Legătură chimică

O legătură chimică apare atunci când o forță electrostatică reține mai mulți atomi dintr-o specie chimică ( legături puternice sau primare sau intramoleculare ) sau mai multe molecule dintr-o substanță în stare condensată ( legături slabe sau secundare sau intermoleculare ).

Legăturile chimice „mai puternice” au un conținut de energie mai mare și sunt mai greu de rupt, în timp ce legăturile mai mici au un conținut de energie mai mic și sunt mai ușor de rupt. Din aceasta rezultă că moleculele care au legături chimice mai slabe în interiorul lor sunt mai instabile. ^[1] Mai mult, cu cât o legătură este mai puternică, cu atât este mai mică lungimea legăturii , deoarece forța care menține atomii împreună este mai mare. ^[2]

Natura electrostatică a legăturii chimice

Natura legăturii chimice poate fi explicată prin observarea forțelor Coulomb care interacționează între molecule. Să luăm de exemplu cationul $\mathrm {H} _{2}^{+}$ ${\ displaystyle \ mathrm {H} _ {2} ^ {+}}$ ${\ displaystyle \ mathrm {H} _ {2} ^ {+}}$ : este format din două nuclee de H și un electron. Indicăm cu $\mathrm {H} _{a}$ ${\ displaystyle \ mathrm {H} _ {a}}$ ${\ displaystyle \ mathrm {H} _ {a}}$ primul nucleu de hidrogen și cu $\mathrm {H} _{b}$ ${\ displaystyle \ mathrm {H} _ {b}}$ ${\ displaystyle \ mathrm {H} _ {b}}$ celălalt nucleu de hidrogen. O funcție de undă electronică este asociată cu fiecare dintre cele două nuclee, respectiv $1s_{a}$ ${\ displaystyle 1s_ {a}}$ ${\ displaystyle 1s_ {a}}$ Și $1s_{b}$ ${\ displaystyle 1s_ {b}}$ ${\ displaystyle 1s_ {b}}$ , a cărei combinație liniară formează orbitalul molecular $\Psi$ ${\ displaystyle \ Psi}$ $\ Psi$ .

$\Psi$ ${\ displaystyle \ Psi}$ $\ Psi$ va avea valori scăzute între cele două nuclee, în timp ce va crește pe măsură ce se apropie de ele și apoi va scădea pe măsură ce se îndepărtează din nou de ele. Deci, dacă luăm în considerare un electron , adică o sarcină negativă plasată între cei doi nuclei, acesta va fi supus unor forțe de atracție de către cei doi nuclei, care vor fi contrabalansați de cei respingători până la atingerea stabilității sistemului; atunci electronul va fi căzut într-o gaură potențială din care va fi greu să iasă. În acest fel s-a format o legătură chimică.

Legături primare

Legătură	Lungime (p.m)	Putere (kJ / mol)
Lungimea tipică a legăturii și energie de legare ^[3]
H - Hidrogen
H - H	74	436
EU AM	96	366
H - F	nouăzeci și doi	568
Acid clorhidric	127	432
C - Carbon
C - H	109	413
C - C	154	348
C = C	134	614
C≡C	120	839
C - N	147	308
C - O	143	360
C - F	134	488
C - Cl	177	330
N - azot
N - H	101	391
N - N	145	170
N≡N	110	945
O - Oxigen
O - O	148	145
O = O	121	498
F, Cl, Br, I - Halogeni
F - F	142	158
Cl - Cl	199	243
Br - H	141	366
Fr - Fr	228	193
Eu - H	161	298
Eu - eu	267	151

Legăturile chimice primare sunt forțele care țin împreună atomii care formează molecule. O legătură primară se realizează prin împărțirea sau transferul de electroni între atomi și prin atracția electrostatică dintre protoni și electroni. Aceste legături generează transferul unui număr întreg de electroni, numit ordin de legătură , deși în unele sisteme există cantități intermediare de sarcină, cum ar fi în benzen , unde ordinea de legătură este de 1,5 pentru fiecare atom de carbon. Legăturile primare sunt în general clasificate în trei clase, în ordinea polarității crescânde:

Legătură covalentă

Același subiect în detaliu: Legătura covalentă .

Legătura covalentă este legătura care se stabilește între doi atomi aparținând nemetalelor (același sau având o diferență de electronegativitate - scară Pauling - între 0 și 1,7) care împart o pereche de electroni (numiți perechi de legături ) într-un orbital extern care îmbrățișează ambii atomi. Legătura covalentă este reprezentată de o liniuță care leagă cei doi atomi legați.

Legătură covalentă pură

O legătură covalentă pură (sau nepolară ) este o legătură covalentă care se stabilește între doi atomi aparținând aceluiași element. În practică, o interacțiune (adică legătura) este stabilită între atomi de același tip: acesta este cazul tipic al hidrogenului, oxigenului, azotului atmosferic etc.

O legătură covalentă pură (fie homopolară, fie apolară) apare atunci când diferența de electronegativitate între doi atomi este mai mică sau egală cu 0,4.

Deoarece norul electronic este distribuit simetric, legătura nu este polarizată.

Legăturile covalente care se formează între doi atomi care împărtășesc două perechi de electroni se numesc o legătură dublă . Legăturile covalente care se formează între doi atomi care împart trei perechi de electroni se numesc o legătură triplă .

Pentru a stabili numărul de legături covalente formate între doi atomi, este necesar să cunoașteți valența atomului elementelor luate în considerare și, după ce ați făcut acest lucru, aflați câți electroni îi lipsesc pentru a fi stabili ( regula octetului).

ex. N = azot V grup = 5 electroni de valență (+ 3 electroni pentru a completa octetul)

Legăturile dintre doi atomi de azot sunt o legătură triplă.

Legătura covalentă polară

Legătura covalentă polară se stabilește între doi atomi cu o diferență de electronegativitate între 0,4 și 1,7. În acest caz, electronii implicați în legătură vor fi mai atrași de atomul mai electronegativ, legătura va fi deci polarizată electric, adică fiecare dintre atomii implicați în legătură va avea o sarcină parțială .

Atunci când o moleculă este ținută coezivă prin legături covalente pure singure sau posedă o astfel de simetrie încât să anuleze reciproc polaritățile legăturilor sale covalente, aceasta va fi în general apolară. Pe de altă parte, o moleculă formată din doi atomi legați între ei printr-o legătură covalentă polară este polară (sau dipol electric ); acest lucru nu înseamnă, în general, că molecula are o sarcină electrică, deoarece este total neutră din punct de vedere electric . Structura polară a unei molecule poate fi ușor de prezis dacă este diatomică.

Coordonare sau legătură dativă

Același subiect în detaliu: Legătura de coordonare .

Este un anumit tip de legătură covalentă numită dativ , deoarece cei doi electroni implicați în legătură provin doar de la unul dintre cei doi atomi.

Atomul care „donează” legăturii „ perechea sa singură ”, adică ambii electroni împerecheați prezenți într-unul din orbitalele sale, se numește „dătător”. Celălalt, care oferă un orbital extern gol (adică cu două locuri goale care pot fi ocupate de doi electroni) sau care își rearanjează configurația electronică pentru a găzdui perechea de electroni (adică, de exemplu, pentru a muta doi electroni prezenți pe un orbital impar) pe un alt orbital ciudat, eliberarea efectivă a unui orbital) se numește „acceptor”.

Legătura dativă poate fi reprezentată cu o săgeată, de la donator la acceptor, sau mai necorespunzător poate fi indicată cu o liniuță dublă.

Legături delocalizate și legături metalice

Unele legături covalente, numite delocalizate , pot lega trei sau mai mulți atomi în același timp, ca în borani și compuși aromatici .

Legătură metalică

Același subiect în detaliu: Legătură metalică .

Cea mai extremă formă de delocalizare a legăturii covalente apare în legătura metalică . Conform acestui model, un metal poate fi reprezentat ca o rețea cristalină de ioni pozitivi ținute împreună de un nor de electroni împărțiți extins la întregul rețea (marea Fermi); deoarece acești electroni nu sunt legați de un anumit atom, sunt extrem de mobili; această mobilitate este responsabilă de conductivitatea electrică ridicată a metalelor.

Legătură ionică

Același subiect în detaliu: legătura ionică .

Legătura ionică este o legătură între ioni cu sarcină opusă. Acești ioni sunt formați din atomi cu o diferență de electronegativitate mai mare decât limita convențională de 1,7 - 1,9: în aceste condiții, atomul mai electronegativ (prin urmare, caracterizat printr-o energie de ionizare ridicată și o afinitate mare a electronilor, deci mai expus la atragerea unui electron către sine ) privește celălalt atom mai puțin electronegativ (caracterizat printr-o energie de ionizare scăzută și o afinitate electronică aproape absentă, prin urmare cu o posibilitate mai mică de a atrage un electron către sine) de un electron; primul atom devine un ion încărcat negativ (ion negativ), al doilea un ion încărcat pozitiv (ion pozitiv).

Această legătură este de natură pur electrostatică; dispunerea atomilor în spațiu nu are direcționalitatea legăturii covalente: câmpul electric generat de fiecare ion se răspândește simetric în spațiul din jurul său.

Este cel mai simplu tip de legătură chimică, atât din punct de vedere conceptual, cât și din cel al descrierii sale analitice, fiind interpretabil pe baza legilor clasice ale electrostaticii.

Aceste legături se rup în timpul procesului de solvatare .

Legături secundare

Dipolii moleculari pot provoca forțe de atracție intermoleculare.

Legăturile intermoleculare sunt constituite în esență prin atracția reciprocă între dipoli statici - acesta este cazul moleculelor polare - sau între dipoli și ioni - acesta este cazul, de exemplu, al unei sări care se dizolvă în apă .

În cazul gazelor nobile sau al compușilor formați din molecule apolare, posibilitatea lichefierii se explică prin formarea aleatorie a unui dipol temporar atunci când electronii, pe orbita lor, sunt concentrați aleator pe o parte a moleculei; acest dipol induce în moleculele apropiate acestuia un dezechilibru al sarcinii electrice (așa-numitul dipol indus ) care generează atracție reciprocă și determină condensarea gazului. Legătura este apoi produsă de aceste forțe particulare de atracție numite dispersie sau forțe Van der Waals .

Un caz particular de legătură intermoleculară, care poate fi și intramoleculară atunci când geometria moleculei o permite, este legătura de hidrogen .
Un atom de hidrogen legat de un atom de oxigen (sau fluor ), datorită polarizării sale pozitive și mărimii sale mici, atrage atomi de oxigen (și fluor și, într-o măsură mai mică, de azot ) vecini.
Această legătură, deși slabă, este responsabilă pentru conformația spațială a proteinelor și acizilor nucleici , o conformație de care depinde activitatea biologică a compușilor.

Ca ordine de mărime, magnitudinea diferitelor forțe de legătură poate fi indicată de următorul tabel:

Tipul legăturii	Puterea relativă
Legătură ionică	1000
Interacțiuni dipolare și legătură de hidrogen	10 - 100
Puterea lui van der Waals	1

Notă

^ În acest sens, un exemplu este dat de molecula de etilenă față de molecula de etan . În cazul etilenei, cei doi atomi de carbon sunt legați prin două legături: o legătură σ mai puternică și o legătură π mai slabă. Pe de altă parte, în molecula de etan, cei doi atomi de carbon sunt legați printr-o singură legătură σ . Din acest motiv, molecula de etilenă este mai instabilă decât molecula de etan, deoarece după încălzirea se deschide legătura π , care este mai slabă.
^ De fapt, legătura chimică acționează ca o forță atractivă, căreia i se opune o forță respingătoare (care crește în intensitate pe măsură ce distanța scade), astfel încât poziția reciprocă a atomilor este o poziție de echilibru dată de acțiunea contrastantă a două forțe. Pentru informații suplimentare: potențialul lui Lennard-Jones .
^ Lungimea legăturii este exprimată în pm și poate fi convertită la Å împărțind la 100 (1 Å = 100 pm). Energia este exprimată în kJ / mol. Date preluate din [1] Arhivat la 14 decembrie 2007 la Internet Archive.

Bibliografie

Paolo Silvestroni, Fundamentals of chemistry , ed. A X-a, CEA, 1996, pp. 38 -97, ISBN 88-408-0998-8 .

Elemente conexe

Tipuri de legături chimice

Caracteristicile legăturii chimice

Alte proiecte

Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere despre legarea chimică

linkuri externe

Legătura chimică , pe itchiavari.org .
( RO ) IUPAC Gold Book, „legătură chimică” , pe goldbook.iupac.org .
[2]

Controlul autorității	LCCN (EN) sh85022892 · GND (DE) 4009843-6 · NDL (EN, JA) 00.564.418

Portalul chimiei

Portalul de fizică

[1] În acest sens, un exemplu este dat de molecula de etilenă față de molecula de etan . În cazul etilenei, cei doi atomi de carbon sunt legați prin două legături: o legătură σ mai puternică și o legătură π mai slabă. Pe de altă parte, în molecula de etan, cei doi atomi de carbon sunt legați printr-o singură legătură σ . Din acest motiv, molecula de etilenă este mai instabilă decât molecula de etan, deoarece după încălzirea se deschide legătura π , care este mai slabă.

[2] De fapt, legătura chimică acționează ca o forță atractivă, căreia i se opune o forță respingătoare (care crește în intensitate pe măsură ce distanța scade), astfel încât poziția reciprocă a atomilor este o poziție de echilibru dată de acțiunea contrastantă a două forțe. Pentru informații suplimentare: potențialul lui Lennard-Jones .

[3] Lungimea legăturii este exprimată în pm și poate fi convertită la Å împărțind la 100 (1 Å = 100 pm). Energia este exprimată în kJ / mol. Date preluate din [1] Arhivat la 14 decembrie 2007 la Internet Archive.

[1]

[2]

[3]

V · D · M Legături chimice
Legături intramoleculare	Legătura covalentă ( legătura de coordonare legătura σ legătura π legătura φ legătura π backdone Legătura cu trei centri doi electroni Legătura cu patru centri doi electroni Legătura cu trei centri patru electroni Legătura metalică Legătura ionică
Legături intermoleculare	Legătură cu hidrogen Legătură cu halogen Forță Van der Waals Forță Debye Forță Londra Interacțiune ion-solvent
Caracteristicile legăturilor	Energia legăturii · Lungimea legăturii
Teorii despre legături	Potențialul lui Lennard-Jones · Regula octetului · Teoria Kossel
Multiplicitatea legăturilor	Legătură simplă · Legătură dublă · Legătură triplă