Théorie unifiée il n'y a pas de liaison chimique ; les liaisons chimiques sont classiquement divisées en covalentes (un type de liaison universel), ioniques (un cas particulier de liaison covalente), métalliques et hydrogène.

Une liaison covalente

La formation d'une liaison covalente est possible par trois mécanismes : échange, donneur-accepteur et datif (Lewis).

Selon mécanisme d'échange La formation d'une liaison covalente se produit en raison du partage de paires d'électrons communes. Dans ce cas, chaque atome a tendance à acquérir une enveloppe de gaz inerte, c'est-à-dire obtenir un niveau d’énergie externe complet. La formation d'une liaison chimique par type d'échange est représentée à l'aide des formules de Lewis, dans lesquelles chaque électron de valence d'un atome est représenté par des points (Fig. 1).

Riz. 1 Formation d'une liaison covalente dans la molécule HCl par le mécanisme d'échange

Avec le développement de la théorie de la structure atomique et de la mécanique quantique, la formation d'une liaison covalente est représentée comme le chevauchement d'orbitales électroniques (Fig. 2).

Riz. 2. Formation d'une liaison covalente due au chevauchement de nuages ​​​​d'électrons

Plus le chevauchement des orbitales atomiques est important, plus la liaison est forte, plus la longueur de la liaison est courte et plus l'énergie de liaison est grande. Une liaison covalente peuvent être formés en raison du chevauchement de différentes orbitales. En raison du chevauchement des orbitales s-s, s-p, ainsi que des orbitales d-d, p-p, d-p avec les lobes latéraux, la formation de liaisons se produit. Une liaison se forme perpendiculairement à la ligne reliant les noyaux de 2 atomes. Une et une liaison sont capables de former une liaison covalente multiple (double), caractéristique des substances organiques de la classe des alcènes, des alcadiénes, etc. Une et deux liaisons forment une liaison covalente multiple (triple), caractéristique des substances organiques de la classe d'alcynes (acétylènes).

Formation d'une liaison covalente par mécanisme donneur-accepteur Regardons l'exemple du cation ammonium :

NH 3 + H + = NH 4 +

7N 1s 2 2s 2 2p 3

L'atome d'azote a une paire d'électrons libres libres (électrons non impliqués dans la formation de liaisons chimiques au sein de la molécule) et le cation hydrogène a une orbitale libre, ils sont donc respectivement donneur et accepteur d'électrons.

Considérons le mécanisme datif de formation de liaisons covalentes en utilisant l'exemple d'une molécule de chlore.

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

L'atome de chlore possède à la fois une paire d'électrons libres libres et des orbitales vacantes. Il peut donc présenter les propriétés à la fois d'un donneur et d'un accepteur. Par conséquent, lorsqu’une molécule de chlore se forme, un atome de chlore agit comme donneur et l’autre comme accepteur.

Principal caractéristiques d'une liaison covalente sont : la saturation (des liaisons saturées se forment lorsqu'un atome s'attache autant d'électrons que ses capacités de valence le permettent ; des liaisons insaturées se forment lorsque le nombre d'électrons attachés est inférieur aux capacités de valence de l'atome) ; directionnalité (cette valeur est liée à la géométrie de la molécule et au concept d'« angle de liaison » - l'angle entre les liaisons).

Liaison ionique

Il n'existe pas de composés avec une liaison ionique pure, bien que cela soit compris comme un état d'atomes chimiquement lié dans lequel un environnement électronique stable de l'atome est créé lorsque transition complète densité électronique totale à un atome d’un élément plus électronégatif. La liaison ionique n'est possible qu'entre des atomes d'éléments électronégatifs et électropositifs qui sont dans l'état d'ions de charges opposées - cations et anions.

DÉFINITION

Ion sont des particules chargées électriquement formées par la suppression ou l’ajout d’un électron à un atome.

Lors du transfert d’un électron, les atomes métalliques et non métalliques ont tendance à former une configuration de couche électronique stable autour de leur noyau. Un atome non métallique crée une enveloppe du gaz inerte suivant autour de son noyau, et un atome métallique crée une enveloppe du gaz inerte précédent (Fig. 3).

Riz. 3. Formation d'une liaison ionique en utilisant l'exemple d'une molécule de chlorure de sodium

Molécules dans lesquelles forme pure existe liaison ionique trouvé à l’état de vapeur de la substance. La liaison ionique est très forte et les substances possédant cette liaison ont donc un point de fusion élevé. Contrairement aux liaisons covalentes, les liaisons ioniques ne sont pas caractérisées par la directionnalité et la saturation, puisque le champ électrique créé par les ions agit de la même manière sur tous les ions en raison de la symétrie sphérique.

Connexion métallique

La liaison métallique n'est réalisée que dans les métaux - c'est l'interaction qui maintient les atomes métalliques dans un seul réseau. Seuls les électrons de valence des atomes métalliques appartenant à l'ensemble de son volume participent à la formation d'une liaison. Dans les métaux, les électrons sont constamment retirés des atomes et se déplacent dans toute la masse du métal. Les atomes métalliques, privés d'électrons, se transforment en ions chargés positivement, qui ont tendance à accepter les électrons en mouvement. Ce processus continu forme ce que l'on appelle un « gaz électronique » à l'intérieur du métal, qui lie fermement tous les atomes métalliques entre eux (Fig. 4).

La liaison métallique est forte, c'est pourquoi les métaux sont caractérisés par un point de fusion élevé, et la présence de « gaz électronique » confère aux métaux malléabilité et ductilité.

Liaison hydrogène

Une liaison hydrogène est une interaction intermoléculaire spécifique, car son apparition et sa force dépendent de nature chimique substances. Il se forme entre des molécules dans lesquelles un atome d'hydrogène est lié à un atome à forte électronégativité (O, N, S). L'apparition d'une liaison hydrogène dépend de deux raisons : d'une part, l'atome d'hydrogène associé à un atome électronégatif ne possède pas d'électrons et peut facilement être incorporé dans les nuages ​​​​d'électrons d'autres atomes, et d'autre part, ayant une orbitale de valence s, la L'atome d'hydrogène est capable d'accepter une paire d'électrons isolés d'un atome électronégatif et de former une liaison avec lui via le mécanisme donneur-accepteur.

Une liaison covalente(du latin « co » ensemble et « vales » ayant une force) est réalisé grâce à la paire d'électrons appartenant aux deux atomes. Formé entre des atomes non métalliques.

L'électronégativité des non-métaux est assez élevée, de sorte que lors de l'interaction chimique de deux atomes non métalliques, le transfert complet d'électrons de l'un à l'autre (comme dans le cas) est impossible. Dans ce cas, la mise en commun des électrons est nécessaire.

À titre d'exemple, discutons de l'interaction des atomes d'hydrogène et de chlore :

H 1s 1 - un électron

Classe 1s 2 2s 2 2 page 6 3 s 2 3 p5 - sept électrons au niveau externe

Il manque un électron à chacun des deux atomes pour avoir une couche externe complète d’électrons. Et chacun des atomes alloue un électron « pour un usage commun ». Ainsi, la règle de l'octet est satisfaite. Ceci est mieux représenté en utilisant les formules de Lewis :

Formation d'une liaison covalente

Les électrons partagés appartiennent désormais aux deux atomes. L'atome d'hydrogène a deux électrons (le sien et l'électron partagé de l'atome de chlore), et l'atome de chlore a huit électrons (le sien plus l'électron partagé de l'atome d'hydrogène). Ces deux électrons partagés forment une liaison covalente entre les atomes d’hydrogène et de chlore. La particule formée par la liaison de deux atomes est appelée molécule.

Liaison covalente non polaire

Une liaison covalente peut également se former entre deux identique atomes. Par exemple:

Ce diagramme explique pourquoi l'hydrogène et le chlore existent sous forme de molécules diatomiques. Grâce à l’appariement et au partage de deux électrons, il est possible de respecter la règle de l’octet pour les deux atomes.

En plus des liaisons simples, une liaison covalente double ou triple peut être formée, comme par exemple dans les molécules d'oxygène O 2 ou d'azote N 2. Les atomes d’azote ont cinq électrons de valence, il faut donc trois électrons supplémentaires pour compléter la couche. Ceci est réalisé en partageant trois paires d'électrons, comme indiqué ci-dessous :

Les composés covalents sont généralement des gaz, des liquides ou un point de fusion relativement bas. solides. L’une des rares exceptions est le diamant, qui fond au-dessus de 3 500 °C. Cela s'explique par la structure du diamant, qui est un réseau continu d'atomes de carbone liés de manière covalente, et non un ensemble de molécules individuelles. En fait, tout cristal de diamant, quelle que soit sa taille, est une énorme molécule.

Une liaison covalente se produit lorsque les électrons de deux atomes non métalliques se combinent. La structure résultante s’appelle une molécule.

Liaison covalente polaire

Dans la plupart des cas, deux atomes liés de manière covalente ont différent L'électronégativité et les électrons partagés n'appartiennent pas également à deux atomes. La plupart du temps, ils sont plus proches d’un atome que d’un autre. Dans une molécule de chlorure d’hydrogène, par exemple, les électrons qui forment une liaison covalente sont situés plus près de l’atome de chlore car son électronégativité est supérieure à celle de l’hydrogène. Cependant, la différence dans la capacité à attirer les électrons n’est pas suffisamment grande pour qu’un transfert complet d’électrons de l’atome d’hydrogène à l’atome de chlore se produise. Par conséquent, la liaison entre les atomes d’hydrogène et de chlore peut être considérée comme un croisement entre une liaison ionique (transfert complet d’électrons) et une liaison covalente non polaire (un arrangement symétrique d’une paire d’électrons entre deux atomes). La charge partielle des atomes est désignée par la lettre grecque δ. Cette connexion est appelée Covalent polaire liaison, et la molécule de chlorure d'hydrogène est dite polaire, c'est-à-dire qu'elle a une extrémité chargée positivement (atome d'hydrogène) et une extrémité chargée négativement (atome de chlore).

Le tableau ci-dessous répertorie les principaux types de liaisons et des exemples de substances :

Mécanisme d'échange et donneur-accepteur de formation de liaisons covalentes

1) Mécanisme d'échange. Chaque atome apporte un électron non apparié à une paire d'électrons commune.

2) Mécanisme donneur-accepteur. Un atome (donneur) fournit une paire d'électrons et l'autre atome (accepteur) fournit une orbitale vide pour cette paire.

Grâce à quoi se forment des molécules de substances inorganiques et organiques. Une liaison chimique apparaît grâce à l’interaction de champs électriques créés par les noyaux et les électrons des atomes. Par conséquent, la formation d’une liaison chimique covalente est associée à la nature électrique.

Qu'est-ce qu'une connexion

Ce terme fait référence au résultat de l’action de deux atomes ou plus, qui conduit à la formation d’un système polyatomique fort. Les principaux types de liaisons chimiques se forment lorsque l’énergie des atomes en réaction diminue. Dans le processus de formation de liaisons, les atomes tentent de compléter leur couche électronique.

Types de communication

En chimie, il existe plusieurs types de liaisons : ioniques, covalentes, métalliques. Les liaisons chimiques covalentes sont de deux types : polaires et non polaires.

Quel est le mécanisme de sa création ? Une liaison chimique covalente non polaire se forme entre des atomes de non-métaux identiques qui ont la même électronégativité. Dans ce cas, des paires d’électrons communes se forment.

Liaison non polaire

Les exemples de molécules qui ont une liaison chimique covalente non polaire comprennent les halogènes, l'hydrogène, l'azote et l'oxygène.

Cette connexion a été découverte pour la première fois en 1916 par le chimiste américain Lewis. Au début, il a émis une hypothèse, qui n'a été confirmée qu'après confirmation expérimentale.

La liaison chimique covalente est liée à l'électronégativité. Pour les non-métaux, sa valeur est élevée. Lors de l'interaction chimique des atomes, le transfert d'électrons d'un atome à un autre n'est pas toujours possible, de ce fait, ils se combinent. Une véritable liaison chimique covalente apparaît entre les atomes. 8e année régulière programme scolaire implique un examen détaillé de plusieurs types de communication.

Les substances qui ont ce type de liaison dans des conditions normales sont des liquides, des gaz ainsi que des solides ayant un point de fusion bas.

Types de liaison covalente

Regardons plus en détail ce problème. Quels sont les types de liaisons chimiques ? Les liaisons covalentes existent en versions échange et donneur-accepteur.

Le premier type est caractérisé par le don d’un électron non apparié par chaque atome pour la formation d’une liaison électronique commune.

Les électrons combinés dans une liaison commune doivent avoir des spins opposés. À titre d’exemple de ce type de liaison covalente, considérons l’hydrogène. Lorsque ses atomes se rapprochent, leurs nuages ​​d’électrons pénètrent les uns dans les autres, ce que l’on appelle en science le chevauchement des nuages ​​d’électrons. En conséquence, la densité électronique entre les noyaux augmente et l’énergie du système diminue.

À une distance minimale, les noyaux d’hydrogène se repoussent, ce qui donne lieu à une certaine distance optimale.

Dans le cas d’une liaison covalente de type donneur-accepteur, une particule possède des électrons et est appelée donneur. La deuxième particule a une cellule libre dans laquelle se trouvera une paire d'électrons.

Molécules polaires

Comment se forment les liaisons chimiques polaires covalentes ? Ils surviennent dans des situations où les atomes non métalliques liés ont une électronégativité différente. DANS cas similaires les électrons partagés sont situés plus près de l’atome dont la valeur d’électronégativité est la plus élevée. Comme exemple de liaison polaire covalente, nous pouvons considérer les liaisons qui naissent dans la molécule de bromure d'hydrogène. Ici, les électrons publics, responsables de la formation d’une liaison covalente, sont plus proches du brome que de l’hydrogène. La raison de ce phénomène est que le brome a une électronégativité plus élevée que l’hydrogène.

Méthodes de détermination des liaisons covalentes

Comment définir les liaisons chimiques polaires covalentes ? Pour ce faire, il faut connaître la composition des molécules. S'il contient des atomes différents éléments, il existe une liaison covalente polaire dans la molécule. Les molécules non polaires contiennent des atomes d'un élément chimique. Parmi les tâches proposées dans le cadre de cours scolaire chimie, il y a aussi ceux qui consistent à identifier le type de connexion. Des tâches de ce type sont incluses dans les tâches de certification finale en chimie en 9e année, ainsi que dans les épreuves de l'examen d'État unifié en chimie en 11e année.

Liaison ionique

Quelle est la différence entre les liaisons chimiques covalentes et ioniques ? Si une liaison covalente est caractéristique des non-métaux, alors une liaison ionique se forme entre des atomes qui ont différences significatives par électronégativité. Par exemple, ceci est typique pour les composés d'éléments des premier et deuxième groupes des principaux sous-groupes du PS (métaux alcalins et alcalino-terreux) et des éléments des 6e et 7e groupes des principaux sous-groupes du tableau périodique (chalcogènes et halogènes). ).

Il se forme à la suite de l’attraction électrostatique d’ions de charges opposées.

Caractéristiques de la liaison ionique

Étant donné que les champs de force des ions de charges opposées sont répartis uniformément dans toutes les directions, chacun d’eux est capable d’attirer des particules de signe opposé. Ceci caractérise la non-directionnalité de la liaison ionique.

L'interaction de deux ions de signes opposés n'implique pas une compensation mutuelle complète des champs de force individuels. Cela aide à maintenir la capacité d'attirer les ions dans d'autres directions, c'est pourquoi une insaturation de la liaison ionique est observée.

Dans un composé ionique, chaque ion a la capacité d’en attirer plusieurs autres de signe opposé pour former un réseau cristallin de nature ionique. Il n’y a aucune molécule dans un tel cristal. Chaque ion est entouré dans une substance par un certain nombre spécifique d'ions de signe différent.

Connexion métallique

Ce type la liaison chimique a certains caractéristiques individuelles. Les métaux ont un nombre excessif d’orbitales de valence et un déficit d’électrons.

Lorsque des atomes individuels se réunissent, leurs orbitales de valence se chevauchent, ce qui facilite le libre mouvement des électrons d'une orbitale à l'autre, créant ainsi un lien entre tous les atomes métalliques. Ces électrons libres constituent la principale caractéristique d’une liaison métallique. Il n'a ni saturation ni directionnalité, puisque les électrons de valence sont répartis uniformément dans tout le cristal. La présence d'électrons libres dans les métaux explique certaines de leurs propriétés physiques : éclat métallique, ductilité, malléabilité, conductivité thermique, opacité.

Type de liaison covalente

Il se forme entre un atome d’hydrogène et un élément à forte électronégativité. Il existe des liaisons hydrogène intra- et intermoléculaires. Ce type de liaison covalente est le plus faible ; il apparaît en raison de l'action de forces électrostatiques. L'atome d'hydrogène a un petit rayon et lorsque cet électron est déplacé ou cédé, l'hydrogène devient un ion positif, agissant sur l'atome avec une électronégativité élevée.

Parmi les propriétés caractéristiques d'une liaison covalente figurent : la saturation, la directivité, la polarisabilité, la polarité. Chacun de ces indicateurs a une signification spécifique pour le composé formé. Par exemple, la directivité est déterminée par la forme géométrique de la molécule.

Une liaison covalente(liaison atomique, liaison homéopolaire) - une liaison chimique formée par le chevauchement (socialisation) de nuages ​​​​d'électrons paravalents. Les nuages ​​électroniques (électrons) qui assurent la communication sont appelés paire d'électrons partagée.

Propriétés caractéristiques les liaisons covalentes - directionnalité, saturation, polarité, polarisabilité - déterminent les propriétés chimiques et physiques des composés.

La direction de la connexion est déterminée par la structure moléculaire de la substance et la forme géométrique de sa molécule. Les angles entre deux liaisons sont appelés angles de liaison.

La saturabilité est la capacité des atomes à former un nombre limité de liaisons covalentes. Le nombre de liaisons formées par un atome est limité par le nombre de ses orbitales atomiques externes.

La polarité de la liaison est due à la répartition inégale de la densité électronique due aux différences d’électronégativité des atomes. Sur cette base, les liaisons covalentes sont divisées en non polaires et polaires (non polaires - une molécule diatomique est constituée d'atomes identiques (H 2, Cl 2, N 2) et les nuages ​​​​d'électrons de chaque atome sont répartis symétriquement par rapport à ces atomes ; polaire - une molécule diatomique est constituée de différents atomes éléments chimiques, et le nuage électronique total se déplace vers l'un des atomes, formant ainsi une asymétrie de la distribution charge électrique dans une molécule, générant un moment dipolaire de la molécule).

La polarisabilité d'une liaison s'exprime par le déplacement des électrons de la liaison sous l'influence d'un champ électrique externe, y compris celui d'une autre particule en réaction. La polarisabilité est déterminée par la mobilité électronique. La polarité et la polarisabilité des liaisons covalentes déterminent la réactivité des molécules envers les réactifs polaires.

Communication éducative

Une liaison covalente est formée par une paire d’électrons partagés entre deux atomes, et ces électrons doivent occuper deux orbitales stables, une pour chaque atome.

A + + B → A : B

À la suite de la socialisation, les électrons forment un niveau d’énergie rempli. Une liaison se forme si leur énergie totale à ce niveau est inférieure à celle de l'état initial (et la différence d'énergie ne sera rien de plus que l'énergie de liaison).

Remplissage des orbitales atomiques (le long des bords) et moléculaires (au centre) de la molécule H 2 avec des électrons. L'axe vertical correspond au niveau d'énergie, les électrons sont indiqués par des flèches reflétant leurs spins.

Selon la théorie des orbitales moléculaires, le chevauchement de deux orbitales atomiques conduit, dans le cas le plus simple, à la formation de deux orbitales moléculaires (MO) : liaison MO Et anti-reliure (desserrage) MO. Les électrons partagés sont situés sur le MO de liaison de plus faible énergie.

Types de liaison covalente

Il existe trois types de liaisons chimiques covalentes, qui diffèrent par le mécanisme de formation :

1. Liaison covalente simple. Pour sa formation, chaque atome fournit un électron non apparié. Lorsqu’une simple liaison covalente se forme, les charges formelles des atomes restent inchangées.

· Si les atomes formant une simple liaison covalente sont les mêmes, alors les véritables charges des atomes dans la molécule sont également les mêmes, puisque les atomes formant la liaison possèdent également une paire d'électrons partagée. Cette connexion est appelée liaison covalente non polaire. Les substances simples ont une telle connexion, par exemple : O 2, N 2, Cl 2. Mais les non-métaux du même type ne sont pas les seuls à pouvoir former des liaison non polaire. Les éléments non métalliques, dont l'électronégativité est d'égale importance, peuvent également former une liaison covalente non polaire, par exemple, dans la molécule PH 3, la liaison est covalente non polaire, puisque l'EO de l'hydrogène est égale à l'EO du phosphore.

· Si les atomes sont différents, alors le degré de possession d'une paire d'électrons partagée est déterminé par la différence d'électronégativité des atomes. Un atome avec une plus grande électronégativité attire plus fortement vers lui une paire d’électrons de liaison et sa véritable charge devient négative. Un atome avec une électronégativité plus faible acquiert donc une charge positive de même ampleur. Si un composé est formé entre deux non-métaux différents, alors un tel composé est appelé liaison polaire covalente.

2. Lien donateur-accepteur. Pour former ce type de liaison covalente, les deux électrons sont fournis par l'un des atomes - donneur. Le deuxième des atomes impliqués dans la formation d’une liaison est appelé accepteur. Dans la molécule résultante, la charge formelle du donneur augmente de un et la charge formelle de l'accepteur diminue de un.

3. Connexion semipolaire. Il peut être considéré comme une obligation polaire donneur-accepteur. Ce type de liaison covalente se forme entre un atome possédant une paire d'électrons non appariés (azote, phosphore, soufre, halogènes, etc.) et un atome possédant deux électrons non appariés (oxygène, soufre). La formation d'une liaison semipolaire se déroule en deux étapes :

1. Transfert d'un électron d'un atome avec une paire d'électrons non appariés à un atome avec deux électrons non appariés. En conséquence, un atome avec une paire d'électrons non appariés se transforme en un cation radical (une particule chargée positivement avec un électron non apparié), et un atome avec deux électrons non appariés se transforme en un anion radical (une particule chargée négativement avec un électron non apparié) .

2. Partage d'électrons non appariés (comme dans le cas d'une simple liaison covalente).

Lorsqu’une liaison semipolaire est formée, un atome avec une paire d’électrons non liants augmente sa charge formelle de un, et un atome avec deux électrons non appariés diminue sa charge formelle de un.

Liaison σ et liaison π

Liaisons Sigma (σ)-, pi (π) - une description approximative des types de liaisons covalentes dans les molécules diverses connexions, la liaison σ se caractérise par le fait que la densité du nuage électronique est maximale le long de l'axe reliant les noyaux des atomes. Lorsqu'une liaison est formée, ce que l'on appelle le chevauchement latéral des nuages ​​​​d'électrons se produit et la densité du nuage d'électrons est maximale « au-dessus » et « en dessous » du plan de la liaison σ. Par exemple, prenons l'éthylène, l'acétylène et le benzène.

Dans la molécule d'éthylène C 2 H 4 il y a une double liaison CH 2 = CH 2, sa formule électronique : H:C::C:H. Les noyaux de tous les atomes d’éthylène sont situés dans le même plan. Les trois nuages ​​électroniques de chaque atome de carbone forment trois liaisons covalentes avec d'autres atomes dans le même plan (avec des angles entre eux d'environ 120°). Le nuage du quatrième électron de valence de l'atome de carbone est situé au-dessus et au-dessous du plan de la molécule. De tels nuages ​​électroniques des deux atomes de carbone, se chevauchant partiellement au-dessus et au-dessous du plan de la molécule, forment une seconde liaison entre les atomes de carbone. La première liaison covalente, la plus forte, entre les atomes de carbone est appelée liaison σ ; la deuxième liaison covalente, moins forte, est appelée -liaison.

Dans une molécule d'acétylène linéaire

N-S≡S-N (N : S : : S : N)

Il existe des liaisons σ entre les atomes de carbone et d’hydrogène, une liaison σ entre deux atomes de carbone et deux liaisons σ entre les mêmes atomes de carbone. Deux liaisons sont situées au-dessus de la sphère d'action de la liaison σ dans deux plans mutuellement perpendiculaires.

Les six atomes de carbone de la molécule de benzène cyclique C 6 H 6 se trouvent dans le même plan. Il existe des liaisons σ entre les atomes de carbone dans le plan de l'anneau ; Chaque atome de carbone possède les mêmes liaisons avec les atomes d'hydrogène. Pour établir ces liaisons, les atomes de carbone dépensent trois électrons. Les nuages ​​​​d'électrons de quatrième valence d'atomes de carbone, en forme de huit, sont situés perpendiculairement au plan de la molécule de benzène. Chacun de ces nuages ​​chevauche à parts égales les nuages ​​​​d’électrons des atomes de carbone voisins. Dans une molécule de benzène, il ne se forme pas trois liaisons distinctes, mais une seule. -système électronique de six électrons communs à tous les atomes de carbone. Les liaisons entre les atomes de carbone de la molécule de benzène sont exactement les mêmes.

Exemples de substances avec des liaisons covalentes

Une simple liaison covalente relie les atomes des molécules de gaz simples (H 2, Cl 2, etc.) et de composés (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl, etc.). Composés avec une liaison donneur-accepteur - ammonium NH 4 +, anion tétrafluoroborate BF 4 - et autres composés avec une liaison semipolaire - protoxyde d'azote N 2 O, O - -PCl 3 +.

Les cristaux avec des liaisons covalentes sont des diélectriques ou des semi-conducteurs. Exemples typiques les cristaux atomiques (dont les atomes sont interconnectés par des liaisons covalentes (atomiques) peuvent être le diamant, le germanium et le silicium.

Le seul personne connue une substance présentant un exemple de liaison covalente entre un métal et un carbone est la cyanocobalamine, connue sous le nom de vitamine B12.

Liaison ionique- une liaison chimique très forte formée entre des atomes avec une grande différence (> 1,5 sur l'échelle de Pauling) d'électronégativité, dans laquelle la paire d'électrons commune est complètement transférée à un atome avec une plus grande électronégativité. C'est l'attraction des ions en tant que corps de charges opposées. . Un exemple est le composé CsF, dans lequel le « degré d'ionicité » est de 97 %. Considérons la méthode de formation en utilisant le chlorure de sodium NaCl comme exemple. La configuration électronique des atomes de sodium et de chlore peut être représentée comme suit : 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1 ; 17 Classe 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5. Ce sont des atomes dont les niveaux d’énergie sont incomplets. Évidemment, pour les compléter, il est plus facile à un atome de sodium de céder un électron que d’en gagner sept, et pour un atome de chlore, il est plus facile de gagner un électron que d’en céder sept. Lors d'une interaction chimique, l'atome de sodium cède complètement un électron et l'atome de chlore l'accepte. Schématiquement, cela peut s'écrire ainsi : Na. - l e -> Na+ ion sodium, coque stable à huit électrons 1s2 2s2 2p6 grâce à la seconde niveau d'énergie. :Cl + 1е --> .Cl - ion chlore, couche stable à huit électrons. Des forces d'attraction électrostatiques apparaissent entre les ions Na+ et Cl-, entraînant la formation d'un composé. La liaison ionique est un cas extrême de polarisation d'une liaison covalente polaire. Formé entre un métal typique et un non-métal. Dans ce cas, les électrons du métal sont entièrement transférés vers le non-métal. Des ions se forment.

Si une liaison chimique se forme entre des atomes qui ont une très grande différence d'électronégativité (EO > 1,7 selon Pauling), alors la paire d'électrons commune est complètement transférée à l'atome avec une EO plus élevée. Le résultat est la formation d’un composé d’ions de charges opposées :

Une attraction électrostatique se produit entre les ions résultants, appelée liaison ionique. Ou plutôt, ce look est pratique. En fait, la liaison ionique entre les atomes sous sa forme pure n’est réalisée nulle part ou presque nulle part ; en fait, la liaison est en partie de nature ionique et en partie covalente ; Dans le même temps, la liaison d’ions moléculaires complexes peut souvent être considérée comme purement ionique. Les différences les plus importantes entre les liaisons ioniques et les autres types de liaisons chimiques sont la non-directionnalité et la non-saturation. C'est pourquoi les cristaux formés par les liaisons ioniques gravitent vers divers amas denses des ions correspondants.

Caractéristiques De tels composés ont une bonne solubilité dans les solvants polaires (eau, acides, etc.). Cela se produit en raison des parties chargées de la molécule. Dans ce cas, les dipôles du solvant sont attirés vers les extrémités chargées de la molécule et, par conséquent, mouvement brownien, « déchirer » la molécule de la substance en morceaux et les entourer, les empêchant de se connecter à nouveau. Le résultat est des ions entourés de dipôles de solvant.

Lorsque de tels composés sont dissous, de l'énergie est généralement libérée, car l'énergie totale des liaisons solvant-ion formées est supérieure à l'énergie de la liaison anion-cation. Les exceptions incluent de nombreux sels acide nitrique(nitrates), qui absorbent la chaleur une fois dissous (les solutions refroidissent). Dernier fait expliqué sur la base de lois considérées en chimie physique.

Riz. 2.1. La formation de molécules à partir d'atomes s'accompagne de redistribution des électrons des orbitales de valence et conduit à gain d'énergie, puisque l'énergie des molécules s'avère inférieure à l'énergie des atomes qui n'interagissent pas. La figure montre un diagramme de la formation d'une liaison chimique covalente non polaire entre des atomes d'hydrogène.

§2 Liaison chimique

Dans des conditions normales, l’état moléculaire est plus stable que l’état atomique (Fig. 2.1). La formation de molécules à partir d'atomes s'accompagne d'une redistribution des électrons dans les orbitales de valence et conduit à un gain d'énergie, puisque l'énergie des molécules est inférieure à l'énergie des atomes n'interagissant pas.(Annexe 3). Les forces qui maintiennent les atomes dans les molécules sont collectivement appelées liaison chimique.

La liaison chimique entre les atomes est réalisée par des électrons de valence et est de nature électrique . Il existe quatre principaux types de liaisons chimiques : covalent,ionique,métal Et hydrogène.

1 Liaison covalente

Une liaison chimique réalisée par des paires d'électrons est dite atomique ou covalente . Les composés avec des liaisons covalentes sont appelés atomiques ou covalents .

Lorsqu'une liaison covalente se produit, un chevauchement de nuages ​​​​d'électrons d'atomes en interaction se produit, accompagné d'une libération d'énergie (Fig. 2.1). Dans ce cas, un nuage avec une densité accrue de charge négative apparaît entre les noyaux atomiques chargés positivement. Du fait de l'action des forces d'attraction coulombiennes entre charges dissemblables, une augmentation de la densité de la charge négative favorise le rapprochement des noyaux.

Une liaison covalente est formée par des électrons non appariés dans les couches externes des atomes. . Dans ce cas, des électrons de spins opposés se forment paire d'électrons(Fig. 2.2), commun aux atomes en interaction. Si une liaison covalente (une paire d'électrons commune) est apparue entre les atomes, elle est alors appelée simple, double, double, etc.

L'énergie est une mesure de la force d'une liaison chimique. E sv dépensé pour rompre la liaison (gain d'énergie lors de la formation d'un composé à partir d'atomes individuels). Cette énergie est généralement mesurée pour 1 mole. substances et sont exprimés en kilojoules par mole (kJ∙mol –1). L'énergie d'une seule liaison covalente est comprise entre 200 et 2 000 kJmol –1.

Riz. 2.2. La liaison covalente est la plus Forme générale liaison chimique résultant du partage d'une paire d'électrons via un mécanisme d'échange (UN), lorsque chacun des atomes en interaction fournit un électron, ou via un mécanisme donneur-accepteur (b) lorsqu'une paire d'électrons est partagée par un atome (donneur) avec un autre atome (accepteur).

Une liaison covalente a les propriétés saturation et se concentrer . La saturation d'une liaison covalente s'entend comme la capacité des atomes à former un nombre limité de liaisons avec leurs voisins, déterminé par le nombre de leurs électrons de valence non appariés. La directionnalité d’une liaison covalente reflète le fait que les forces qui maintiennent les atomes les uns à côté des autres sont dirigées le long de la ligne droite reliant les noyaux atomiques. En plus, la liaison covalente peut être polaire ou non polaire .

Quand non polaire Dans une liaison covalente, le nuage électronique formé par une paire commune d’électrons est réparti dans l’espace symétriquement par rapport aux noyaux des deux atomes. Une liaison covalente non polaire se forme entre des atomes de substances simples, par exemple entre des atomes identiques de gaz qui forment des molécules diatomiques (O 2, H 2, N 2, Cl 2, etc.).

Quand polaire Dans une liaison covalente, le nuage électronique de la liaison est déplacé vers l’un des atomes. La formation de liaisons covalentes polaires entre atomes est caractéristique des substances complexes. Un exemple est les molécules de composés inorganiques volatils : HCl, H 2 O, NH 3, etc.

Le degré de déplacement du nuage électronique total vers l'un des atomes lors de la formation d'une liaison covalente (degré de polarité de la liaison ) déterminé principalement par la charge des noyaux atomiques et le rayon des atomes en interaction .

Plus la charge d’un noyau atomique est grande, plus il attire fortement un nuage d’électrons. Dans le même temps, plus le rayon de l’atome est grand, plus les électrons externes sont faibles à proximité du noyau atomique. L'effet combiné de ces deux facteurs s'exprime dans la capacité différente des différents atomes à « tirer » le nuage de liaisons covalentes vers eux.

La capacité d’un atome dans une molécule à attirer des électrons vers lui est appelée électronégativité. . Ainsi, l'électronégativité caractérise la capacité d'un atome à polariser une liaison covalente : plus l'électronégativité d'un atome est grande, plus le nuage électronique de la liaison covalente est fortement déplacé vers lui .

Un certain nombre de méthodes ont été proposées pour quantifier l'électronégativité. Dans ce cas, la signification physique la plus claire a la méthode proposée par le chimiste américain Robert S. Mulliken, qui a déterminé l'électronégativité  d'un atome comme la moitié de la somme de son énergie E e affinité électronique et énergie E je ionisation de l'atome :

. (2.1)

Énergie d'ionisation d’un atome est l’énergie qu’il faut dépenser pour en « arracher » un électron et l’éloigner à une distance infinie. L'énergie d'ionisation est déterminée par photoionisation des atomes ou par bombardement d'atomes avec des électrons accélérés dans un champ électrique. La plus petite valeur d’énergie de photons ou d’électrons qui devient suffisante pour ioniser les atomes est appelée leur énergie d’ionisation. E je. Cette énergie est généralement exprimée en électronvolts (eV) : 1 eV = 1,610 –19 J.

Les atomes sont plus disposés à abandonner les électrons externes les métaux, qui contiennent un petit nombre d’électrons non appariés (1, 2 ou 3) sur la coque externe. Ces atomes ont l'énergie d'ionisation la plus faible. Ainsi, l’ampleur de l’énergie d’ionisation peut servir de mesure de la plus ou moins grande « métallicité » d’un élément : plus l’énergie d’ionisation est faible, plus la valeur est prononcée. métalpropriétésélément.

Dans le même sous-groupe du système périodique des éléments de D.I. Mendeleev, avec une augmentation du numéro atomique d'un élément, son énergie d'ionisation diminue (tableau 2.1), ce qui est associé à une augmentation du rayon atomique (tableau 1.2), et , par conséquent, avec un affaiblissement de la liaison des électrons externes avec un noyau. Pour les éléments de même période, l’énergie d’ionisation augmente avec l’augmentation du numéro atomique. Cela est dû à une diminution du rayon atomique et à une augmentation de la charge nucléaire.

Énergie E e, qui est libéré lorsqu’un électron est ajouté à un atome libre, est appelé affinité électronique(également exprimé en eV). La libération (plutôt que l’absorption) d’énergie lorsqu’un électron chargé s’attache à certains atomes neutres s’explique par le fait que les atomes les plus stables dans la nature sont ceux dont l’enveloppe externe est remplie. Par conséquent, pour les atomes dans lesquels ces coquilles sont « un peu vides » (c'est-à-dire qu'il manque 1, 2 ou 3 électrons avant de se remplir), il est énergétiquement favorable d'attacher des électrons à eux-mêmes, se transformant en ions chargés négativement 1. Ces atomes comprennent, par exemple, les atomes d'halogène (tableau 2.1) - éléments du septième groupe (sous-groupe principal) du système périodique de D.I. Mendeleïev. L'affinité électronique des atomes métalliques est généralement nulle ou négative, c'est-à-dire Il leur est énergétiquement défavorable d'attacher des électrons supplémentaires ; une énergie supplémentaire est nécessaire pour les maintenir à l'intérieur des atomes. L'affinité électronique des atomes non métalliques est toujours positive et d'autant plus grande que le non métallique est proche d'un gaz noble (inerte) dans le tableau périodique. Cela indique une augmentation propriétés non métalliquesà mesure que nous approchons de la fin de la période.

De tout ce qui a été dit, il ressort clairement que l'électronégativité (2.1) des atomes augmente dans le sens de gauche à droite pour les éléments de chaque période et diminue dans le sens de haut en bas pour les éléments du même groupe de la période de Mendeleïev. système. Il n'est cependant pas difficile de comprendre que pour caractériser le degré de polarité d'une liaison covalente entre atomes, ce n'est pas la valeur absolue de l'électronégativité qui est importante, mais le rapport des électronégativités des atomes formant la liaison. C'est pourquoi en pratique, ils utilisent des valeurs d'électronégativité relative(Tableau 2.1), en prenant l'électronégativité du lithium comme unité.

Pour caractériser la polarité d'une liaison chimique covalente, la différence d'électronégativité relative des atomes est utilisée. Généralement, la liaison entre les atomes A et B est considérée comme purement covalente si |  UN – B|0,5.