Numele legăturii chimice. Legături chimice: tipuri, cauze, caracteristici principale

C 2s 2 2p 2 C +1e = C -

О 2s 2 2p 4 О -1е = О +

O altă explicație pentru formarea unei legături triple în molecula de CO este posibilă.

Un atom de carbon neexcitat are 2 electroni neperechi, care pot forma 2 perechi de electroni comuni cu 2 electroni neperechi ai atomului de oxigen (conform mecanismului de schimb). Cu toate acestea, cei 2 electroni p perechi prezenți în atomul de oxigen pot forma o legătură chimică triplă, deoarece atomul de carbon are o celulă neumplută care poate accepta această pereche de electroni.

O legătură triplă este formată printr-un mecanism donor-acceptor, direcția săgeții este de la donorul de oxigen la acceptorul - carbon.

La fel ca N 2 - CO are o energie de disociere mare (1069 kJ), este slab solubil în apă și inert chimic. CO este un gaz incolor și inodor, indiferent, care nu formează sare și nu interacționează cu alcalii acizi și apa în condiții normale. Otrăvitoare, pentru că interacționează cu fierul, care face parte din hemoglobină. Când temperatura este crescută sau iradiată, aceasta prezintă proprietățile unui agent reducător.

Chitanță:

în industrie

CO 2 + C « 2CO

2C + O2®2CO

in laborator: H2S04, t

HCOOH® CO + H20;

H2SO4t

H2C2O4® CO + CO2 + H2O.

CO intră în reacţii numai atunci când temperaturi ridicate.

Molecula de CO are o afinitate mare pentru oxigen și arde pentru a forma CO 2:

CO + 1/2O 2 = CO 2 + 282 kJ/mol.

Datorită afinității sale mari pentru oxigen, CO este utilizat ca agent reducător pentru oxizii multor metale grele (Fe, Co, Pb etc.).

CO + Cl 2 = COCl 2 (fosgen)

CO + NH3® HCN + H2O H – Cº N

CO + H 2 O « CO 2 + H 2

CO+S®COS

De cel mai mare interes sunt carbonilii metalici (folositi pentru a obtine metale pure). Legătura chimică are loc în funcție de mecanismul donor-acceptor; suprapunerea p are loc în funcție de mecanismul dativ.

5CO + Fe ® (pentacarbonil de fier)

Toți carbonilii sunt substanțe diamagnetice, caracterizate prin rezistență scăzută atunci când sunt încălziți, carbonilii se descompun

→ 4CO + Ni (nichel carbonil).

La fel ca CO, carbonilii metalici sunt toxici.

Legătura chimică într-o moleculă de CO2

Într-o moleculă de CO2 sp- hibridizarea atomilor de carbon. Doi orbitali sp-hibridați formează 2 legături s cu atomii de oxigen, iar orbitalii p nehibridați rămași de carbon formează legături p cu doi orbitali p de atomi de oxigen, care sunt situate în planuri perpendiculare unul pe celălalt.

O ═ C ═ O

Sub presiune 60 atm. iar la temperatura camerei, CO2 se condensează într-un lichid incolor. Cu o răcire puternică, CO 2 lichid se solidifică într-o masă albă asemănătoare zăpezii, sublimându-se la P = 1 atm și t = 195 K (-78 °). Masa solidă comprimată se numește gheață carbonică CO 2 nu suportă arderea. Doar substanțele care au o afinitate mai mare pentru oxigen decât carbonul arde în el: de exemplu,

2Mg + CO2® 2MgO + C.

CO2 reacţionează cu NH3:

CO2 + 2NH3 = CO(NH2)2 + H2O

(carbamidă, uree)

2СО 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 +O 2

Ureea este descompusă de apă:

CO(NH 2) 2 + 2H 2 O ® (NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2

Celuloza este un carbohidrat care constă din reziduuri de b-glucoză. Se sintetizează în plante după următoarea schemă

clorofilă

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 fotosinteza glucozei

CO 2 se obține folosind tehnologia:

2NaHCO3® Na2CO3 + H2O + CO2

din cocs C + O 2 ® CO 2

În laborator (în aparatul Kipp):

.

Acidul carbonic și sărurile sale

Dizolvându-se în apă, dioxidul de carbon reacţionează parţial cu acesta, formând acid carbonic H 2 CO 3; în acest caz se stabilesc echilibre:

K 1 = 4 × 10 -7 K 2 = 4,8 × 10 -11 – acid dibazic, slab, instabil, cu oxigen. Hidrocarbonații sunt solubili în H 2 O. Carbonații sunt insolubili în apă, cu excepția carbonaților de metale alcaline, Li 2 CO 3 și (NH 4) 2 CO 3. Săruri acide acid carbonic obţinut prin trecerea excesului de CO 2 într-o soluţie apoasă de carbonat:

sau prin adăugare treptată (picătură cu picătură). acid puternicîntr-un exces de soluție apoasă de carbonat:

Na2CO3 + HNO3® NaHCO3 + NaNO3

Când interacționați cu alcalii sau încălzire (calcinare) săruri acide merge la medie:

Sărurile sunt hidrolizate conform ecuației:

pun în scenă

Datorită hidrolizei complete, carbonații Gr 3+, Al 3+, Ti 4+, Zr 4+ etc. nu pot fi izolați din soluții apoase.

Semnificație practică au săruri - Na 2 CO 3 (sodă), CaCO 3 (cretă, marmură, calcar), K 2 CO 3 (potasă), NaHCO 3 (bicarbonat de sodiu), Ca (HCO 3) 2 și Mg (HCO 3) 2 determină duritatea carbonatică a apei.

Disulfură de carbon (CS 2)

Când este încălzit (750-1000°C), carbonul reacţionează cu sulful, formând disulfura de carbon, solvent organic (lichid volatil incolor, substanță reactivă), inflamabil și volatil.

Vaporii CS 2 sunt otrăvitori, utilizați pentru fumigația (fumigația) grânarelor împotriva insectelor dăunătoare, iar în medicina veterinară pentru tratamentul ascariazei la cai. În tehnologie - un solvent pentru rășini, grăsimi, iod.

Cu sulfuri metalice, CS 2 formează săruri ale acidului tiocarbonic - tiocarbonați.

Această reacție este similară cu procesul

Tiocarbonați– substanțe cristaline galbene. Când este expus la acizi, acidul tiocarbonic liber este eliberat.

Este mai stabil decât H 2 CO 3 și la temperaturi scăzute este eliberat din soluție sub formă de lichid uleios galben care se descompune ușor în:

Compuși ai carbonului cu azot (CN) 2 sau C 2 N 2 – cician, gaz incolor foarte inflamabil. Cianogenul pur uscat este preparat prin încălzire sublimată cu cianura de mercur (II).

HgCl 2 + Hg(CN) 2 ® Hg 2 Cl 2 + (С N) 2

Alte moduri de a primi:

4HCNg + O22(CN)2+2H20

2HCN g + CI2 (CN)2 + 2HCI

Cicianina are proprietăți similare cu halogenii sub forma moleculară X2. Deci, într-un mediu alcalin, ca și halogenii, este disproporționat:

(CN)2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN

Cianură de hidrogen- HCN (), un compus covalent, un gaz care se dizolvă în apă pentru a forma acid cianhidric (un lichid incolor și sărurile sale sunt extrem de otrăvitoare). Primi:

Cianură de hidrogen este produsă industrial prin reacții catalitice.

2CH4 + 3O2 + 2NH3® 2HCN + 6H2O.

Sărurile acidului cianhidric - cianurile - sunt supuse unei hidrolize severe. CN - este un ion izoelectronic pentru molecula de CO și este inclus ca ligand într-un număr mare de complexe de elemente d.

Manipularea cianurii necesită precauții stricte. ÎN agricultură folosit pentru combaterea insectelor dăunătoare deosebit de periculoase.

Se obțin cianuri:

Compuși de carbon cu grad negativ oxidare:

1) covalent (carborundum SiC) ;

2) ioncovalent;

3) carburi metalice.

Covalentul ionic se descompune cu apă, eliberând gaz în funcție de ce fel de gaz este eliberat, se împart în:

metanide(CH 4 este eliberat)

Al4C3 + 12H2O® 4Al(OH)3 + 3CH4

acetilenide(C2H2 este eliberat)

H2C2 + AgNO3® Ag2C2 + HNO3

Carburele metalice sunt compuși de compoziție stoechiometrică formați din elemente din grupele 4, 7, 8 prin introducerea atomilor Me în rețeaua cristalină de carbon.

Chimia siliciului

Diferența dintre chimia siliciului și a carbonului se datorează dimensiunii mari a atomului său și posibilității de a utiliza orbitali 3d. Din această cauză, legăturile Si – O – Si, Si – F sunt mai puternice decât cele ale carbonului.

Pentru siliciu sunt cunoscuţi oxizii de compoziţie SiO şi SiO2. Monoxidul de siliciu există numai în fază gazoasă la temperaturi ridicate în atmosferă inertă; este ușor oxidat de oxigen pentru a forma oxidul mai stabil SiO2.

2SiO + О 2 t ® 2SiO 2

SiO2– silice, are mai multe modificări cristaline. Temperatură scăzută - cuarț, are proprietăți piezoelectrice. Soiuri naturale de cuarț: cristal de rocă, topaz, ametist. Soiuri de silice - calcedonie, opal, agat, nisip.

Sunt cunoscute o mare varietate de silicați (mai precis, oxosilicați). În structura lor model general: toate constau din SiO 4 4- tetraedre, care sunt conectate între ele printr-un atom de oxigen.

Combinațiile de tetraedre pot fi conectate în lanțuri, panglici, ochiuri și rame.

Silicații naturali importanți sunt 3MgO×H2O×4SiO2talc, 3MgO×2H2O×2SiO2 azbest.

Ca și SiO2, silicații sunt caracterizați printr-o stare sticloasă (amorfă). Cu cristalizare controlată, este posibil să se obțină o stare fin-cristalină - ceramică din sticlă - materiale cu rezistență crescută. Aluminosilicații sunt obișnuiți în natură - ortosilicații cadru, unii dintre atomii de Si sunt înlocuiți cu Al, de exemplu Na 12 [(Si, Al) O 4 ] 12.

Cea mai durabilă halogenură, SiF 4, se descompune numai sub influența unei descărcări electrice.

Acid hexafluorosilic (apropiat ca putere de H2SO4).

(SiS 2) n – substanță polimerică, se descompune cu apă:

Acizi silicici.

Acizii SiO 2 silicici corespunzători nu au o compoziție specifică ei sunt de obicei scrisi sub forma xH 2 O ySiO 2 - compuși polimerici

Cunoscut:

H 2 SiO 3 (H 2 O×SiO 2) – metasiliciu (nu există cu adevărat)

H 4 SiO 4 (2H 2 O×SiO 2) – ortosiliciu (cel mai simplu existent de fapt doar în soluție)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O×2SiO 2) – dimetacilicon.

Acizii silicici sunt substanțe slab solubile H 4 SiO 4 se caracterizează printr-o stare coloidală, ca un acid mai slab decât acidul carbonic (Si este mai puțin metalic decât C).

În soluțiile apoase, are loc condensarea acidului ortosilicic, rezultând formarea acizilor polisilicici.

Silicații sunt săruri ale acizilor silicici, insolubile în apă, cu excepția silicaților de metale alcaline.

Silicații solubili se hidrolizează conform ecuației

Soluțiile în formă de jeleu de săruri de sodiu ale acizilor polisilicici se numesc „ sticla lichida" Folosit pe scară largă ca adeziv silicat și ca conservant pentru lemn.

Prin fuzionarea Na 2 CO 3 , CaCO 3 și SiO 2 se obține sticlă, care este o soluție reciprocă suprarăcită de săruri ale acizilor polisilicici.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Silicatul se scrie ca un oxid mixt.

Silicații sunt cei mai folosiți în construcții. Locul 1 în lume la producția de produse din silicat - ciment, 2 - cărămidă, 3 - sticlă.

Ceramica de constructii – faianta, tevi ceramice. Pentru fabricarea produselor sanitare - sticla, portelan, faianta, ceramica din argila.

Fig.1. Razele orbitale ale elementelor (r a) și lungimea legăturii chimice cu un electron (d)

Cea mai simplă legătură chimică cu un electron este creată de un singur electron de valență. Se pare că un electron este capabil să țină împreună doi ioni încărcați pozitiv. Într-o legătură cu un electron, forțele de respingere Coulomb ale particulelor încărcate pozitiv sunt compensate de forțele Coulomb de atracție ale acestor particule către un electron încărcat negativ. Electronul de valență devine comun celor două nuclee ale moleculei.

Exemple de astfel compuși chimici sunt ioni moleculari: H2+, Li2+, Na2+, K2+, Rb2+, Cs2+:

Legăturile covalente polare apar în moleculele diatomice heteronucleare (Fig. 3). Perechea de electroni de legătură într-o legătură chimică polară este adusă mai aproape de atomul cu un prim potențial de ionizare mai mare.

Caracterizarea structurii spațiale a moleculelor polare, distanța d între nuclee atomice poate fi considerată aproximativ ca suma razelor covalente ale atomilor corespunzători.

Caracteristicile unor substanțe polare

Deplasarea unei perechi de electroni de legătură la unul dintre nuclee moleculă polară duce la apariţia unui dipol electric (electrodinamică) (Fig. 4).

Distanța dintre centrele de greutate a sarcinilor pozitive și negative se numește lungimea dipolului. Polaritatea unei molecule, precum și polaritatea unei legături, se apreciază prin valoarea momentului dipol μ, care este produsul dintre lungimea dipolului l și valoarea sarcinii electronice:

Legături covalente multiple

Legăturile covalente multiple sunt reprezentate de nesaturate compuși organici conţinând legături chimice duble şi triple. Pentru a descrie natura compușilor nesaturați, L. Pauling introduce conceptele de legături sigma și π, hibridizarea orbitalilor atomici.

Hibridizarea Pauling pentru doi electroni S și doi p a făcut posibilă explicarea direcționalității legăturilor chimice, în special configurația tetraedrică a metanului. Pentru a explica structura etilenei, din patru electroni echivalenți Sp 3 ai atomului de carbon, un electron p trebuie izolat pentru a forma o legătură suplimentară, numită legătură π. În acest caz, cei trei orbitali hibrid Sp 2 rămași sunt localizați în plan la un unghi de 120° și formează legături de bază, de exemplu, o moleculă de etilenă plană (Fig. 5).

ÎN noua teorie Pauling, toți electronii de legătură au devenit egali și echidistanți de linia care leagă nucleele moleculei. Teoria lui Pauling a legăturii chimice îndoite a luat în considerare interpretarea statistică a funcției de undă M. Born și corelația electronilor Coulombi a electronilor. A apărut o semnificație fizică - natura unei legături chimice este complet determinată de interacțiunea electrică a nucleelor ​​și a electronilor. Cu cât sunt mai mulți electroni de legătură, cu atât distanța internucleară este mai mică și legătura chimică dintre atomii de carbon este mai puternică.

Legătură chimică în trei centre

Dezvoltarea ulterioară a ideilor despre legăturile chimice a fost dată de chimistul fizician american W. Lipscomb, care a dezvoltat teoria legăturilor cu doi electroni și trei centre și o teorie topologică care face posibilă prezicerea structurii mai multor hidruri de bor (hidruri de hidrogen). ).

O pereche de electroni într-o legătură chimică cu trei centre devine comună pentru trei nuclee atomice. În cel mai simplu reprezentant al unei legături chimice cu trei centre - ionul molecular de hidrogen H 3 +, o pereche de electroni deține trei protoni într-un singur întreg (Fig. 6).

Fig. 7. Diboran

Existența boranelor cu legăturile lor cu doi electroni și trei centre cu atomi de hidrogen „puneți” a încălcat doctrina canonică a valenței. Atomul de hidrogen, considerat anterior un element monovalent standard, s-a dovedit a fi conectat prin legături identice la doi atomi de bor și a devenit oficial un element divalent. Lucrările lui W. Lipscomb privind descifrarea structurii boranelor au extins înțelegerea legăturilor chimice. Comitetul Nobel i-a acordat lui William Nunn Lipscomb Premiul pentru Chimie pentru 1976 cu formularea „Pentru studiile sale asupra structurii boranilor (borohidrite), clarificând problemele legăturilor chimice”.

Legături chimice multisite

Fig. 8. Molecula de ferocen

Fig. 9. Crom dibenzen

Fig. 10. Uranocen

Toate cele zece legături (C-Fe) din molecula de ferocen sunt echivalente, valoarea distanței internucleare Fe-c este de 2,04 Å. Toți atomii de carbon dintr-o moleculă de ferocen sunt echivalenti din punct de vedere structural și chimic, lungimea fiecăruia Conexiuni C-C 1,40 - 1,41 Å (pentru comparație, în benzen lungimea legăturii C-C este de 1,39 Å). O înveliș de 36 de electroni apare în jurul atomului de fier.

Dinamica legăturii chimice

Legătura chimică este destul de dinamică. Aşa, conexiune metalica se transformă în covalent în timpul tranziției de fază în timpul evaporării metalului. Trecerea unui metal de la starea solidă la starea de vapori necesită cheltuirea unor cantități mari de energie.

În perechi, aceste metale constau practic din molecule biatomice homonucleare și atomi liberi. Când vaporii de metal se condensează, o legătură covalentă este transformată într-o legătură metalică.

Evaporarea sărurilor cu o legătură ionică tipică, de exemplu fluorurile de metale alcaline, duce la distrugerea legăturii ionice și la formarea de molecule diatomice heteronucleare cu un polar. legătură covalentă. În acest caz, are loc formarea de molecule dimerice cu legături cu punte.

Caracteristicile legăturilor chimice în moleculele de fluoruri ale metalelor alcaline și dimerii acestora.

În timpul condensării vaporilor de fluoruri de metale alcaline, legătura covalentă polară este transformată într-o legătură ionică cu formarea rețelei cristaline de sare corespunzătoare.

Mecanismul de tranziție a legăturii covalente la metale

Fig. 11. Relația dintre raza orbitală a unei perechi de electroni r e și lungimea unei legături chimice covalente d

Fig. 12. Orientarea dipolilor moleculelor diatomice și formarea unui fragment octaedric distorsionat al unui cluster în timpul condensării vaporilor de metale alcaline

Fig. 13. Aranjament cubic centrat pe corp a nucleelor ​​din cristale de metale alcaline și o legătură de legătură

Atractia dispersivă (forțele de la Londra) determină interacțiunea interatomică și formarea moleculelor diatomice homonucleare din atomi de metale alcaline.

Formarea unei legături covalente metal-metal este asociată cu deformarea învelișurilor electronice ale atomilor care interacționează - electronii de valență creează o pereche de electroni de legătură, a cărei densitate de electroni este concentrată în spațiul dintre nucleele atomice ale moleculei rezultate. O trăsătură caracteristică a moleculelor diatomice homonucleare ale metalelor alcaline este lungimea mare a legăturii covalente (3,6-5,8 ori mai mare decât lungimea legăturii în molecula de hidrogen) și energia scăzută a ruperii acesteia.

Relația indicată dintre r e și d determină distribuția neuniformă a sarcinilor electrice în moleculă - sarcina electrică negativă a perechii de electroni de legătură este concentrată în partea de mijloc a moleculei, iar sarcinile electrice pozitive ale celor două nuclee atomice sunt concentrate la capetele moleculei.

Distribuția neuniformă a sarcinilor electrice creează condiții pentru interacțiunea moleculelor datorită forțelor de orientare (forțe van der Waals). Moleculele de metale alcaline tind să se orienteze astfel încât să apară sarcini electrice opuse în apropierea lor. Ca urmare, forțele atractive acționează între molecule. Datorită prezenței acestora din urmă, moleculele metalelor alcaline se apropie și sunt mai mult sau mai puțin ferm strânse împreună. În același timp, o oarecare deformare a fiecăruia dintre ele are loc sub influența polilor mai apropiați ai moleculelor învecinate (Fig. 12).

De fapt, electronii de legare ai moleculei diatomice originale, care se încadrează în câmpul electric al celor patru nuclee atomice încărcate pozitiv ale moleculelor de metal alcalin, sunt smulși din raza orbitală a atomului și devin liberi.

În acest caz, perechea de electroni de legătură devine comună pentru un sistem cu șase cationi. Construcția rețelei cristaline metalice începe în stadiul de cluster. În rețeaua cristalină a metalelor alcaline, structura verigii de legătură este clar exprimată, având forma unui octaedru turtit distorsionat - o bipiramidă pătrată, a cărei înălțime și marginile bazei sunt egale cu valoarea rețelei de translație. constantă a w (Fig. 13).

Valoarea constantei rețelei de translație a w a unui cristal de metal alcalin depășește în mod semnificativ lungimea legăturii covalente a unei molecule de metal alcalin, prin urmare, se acceptă în general că electronii din metal sunt în stare liberă:

Construcția matematică asociată cu proprietățile electronilor liberi dintr-un metal este de obicei identificată cu „suprafața Fermi”, care ar trebui considerată ca locație geometrică în care locuiesc electronii, oferind proprietatea de bază a unui metal - de a conduce curentul electric.

Când se compară procesul de condensare a vaporilor de metale alcaline cu procesul de condensare a gazelor, de exemplu, hidrogenul, o trăsătură caracteristică apare în proprietățile metalului. Astfel, dacă în timpul condensării hidrogenului apar interacțiuni intermoleculare slabe, atunci în timpul condensării au loc procese de vapori de metal care sunt caracteristice pentru reactii chimice. Condensarea vaporilor de metal în sine are loc în mai multe etape și poate fi descrisă prin următorul proces: atom liber → moleculă diatomică cu o legătură covalentă → grup metalic → metal compact cu o legătură metalică.

Interacțiunea moleculelor de halogenuri de metale alcaline este însoțită de dimerizarea lor. O moleculă de dimer poate fi considerată un patrupol electric (Fig. 15). În prezent, sunt cunoscute principalele caracteristici ale dimerilor halogenurilor de metale alcaline (lungimile legăturilor chimice și unghiurile de legătură între legături).

Lungimea legăturii chimice și unghiurile de legătură în dimeri de halogenuri de metale alcaline (E 2 X 2) (fază gazoasă).

E 2 X 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
	dEF, Å		d ECl, Å		d EBr, Å		d EI, Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

În timpul procesului de condensare, efectul forțelor de orientare crește, interacțiunea intermoleculară este însoțită de formarea de clustere și apoi de o substanță solidă. Halogenurile de metale alcaline formează cristale cu rețele cubice simple și centrate pe corp.

Tipul rețelei cristaline și constanta rețelei de translație pentru halogenuri de metale alcaline.

În timpul procesului de cristalizare, are loc o creștere suplimentară a distanței interatomice, ceea ce duce la îndepărtarea unui electron din raza orbitală a atomului de metal alcalin și transferul unui electron la atomul de halogen cu formarea ionilor corespunzători. Câmpurile de forță ale ionilor sunt distribuite uniform în toate direcțiile în spațiu. În acest sens, în cristalele de metal alcalin, câmpul de forță al fiecărui ion este coordonat de mai mult de un ion cu semnul opus, așa cum este obișnuit să se reprezinte calitativ legătura ionică (Na + Cl -).

În cristalele compușilor ionici, conceptul de molecule simple cu doi ioni precum Na + Cl - și Cs + Cl - își pierde sensul, deoarece ionul de metal alcalin este asociat cu șase ioni de clor (într-un cristal de clorură de sodiu) și cu opt ionii de clor (într-un cristal de clorură de cesiu. Cu toate acestea, toate distanțele interionice din cristale sunt echidistante.

Note

1. Manual de chimie anorganică. Constantele substanțelor anorganice. - M.: „Chimie”, 1987. - P. 124. - 320 p.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manual de chimie anorganică. Constantele substanțelor anorganice. - M.: „Chimie”, 1987. - P. 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Cum se formează o legătură chimică și cum apar reacțiile chimice. - M.: grupul de editură „Granitsa”, 2007. - 320 p. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V. Curs de chimie generală. - M.: Goskhimizdat, 1962. - P. 88. - 976 p.
5. Pauling L. Natura legăturii chimice / editat de Y.K. - per. din engleză M.E. Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 p.
6. Chimie organică teoretică / ed. R.H. Freidlina. - per. din engleză Yu.G.Bundela. - M.: Editura. literatură străină, 1963. - 365 p.
7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Russian Chemical Journal (revista Societății Ruse de Chimie, numită după D.I. Mendeleev). - 2000. - T. XLIV, numărul 6. - P. 63-86.
8. Dicționar enciclopedic chimic / cap. ed. I.L. Knunyants. - M.: Sov. enciclopedie, 1983. - P. 607. - 792 p.
9. Nekrasov B.V. Curs de chimie generală. - M.: Goskhimizdat, 1962. - P. 679. - 976 p.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manual de chimie anorganică. Constantele substanțelor anorganice. - M.: „Chimie”, 1987. - P. 155-161. - 320 s.
11. Gillespie R. Geometria moleculelor / trans. din engleză E.Z. Zasorina și V.S. Mastryukova, ed. Yu.A Pentina. - M.: „Mir”, 1975. - P. 49. - 278 p.
12. Manualul Chimistului. - Ed. a II-a, revizuită. si suplimentare - L.-M.: Institutul Ştiinţific şi Tehnic de Stat de Literatură Chimică, 1962. - T. 1. - P. 402-513. - 1072 p.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Manual de chimie anorganică. Constantele substanţelor anorganice.. - M.: „Chimie”, 1987. - P. 132-136. - 320 s.
14. Ziman J. Electronii în metale (introducere în teoria suprafețelor Fermi). Progrese în științe fizice.. - 1962. - T. 78, numărul 2. - 291 p.

Vezi de asemenea

• Legatura chimica- articol din Marea Enciclopedie Sovietică
• Legatura chimica- Chemport.ru
• Legatura chimica- Enciclopedia fizică

Legătura covalentă(din latinescul „co” împreună și „vales” având forță) se realizează datorită perechii de electroni aparținând ambilor atomi. Formată între atomi nemetalici.

Electronegativitatea nemetalelor este destul de mare, astfel încât în ​​timpul interacțiunii chimice a doi atomi nemetalici, transferul complet al electronilor de la unul la altul (ca și în cazul) este imposibil. În acest caz, este necesară punerea în comun a electronilor.

Ca exemplu, să discutăm despre interacțiunea atomilor de hidrogen și clor:

H 1s 1 - un electron

CI 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p5 - șapte electroni la nivelul exterior

Fiecărui dintre cei doi atomi îi lipsește un electron pentru a avea un înveliș exterior complet de electroni. Și fiecare dintre atomi alocă un electron „pentru uz comun”. Astfel, regula octetului este îndeplinită. Acest lucru este cel mai bine reprezentat folosind formulele Lewis:

Formarea legăturii covalente

Electronii împărtășiți aparțin acum ambilor atomi. Atomul de hidrogen are doi electroni (proprii și electronul comun atomului de clor), iar atomul de clor are opt electroni (proprii plus electronul comun atomului de hidrogen). Acești doi electroni împărtășiți formează o legătură covalentă între atomii de hidrogen și clor. Particula formată prin legarea a doi atomi se numește moleculă.

Legătură covalentă nepolară

Între doi se poate forma și o legătură covalentă identic atomi. De exemplu:

Această diagramă explică de ce hidrogenul și clorul există ca molecule biatomice. Datorită împerecherii și partajării a doi electroni, este posibil să se îndeplinească regula octetului pentru ambii atomi.

Pe lângă legăturile simple, se poate forma o legătură covalentă dublă sau triplă, ca, de exemplu, în moleculele de oxigen O2 sau azot N2. Atomii de azot au cinci electroni de valență, deci sunt necesari încă trei electroni pentru a completa învelișul. Acest lucru se realizează prin împărțirea a trei perechi de electroni, după cum se arată mai jos:

Compușii covalenti sunt de obicei gaze, lichide sau solide cu punct de topire relativ scăzut. Una dintre rarele excepții este diamantul, care se topește peste 3.500 °C. Acest lucru se explică prin structura diamantului, care este o rețea continuă de atomi de carbon legați covalent și nu o colecție de molecule individuale. De fapt, orice cristal de diamant, indiferent de dimensiunea lui, este o moleculă uriașă.

O legătură covalentă apare atunci când electronii a doi atomi nemetalici se combină. Structura rezultată se numește moleculă.

Legătură covalentă polară

În cele mai multe cazuri, doi atomi legați covalent au diferit electronegativitatea și electronii împărțiți nu aparțin în mod egal la doi atomi. De cele mai multe ori sunt mai aproape de un atom decât de altul. Într-o moleculă de clorură de hidrogen, de exemplu, electronii care formează o legătură covalentă sunt localizați mai aproape de atomul de clor, deoarece electronegativitatea acestuia este mai mare decât cea a hidrogenului. Cu toate acestea, diferența în capacitatea de a atrage electroni nu este suficient de mare pentru a avea loc transferul complet de electroni de la atomul de hidrogen la atomul de clor. Prin urmare, legătura dintre atomii de hidrogen și clor poate fi considerată ca o încrucișare între o legătură ionică (transfer complet de electroni) și o legătură covalentă nepolară (un aranjament simetric al unei perechi de electroni între doi atomi). Sarcina parțială a atomilor este indicată cu litera greacă δ. Această conexiune se numește covalent polar legătură, iar molecula de clorură de hidrogen se spune că este polară, adică are un capăt încărcat pozitiv (atomul de hidrogen) și un capăt încărcat negativ (atomul de clor).

Tabelul de mai jos enumeră principalele tipuri de legături și exemple de substanțe:

Schimb și mecanism donor-acceptor al formării legăturilor covalente

1) Mecanism de schimb. Fiecare atom contribuie cu un electron nepereche la o pereche de electroni comună.

2) Mecanismul donor-acceptor. Un atom (donator) oferă o pereche de electroni, iar celălalt atom (acceptor) oferă un orbital gol pentru acea pereche.

Orice interacțiune între atomi este posibilă numai dacă există o legătură chimică. O astfel de conexiune este motivul formării unui sistem poliatomic stabil - un ion molecular, o moleculă, o rețea cristalină. O legătură chimică puternică necesită multă energie pentru a se rupe, motiv pentru care este cantitatea de bază pentru măsurarea rezistenței legăturii.

Condiții pentru formarea unei legături chimice

Formarea unei legături chimice este întotdeauna însoțită de eliberarea de energie. Acest proces are loc din cauza scăderii energiei potențiale a unui sistem de particule care interacționează - molecule, ioni, atomi. Energia potențială a sistemului rezultat de elemente care interacționează este întotdeauna mai mică decât energia particulelor care ies nelegate. Astfel, baza pentru apariția unei legături chimice într-un sistem este scăderea energiei potențiale a elementelor sale.

Natura interacțiunii chimice

O legătură chimică este o consecință a interacțiunii câmpurilor electromagnetice care apar în jurul electronilor și nucleelor ​​atomice ale acelor substanțe care participă la formarea unei noi molecule sau cristale. După descoperirea teoriei structurii atomice, natura acestei interacțiuni a devenit mai accesibilă pentru studiu.

Ideea naturii electrice a unei legături chimice a venit pentru prima dată de la fizicianul englez G. Davy, care a sugerat că moleculele se formează datorită atracției electrice a particulelor încărcate opus. Această idee l-a interesat pe chimistul și naturistul suedez I.Ya. Bercellius, care a dezvoltat teoria electrochimică a apariției legăturilor chimice.

Prima teorie, care explica procesele de interacțiune chimică a substanțelor, era imperfectă, iar în timp a trebuit să fie abandonată.

teoria lui Butlerov

O încercare mai reușită de a explica natura legăturii chimice a substanțelor a fost făcută de omul de știință rus A.M. Acest om de știință și-a bazat teoria pe următoarele ipoteze:

• Atomii în stare de legătură sunt legați între ei într-o anumită ordine. O schimbare în această ordine determină formarea unei noi substanțe.
• Atomii se leagă între ei conform legilor valenței.
• Proprietățile unei substanțe depind de ordinea conexiunii atomilor din molecula substanței. Un aranjament diferit determină o modificare a proprietăților chimice ale substanței.
• Atomii legați între ei se influențează cel mai puternic unul pe altul.

Teoria lui Butlerov a explicat proprietățile substanțelor chimice nu numai prin compoziția lor, ci și prin ordinea de aranjare a atomilor. Acest ordin intern al lui A.M. Butlerov a numit-o „structură chimică”.

Teoria omului de știință rus a făcut posibilă restabilirea ordinii în clasificarea substanțelor și a oferit posibilitatea de a determina structura moleculelor prin proprietățile lor chimice. Teoria a răspuns și la întrebarea: de ce moleculele care conțin același număr de atomi au proprietăți chimice diferite.

Condiții preliminare pentru crearea teoriilor legate de legături chimice

În teoria sa despre structura chimică, Butlerov nu a abordat problema ce este o legătură chimică. Pentru a face acest lucru, existau prea puține date despre structura internă a materiei. Abia după descoperirea modelului planetar al atomului, omul de știință american Lewis a început să dezvolte ipoteza că o legătură chimică ia naștere prin formarea unei perechi de electroni care aparține simultan la doi atomi. Ulterior, această idee a devenit fundamentul dezvoltării teoriei legăturilor covalente.

Legătură chimică covalentă

Un compus chimic stabil poate fi format atunci când norii de electroni ai doi atomi vecini se suprapun. Rezultatul unei astfel de intersecții reciproce este o densitate de electroni în creștere în spațiul internuclear. Nucleele atomilor, după cum știm, sunt încărcate pozitiv și, prin urmare, încearcă să fie atrase cât mai aproape de norul de electroni încărcat negativ. Această atracție este mult mai puternică decât forțele de respingere dintre două nuclee încărcate pozitiv, astfel încât această legătură este stabilă.

Calculele legăturilor chimice au fost efectuate pentru prima dată de chimiștii Heitler și Londra. Ei au examinat legătura dintre doi atomi de hidrogen. Cea mai simplă reprezentare vizuală a acesteia ar putea arăta astfel:

După cum puteți vedea, perechea de electroni ocupă un loc cuantic în ambii atomi de hidrogen. Acest aranjament în două centre de electroni se numește „legătură chimică covalentă”. Legăturile covalente sunt tipice pentru moleculele de substanțe simple și compușii lor nemetalici. Substanțele create prin legături covalente de obicei nu conduc curent electric sau sunt semiconductori.

Legătura ionică

O legătură chimică ionică apare atunci când doi ioni încărcați opus se atrag unul pe celălalt. Ionii pot fi simpli, constând dintr-un atom al unei substanțe. În compușii de acest tip, ionii simpli sunt cel mai adesea atomi de metal încărcați pozitiv din grupele 1 și 2 care și-au pierdut electronii. Formarea ionilor negativi este inerentă atomilor nemetalelor tipice și bazelor lor acide. Prin urmare, printre compușii ionici tipici există multe halogenuri de metale alcaline, cum ar fi CsF, NaCl și altele.

Spre deosebire de o legătură covalentă, un ion nu este saturat: un ion sau un grup de ioni poate fi alăturat printr-un număr variabil de ioni încărcați opus. Numărul de particule atașate este limitat doar de dimensiunile liniare ale ionilor care interacționează, precum și de condiția în care forțele atractive ale ionilor încărcați opus trebuie să fie mai mari decât forțele de respingere ale particulelor încărcate egal care participă la compusul de tip ionic.

Legătura de hidrogen

Chiar înainte de crearea teoriei structurii chimice, s-a observat experimental că compușii de hidrogen cu diferite nemetale au proprietăți oarecum neobișnuite. De exemplu, punctele de fierbere ale fluorurii de hidrogen și ale apei sunt mult mai mari decât ar fi de așteptat.

Acestea și alte caracteristici ale compușilor cu hidrogen pot fi explicate prin capacitatea atomului de H + de a forma o altă legătură chimică. Acest tip de conexiune se numește „legătură de hidrogen”. Motivele apariției unei legături de hidrogen se află în proprietățile forțelor electrostatice. De exemplu, într-o moleculă de fluorură de hidrogen, norul total de electroni este deplasat atât de mult către fluor încât spațiul din jurul unui atom al acestei substanțe este saturat cu un câmp electric negativ. În jurul unui atom de hidrogen, lipsit de unicul său electron, câmpul este mult mai slab și are o sarcină pozitivă. Ca rezultat, apare o relație suplimentară între câmpurile pozitive ale norilor de electroni H + și negative F - .

Legătura chimică a metalelor

Atomii tuturor metalelor sunt localizați în spațiu într-un anumit fel. Aranjamentul atomilor de metal se numește rețea cristalină. În acest caz, electronii diferiților atomi interacționează slab între ei, formând un nor de electroni comun. Acest tip de interacțiune între atomi și electroni se numește „legătură metalică”.

Este mișcarea liberă a electronilor în metale care poate explica proprietățile fizice ale substanțelor metalice: conductivitate electrică, conductivitate termică, rezistență, fuzibilitate și altele.

Legătura chimică covalentă, varietățile și mecanismele sale de formare. Caracteristicile legăturilor covalente (polaritatea și energia de legătură). Legătura ionică. Conexiune metalica. Legătura de hidrogen

Doctrina legăturii chimice formează baza întregii chimie teoretice.

O legătură chimică este înțeleasă ca interacțiunea atomilor care îi leagă în molecule, ioni, radicali și cristale.

Există patru tipuri de legături chimice: ionice, covalente, metalice și hidrogen.

Împărțirea legăturilor chimice în tipuri este condiționată, deoarece toate sunt caracterizate de o anumită unitate.

O legătură ionică poate fi considerată un caz extrem al unei legături covalente polare.

O legătură metalică combină interacțiunea covalentă a atomilor folosind electroni în comun și atracția electrostatică dintre acești electroni și ionii metalici.

Substanțelor le lipsesc adesea cazuri limitative de legătură chimică (sau legătură chimică pură).

De exemplu, fluorura de litiu $LiF$ este clasificată ca un compus ionic. De fapt, legătura din acesta este de 80%$ ionică și 20%$ covalentă. Prin urmare, este mai corect, evident, să vorbim despre gradul de polaritate (ionicitate) al unei legături chimice.

În seria de halogenuri de hidrogen $HF—HCl—HBr—HI—HAt$, gradul de polaritate a legăturii scade, deoarece diferența dintre valorile electronegativității atomilor de halogen și hidrogen scade, iar în hidrogenul astatin legătura devine aproape nepolar $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

Diferite tipuri de legături pot fi găsite în aceleași substanțe, de exemplu:

1. in baze: intre atomii de oxigen si hidrogen din grupele hidroxo legatura este polara covalenta, iar intre metal si gruparea hidroxo este ionica;
2. în sărurile acizilor care conţin oxigen: între atomul nemetal şi oxigenul reziduului acid - polar covalent, iar între metal şi restul acid - ionic;
3. în săruri de amoniu, metilamoniu etc.: între atomii de azot și hidrogen - polar covalent, iar între ionii de amoniu sau de metilamoniu și restul acid - ionic;
4. în peroxizii metalici (de exemplu, $Na_2O_2$), legătura dintre atomii de oxigen este covalentă nepolară, iar între metal și oxigen este ionică etc.

Diferite tipuri de conexiuni se pot transforma unele în altele:

— în timpul disocierii electrolitice a compuşilor covalenti în apă, legătura polară covalentă devine ionică;

- când metalele se evaporă, legătura metalică se transformă într-o legătură covalentă nepolară etc.

Motivul unității tuturor tipurilor și tipurilor de legături chimice este natura lor chimică identică - interacțiunea electron-nuclear. Formarea unei legături chimice este în orice caz rezultatul interacțiunii electron-nucleare a atomilor, însoțită de eliberarea de energie.

Metode de formare a legăturilor covalente. Caracteristicile unei legături covalente: lungimea legăturii și energia

O legătură chimică covalentă este o legătură formată între atomi prin formarea de perechi de electroni partajați.

Mecanismul de formare a unei astfel de legături poate fi schimbător sau donor-acceptor.

eu. Mecanism de schimb funcționează atunci când atomii formează perechi de electroni partajați prin combinarea electronilor neperechi.

1) $H_2$ - hidrogen:

Legătura apare ca urmare a formării unei perechi de electroni comune de către $s$-electroni ai atomilor de hidrogen (suprapunerea $s$-orbitali):

2) $HCl$ - acid clorhidric:

Legătura apare ca urmare a formării unei perechi de electroni comune de $s-$ și $p-$electroni (suprapunerea $s-p-$orbitali):

3) $Cl_2$: într-o moleculă de clor se formează o legătură covalentă datorită $p-$electronilor nepereche (suprapune $p-p-$orbitali):

4) $N_2$: într-o moleculă de azot se formează trei perechi de electroni comuni între atomi:

II. Mecanismul donor-acceptor Să luăm în considerare formarea unei legături covalente folosind exemplul ionului de amoniu $NH_4^+$.

Donatorul are o pereche de electroni, acceptorul are un orbital gol pe care această pereche îl poate ocupa. În ionul de amoniu, toate cele patru legături cu atomii de hidrogen sunt covalente: trei s-au format datorită creării de perechi de electroni comuni de către atomul de azot și atomii de hidrogen conform mecanismului de schimb, una - conform mecanismului donor-acceptator.

Legăturile covalente pot fi clasificate după modul în care se suprapun orbitalii electronilor, precum și prin deplasarea lor către unul dintre atomii legați.

Legăturile chimice formate ca urmare a suprapunerii orbitalilor electronilor de-a lungul unei linii de legătură se numesc $σ$ -legături (legături sigma). Legătura sigma este foarte puternică.

$p-$orbitalii se pot suprapune în două regiuni, formând o legătură covalentă datorită suprapunerii laterale:

Legături chimice formate ca urmare a suprapunerii „laterale” a orbitalilor de electroni în afara liniei de comunicație, adică în două zone se numesc $π$ -legaturi (pi-legaturi).

De gradul de deplasare perechile de electroni partajate de unul dintre atomii pe care îi leagă, poate fi o legătură covalentă polarŞi nepolar.

O legătură chimică covalentă formată între atomi cu aceeași electronegativitate se numește nepolar. Perechile de electroni nu sunt deplasate la niciunul dintre atomi, deoarece atomii au același EO - proprietatea de a atrage electroni de valență de la alți atomi. De exemplu:

aceste. moleculele de substanțe nemetalice simple se formează prin legături covalente nepolare. O legătură chimică covalentă între atomii elementelor a căror electronegativitate diferă se numește polar.

Lungimea și energia legăturilor covalente.

Caracteristică proprietățile legăturii covalente- lungimea și energia acestuia. Lungimea link-ului este distanța dintre nucleele atomilor. Cu cât lungimea unei legături chimice este mai mică, cu atât aceasta este mai puternică. Cu toate acestea, o măsură a puterii conexiunii este energie de legare, care este determinată de cantitatea de energie necesară pentru a rupe o legătură. Se măsoară de obicei în kJ/mol. Astfel, conform datelor experimentale, lungimile legăturilor moleculelor $H_2, Cl_2$ și $N_2$ sunt respectiv $0,074, 0,198$ și $0,109$ nm, iar energiile de legătură sunt, respectiv, $436, 242$ și $946$ kJ/mol.

Ioni. Legătura ionică

Să ne imaginăm că doi atomi „se întâlnesc”: un atom al unui metal din grupa I și un atom nemetal al grupului VII. Un atom de metal are un singur electron la nivelul său de energie exterior, în timp ce unui atom nemetal îi lipsește doar un electron pentru ca nivelul său exterior să fie complet.

Primul atom îi va oferi cu ușurință celui de-al doilea electronul său, care este departe de nucleu și slab legat de acesta, iar al doilea îi va oferi un loc liber la nivelul său electronic exterior.

Apoi atomul, lipsit de una dintre sarcinile sale negative, va deveni o particulă încărcată pozitiv, iar a doua se va transforma într-o particulă încărcată negativ datorită electronului rezultat. Astfel de particule sunt numite ionii.

Legătura chimică care are loc între ioni se numește ionică.

Să luăm în considerare formarea acestei legături folosind exemplul compusului binecunoscut clorură de sodiu (sare de masă):

Procesul de transformare a atomilor în ioni este descris în diagramă:

Această transformare a atomilor în ioni are loc întotdeauna în timpul interacțiunii atomilor de metale tipice și nemetale tipice.

Să luăm în considerare algoritmul (secvența) raționamentului atunci când înregistrăm formarea unei legături ionice, de exemplu, între atomii de calciu și clor:

Se numesc numere care arată numărul de atomi sau molecule coeficienți, iar numerele care arată numărul de atomi sau ioni dintr-o moleculă sunt numite indici.

Conexiune metalica

Să ne familiarizăm cu modul în care atomii elementelor metalice interacționează între ei. Metalele nu există de obicei ca atomi izolați, ci sub formă de bucată, lingou sau produs metalic. Ce ține atomii de metal într-un singur volum?

Atomii majorității metalelor conțin un număr mic de electroni la nivelul exterior - $1, 2, 3$. Acești electroni sunt îndepărtați cu ușurință, iar atomii devin ioni pozitivi. Electronii detașați se deplasează de la un ion la altul, legându-i într-un singur întreg. Conectându-se cu ionii, acești electroni formează temporar atomi, apoi se desprind din nou și se combină cu un alt ion etc. În consecință, în volumul metalului, atomii sunt transformați continuu în ioni și invers.

Legătura metalelor dintre ioni prin electroni împărțiți se numește metalică.

Figura prezintă schematic structura unui fragment de sodiu metalic.

În acest caz, un număr mic de electroni împărtășiți leagă un număr mare de ioni și atomi.

O legătură metalică are unele asemănări cu o legătură covalentă, deoarece se bazează pe împărțirea electronilor externi. Cu toate acestea, cu o legătură covalentă, electronii exteriori nepereche ai doar doi atomi vecini sunt împărțiți, în timp ce cu o legătură metalică, toți atomii iau parte la împărțirea acestor electroni. De aceea, cristalele cu o legătură covalentă sunt fragile, dar cu o legătură metalică, de regulă, sunt ductile, conductoare electric și au un luciu metalic.

Legătura metalică este caracteristică atât metalelor pure, cât și amestecurilor de diferite metale - aliaje în stare solidă și lichidă.

Legătura de hidrogen

O legătură chimică între atomii de hidrogen polarizați pozitiv ai unei molecule (sau o parte a acesteia) și atomii polarizați negativ ai elementelor puternic electronegative având perechi de electroni singuri ($F, O, N$ și mai rar $S$ și $Cl$) ai altei molecule (sau partea sa) se numește hidrogen.

Mecanismul de formare a legăturii de hidrogen este parțial electrostatic, parțial de natură donor-acceptor.

Exemple de legături de hidrogen intermoleculare:

În prezența unei astfel de conexiuni, chiar și substanțele cu molecularitate scăzută pot fi, în condiții normale, lichide (alcool, apă) sau gaze ușor lichefiate (amoniac, fluorură de hidrogen).

Substanțele cu legături de hidrogen au rețele moleculare de cristal.

Substanțe cu structură moleculară și nemoleculară. Tip de rețea cristalină. Dependența proprietăților substanțelor de compoziția și structura lor

Structura moleculară și nemoleculară a substanțelor

Nu atomii sau moleculele individuale intră în interacțiuni chimice, ci substanțele. În condiții date, o substanță se poate afla în una dintre cele trei stări de agregare: solidă, lichidă sau gazoasă. Proprietățile unei substanțe depind și de natura legăturii chimice dintre particulele care o formează - molecule, atomi sau ioni. Pe baza tipului de legătură, se disting substanțele cu structură moleculară și nemoleculară.

Substanțele formate din molecule se numesc substanțe moleculare. Legăturile dintre moleculele din astfel de substanțe sunt foarte slabe, mult mai slabe decât între atomii din interiorul moleculei și chiar și la temperaturi relativ scăzute se rup - substanța se transformă în lichid și apoi în gaz (sublimarea iodului). Punctele de topire și de fierbere ale substanțelor formate din molecule cresc odată cu creșterea greutății moleculare.

Substanțele moleculare includ substanțe cu structură atomică ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), printre acestea se numără metale și nemetale.

Să luăm în considerare proprietățile fizice ale metalelor alcaline. Rezistența relativ scăzută a legăturii dintre atomi determină o rezistență mecanică scăzută: metalele alcaline sunt moi și pot fi tăiate cu ușurință cu un cuțit.

Dimensiunile atomice mari duc la densități scăzute ale metalelor alcaline: litiul, sodiul și potasiul sunt chiar mai ușoare decât apa. În grupul metalelor alcaline, punctele de fierbere și de topire scad odată cu creșterea numărului atomic al elementului, deoarece Dimensiunile atomilor cresc și legăturile slăbesc.

La substanțe nemoleculare structurile includ compuși ionici. Majoritatea compușilor metalelor cu nemetale au această structură: toate sărurile ($NaCl, K_2SO_4$), unele hidruri ($LiH$) și oxizi ($CaO, MgO, FeO$), baze ($NaOH, KOH$). Substanțele ionice (nemoleculare) au puncte de topire și de fierbere ridicate.

Grile de cristal

Materia, după cum se știe, poate exista în trei stări de agregare: gazoasă, lichidă și solidă.

Solide: amorfe și cristaline.

Să luăm în considerare modul în care caracteristicile legăturilor chimice influențează proprietățile solidelor. Solidele sunt împărțite în cristalinŞi amorf.

Substanțele amorfe nu au un punct de topire clar când sunt încălzite, se înmoaie treptat și se transformă într-o stare fluidă. De exemplu, plastilina și diverse rășini sunt într-o stare amorfă.

Substanțele cristaline se caracterizează prin aranjarea corectă a particulelor din care sunt compuse: atomi, molecule și ioni - în puncte strict definite din spațiu. Când aceste puncte sunt conectate prin linii drepte, se formează un cadru spațial, numit rețea cristalină. Punctele în care se află particulele de cristal se numesc noduri de rețea.

În funcție de tipul de particule situate la nodurile rețelei cristaline și de natura conexiunii dintre ele, se disting patru tipuri de rețele cristaline: ionic, atomic, molecularŞi metal.

Rețele cristaline ionice.

ionic se numesc rețele cristaline, în nodurile cărora se află ioni. Sunt formate din substanțe cu legături ionice, care pot lega atât ionii simpli $Na^(+), Cl^(-)$, cât și complexi $SO_4^(2−), OH^-$. În consecință, sărurile și unii oxizi și hidroxizi ai metalelor au rețele cristaline ionice. De exemplu, un cristal de clorură de sodiu este alternând ioni pozitivi $Na^+$ și negativi $Cl^-$, formând o rețea în formă de cub. Legăturile dintre ionii dintr-un astfel de cristal sunt foarte stabile. Prin urmare, substanțele cu o rețea ionică se caracterizează prin duritate și rezistență relativ ridicate, sunt refractare și nevolatile.

Rețele cristaline atomice.

Atomic se numesc rețele cristaline, în nodurile cărora se află atomi individuali. În astfel de rețele, atomii sunt legați între ei prin legături covalente foarte puternice. Un exemplu de substanțe cu acest tip de rețele cristaline este diamantul, una dintre modificările alotropice ale carbonului.

Majoritatea substanțelor cu o rețea cristalină atomică au puncte de topire foarte mari (de exemplu, pentru diamant este peste 3500°C), sunt puternice și dure și practic insolubile.

Rețele cristaline moleculare.

Molecular numite rețele cristaline, în nodurile cărora se află molecule. Legăturile chimice din aceste molecule pot fi atât polare ($HCl, H_2O$) cât și nepolare ($N_2, O_2$). În ciuda faptului că atomii din interiorul moleculelor sunt legați prin legături covalente foarte puternice, forțe intermoleculare slabe de atracție acționează între molecule înseși. Prin urmare, substanțele cu rețele de cristal moleculare au duritate scăzută, puncte de topire scăzute și sunt volatile. Majoritatea compușilor organici solizi au rețele moleculare cristaline (naftalină, glucoză, zahăr).

Rețele de cristal metalice.

Substanțele cu legături metalice au rețele cristaline metalice. În locurile unor astfel de rețele există atomi și ioni (fie atomi, fie ioni, în care atomii de metal se transformă ușor, renunțând la electronii lor exteriori „pentru uz comun”). Această structură internă a metalelor determină proprietățile fizice caracteristice ale acestora: maleabilitate, ductilitate, conductivitate electrică și termică, luciu metalic caracteristic.