalentă nepolară . Multe substanțe simple au o astfel de legătură , de exemplu: O 2 , N 2 , Cl 2 .
Dacă atomii sunt diferiți, atunci gradul de proprietate al unei perechi socializate de electroni este determinat de diferența de electronegativitate a atomilor. Un atom cu electronegativitate mai mare atrage o pereche de electroni de legătură mai puternic la sine, iar sarcina sa adevărată devine negativă. Un atom cu electronegativitate mai mică capătă, respectiv, aceeași sarcină pozitivă. Dacă un compus se formează între două nemetale diferite , atunci un astfel de compus se numește legătură polară covalentă .

2. Legătura donor-acceptor . Pentru formarea acestui tip de legătură covalentă, ambii electroni sunt furnizați de unul dintre atomi - donor . Al doilea dintre atomii implicați în formarea unei legături se numește acceptor . În molecula rezultată, sarcina formală a donatorului crește cu unu, în timp ce sarcina formală a acceptorului scade cu unu.

O legătură semipolară (semipolară) poate fi considerată o legătură polară donor-acceptor. Acest tip de legătură covalentă se formează între un atom care are o pereche de electroni neîmpărtășită ( azot , fosfor , sulf , halogeni etc.) și un atom cu doi electroni nepereche ( oxigen , sulf ). Formarea unei legături semipolare are loc în două etape:

1. Transferul unui electron de la un atom cu o pereche de electroni neîmpărțiți la un atom cu doi electroni nepereche. Ca urmare, un atom cu o pereche de electroni neîmpărțiți se transformă într-un cation radical (o particulă încărcată pozitiv cu un electron nepereche), iar un atom cu doi electroni nepereche într-un anion radical (o particulă încărcată negativ cu un electron nepereche). 2. Socializarea electronilor nepereche (ca în cazul unei legături covalente simple).

Când se formează o legătură semipolară, un atom cu o pereche de electroni neîmpărțită își mărește sarcina formală cu unul, iar un atom cu doi electroni nepereche își scade sarcina formală cu unul.

σ-bond și π-bond

Legături Sigma (σ)- , pi (π) - o descriere aproximativă a tipurilor de legături covalente din moleculele diferiților compuși, legătura σ este caracterizată prin faptul că densitatea norului de electroni este maximă de-a lungul axei care leagă nucleele atomilor. Când se formează o legătură, apare așa-numita suprapunere laterală a norilor de electroni, iar densitatea norului de electroni este maximă „deasupra” și „dedesubtul” planului legăturii σ. De exemplu, luați etilenă , acetilenă și benzen . $\pi$

În molecula de etilenă C 2 H 4 există o legătură dublă CH 2 \u003d CH 2 , formula sa electronică este: H: C:: C: H. Nucleele tuturor atomilor de etilenă sunt situate în același plan. Trei nori de electroni ai fiecărui atom de carbon formează trei legături covalente cu alți atomi din același plan (cu unghiuri între ei de aproximativ 120°). Norul celui de-al patrulea electron de valență al atomului de carbon este situat deasupra și sub planul moleculei. Astfel de nori de electroni ai ambilor atomi de carbon, suprapunându-se parțial deasupra și sub planul moleculei, formează o a doua legătură între atomii de carbon. Prima legătură covalentă, mai puternică, între atomii de carbon se numește legătură σ; a doua legătură covalentă, mai puțin puternică, se numește legătură. $\pi$

Într-o moleculă liniară de acetilenă

Н—С≡їН (Н : С ::: С : Н)

există legături σ între atomi de carbon și hidrogen, o legătură σ între doi atomi de carbon și două legături σ între aceiași atomi de carbon. Două legături sunt situate deasupra sferei de acțiune a legăturii σ în două plane reciproc perpendiculare. $\pi$ $\pi$

Toți cei șase atomi de carbon ai moleculei de benzen ciclic C 6 H 6 se află în același plan. Legăturile σ acţionează între atomii de carbon din planul inelului; aceleași legături există pentru fiecare atom de carbon cu atomii de hidrogen. Fiecare atom de carbon cheltuiește trei electroni pentru a face aceste legături. Norii de electroni de valență al patrulea ai atomilor de carbon, având formă de opt, sunt situați perpendicular pe planul moleculei de benzen. Fiecare astfel de nor se suprapune în mod egal cu norii de electroni ai atomilor de carbon vecini. În molecula de benzen, nu se formează trei legături separate, ci un sistem de un singur electron de șase electroni, comun tuturor atomilor de carbon. Legăturile dintre atomii de carbon din molecula de benzen sunt exact aceleași. $\pi$ $\pi$

Exemple de substanțe cu o legătură covalentă

O legătură covalentă simplă leagă atomii din moleculele de gaze simple (H 2 , Cl 2 etc.) și compuși (H 2 O, NH 3 , CH 4 , CO 2 , HCl etc.). Compuși cu o legătură donor-acceptor - amoniu NH 4 + , anion tetrafluoroborat BF 4 - și alții Compuși cu o legătură semipolară - protoxid de azot N 2 O, O - -PCl 3 + .

Cristalele cu o legătură covalentă sunt dielectrice sau semiconductori . Exemple tipice de cristale atomice (atomii în care sunt interconectați prin legături covalente (atomice)) sunt diamantul , germaniul și siliciul .

Vezi și

Note

↑ March, Jerry. Chimie organică avansată: reacții, mecanisme și structură . - John Wiley & Sons , 1992. - ISBN 0-471-60180-2 .
↑ Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr. Chimie anorganică (neopr.) . - Prentice Hall , 2004. - ISBN 0-13-035471-6 .
↑ Gillespie R. Geometria moleculelor. - M . : „Mir”, 1975. - S. 49. - 278 p.
↑ 1 2 L. Pauling. Natura legăturii chimice. - M. - L .: Editura de literatură chimică, 1947. - S. 16. - 440 p.
↑ I. Langmuir. Jurnalul Societății Americane de Chimie. - 1919. - T. 41. - 868 p.
↑ Pauling.L., Pauling P. Chimie. - „Mir”, 1978. - S. 129. - 684 p.
↑ Nekrasov B.V. Curs de chimie generală. - 14. - M . : ed. literatura chimică, 1962. - S. 110. - 976 p.
↑ Daniels F., Alberty R. Physical chemistry. - M . : „Mir”, 1978. - S. 453. - 646 p.
↑ Akhmetov N. S. Chimie anorganică. - ed. a 2-a revizuire şi suplimentare .. - M . : Şcoala superioară, 1975. - S. 60. - 672 p.
↑ Dicţionar Enciclopedic Chimic / Cap. ed. I. L. Knunyants. - M . : Sov. enciclopedie, 1983. - S. 132 . — 792 p.
↑ Compuși de oniu IUPAC Gold Book . Preluat la 20 august 2012. Arhivat din original la 15 noiembrie 2016. (nedefinit)

Literatură

„Dicționar enciclopedic chimic”, M., „Enciclopedia sovietică”, 1983, p.264.

Dicționare și enciclopedii	mare danez Mare norvegian Marele Soviet (1 ed.) Britannica (online)

legătură chimică

Interacțiune intramoleculară

legătură covalentă

legătură simplă	Polar nepolar
Legătură multiplă	legătura σ legătura π legătură δ φ-bond Legătură dublă triplă legătură Legătură cvadruplă Cinci linkuri Conexiune gear
Legătură de coordonare	Interacțiunea donor-acceptor Conexiune semipolară
Alte	Legătură cu un singur electron 3c-2e Aromaticitate

Alte

Legătură ionică
conexiune metalica
Cuplaj paramagnetic perpendicular

Interacțiunea intermoleculară