En raison de quoi se forment des molécules de substances inorganiques et organiques. Une liaison chimique apparaît lors de l'interaction des champs électriques créés par les noyaux et les électrons des atomes. Par conséquent, la formation d'une liaison chimique covalente est associée à une 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 qui réagissent diminue. Dans le processus de formation de liaisons, les atomes tentent de compléter leur enveloppe électronique.
Modes de communication
En chimie, il existe plusieurs types de liaisons : ioniques, covalentes, métalliques. Il existe deux types de liaisons covalentes : polaires et non polaires.
Quel est le mécanisme de sa création ? Une liaison chimique non polaire covalente se forme entre des atomes de non-métaux identiques qui ont la même électronégativité. Dans ce cas, des paires d'électrons communes sont formées.
liaison non polaire
Des exemples de molécules qui ont une liaison chimique covalente non polaire comprennent les halogènes, l'hydrogène, l'azote, l'oxygène.
Cette connexion a été découverte pour la première fois en 1916 par le chimiste américain Lewis. Tout d'abord, il a avancé une hypothèse, et elle n'a été confirmée qu'après confirmation expérimentale.
Une liaison chimique covalente est associée à l'électronégativité. Pour les non-métaux, il a une valeur élevée. Au cours de l'interaction chimique des atomes, il n'est pas toujours possible de transférer des électrons d'un atome à un autre, par conséquent, ils se combinent. Une véritable liaison chimique covalente apparaît entre les atomes. La 8e année du programme scolaire régulier 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 et des solides qui ont un point de fusion bas.
Types de liaison covalente
Arrêtons-nous sur cette question plus en détail. Quels sont les types de liaisons chimiques ? La liaison covalente existe en échange, variantes donneur-accepteur.
Le premier type est caractérisé par le retour d'un électron non apparié par chaque atome à la formation d'une liaison électronique commune.
Les électrons unis dans une liaison commune doivent avoir des spins opposés. L'hydrogène peut être considéré comme un exemple de ce type de liaison covalente. Lorsque ses atomes se rapprochent, leurs nuages d'électrons se pénètrent, ce qui s'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 la distance minimale, les noyaux d'hydrogène se repoussent, ce qui donne une distance optimale.
Dans le cas d'une liaison covalente de type donneur-accepteur, une particule possède des électrons, on l'appelle donneur. La deuxième particule a une cellule libre dans laquelle une paire d'électrons va être placée.
molécules polaires
Comment se forment les liaisons covalentes polaires ? Ils surviennent dans les situations où les atomes liés de non-métaux ont une électronégativité différente. Dans de tels cas, les électrons socialisés sont situés plus près de l'atome, qui a une valeur d'électronégativité plus élevée. Comme exemple d'une liaison polaire covalente, les liaisons qui apparaissent dans une molécule de bromure d'hydrogène peuvent être considérées. 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 d'une liaison covalente
Comment identifier les liaisons chimiques polaires covalentes ? Pour ce faire, vous devez connaître la composition des molécules. S'il contient des atomes d'éléments différents, il existe une liaison polaire covalente dans la molécule. Les molécules non polaires contiennent des atomes d'un élément chimique. Parmi les tâches proposées dans le cadre du cours de chimie scolaire, il y a celles qui consistent à identifier le type de connexion. Les tâches de ce type sont incluses dans les tâches de la certification finale en chimie en 9e année, ainsi que dans les tests 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, une liaison ionique se forme entre des atomes présentant des différences significatives d'électronégativité. Par exemple, cela est typique pour les composés d'éléments des premier et deuxième groupes des principaux sous-groupes de PS (métaux alcalins et alcalino-terreux) et des éléments des groupes 6 et 7 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 des liaisons ioniques
Étant donné que les champs de force des ions de charge opposée sont répartis uniformément dans toutes les directions, chacun d'eux est capable d'attirer des particules de signe opposé à lui-même. 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 contribue à la préservation de la capacité d'attirer les ions dans d'autres directions, par conséquent, une insaturation de la liaison ionique est observée.
Dans un composé ionique, chaque ion a la capacité d'attirer vers lui un certain nombre d'autres de signes opposés pour former un réseau cristallin ionique. Il n'y a pas de molécules dans un tel cristal. Chaque ion est entouré dans une substance par un nombre spécifique d'ions de signe différent.
connexion métallique
Ce type de liaison chimique a certaines caractéristiques individuelles. Les métaux ont un nombre excessif d'orbitales de valence avec un manque d'électrons.
Lorsque des atomes individuels se rapprochent, leurs orbitales de valence se chevauchent, ce qui contribue au libre mouvement des électrons d'une orbitale à l'autre, établissant une connexion entre tous les atomes métalliques. Ces électrons libres sont la principale caractéristique d'une liaison métallique. Il n'a ni saturation ni directionnalité, car 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, plasticité, malléabilité, conductivité thermique et opacité.
Un type de liaison covalente
Il est formé entre un atome d'hydrogène et un élément qui a une électronégativité élevée. Il existe des liaisons hydrogène intra- et intermoléculaires. Ce type de liaison covalente est le plus fragile, il apparaît sous l'action des forces électrostatiques. L'atome d'hydrogène a un petit rayon, et lorsque cet électron est déplacé ou cédé, l'hydrogène devient un ion positif qui agit sur l'atome avec une grande électronégativité.
Parmi les propriétés caractéristiques d'une liaison covalente figurent : la saturation, la directionnalité, la polarisabilité, la polarité. Chacun de ces indicateurs a une certaine valeur pour la connexion formée. Par exemple, la directivité est déterminée par la forme géométrique de la molécule.
Et une liaison tricentrique à deux électrons.
Compte tenu de l'interprétation statistique de la fonction d'onde par M. Born, la densité de probabilité de trouver des électrons de liaison est concentrée dans l'espace entre les noyaux de la molécule (Fig. 1). Dans la théorie de la répulsion des paires d'électrons, les dimensions géométriques de ces paires sont considérées. Ainsi, pour les éléments de chaque période, il existe un certain rayon moyen de la paire d'électrons (Å) :
0,6 pour les éléments jusqu'au néon ; 0,75 pour les éléments jusqu'à l'argon ; 0,75 pour les éléments jusqu'au krypton et 0,8 pour les éléments jusqu'au xénon.
Propriétés caractéristiques d'une liaison covalente
Les propriétés caractéristiques d'une liaison covalente - directionnalité, saturation, polarité, polarisabilité - déterminent les propriétés chimiques et physiques des composés.
- La direction de la liaison est due à la structure moléculaire de la substance et à la forme géométrique de sa molécule.
Les angles entre deux liaisons sont appelés angles de liaison.
- Saturation - 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 ceux-ci atomes; polaire - une molécule diatomique est constituée d'atomes de différents éléments chimiques et le nuage électronique général se déplace vers l'un des atomes, formant ainsi une asymétrie dans la distribution de la charge électrique dans la molécule, générant le 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 réagissante. La polarisabilité est déterminée par la mobilité des électrons. La polarité et la polarisabilité des liaisons covalentes déterminent la réactivité des molécules vis-à-vis des réactifs polaires.
Cependant, L. Pauling, deux fois lauréat du prix Nobel, a souligné que "dans certaines molécules, il existe des liaisons covalentes dues à un ou trois électrons au lieu d'une paire commune". Une liaison chimique à un électron est réalisée dans l'ion hydrogène moléculaire H 2 + .
L'ion hydrogène moléculaire H 2 + contient deux protons et un électron. L'électron unique du système moléculaire compense la répulsion électrostatique de deux protons et les maintient à une distance de 1,06 Å (la longueur de la liaison chimique H 2 +). Le centre de la densité électronique du nuage électronique du système moléculaire est équidistant des deux protons par le rayon de Bohr α 0 = 0,53 A et est le centre de symétrie de l'ion hydrogène moléculaire H 2 + .
Histoire du terme
Le terme "liaison covalente" a été introduit pour la première fois par le lauréat du prix Nobel Irving Langmuir en 1919. Le terme fait référence à une liaison chimique, due à la possession partagée d'électrons, par opposition à une liaison métallique, dans laquelle les électrons étaient libres, ou à une liaison ionique, dans laquelle l'un des atomes a donné un électron et est devenu un cation, et l'autre atome a accepté un électron et est devenu un anion.
Enseignement de la communication
Une liaison covalente est formée par une paire d'électrons partagés entre deux atomes, et ces électrons doivent occuper deux orbitales stables, une de chaque atome.
A + B → A : B
À la suite de la socialisation, les électrons forment un niveau d'énergie rempli. Une liaison est formée 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 la liaison).
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 (OM) : contraignant MO et anticollage (desserrage) MO. Les électrons partagés sont situés sur un MO de liaison à plus faible énergie.
Formation d'une liaison lors de la recombinaison d'atomes
Cependant, le mécanisme de l'interaction interatomique est resté longtemps inconnu. Ce n'est qu'en 1930 que F. London a introduit le concept d'attraction de dispersion - l'interaction entre les dipôles instantanés et induits (induits). Actuellement, les forces d'attraction dues à l'interaction entre les dipôles électriques fluctuants des atomes et des molécules sont appelées "forces de Londres".
L'énergie d'une telle interaction est directement proportionnelle au carré de la polarisabilité électronique α et inversement proportionnelle à la distance entre deux atomes ou molécules à la puissance six.
Formation de liaisons par le mécanisme donneur-accepteur
En plus du mécanisme homogène de formation d'une liaison covalente décrit dans la section précédente, il existe un mécanisme hétérogène - l'interaction d'ions de charges opposées - le proton H + et l'ion hydrogène négatif H -, appelé ion hydrure :
H + + H - → H 2
Lorsque les ions se rapprochent, le nuage à deux électrons (paire d'électrons) de l'ion hydrure est attiré par le proton et finit par devenir commun aux deux noyaux d'hydrogène, c'est-à-dire qu'il se transforme en une paire d'électrons de liaison. La particule qui fournit une paire d'électrons s'appelle un donneur, et la particule qui accepte cette paire d'électrons s'appelle un accepteur. Un tel mécanisme de formation d'une liaison covalente est appelé donneur-accepteur.
H + + H 2 O → H 3 O +
Un proton attaque la seule paire d'électrons d'une molécule d'eau et forme un cation stable qui existe dans les solutions aqueuses d'acides.
De même, un proton est attaché à une molécule d'ammoniac avec la formation d'un cation ammonium complexe :
NH 3 + H + → NH 4 +
De cette manière (selon le mécanisme donneur-accepteur pour la formation d'une liaison covalente), une large classe de composés d'onium est obtenue, qui comprend l'ammonium, l'oxonium, le phosphonium, le sulfonium et d'autres composés.
Une molécule d'hydrogène peut jouer le rôle de donneur de paires d'électrons, ce qui, au contact d'un proton, conduit à la formation d'un ion hydrogène moléculaire H 3 + :
H 2 + H + → H 3 +
La paire d'électrons de liaison de l'ion hydrogène moléculaire H 3 + appartient simultanément à trois protons.
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, chacun des atomes fournit un électron non apparié. Lorsqu'une simple liaison covalente se forme, les charges formelles des atomes restent inchangées.
- Si les atomes qui forment une liaison covalente simple sont les mêmes, alors les vraies charges des atomes dans la molécule sont également les mêmes, puisque les atomes qui forment la liaison possèdent également une paire d'électrons partagée. Une telle connexion est appelée liaison covalente non polaire. Les substances simples ont une telle liaison, par exemple : 2, 2, 2. Mais non seulement les non-métaux du même type peuvent former une liaison covalente non polaire. Les éléments non métalliques dont l'électronégativité est de valeur égale peuvent également former une liaison covalente non polaire, par exemple, dans la molécule PH 3, la liaison est covalente non polaire, puisque l'OE de l'hydrogène est égal à l'OE du phosphore.
- Si les atomes sont différents, alors le degré de propriété d'une paire d'électrons socialisés est déterminé par la différence d'électronégativité des atomes. Un atome avec une plus grande électronégativité attire plus fortement une paire d'électrons de liaison vers lui-même et sa véritable charge devient négative. Un atome avec moins d'électronégativité acquiert, respectivement, la même charge positive. Si un composé est formé entre deux non-métaux différents, alors un tel composé est appelé liaison covalente polaire.
Dans la molécule d'éthylène C 2 H 4, il existe une double liaison CH 2 \u003d CH 2, sa formule électronique est: H: C :: C: H. Les noyaux de tous les atomes d'éthylène sont situés dans le même plan. Trois nuages d'électrons 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 d'électrons 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 plus forte entre les atomes de carbone est appelée une liaison σ ; la deuxième liaison covalente plus faible est appelée π (\displaystyle\pi )-la communication.
Définition
Une liaison covalente est une liaison chimique formée en raison de la socialisation des atomes de leurs électrons de valence. Une condition obligatoire pour la formation d'une liaison covalente est le chevauchement des orbitales atomiques (AO), sur lesquelles se trouvent les électrons de valence. Dans le cas le plus simple, le chevauchement de deux AO conduit à la formation de deux orbitales moléculaires (MO) : une MO liante et une MO antiliante (relâchement). Les électrons partagés sont situés sur un MO de liaison à plus faible énergie :
Enseignement de la communication
Liaison covalente (liaison atomique, liaison homéopolaire) - une liaison entre deux atomes due à la socialisation (partage d'électrons) de deux électrons - un de chaque atome :
A. + B. -> A : B
Pour cette raison, la relation homéopolaire a un caractère directionnel. Une paire d'électrons formant une liaison appartient simultanément aux deux atomes de liaison, par exemple :
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | CL | : | CL | : | H | : | O | : | H | ||
| .. | .. | .. |
Types de liaison covalente
Il existe trois types de liaisons chimiques covalentes qui diffèrent par le mécanisme de leur formation :
1. Liaison covalente simple. Pour sa formation, chacun des atomes 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 vraies charges des atomes dans la molécule sont également les mêmes, puisque les atomes formant la liaison possèdent également une paire d'électrons socialisés, une telle liaison est appelée covalente non polaire. lier. Si les atomes sont différents, alors le degré de propriété d'une paire d'électrons socialisés est déterminé par la différence d'électronégativité des atomes, un atome avec une plus grande électronégativité a une paire d'électrons de liaison dans une plus grande mesure, et donc son vrai charge a un signe négatif, un atome avec une électronégativité inférieure acquiert, respectivement, la même charge, mais avec un signe positif.
Liaisons sigma (σ)-, pi (π) - une description approximative des types de liaisons covalentes dans les molécules de composés organiques, la liaison σ se caractérise par le fait que la densité du nuage d'électrons est maximale le long de l'axe reliant les noyaux des atomes. Lorsqu'une liaison π 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. Prenons par exemple l'éthylène, l'acétylène et le benzène.
Dans la molécule d'éthylène C 2 H 4, il existe une double liaison CH 2 \u003d CH 2, sa formule électronique est: H: C :: C: H. Les noyaux de tous les atomes d'éthylène sont situés dans le même plan. Trois nuages d'électrons 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 d'électrons 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 plus forte entre les atomes de carbone est appelée une liaison σ ; la deuxième liaison covalente, moins forte, est appelée liaison π.
Dans une molécule d'acétylène linéaire
H-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 π entre les mêmes atomes de carbone. Deux liaisons π 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. les liaisons σ agissent entre les atomes de carbone dans le plan du cycle ; les mêmes liaisons existent pour chaque atome de carbone avec des atomes d'hydrogène. Chaque atome de carbone dépense trois électrons pour créer ces liaisons. Les nuages des électrons de quatrième valence des atomes de carbone, ayant la forme de huit, sont situés perpendiculairement au plan de la molécule de benzène. Chacun de ces nuages chevauche également les nuages d'électrons des atomes de carbone voisins. Dans la molécule de benzène, il ne se forme pas trois liaisons π séparées, mais un seul système d'électrons π de six électrons, commun à tous les atomes de carbone. Les liaisons entre les atomes de carbone dans la molécule de benzène sont exactement les mêmes.
Une liaison covalente se forme à la suite de la socialisation des électrons (avec la formation de paires d'électrons communes), qui se produit lors du chevauchement des nuages d'électrons. Les nuages d'électrons de deux atomes participent à la formation d'une liaison covalente. Il existe deux principaux types de liaisons covalentes :
- Une liaison non polaire covalente est formée entre des atomes non métalliques du même élément chimique. Les substances simples ont une telle liaison, par exemple O 2; N2; C12.
- Une liaison polaire covalente se forme entre des atomes de différents non-métaux.
voir également
Littérature
- "Dictionnaire encyclopédique chimique", M., "Encyclopédie soviétique", 1983, p.264.
| Chimie organique |
|---|
| Liste des composés organiques |
| Chimie structurale | |
|---|---|
| Liaison chimique: | Aromaticité | une liaison covalente| Liaison ionique | Connexion métallique | Liaison hydrogène | Lien donneur-accepteur | Tautomérie |
| Affichage de la structure : | Groupe fonctionnel | Formule développée | Formule chimique | ligand |
| Propriétés électroniques : | Électronégativité | Affinité électronique | Énergie d'ionisation | Dipôle | Règle de l'octet |
| Stéréochimie: | Atome asymétrique | Isomérie | Configuration | Chiralité | Conformation |
Fondation Wikimédia. 2010 .
- Grande Encyclopédie Polytechnique
LIAISON CHIMIQUE Le mécanisme par lequel les atomes se combinent pour former des molécules. Il existe plusieurs types d'une telle liaison, basée soit sur l'attraction de charges opposées, soit sur la formation de configurations stables par échange d'électrons. ... ... Dictionnaire encyclopédique scientifique et technique
liaison chimique- LIAISON CHIMIQUE, l'interaction des atomes, provoquant leur connexion en molécules et cristaux. Les forces agissant lors de la formation d'une liaison chimique sont principalement de nature électrique. La formation d'une liaison chimique s'accompagne d'un réarrangement ... ... Dictionnaire encyclopédique illustré
Attraction mutuelle des atomes, conduisant à la formation de molécules et de cristaux. Il est d'usage de dire que dans une molécule ou dans un cristal entre atomes voisins il y a ch. La valence d'un atome (qui est discutée plus en détail ci-dessous) indique le nombre de liaisons ... Grande Encyclopédie soviétique
liaison chimique- attraction mutuelle des atomes, conduisant à la formation de molécules et de cristaux. La valence d'un atome indique le nombre de liaisons formées par un atome donné avec ses voisins. Le terme "structure chimique" a été introduit par l'académicien A. M. Butlerov dans ... ... Dictionnaire encyclopédique de la métallurgie
Une liaison ionique est une liaison chimique forte formée entre des atomes avec une grande différence d'électronégativité, dans laquelle une paire d'électrons commune est complètement transférée à un atome avec une plus grande électronégativité. Un exemple est le composé CsF ... Wikipedia
La liaison chimique est le phénomène d'interaction des atomes, dû au chevauchement des nuages d'électrons, liant les particules, qui s'accompagne d'une diminution de l'énergie totale du système. Le terme "structure chimique" a été introduit pour la première fois par A. M. Butlerov en 1861 ... ... Wikipedia
Dans lequel l'un des atomes a donné un électron et est devenu un cation, et l'autre atome a accepté un électron et est devenu un anion.
Les propriétés caractéristiques d'une liaison covalente - directionnalité, saturation, polarité, polarisabilité - déterminent les propriétés chimiques et physiques des composés.
La direction de la liaison est due à la structure moléculaire de la substance et à la forme géométrique de sa molécule. Les angles entre deux liaisons sont appelés angles de liaison.
Saturation - 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 ceux-ci atomes; polaire - une molécule diatomique est constituée d'atomes d'éléments chimiques différents et le nuage électronique général se déplace vers l'un des atomes, formant ainsi une asymétrie dans la répartition de la charge électrique dans la 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 réagissante. La polarisabilité est déterminée par la mobilité des électrons. La polarité et la polarisabilité des liaisons covalentes déterminent la réactivité des molécules vis-à-vis des réactifs polaires.
Cependant, L. Pauling, deux fois lauréat du prix Nobel, a souligné que "dans certaines molécules, il existe des liaisons covalentes dues à un ou trois électrons au lieu d'une paire commune". Une liaison chimique à électron unique est réalisée dans l'ion moléculaire hydrogène H 2 + .
L'ion hydrogène moléculaire H 2 + contient deux protons et un électron. L'électron unique du système moléculaire compense la répulsion électrostatique de deux protons et les maintient à une distance de 1,06 Å (la longueur de la liaison chimique H 2 +). Le centre de la densité électronique du nuage d'électrons du système moléculaire est équidistant des deux protons par le rayon de Bohr α 0 = 0,53 A et est le centre de symétrie de l'ion hydrogène moléculaire H 2 + .
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Une liaison covalente est formée par une paire d'électrons partagés entre deux atomes, et ces électrons doivent occuper deux orbitales stables, une de chaque atome.
A + B → A : B
À la suite de la socialisation, les électrons forment un niveau d'énergie rempli. Une liaison est formée si leur énergie totale à ce niveau est inférieure à celle de l'état initial (et la différence d'énergie n'est rien de plus que l'énergie de la liaison).
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 (OM) : contraignant MO et anticollage (desserrage) MO. Les électrons partagés sont situés sur un MO de liaison à plus faible énergie.
Formation d'une liaison lors de la recombinaison d'atomes
Cependant, le mécanisme de l'interaction interatomique est resté longtemps inconnu. Ce n'est qu'en 1930 que F. London a introduit le concept d'attraction de dispersion - l'interaction entre les dipôles instantanés et induits (induits). Actuellement, les forces d'attraction dues à l'interaction entre les dipôles électriques fluctuants des atomes et des molécules sont appelées "forces de Londres".
L'énergie d'une telle interaction est directement proportionnelle au carré de la polarisabilité électronique α et inversement proportionnelle à la distance entre deux atomes ou molécules à la puissance six.
Formation de liaisons par le mécanisme donneur-accepteur
En plus du mécanisme homogène de formation d'une liaison covalente décrit dans la section précédente, il existe un mécanisme hétérogène - l'interaction d'ions de charges opposées - le proton H + et l'ion hydrogène négatif H -, appelé ion hydrure :
H + + H - → H 2
Lorsque les ions se rapprochent, le nuage à deux électrons (paire d'électrons) de l'ion hydrure est attiré par le proton et finit par devenir commun aux deux noyaux d'hydrogène, c'est-à-dire qu'il se transforme en une paire d'électrons de liaison. La particule qui fournit une paire d'électrons s'appelle un donneur, et la particule qui accepte cette paire d'électrons s'appelle un accepteur. Un tel mécanisme de formation d'une liaison covalente est appelé donneur-accepteur.
H + + H 2 O → H 3 O +
Un proton attaque la seule paire d'électrons d'une molécule d'eau et forme un cation stable qui existe dans les solutions aqueuses d'acides.
De même, un proton est attaché à une molécule d'ammoniac avec la formation d'un cation ammonium complexe :
NH 3 + H + → NH 4 +
De cette manière (selon le mécanisme donneur-accepteur de la formation de liaisons covalentes), une grande classe de composés d'onium est obtenue, qui comprend l'ammonium, l'oxonium, le phosphonium, le sulfonium et d'autres composés.
Une molécule d'hydrogène peut jouer le rôle de donneur de paires d'électrons, ce qui, au contact d'un proton, conduit à la formation d'un ion hydrogène moléculaire H 3 + :
H 2 + H + → H 3 +
La paire d'électrons de liaison de l'ion hydrogène moléculaire H 3 + appartient simultanément à trois protons.
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, chacun des atomes fournit un électron non apparié. Lorsqu'une simple liaison covalente se forme, les charges formelles des atomes restent inchangées.
- Si les atomes qui forment une liaison covalente simple sont les mêmes, alors les vraies charges des atomes dans la molécule sont également les mêmes, puisque les atomes qui forment la liaison possèdent également une paire d'électrons partagée. Une telle connexion est appelée liaison covalente non polaire. Les substances simples ont une telle connexion, par exemple : 2, 2, 2. Mais non seulement les non-métaux du même type peuvent former une liaison covalente non polaire. Les éléments non métalliques dont l'électronégativité est de valeur égale peuvent également former une liaison covalente non polaire, par exemple, dans la molécule PH 3, la liaison est covalente non polaire, puisque l'OE de l'hydrogène est égal à l'OE du phosphore.
- Si les atomes sont différents, alors le degré de propriété d'une paire d'électrons socialisés est déterminé par la différence d'électronégativité des atomes. Un atome avec une plus grande électronégativité attire plus fortement une paire d'électrons de liaison vers lui-même et sa véritable charge devient négative. Un atome avec moins d'électronégativité acquiert, respectivement, la même charge positive. Si un composé est formé entre deux non-métaux différents, alors un tel composé est appelé liaison covalente polaire.
Dans la molécule d'éthylène C 2 H 4, il existe une double liaison CH 2 \u003d CH 2, sa formule électronique: H: C :: C: H. Les noyaux de tous les atomes d'éthylène sont situés dans le même plan. Trois nuages d'électrons 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 d'électrons 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 plus forte entre les atomes de carbone est appelée une liaison σ ; la deuxième liaison covalente plus faible est appelée π (\displaystyle\pi )-la communication.
Dans une molécule d'acétylène linéaire
H-S≡S-N (N : S : : : S : N)
il y a des liaisons σ entre les atomes de carbone et d'hydrogène, une liaison σ entre deux atomes de carbone et deux π (\displaystyle\pi ) liaisons entre les mêmes atomes de carbone. Deux π (\displaystyle\pi )-les 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. les liaisons σ agissent entre les atomes de carbone dans le plan du cycle ; les mêmes liaisons existent pour chaque atome de carbone avec des atomes d'hydrogène. Chaque atome de carbone dépense trois électrons pour créer ces liaisons. Les nuages des électrons de quatrième valence des atomes de carbone, ayant la forme de huit, sont situés perpendiculairement au plan de la molécule de benzène. Chacun de ces nuages chevauche également les nuages d'électrons des atomes de carbone voisins. Dans la molécule de benzène, pas trois π (\displaystyle\pi )-connexions, mais un seul π (\displaystyle \pi ) diélectriques ou semi-conducteurs. Des exemples typiques de cristaux atomiques (les atomes dans lesquels sont interconnectés par des liaisons covalentes (atomiques)) sont
une liaison covalente formé par l'interaction de non-métaux. Les atomes de non-métaux ont une électronégativité élevée et ont tendance à remplir la couche externe d'électrons au détriment des électrons étrangers. Deux de ces atomes peuvent entrer dans un état stable s'ils combinent leurs électrons .
Considérons l'émergence d'une liaison covalente dans Facile substances.
1.La formation d'une molécule d'hydrogène.
Chaque atome hydrogène possède un électron. Il lui faut un électron de plus pour atteindre l'état stable.
Lorsque deux atomes se rapprochent, les nuages d'électrons se chevauchent. Une paire d'électrons partagée est formée, qui lie les atomes d'hydrogène dans une molécule.
Dans l'espace entre deux noyaux, les électrons communs sont plus fréquents qu'ailleurs. Il se forme une zone avec augmentation de la densité électronique et charge négative. Les noyaux chargés positivement y sont attirés et une molécule se forme.
Dans ce cas, chaque atome reçoit un niveau externe à deux électrons complété et passe dans un état stable.
Une liaison covalente due à la formation d'une paire d'électrons commune est appelée simple.
Des paires d'électrons partagés (liaisons covalentes) se forment en raison de électrons non appariés, situés aux niveaux d'énergie externes des atomes en interaction.
L'hydrogène a un électron non apparié. Pour les autres éléments, leur nombre est 8 - numéro de groupe.
non-métaux VII Et les groupes (halogènes) ont un électron non apparié sur la couche externe.
Non-métaux VI UNE groupes (oxygène, soufre) il y a deux de ces électrons.
Non-métaux V Et les groupes (azote, phosphore) - trois électrons non appariés.
2.La formation d'une molécule de fluor.
Atome fluor Il a sept électrons dans le niveau extérieur. Six d'entre eux forment des paires et le septième n'est pas apparié.
Lorsque les atomes se combinent, une paire d'électrons commune se forme, c'est-à-dire qu'une liaison covalente apparaît. Chaque atome reçoit une couche externe complète de huit électrons. La liaison dans la molécule de fluor est également unique. Les mêmes liaisons simples existent dans les molécules chlore, brome et iode .
Si les atomes ont plusieurs électrons non appariés, alors deux ou trois paires communes sont formées.
3.La formation d'une molécule d'oxygène.
A l'atome oxygène le niveau externe a deux électrons non appariés.
Quand deux atomes interagissent oxygène il y a deux paires d'électrons communes. Chaque atome remplit son niveau externe avec jusqu'à huit électrons. La liaison dans la molécule d'oxygène est double.
