Les données sur l'énergie d'ionisation (EI), le PEI et la composition des molécules stables - leurs valeurs réelles et leurs comparaisons - des atomes libres et des atomes liés dans des molécules nous permettent de comprendre comment les atomes forment des molécules par le mécanisme de liaison covalente.
UNE LIAISON COVALENTE- (du latin "co" ensemble et "vales" ayant force) (liaison homéopolaire), liaison chimique entre deux atomes, résultant du partage d'électrons appartenant à ces atomes. Les atomes des molécules de gaz simples sont reliés par une liaison covalente. Une liaison dans laquelle il y a une paire commune d'électrons est appelée liaison simple ; il existe également des doubles et triples liaisons.
Regardons quelques exemples pour voir comment nous pouvons utiliser nos règles pour déterminer le nombre de liaisons chimiques covalentes qu'un atome peut former si nous connaissons le nombre d'électrons dans la couche externe d'un atome donné et la charge de son noyau. La charge nucléaire et le nombre d'électrons dans l'enveloppe externe sont déterminés expérimentalement et sont inclus dans le tableau des éléments.
Calcul du nombre possible de liaisons covalentes
Par exemple, comptons le nombre de liaisons covalentes que le sodium peut former ( N / A), aluminium (Al), phosphore (P), et le chlore ( Cl). Sodium ( N / A) et aluminium ( Al) ont respectivement 1 et 3 électrons sur l'enveloppe externe, et, selon la première règle (pour le mécanisme de formation d'une liaison covalente, un électron est utilisé sur l'enveloppe externe), ils peuvent former : du sodium (N / A)- 1 et aluminium ( Al)- 3 liaisons covalentes. Après la formation des liaisons, le nombre d'électrons sur les couches externes de sodium ( N / A) et aluminium ( Al) est égal à 2 et 6, respectivement; c'est-à-dire moins que le nombre maximum (8) pour ces atomes. Phosphore ( P) et le chlore ( Cl) ont respectivement 5 et 7 électrons sur l'enveloppe externe et, selon la seconde des régularités précitées, ils pourraient former 5 et 7 liaisons covalentes. Conformément à la quatrième loi de la formation d'une liaison covalente, le nombre d'électrons sur la couche externe de ces atomes augmente de 1. Selon la sixième loi, lorsqu'une liaison covalente se forme, le nombre d'électrons sur la couche externe des atomes liés ne peut pas être supérieur à 8. C'est-à-dire que le phosphore ( P) ne peut former que 3 liaisons (8-5 = 3), tandis que le chlore ( Cl) ne peut en former qu'un (8-7 = 1).
Exemple: sur la base de l'analyse, nous avons constaté qu'une certaine substance se compose d'atomes de sodium (N / A) et le chlore ( Cl)... Connaissant les lois régissant la formation des liaisons covalentes, on peut dire que le sodium ( N / A) ne peut former qu'une seule liaison covalente. Ainsi, nous pouvons supposer que chaque atome de sodium ( N / A) lié à l'atome de chlore ( Cl) par une liaison covalente dans cette substance, et que cette substance est composée de molécules atomiques NaCl... La formule de structure de cette molécule est : Na - Cl. Ici, un tiret (-) signifie une liaison covalente. La formule électronique de cette molécule peut être représentée comme suit :
. .
ND : Cl :
. .
Conformément à la formule électronique, sur l'enveloppe externe de l'atome de sodium ( N / A) v NaCl il y a 2 électrons, et sur la couche externe de l'atome de chlore ( Cl) il y a 8 électrons. Dans cette formule, les électrons (points) entre les atomes de sodium ( N / A) et
chlore (Cl) sont des électrons de liaison. Depuis PEI en chlore ( Cl) est de 13 eV, tandis que le sodium (N / A) il est de 5,14 eV, la paire d'électrons de liaison est beaucoup plus proche de l'atome Cl qu'à l'atome N / A... Si les énergies d'ionisation des atomes formant la molécule sont très différentes, alors la liaison formée sera polaire une liaison covalente.
Considérons un autre cas. Sur la base de l'analyse, nous avons constaté qu'une certaine substance se compose d'atomes d'aluminium ( Al) et des atomes de chlore ( Cl)... Pour l'aluminium ( Al) il y a 3 électrons sur la coque externe ; ainsi, il peut former 3 liaisons chimiques covalentes, tandis que chlore (Cl), comme dans le cas précédent, ne peut former qu'un seul lien. Cette substance est présentée comme AlCl 3, et sa formule électronique peut être illustrée comme suit :
Graphique 3.1. Formule électroniqueAlCl 3
dont la formule de structure est :
Cl - Al - Cl
Cl
Cette formule électronique montre que AlCl 3 sur la couche externe des atomes de chlore ( Cl) il y a 8 électrons, tandis que sur la couche externe de l'atome d'aluminium ( Al) il y en a 6. Selon le mécanisme de formation d'une liaison covalente, les deux électrons de liaison (un de chaque atome) pénètrent dans les couches externes des atomes liés.
Liaisons covalentes multiples
Les atomes avec plus d'un électron sur la couche externe peuvent former non pas une, mais plusieurs liaisons covalentes les unes avec les autres. De telles connexions sont appelées multiples (le plus souvent multiples) Connexions. Des exemples de telles liaisons sont les liaisons de molécules d'azote ( N= N) et de l'oxygène ( O = O).
La liaison formée lorsque des atomes uniques se combinent est appelée liaison covalente homoatomique, e Si les atomes sont différents, alors la liaison est appelée liaison covalente hétéroatomique[les préfixes grecs "homo" et "hetero" signifient respectivement le même et différent].
Imaginez à quoi ressemble une molécule avec des atomes appariés. La molécule la plus simple avec des atomes appariés est la molécule d'hydrogène.
La formation de composés chimiques est due à l'apparition d'une liaison chimique entre les atomes dans les molécules et les cristaux.
La liaison chimique est l'adhésion mutuelle d'atomes dans une molécule et un réseau cristallin à la suite de l'action entre les atomes de forces électriques d'attraction.
UNE LIAISON COVALENTE.
Une liaison covalente est formée en raison de paires d'électrons communes qui apparaissent dans les couches des atomes liés. Il peut être formé d'atomes d'un total du même élément, puis il non polaire; par exemple, une telle liaison covalente existe dans les molécules de gaz à élément unique H2, O2, N2, Cl2, etc.
Une liaison covalente peut être formée par des atomes de différents éléments de nature chimique similaire, puis elle polaire; par exemple, une telle liaison covalente existe dans les molécules H2O, NF3, CO2. Une liaison covalente se forme entre les atomes des éléments,
Caractéristiques quantitatives des liaisons chimiques. L'énergie communicative. Longueur du lien. La polarité de la liaison chimique. Angle de valence. Charges effectives sur les atomes dans les molécules. Moment dipolaire de la liaison chimique. Moment dipolaire d'une molécule polyatomique. Facteurs déterminant l'amplitude du moment dipolaire d'une molécule polyatomique.
Caractéristiques de la liaison covalente . Les caractéristiques quantitatives importantes d'une liaison covalente sont l'énergie de la liaison, sa longueur et son moment dipolaire.
Énergie de communication- l'énergie libérée lors de sa formation, ou nécessaire à la séparation de deux atomes liés. L'énergie de liaison caractérise sa force.
Longueur du lien est la distance entre les centres des atomes liés. Plus la longueur est courte, plus la liaison chimique est forte.
Moment dipolaire de couplage(m) est une grandeur vectorielle qui caractérise la polarité de la liaison.
La longueur du vecteur est égale au produit de la longueur de liaison l par la charge effective q que les atomes acquièrent lorsque la densité électronique est décalée : | m | = lХq. Le vecteur du moment dipolaire est dirigé d'une charge positive vers une charge négative. Avec l'addition vectorielle des moments dipolaires de toutes les liaisons, le moment dipolaire de la molécule est obtenu.
Les caractéristiques des liens sont influencées par leur multiplicité:
L'énergie de liaison augmente d'affilée;
La longueur de la liaison croît dans l'ordre inverse.
Énergie de communication(pour un état donné du système) - la différence entre l'énergie de l'état dans lequel les parties constitutives du système sont infiniment éloignées les unes des autres et sont dans un état de repos actif et l'énergie totale de l'état lié du système:,
où E est l'énergie de liaison des composants dans un système de N composants (particules), Ei est l'énergie totale du ième composant dans un état non lié (une particule au repos infiniment éloignée) et E est l'énergie totale du système lié. Pour un système composé de particules au repos infiniment distantes, l'énergie de liaison est considérée comme nulle, c'est-à-dire que lorsqu'un état lié est formé, de l'énergie est libérée. L'énergie de liaison est égale au travail minimum qui doit être dépensé pour décomposer le système en ses particules constitutives.
Il caractérise la stabilité du système : plus l'énergie de liaison est élevée, plus le système est stable. Pour les électrons de valence (électrons des couches externes d'électrons) des atomes neutres dans l'état fondamental, l'énergie de liaison coïncide avec l'énergie d'ionisation, pour les ions négatifs - avec une affinité électronique. L'énergie de la liaison chimique d'une molécule diatomique correspond à l'énergie de sa dissociation thermique, qui est de l'ordre de la centaine de kJ/mol. L'énergie de liaison des hadrons d'un noyau atomique est déterminée principalement par l'interaction forte. Pour les noyaux légers, elle est de ~ 0,8 MeV par nucléon.
Longueur de liaison chimique- la distance entre les noyaux des atomes liés chimiquement. La longueur d'une liaison chimique est une grandeur physique importante qui détermine les dimensions géométriques d'une liaison chimique, sa longueur dans l'espace. Diverses méthodes sont utilisées pour déterminer la longueur d'une liaison chimique. La diffraction des électrons dans le gaz, la spectroscopie micro-ondes, les spectres Raman et les spectres IR à haute résolution sont utilisés pour estimer la longueur des liaisons chimiques des molécules isolées en phase vapeur (gaz). On pense que la longueur d'une liaison chimique est une valeur additive déterminée par la somme des rayons covalents des atomes qui composent la liaison chimique.
La polarité des liaisons chimiques- caractéristique d'une liaison chimique, montrant l'évolution de la répartition de la densité électronique dans l'espace autour des noyaux par rapport à la répartition de la densité électronique dans les atomes neutres formant cette liaison. Vous pouvez quantifier la polarité d'une liaison dans une molécule. La difficulté d'une évaluation quantitative précise est que la polarité de la liaison dépend de plusieurs facteurs : la taille des atomes et des ions des molécules de connexion ; du nombre et de la nature de la connexion déjà existante dans les atomes de connexion à leur interaction donnée ; sur le type de structure et même les caractéristiques des défauts de leurs réseaux cristallins. Les calculs de ce genre sont effectués par diverses méthodes, qui, en général, donnent à peu près les mêmes résultats (valeurs).
Par exemple, pour HCl, il a été constaté que sur chacun des atomes de cette molécule, il y a une charge égale à 0,17 de la charge d'un électron entier. Sur l'atome d'hydrogène +0,17, et sur l'atome de chlore -0,17. Les charges dites effectives sur les atomes sont le plus souvent utilisées comme mesure quantitative de la polarité d'une liaison. La charge effective est définie comme la différence entre la charge des électrons situés dans une certaine région de l'espace à proximité du noyau et la charge du noyau. Cependant, cette mesure n'a qu'un sens [relatif] conditionnel et approximatif, puisqu'il est impossible de distinguer sans ambiguïté dans une molécule une région qui se réfère exclusivement à un seul atome, et avec plusieurs liaisons, à une liaison spécifique.
Angle de valence- l'angle formé par les directions des liaisons chimiques (covalentes) émanant d'un atome. La connaissance des angles de liaison est nécessaire pour déterminer la géométrie des molécules. Les angles de liaison dépendent à la fois des caractéristiques individuelles des atomes attachés et de l'hybridation des orbitales atomiques de l'atome central. Pour les molécules simples, l'angle de liaison, comme d'autres paramètres géométriques de la molécule, peut être calculé en utilisant les méthodes de la chimie quantique. Expérimentalement, ils sont déterminés à partir des valeurs des moments d'inertie des molécules obtenues en analysant leurs spectres de rotation. L'angle de liaison des molécules complexes est déterminé par des méthodes d'analyse structurelle de diffraction.
CHARGE ATOMIQUE EFFICACE, caractérise la différence entre le nombre d'électrons appartenant à un atome donné dans le produit chimique. Comm., et le nombre d'électrons libres. atome. Pour les estimations de E. z. une. utiliser des modèles dans lesquels les valeurs déterminées expérimentalement sont représentées en fonction de charges ponctuelles non polarisables localisées sur les atomes ; par exemple, le moment dipolaire d'une molécule diatomique est considéré comme le produit de E. z. une. à la distance interatomique. Dans le cadre de tels modèles, E. z. une. peut être calculé à l'aide de données optiques. ou spectroscopie aux rayons X.
Moments dipolaires des molécules.
Une liaison covalente idéale n'existe que dans des particules constituées d'atomes identiques (H2, N2, etc.). Si une liaison se forme entre différents atomes, la densité électronique est déplacée vers l'un des noyaux des atomes, c'est-à-dire que la liaison est polarisée. La caractéristique de la polarité d'une liaison est son moment dipolaire.
Le moment dipolaire d'une molécule est égal à la somme vectorielle des moments dipolaires de ses liaisons chimiques. Si les liaisons polaires sont disposées symétriquement dans une molécule, alors les charges positives et négatives s'annulent et la molécule dans son ensemble est non polaire. Cela se produit, par exemple, avec une molécule de dioxyde de carbone. Les molécules polyatomiques avec un arrangement asymétrique de liaisons polaires sont généralement polaires. Ceci s'applique en particulier à la molécule d'eau.
La valeur résultante du moment dipolaire d'une molécule peut être influencée par une seule paire d'électrons. Ainsi, les molécules NH3 et NF3 ont une géométrie tétraédrique (prenant en compte la seule paire d'électrons). Les degrés d'ionicité des liaisons azote - hydrogène et azote - fluor sont respectivement de 15 et 19 %, et leurs longueurs sont respectivement de 101 et 137 pm. Sur cette base, on pourrait conclure que NF3 a un moment dipolaire plus grand. Cependant, l'expérience montre le contraire. Une prédiction plus précise du moment dipolaire devrait prendre en compte la direction du moment dipolaire de la paire isolée (Fig. 29).
Le concept d'hybridation des orbitales atomiques et la structure spatiale des molécules et des ions. Caractéristiques de la distribution de la densité électronique des orbitales hybrides. Les principaux types d'hybridation sont sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hybridation impliquant des paires isolées d'électrons.
HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES.
Pour expliquer la structure de certaines molécules dans la méthode VS, le modèle d'hybridation des orbitales atomiques (AO) est utilisé. Pour certains éléments (béryllium, bore, carbone), les électrons s et p participent à la formation de liaisons covalentes. Ces électrons sont situés sur des AO, de forme et d'énergie différentes. Malgré cela, les liens formés avec leur participation s'avèrent équivalents et se situent symétriquement.
Dans les molécules BeC12, BC13 et CC14, par exemple, l'angle de liaison C1-E-C1 est de 180, 120 et 109,28 о. Les valeurs et les énergies des longueurs de liaison E-C1 ont la même valeur pour chacune de ces molécules. Le principe de l'hybridation orbitale est que les AO initiales de formes et d'énergies différentes lors du mélange donnent de nouvelles orbitales de la même forme et de la même énergie. Le type d'hybridation de l'atome central détermine la forme géométrique de la molécule ou de l'ion qu'il forme.
Considérons la structure de la molécule du point de vue de l'hybridation des orbitales atomiques. 
Forme spatiale des molécules.
Les formules de Lewis en disent long sur la structure électronique et la stabilité des molécules, mais jusqu'à présent elles ne peuvent rien dire sur leur structure spatiale. Dans la théorie des liaisons chimiques, il existe deux bonnes approches pour expliquer et prédire la géométrie des molécules. Ils s'entendent bien entre eux. La première approche est appelée la théorie de la répulsion des paires d'électrons de valence (VEPP). Malgré le nom « effrayant », l'essence de cette approche est très simple et claire : les liaisons chimiques et les paires d'électrons isolés dans les molécules ont tendance à être situées aussi loin que possible les unes des autres. Expliquons-nous avec des exemples précis. Il y a deux liaisons Be-Cl dans la molécule BeCl2. La forme de cette molécule doit être telle que ces deux liaisons et les atomes de chlore à leurs extrémités soient aussi éloignés que possible les uns des autres :
Ceci n'est possible qu'avec la forme linéaire de la molécule, lorsque l'angle entre les liaisons (l'angle ClBeCl) est de 180°.
Autre exemple : il y a 3 liaisons B-F dans la molécule BF3. Elles sont situées le plus loin possible l'une de l'autre et la molécule a la forme d'un triangle plat, où tous les angles entre les liaisons (angles FBF) sont égaux à 120° :
Hybridation des orbitales atomiques.
L'hybridation implique non seulement la liaison d'électrons, mais aussi paires d'électrons isolés ... Par exemple, une molécule d'eau contient deux liaisons chimiques covalentes entre un atome d'oxygène et la figure 21 avec deux atomes d'hydrogène (figure 21).
En plus de deux paires d'électrons en commun avec les atomes d'hydrogène, l'atome d'oxygène possède deux paires d'électrons externes qui ne participent pas à la formation d'une liaison ( paires isolées). Les quatre paires d'électrons occupent des régions spécifiques dans l'espace autour de l'atome d'oxygène. Comme les électrons se repoussent, les nuages d'électrons sont aussi espacés que possible. Dans ce cas, à la suite de l'hybridation, la forme des orbitales atomiques change, elles sont allongées et dirigées vers les sommets du tétraèdre. Par conséquent, la molécule d'eau a une forme angulaire et l'angle entre les liaisons oxygène-hydrogène est de 104,5 o.
La forme des molécules et des ions de type AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Les d-AO impliqués dans la formation de liaisons dans les molécules carrées planes, dans les molécules octaédriques et dans les molécules construites sous la forme d'une bipyramide trigonale. Influence de la répulsion des paires d'électrons sur la configuration spatiale des molécules (le concept de la participation des paires d'électrons isolés KNEP).
Forme des molécules et des ions de type AB2, AB3, AB4, AB5, AB6... Chaque type d'hybridation AO correspond à une forme géométrique strictement définie, confirmée expérimentalement. Il est basé sur des liaisons σ formées par des orbitales hybrides ; des paires délocalisées d'électrons (dans le cas de liaisons multiples) se déplacent dans leur champ électrostatique (tableau 5.3). hybridation sp... Un type d'hybridation similaire se produit lorsqu'un atome forme deux liaisons dues à des électrons situés dans les orbitales s et p et ayant des énergies similaires. Ce type d'hybridation est typique des molécules de type AB2 (Fig. 5.4). Des exemples de telles molécules et ions sont donnés dans le tableau. 5.3 (fig.5.4).
Tableau 5.3
Formes géométriques des molécules
E est une paire d'électrons isolés.
Structure de la molécule BeCl2. L'atome de béryllium a deux électrons s appariés dans la couche externe à l'état normal. À la suite de l'excitation, l'un des s électrons passe à l'état p - deux électrons non appariés apparaissent, différant par la forme de l'orbitale et l'énergie. Lorsqu'une liaison chimique est formée, elles sont transformées en deux orbitales hybrides sp identiques, dirigées à un angle de 180 degrés l'une par rapport à l'autre.
Be 2s2 Be 2s1 2p1 - état excité de l'atome
Riz. 5.4. Disposition spatiale des nuages sp-hybrides
Les principaux types d'interactions intermoléculaires. Substance à l'état condensé. Facteurs déterminant l'énergie des interactions intermoléculaires. Liaison hydrogène. La nature de la liaison hydrogène. Caractéristiques quantitatives de la liaison hydrogène. Liaison hydrogène inter- et intramoléculaire.
INTERACTIONS INTERMOLÉCULAIRES- interaction. molécules entre elles, ne conduisant pas à la rupture ou à la formation de nouveaux produits chimiques. Connexions. M. dans. détermine la différence entre les gaz réels et les gaz idéaux, l'existence de liquides et d'une jetée. cristaux. De M. à. dépendent de beaucoup. structurale, spectrale, thermodynamique. et autres sv-va in-v. L'émergence du concept de M. in. associé au nom de Van der Waals, to-ry pour expliquer le sv-in réels des gaz et des liquides proposés en 1873 l'équation d'état, en tenant compte du M. siècle. Par conséquent, les forces de M. in. souvent appelé van der Waals.
La base de M. in. constituent les forces d'interaction de Coulomb. entre les électrons et les noyaux d'une molécule et les noyaux et les électrons d'une autre. Dans le sv-vah in-va déterminé expérimentalement, une interaction moyenne se manifeste, qui dépend de la distance R entre les molécules, de leur orientation mutuelle, de leur structure et de leur physique. caractéristiques (moment dipolaire, polarisabilité, etc.). Au grand R, dépassant de manière significative les dimensions linéaires des molécules elles-mêmes, de sorte que les coques électroniques des molécules ne se chevauchent pas, les forces de M. in. peut être raisonnablement subdivisé en trois types - électrostatique, polarisant (induction) et dispersif. Les forces électrostatiques sont parfois appelées forces d'orientation, mais cela est inexact, car l'orientation mutuelle des molécules peut également être due à la polarisation. forces si les molécules sont anisotropes.
À de petites distances entre les molécules (R ~ l), faites la distinction entre les types individuels de M. in. cela n'est possible qu'approximativement, alors qu'en plus des trois types nommés, il en existe deux autres, associés au chevauchement des coques électroniques, - l'interaction d'échange et les interactions dues au transfert de charge électronique. Malgré une certaine conventionnalité, une telle division dans chaque cas particulier permet d'expliquer la nature de M. in. et calculer son énergie.
La structure de la matière à l'état condensé.
Selon la distance entre les particules qui composent la substance, et selon la nature et l'énergie d'interaction entre elles, la substance peut être dans l'un des trois états d'agrégation : solide, liquide et gazeux.
A une température suffisamment basse, la substance est à l'état solide. Les distances entre les particules de la substance cristalline sont de l'ordre de la taille des particules elles-mêmes. L'énergie potentielle moyenne des particules est supérieure à leur énergie cinétique moyenne. Le mouvement des particules qui composent les cristaux est très limité. Les forces agissant entre les particules les maintiennent proches des positions d'équilibre. Ceci explique la présence de corps cristallins de leur propre forme et volume et une résistance élevée au cisaillement.
Une fois fondus, les solides se transforment en liquide. Par sa structure, une substance liquide diffère d'une substance cristalline en ce que toutes les particules ne sont pas à la même distance les unes des autres que dans les cristaux, certaines molécules sont distantes les unes des autres à de grandes distances. L'énergie cinétique moyenne des particules pour les substances à l'état liquide est approximativement égale à leur énergie potentielle moyenne.
Il est souvent d'usage de combiner les états solide et liquide avec un terme général - l'état condensé.
Types d'interactions intermoléculaires liaison hydrogène intramoléculaire. Les liaisons, au cours de la formation desquelles le réarrangement des couches électroniques ne se produit pas, sont appelées interactions entre molécules ... Les principaux types d'interactions moléculaires comprennent les forces de van der Waals, les liaisons hydrogène et les interactions donneur-accepteur.
Lorsque les molécules se rapprochent, une attraction apparaît, ce qui provoque l'apparition d'un état condensé de la matière (liquide, solide avec un réseau cristallin moléculaire). Les forces qui facilitent l'attraction des molécules sont appelées forces de van der Waals.
Ils se caractérisent par trois types interaction intermoléculaire :
a) interaction orientationnelle, qui se manifeste entre des molécules polaires s'efforçant d'occuper une position telle que leurs dipôles se feraient face avec des pôles opposés, et les vecteurs moments de ces dipôles seraient orientés le long d'une droite (d'une autre manière il est appelée interaction dipôle-dipôle );
b) l'induction, qui se produit entre des dipôles induits, dont la raison de la formation est la polarisation mutuelle des atomes de deux molécules proches ;
c) dispersif, qui résulte de l'interaction de microdipôles formés en raison de déplacements instantanés de charges positives et négatives dans les molécules lors du mouvement des électrons et des vibrations des noyaux.
Les forces de dispersion agissent entre toutes les particules. Les interactions d'orientation et d'induction pour les particules de nombreuses substances, par exemple : He, Ar, H2, N2, CH4, ne sont pas réalisées. Pour les molécules de NH3, l'interaction de dispersion représente 50 %, l'orientation - 44,6 % et l'induction - 5,4 %. L'énergie polaire des forces d'attraction de van der Waals est caractérisée par des valeurs faibles. Donc, pour la glace c'est 11 kJ/mol, c'est-à-dire 2,4 % de l'énergie de la liaison covalente H-O (456 kJ/mol). Les forces gravitationnelles de Van der Waals sont des interactions physiques.
Liaison hydrogène est une liaison physico-chimique entre l'hydrogène d'une molécule et l'élément EO d'une autre molécule. La formation de liaisons hydrogène s'explique par le fait qu'un atome d'hydrogène polarisé dans des molécules ou groupes polaires possède des propriétés uniques : l'absence de couches électroniques internes, un décalage important de la paire d'électrons vers un atome à haute EO et de très petite taille . Par conséquent, l'hydrogène est capable de pénétrer profondément dans la couche électronique d'un atome voisin polarisé négativement. Comme le montrent les données spectrales, l'interaction donneur-accepteur de l'atome d'OE en tant que donneur et de l'atome d'hydrogène en tant qu'accepteur joue également un rôle important dans la formation d'une liaison hydrogène. La liaison hydrogène peut être intermoléculaire ou intramoléculaire.
Des liaisons hydrogène peuvent apparaître à la fois entre différentes molécules et au sein d'une molécule si cette molécule contient des groupes ayant des capacités de donneur et d'accepteur. Ainsi, ce sont les liaisons hydrogène intramoléculaires qui jouent le rôle principal dans la formation des chaînes peptidiques qui déterminent la structure des protéines. L'acide désoxyribonucléique (ADN) est l'un des exemples les plus célèbres de l'effet de la liaison hydrogène intramoléculaire sur la structure. La molécule d'ADN est enroulée en double hélice. Les deux brins de cette double hélice sont liés l'un à l'autre par des liaisons hydrogène. La liaison hydrogène est intermédiaire entre la valence et les interactions intermoléculaires. Il est associé aux propriétés uniques de l'atome d'hydrogène polarisé, à sa petite taille et à l'absence de couches électroniques.
Liaisons hydrogène intermoléculaires et intramoléculaires.
Les liaisons hydrogène se trouvent dans de nombreux composés chimiques. Ils surviennent, en règle générale, entre les atomes de fluor, d'azote et d'oxygène (les éléments les plus électronégatifs), moins souvent - avec la participation d'atomes de chlore, de soufre et d'autres non-métaux. Des liaisons hydrogène fortes se forment dans des substances liquides telles que l'eau, le fluorure d'hydrogène, les acides inorganiques contenant de l'oxygène, les acides carboxyliques, les phénols, les alcools, l'ammoniac et les amines. Pendant la cristallisation, les liaisons hydrogène dans ces substances sont généralement conservées. Par conséquent, leurs structures cristallines se présentent sous la forme de chaînes (méthanol), de couches planes bidimensionnelles (acide borique), de réseaux tridimensionnels tridimensionnels (glace).
Si une liaison hydrogène unit des parties d'une molécule, alors ils parlent de intramoléculaire liaison hydrogène. Cela est particulièrement vrai pour de nombreux composés organiques (Fig. 42). Si une liaison hydrogène se forme entre un atome d'hydrogène d'une molécule et un atome non métallique d'une autre molécule (liaison hydrogène intermoléculaire), alors les molécules forment des paires, des chaînes, des anneaux assez forts. Ainsi, l'acide formique, à la fois à l'état liquide et gazeux, existe sous forme de dimères :
et le fluorure d'hydrogène gazeux contient des molécules de polymère de jusqu'à quatre particules de HF. Des liaisons fortes entre les molécules peuvent être trouvées dans l'eau, l'ammoniac liquide et les alcools. Les atomes d'oxygène et d'azote nécessaires à la formation des liaisons hydrogène contiennent tous les glucides, protéines, acides nucléiques. On sait par exemple que le glucose, le fructose et le saccharose sont parfaitement solubles dans l'eau. Un rôle important à cet égard est joué par les liaisons hydrogène formées en solution entre les molécules d'eau et de nombreux groupes OH des glucides.
Droit périodique. La formulation moderne de la loi périodique. Le tableau périodique des éléments chimiques est une illustration graphique de la loi périodique. Version moderne du tableau périodique. Caractéristiques du remplissage des orbitales atomiques avec des électrons et de la formation de périodes. s-, p-, d-, f- Éléments et leur disposition dans le tableau périodique. Groupes, périodes. Sous-groupes majeurs et mineurs. Les limites du système périodique.
Découverte de la loi périodique.
La loi fondamentale de la chimie - La loi périodique a été découverte par D.I. Mendeleïev en 1869 à une époque où l'atome était considéré comme indivisible et où l'on ne savait rien de sa structure interne. La base de la Loi Périodique de D.I. Mendeleev a mis les masses atomiques (anciennement poids atomiques) et les propriétés chimiques des éléments.
Organisant 63 éléments connus à l'époque dans l'ordre croissant de leurs masses atomiques, D.I. Mendeleev a obtenu une série naturelle (naturelle) d'éléments chimiques, dans laquelle il a découvert la récurrence périodique des propriétés chimiques.
Par exemple, les propriétés d'un lithium métallique typique Li ont été répétées pour les éléments sodium Na et potassium K, les propriétés d'un fluor non métallique typique F - pour les éléments chlore Cl, brome Br, iode I.
Certains éléments de D.I. Mendeleev n'a pas trouvé d'analogues chimiques (par exemple, dans l'aluminium Al et le silicium Si), car de tels analogues étaient encore inconnus à l'époque. Pour eux, il a laissé des espaces vides dans les séries naturelles et, sur la base de la récurrence périodique, a prédit leurs propriétés chimiques. Après la découverte des éléments correspondants (analogue de l'aluminium - gallium Ga, analogue du silicium - germanium Ge, etc.), D.I. Mendeleev était pleinement confirmé.
Grâce à quoi se forment des molécules de substances inorganiques et organiques. La liaison chimique apparaît dans 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 un caractère électrique.
Qu'est-ce que le lien
Ce terme désigne le résultat de l'action de deux ou plusieurs atomes, qui conduisent à la formation d'un système polyatomique fort. Les principaux types de liaisons chimiques se forment lorsque l'énergie des atomes en réaction diminue. Au cours du processus de formation d'une liaison, les atomes tentent de compléter leur couche électronique.
Types de communication
En chimie, on distingue plusieurs types de liaisons : ioniques, covalentes, métalliques. La liaison chimique covalente a deux types : polaire, non polaire.
Quel est le mécanisme de sa création ? Une liaison chimique non polaire covalente se forme entre les atomes des mêmes non-métaux qui ont la même électronégativité. Dans ce cas, des paires d'électrons communes sont formées.
Communication 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. Dans un premier temps, il a avancé une hypothèse, et elle n'a été confirmée qu'après confirmation expérimentale.
La 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, 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. La 8e année du programme scolaire ordinaire comporte un examen détaillé de plusieurs types de communication.
Les substances avec ce type de liaison, dans des conditions normales, sont des liquides, des gaz, ainsi que des solides à bas point de fusion.
Types de liaisons covalentes
Attardons-nous sur cette question plus en détail. Quels sont les types de liaisons chimiques ? Une liaison covalente existe en échange, des 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 combinés dans une liaison commune doivent avoir des spins opposés. L'hydrogène peut être considéré comme un exemple de ce type de liaison covalente. À l'approche de ses atomes, on observe la pénétration de leurs nuages d'électrons les uns dans les autres, ce qu'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 la distance minimale, les noyaux d'hydrogène sont repoussés, ce qui entraîne la formation d'une certaine distance optimale.
Dans le cas d'une liaison covalente de type donneur-accepteur, une particule possède des électrons, elle est appelée donneur. La deuxième particule a une cellule libre, qui abritera une paire d'électrons.
Molécules polaires
Comment se forment les liaisons chimiques polaires covalentes ? Ils surviennent dans des situations où les atomes liés de non-métaux ont une électronégativité différente. Dans de tels cas, les électrons partagés sont situés plus près de l'atome avec l'électronégativité la plus élevée. Comme exemple de liaison polaire covalente, on peut considérer les liaisons qui surviennent 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 en est que le brome a une électronégativité plus élevée que l'hydrogène.
Méthodes de détermination de la liaison covalente
Comment identifier les liaisons chimiques polaires covalentes ? Pour ce faire, vous devez connaître la composition des molécules. Si des atomes de différents éléments y sont présents, une liaison polaire covalente existe dans la molécule. Les molécules non polaires contiennent des atomes d'un élément chimique. Parmi les tâches qui sont 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 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, une liaison ionique se forme alors entre des atomes présentant des différences significatives d'électronégativité. Par exemple, cela est typique des composés d'éléments des premier et deuxième groupes des principaux sous-groupes du PS (métaux alcalins et alcalino-terreux) et des éléments des 6 et 7 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 chargés de manière opposée sont répartis uniformément dans toutes les directions, chacun d'eux est capable d'attirer sur lui-même des particules de signe opposé. C'est ce qui 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 à attirer des 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 à lui un certain nombre d'autres de signes opposés afin de former un réseau cristallin de nature ionique. Il n'y a pas de molécules dans un tel cristal. Chaque ion est entouré dans une substance par un certain nombre spécifique d'ions de signe différent.
Liaison 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 une autre, créant une liaison entre tous les atomes métalliques. Ces électrons libres sont la principale caractéristique de la liaison métallique. Il ne possède pas de saturation et de directionnalité, car les électrons de valence sont uniformément répartis dans le cristal. La présence d'électrons libres dans les métaux explique certaines de leurs propriétés physiques : éclat métallique, plasticité, malléabilité, conductivité thermique, opacité.
Une sorte de lien covalent
Il se forme entre un atome d'hydrogène et un élément à haute électronégativité. Il existe des liaisons hydrogène intra- et intermoléculaires. Ce type de liaison covalente est la plus fragile, elle apparaît sous l'action des forces électrostatiques. L'atome d'hydrogène a un petit rayon, et lorsque cet électron est déplacé ou abandonné, 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 certaine valeur pour la connexion formée. Par exemple, la directionnalité est déterminée par la forme géométrique de la molécule.
Une liaison covalente est le type de liaison chimique le plus courant qui se produit lors de l'interaction avec des valeurs d'électronégativité identiques ou similaires.
Une liaison covalente est la liaison entre des atomes utilisant des paires d'électrons partagées.
Après la découverte de l'électron, de nombreuses tentatives ont été faites pour développer une théorie électronique de la liaison chimique. Les plus aboutis sont les travaux de Lewis (1916), qui propose de considérer la formation d'une liaison comme conséquence de l'apparition de paires d'électrons communes à deux atomes. Pour ce faire, chaque atome fournit le même nombre d'électrons et essaie de s'entourer d'un octet ou doublet d'électrons, caractéristique de la configuration électronique externe des gaz inertes. Graphiquement, la formation de liaisons covalentes dues à des électrons non appariés selon la méthode de Lewis est représentée à l'aide de points représentant les électrons externes de l'atome.
Formation d'une liaison covalente selon la théorie de Lewis
Le mécanisme de formation d'une liaison covalente
Le signe principal d'une liaison covalente est la présence d'une paire d'électrons commune appartenant aux deux atomes chimiquement liés, puisque la présence de deux électrons dans le champ d'action de deux noyaux est énergétiquement plus favorable que la présence de chaque électron dans le champ de son noyau. La formation d'une paire électronique commune de liaisons peut s'effectuer par différents mécanismes, le plus souvent par échange, et parfois par donneur-accepteur.
selon le principe du mécanisme d'échange de la formation d'une liaison covalente, chacun des atomes en interaction fournit le même nombre d'électrons à spins antiparallèles pour la formation d'une liaison. Par example:
Le schéma général de la formation d'une liaison covalente : a) par le mécanisme d'échange ; b) par mécanisme donneur-accepteur selon le mécanisme donneur-accepteur, une liaison à deux électrons résulte de l'interaction de diverses particules. L'un d'eux est un donateur UNE: a une paire d'électrons non séparés (c'est-à-dire l'un qui appartient à un seul atome), et l'autre est un accepteur V- a une orbitale vacante.
Une particule qui fournit une paire de deux électrons (une paire d'électrons non divisée) pour la liaison est appelée un donneur, et une particule avec une orbitale libre qui accepte cette paire d'électrons est appelée un accepteur.
Le mécanisme de formation d'une liaison covalente due à un nuage à deux électrons d'un atome et à une orbitale vacante d'un autre est appelé mécanisme donneur-accepteur.
La liaison donneur-accepteur est par ailleurs appelée semi-polaire, car une charge positive effective partielle δ + apparaît sur l'atome donneur (en raison du fait que sa paire d'électrons non séparés en a dévié), et sur l'atome accepteur il y a un négatif effectif partiel charge δ- (du fait que la paire d'électrons non séparés du donneur est décalée vers elle).
Un exemple de simple donneur de paires d'électrons est le — , qui a une paire d'électrons non séparés. À la suite de l'ajout d'un ion hydrure négatif à une molécule dont l'atome central a une orbitale libre (dans le schéma, il est désigné comme une cellule quantique vide), par exemple, BH 3, un ion complexe complexe BH 4 est formé — avec une charge négative (H — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -) :
L'accepteur d'une paire d'électrons est un ion hydrogène, ou simplement un proton H+. Son ajout à une molécule dont l'atome central possède une paire d'électrons non séparés, par exemple à NH 3, conduit également à la formation d'un ion complexe NH 4 +, mais déjà avec une charge positive :
Méthode de liaison de Valence
La première théorie de la mécanique quantique de la liaison covalente a été créé par Geitler et Londres (en 1927) pour décrire la molécule d'hydrogène, puis a été appliqué par Pauling aux molécules polyatomiques. Cette théorie s'appelle méthode de liaison de valence, dont les principales dispositions peuvent être résumées comme suit :
- chaque paire d'atomes dans une molécule est contenue ensemble en utilisant une ou plusieurs paires d'électrons communs, tandis que les orbitales électroniques des atomes en interaction se chevauchent ;
- la force de liaison dépend du degré de chevauchement des orbitales électroniques;
- la condition de formation d'une liaison covalente est l'anti-directionnalité des spins électroniques ; de ce fait, une orbitale électronique généralisée apparaît avec la densité électronique la plus élevée dans l'espace internucléaire, ce qui assure l'attraction des noyaux chargés positivement les uns vers les autres et s'accompagne d'une diminution de l'énergie totale du système.
Hybridation des orbitales atomiques
Malgré le fait que les électrons des orbitales s, p ou d, qui ont des formes et des orientations différentes dans l'espace, participent à la formation de liaisons covalentes, dans de nombreux composés, ces liaisons sont équivalentes. Pour expliquer ce phénomène, le concept d'« hybridation » a été introduit.
L'hybridation est un processus de mélange et d'alignement d'orbitales en forme et en énergie, au cours duquel une redistribution des densités électroniques d'orbitales similaires en énergie se produit, à la suite de laquelle elles deviennent équivalentes.
Les principales dispositions de la théorie de l'hybridation :
- Au cours de l'hybridation, la forme initiale des orbitales change mutuellement, tandis que de nouvelles orbitales hybridées se forment, mais avec la même énergie et la même forme, rappelant un huit irrégulier.
- Le nombre d'orbitales hybridées est égal au nombre d'orbitales de sortie participant à l'hybridation.
- Des orbitales d'énergies similaires (orbitales s et p du niveau d'énergie externe et orbitale d des niveaux externes ou préliminaires) peuvent participer à l'hybridation.
- Les orbitales hybrides sont plus allongées dans le sens de la formation de liaisons chimiques et, par conséquent, offrent un meilleur chevauchement avec les orbitales de l'atome voisin, de sorte qu'elles deviennent plus durables que celles formées en raison des électrons d'individus non hybrides. orbitales.
- En raison de la formation de liaisons plus fortes et d'une distribution plus symétrique de la densité électronique dans la molécule, un gain d'énergie est obtenu, qui compense largement la consommation d'énergie nécessaire au processus d'hybridation.
- Les orbitales hybrides devraient être orientées dans l'espace de manière à assurer une distance mutuelle maximale les unes des autres ; dans ce cas, l'énergie répulsive est la plus petite.
- Le type d'hybridation est déterminé par le type et le nombre d'orbitales de sortie et modifie la taille de l'angle de liaison, ainsi que la configuration spatiale des molécules.
La forme des orbitales hybridées et les angles de liaison (angles géométriques entre les axes de symétrie des orbitales) en fonction du type d'hybridation : a) hybridation sp ; b) hybridation sp 2; c) sp 3 -hybridation Dans la formation de molécules (ou de fragments individuels de molécules), les types d'hybridation suivants sont le plus souvent rencontrés :
Schéma général d'hybridation sp Les liaisons, qui se forment avec la participation des électrons des orbitales hybrides sp, sont également placées sous un angle de 180 0, ce qui conduit à une forme linéaire de la molécule. Ce type d'hybridation est observé dans les halogénures des éléments du deuxième groupe (Be, Zn, Cd, Hg), dont les atomes à l'état de valence ont des électrons s et p non appariés. La forme linéaire est également typique pour les molécules d'autres éléments (0 = C = 0, HC≡CH), dans lesquelles des liaisons sont formées par des atomes sp-hybridés.
Schéma de l'hybridation sp 2 des orbitales atomiques et de la forme triangulaire planaire de la molécule, qui est causée par l'hybridation sp 2 des orbitales atomiques Ce type d'hybridation est le plus typique pour les molécules d'éléments p du troisième groupe, dont les atomes à l'état excité ont une structure électronique externe ns 1 np 2, où n est le numéro de la période dans laquelle se trouve l'élément. Ainsi, dans BF 3, BCl 3, AlF 3 et d'autres molécules, des liaisons se forment en raison des orbitales hybrides sp 2 de l'atome central.
Schéma de sp 3 -hybridation d'orbitales atomiques Le placement des orbitales hybridées de l'atome central à un angle de 109 0 28` provoque la forme tétraédrique des molécules. Ceci est très typique pour les composés saturés de carbone tétravalent CH 4 , СCl 4 , C 2 H 6 et autres alcanes. Des exemples de composés d'autres éléments avec une structure tétraédrique due à l'hybridation sp 3 des orbitales de valence de l'atome central sont les ions : BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 -.
Schéma général de sp 3d -hybridation Ce type d'hybridation est le plus souvent trouvé dans les halogénures non métalliques. Un exemple est la structure du chlorure de phosphore PCl 5, au cours de la formation de laquelle l'atome de phosphore (P… 3s 2 3p 3) passe d'abord dans un état excité (P… 3s 1 3p 3 3d 1), puis subit s 1 p Hybridation 3D - cinq orbitales à un électron deviennent équivalentes et sont orientées avec des extrémités allongées vers les coins de la bipyramide trigonale mentale. Cela détermine la forme de la molécule PCl 5, qui se forme lorsque cinq orbitales hybrides s 1 p 3 d se chevauchent avec les orbitales 3p de cinq atomes de chlore.
- sp - Hybridation. Lorsqu'une combinaison d'une orbitale s-i et p, deux orbitales hybrides sp apparaissent, situées symétriquement à un angle de 180 0.
- sp 2 - Hybridation. La combinaison d'une orbitale s et de deux orbitales p conduit à la formation de liaisons hybridées sp 2 situées à un angle de 120 0, de sorte que la molécule prend la forme d'un triangle régulier.
- sp 3 - Hybridation. La combinaison de quatre orbitales - une s - et trois p conduit à l'hybridation sp 3 -, dans laquelle les quatre orbitales hybridées sont orientées symétriquement dans l'espace par rapport aux quatre sommets du tétraèdre, c'est-à-dire à un angle de 109 0 28 '.
- sp 3 d - Hybridation. La combinaison d'une s-, trois p- et une d-orbitales donne sp 3 d-hybridation, qui détermine l'orientation spatiale des cinq orbitales sp 3 d-hybridées aux sommets de la bipyramide trigonale.
- Autres types d'hybridation. Dans le cas de l'hybridation sp 3 d 2 , six orbitales hybridées sp 3 d 2 sont dirigées vers les sommets de l'octaèdre. L'orientation des sept orbitales vers les sommets de la bipyramide pentagonale correspond à l'hybridation sp 3 d 3 (ou parfois sp 3 d 2 f) des orbitales de valence de l'atome central de la molécule ou du complexe.
La méthode d'hybridation des orbitales atomiques explique la structure géométrique d'un grand nombre de molécules, cependant, selon les données expérimentales, des molécules avec des angles de liaison légèrement différents sont plus souvent observées. Par exemple, dans les molécules CH 4, NH 3 et H 2 O, les atomes centraux sont à l'état d'hybridation sp 3 , on s'attendrait donc à ce que les angles de liaison soient égaux à tétraédriques (~ 109,5 0). Il a été établi expérimentalement que l'angle de liaison dans la molécule de CH 4 est en fait de 109,5 0. Cependant, dans les molécules NH 3 et H 2 O, l'angle de liaison s'écarte du tétraèdre : il est de 107,3 0 dans la molécule NH 3 et de 104,5 0 dans la molécule H 2 O. De tels écarts s'expliquent par la présence d'une paire d'électrons non séparés aux atomes d'azote et d'oxygène. L'orbitale à deux électrons, qui contient une paire d'électrons non séparés, en raison de l'augmentation de la densité, repousse les orbitales de valence à un électron, ce qui entraîne une diminution de l'angle de valence. Au niveau de l'atome d'azote dans la molécule NH 3 , des quatre orbitales hybrides sp 3 , trois orbitales à un électron forment des liaisons avec trois atomes H, et la quatrième orbitale contient une paire d'électrons non séparés.
Une paire d'électrons non liés, qui occupe l'une des orbitales hybrides sp 3 dirigées vers les sommets du tétraèdre, repoussant les orbitales à un électron, provoque une distribution asymétrique de la densité électronique entourant l'atome d'azote et, par conséquent, comprime le angle de liaison à 107,3 0. Une image similaire d'une diminution de l'angle de liaison de 109,5 0 à 107 0 à la suite de l'action d'une paire d'électrons non séparés de l'atome N est observée dans la molécule de NCl 3 .
Déviation de l'angle de liaison par rapport au tétraèdre (109,5 0) dans la molécule : a) NH3 ; b) NCl3 Au niveau de l'atome d'oxygène dans la molécule H2O, quatre orbitales hybrides sp 3 ont deux orbitales à un électron et deux à deux électrons. Les orbitales hybrides à un électron participent à la formation de deux liaisons avec deux atomes H, tandis que deux paires à deux électrons restent non séparées, c'est-à-dire qu'elles n'appartiennent qu'à l'atome H. Cela augmente l'asymétrie de la distribution de la densité électronique autour de l'atome O. et diminue l'angle de liaison par rapport à celui tétraédrique à 104,5 0.
Par conséquent, le nombre de paires d'électrons non liés de l'atome central et leur placement dans des orbitales hybridées affectent la configuration géométrique des molécules.
Caractéristiques de la liaison covalente
Une liaison covalente a un ensemble de propriétés spécifiques qui déterminent ses caractéristiques spécifiques. Ceux-ci, en plus des caractéristiques déjà considérées de « l'énergie de liaison » et de la « longueur de liaison », comprennent : l'angle de liaison, la saturation, la directivité, la polarité, etc.
1. Angle de valence Est l'angle entre les axes de liaison adjacents (c'est-à-dire les lignes conventionnelles tracées à travers les noyaux des atomes chimiquement connectés dans une molécule). La valeur de l'angle de liaison dépend de la nature des orbitales, du type d'hybridation de l'atome central, de l'influence des paires d'électrons non séparés qui ne participent pas à la formation des liaisons.
2. Saturation... Les atomes ont la capacité de former des liaisons covalentes, qui peuvent être formées, d'une part, par le mécanisme d'échange dû aux électrons non appariés de l'atome non excité et en raison de ces électrons non appariés résultant de son excitation, et d'autre part, par le donneur. -mécanisme accepteur. Cependant, le nombre total de liaisons qu'un atome peut former est limité.
La saturation est la capacité d'un atome d'un élément à former un certain nombre limité de liaisons covalentes avec d'autres atomes.
Ainsi, la deuxième période, qui a quatre orbitales au niveau d'énergie externe (une s- et trois p-), forme des liaisons dont le nombre ne dépasse pas quatre. Les atomes d'éléments d'autres périodes avec un grand nombre d'orbitales au niveau externe peuvent former plus de liaisons.
3. Directionnalité... Selon la méthode, la liaison chimique entre les atomes est due au chevauchement des orbitales qui, à l'exception des orbitales s, ont une certaine orientation dans l'espace, ce qui conduit à la directionnalité de la liaison covalente.
La directionnalité d'une liaison covalente est un tel arrangement de la densité électronique entre les atomes, qui est déterminé par l'orientation spatiale des orbitales de valence et assure leur chevauchement maximal.
Étant donné que les orbitales électroniques ont des formes et des orientations différentes dans l'espace, leur chevauchement mutuel peut être réalisé de différentes manières. En fonction de cela, les liaisons σ-, - et sont distinguées.
Une liaison sigma (liaison σ) est un tel chevauchement d'orbitales électroniques dans lequel la densité électronique maximale est concentrée le long d'une ligne imaginaire reliant deux noyaux.
Une liaison sigma peut être formée par deux électrons s, un électron s et un électron p, deux électrons p ou deux électrons d. Une telle liaison σ est caractérisée par la présence d'une région de chevauchement d'orbitales électroniques, elle est toujours unique, c'est-à-dire qu'elle est formée d'une seule paire d'électrons.
La variété des formes d'orientation spatiale des orbitales « pures » et des orbitales hybridées ne permet pas toujours la possibilité de chevauchement des orbitales sur l'axe de communication. Le chevauchement des orbitales de valence peut se produire des deux côtés de l'axe de la liaison - le chevauchement dit "latéral", qui est le plus souvent effectué lors de la formation des liaisons .
La liaison Pi (liaison π) est un chevauchement d'orbitales électroniques, dans lequel la densité électronique maximale est concentrée des deux côtés de la ligne reliant les noyaux des atomes (c'est-à-dire à partir de l'axe de la liaison).
Une liaison pi peut être formée par l'interaction de deux orbitales p parallèles, de deux orbitales d ou d'autres combinaisons d'orbitales dont les axes ne coïncident pas avec l'axe de la liaison.
Schémas de la formation de liaisons entre les atomes A et B conditionnels avec chevauchement latéral des orbitales électroniques 4. Multiplicité. Cette caractéristique est déterminée par le nombre de paires d'électrons communs qui relient les atomes. Une liaison covalente en termes de multiplicité peut être simple (simple), double et triple. La liaison entre deux atomes utilisant une paire d'électrons commune est appelée une liaison simple (simple), deux paires d'électrons - une double liaison, trois paires d'électrons - une triple liaison. Ainsi, dans la molécule d'hydrogène H 2 les atomes sont reliés par une simple liaison (HH), dans la molécule d'oxygène O 2 - par une double liaison (B = O), dans la molécule d'azote N 2 - par une triple liaison (N≡ N). La multiplicité des liaisons est particulièrement importante dans les composés organiques - hydrocarbures et leurs dérivés : dans l'éthane C 2 H 6, une simple liaison (CC) est réalisée entre les atomes de C, dans l'éthylène C 2 H 4 - une double liaison (C = C) dans l'acétylène C 2 H 2 - triple (C ≡ C) (C≡C).
La multiplicité d'une liaison affecte l'énergie : avec une augmentation de la multiplicité, sa force augmente. Une augmentation de la multiplicité entraîne une diminution de la distance internucléaire (longueur de liaison) et une augmentation de l'énergie de liaison.
La multiplicité de la liaison entre les atomes de carbone : a) une seule liaison σ dans l'éthane Н3С-СН3 ; b) double liaison σ + π dans l'éthylène Н2С = СН2; c) triple liaison σ + π + π dans l'acétylène HC≡CH 5. Polarité et polarisabilité... La densité électronique d'une liaison covalente peut être localisée de différentes manières dans l'espace internucléaire.
La polarité est une propriété d'une liaison covalente, qui est déterminée par la région où se situe la densité électronique dans l'espace internucléaire par rapport aux atomes connectés.
Selon l'emplacement de la densité électronique dans l'espace internucléaire, les liaisons covalentes polaires et non polaires sont distinguées. Une liaison non polaire est une liaison dans laquelle un nuage d'électrons commun est placé symétriquement par rapport aux noyaux des atomes connectés et appartient également aux deux atomes.
Les molécules avec ce type de liaison sont appelées non polaires ou homonucléaires (c'est-à-dire celles contenant des atomes d'un élément). Une liaison non polaire se manifeste généralement dans des molécules homonucléaires (H2, Cl 2, N 2, etc.) ou, moins souvent, dans des composés formés d'atomes d'éléments ayant des valeurs d'électronégativité proches, par exemple SiC carborundum. Polaire (ou hétéropolaire) est une liaison dans laquelle le nuage d'électrons commun est asymétrique et déplacé vers l'un des atomes.
Les molécules avec une liaison polaire sont dites polaires ou hétéronucléaires. Dans les molécules avec une liaison polaire, la paire d'électrons généralisée est déplacée vers l'atome avec une plus grande électronégativité. En conséquence, une certaine charge négative partielle (δ-) apparaît sur cet atome, qui est dit efficace, tandis qu'un atome avec une électronégativité inférieure a une charge positive partielle de même amplitude, mais de signe opposé (δ +). Par exemple, il a été établi expérimentalement que la charge effective sur l'atome d'hydrogène dans la molécule de chlorure d'hydrogène HCl est δH = + 0,17, et sur l'atome de chlore δCl = -0,17 de la charge électronique absolue.
Pour déterminer dans quelle direction la densité électronique d'une liaison covalente polaire se déplacera, il est nécessaire de comparer les électrons des deux atomes. Par ordre croissant d'électronégativité, les éléments chimiques les plus courants sont classés dans l'ordre suivant :
Les molécules polaires sont appelées dipôles - les systèmes dans lesquels les centres de gravité des charges positives des noyaux et des charges négatives des électrons ne coïncident pas.
Un dipôle est un système qui est une combinaison de deux charges électriques ponctuelles, de même amplitude et de signe opposé, situées à une certaine distance l'une de l'autre.
La distance entre les centres d'attraction est appelée la longueur du dipôle et est désignée par la lettre l. La polarité d'une molécule (ou liaison) est caractérisée quantitativement par le moment dipolaire , qui dans le cas d'une molécule diatomique est égal au produit de la longueur du dipôle par la valeur de la charge électronique : μ = el.
En unités SI, le moment dipolaire est mesuré en [Cm × m] (mètres Coulomb), mais le plus souvent l'unité hors système [D] (Debye) est utilisée : 1D = 3,33 · 10 -30 Cm. La valeur de la les moments dipolaires des molécules covalentes changent dans les 0-4 D et ioniques - 4-11D. Plus le dipôle est long, plus la molécule est polaire.
Un nuage d'électrons commun dans une molécule peut être déplacé par un champ électrique externe, y compris le champ d'une autre molécule ou d'un ion.
La polarisabilité est un changement de polarité d'une liaison résultant du déplacement d'électrons formant une liaison sous l'action d'un champ électrique externe, y compris le champ de force d'une autre particule.
La polarisabilité d'une molécule dépend de la mobilité des électrons, qui est d'autant plus forte que l'on s'éloigne des noyaux. De plus, la polarisabilité dépend de la direction du champ électrique et de la capacité des nuages d'électrons à se déformer. Sous l'action d'un champ externe, les molécules non polaires deviennent polaires et les polaires deviennent encore plus polaires, c'est-à-dire qu'un dipôle est induit dans les molécules, ce qu'on appelle un dipôle réduit ou induit.
Schéma de la formation d'un dipôle induit (réduit) à partir d'une molécule non polaire sous l'action du champ de force d'une particule polaire - un dipôle Contrairement aux constantes, les dipôles induits n'apparaissent que sous l'action d'un champ électrique externe. La polarisation peut provoquer non seulement la polarisabilité de la liaison, mais également sa rupture, au cours de laquelle la transition de la paire d'électrons de liaison à l'un des atomes se produit et des ions chargés négativement et positivement se forment.
La polarité et la polarisabilité des liaisons covalentes déterminent la réactivité des molécules par rapport aux réactifs polaires.
Propriétés des composés avec une liaison covalente
Les substances ayant des liaisons covalentes sont divisées en deux groupes inégaux : moléculaires et atomiques (ou non moléculaires), qui sont beaucoup plus petits que les molécules moléculaires.
Les composés moléculaires dans des conditions normales peuvent être dans divers états d'agrégation : sous forme de gaz (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), liquides volatils (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) ou des substances solides cristallines, dont la plupart, même à très faible échauffement, sont capables de fondre rapidement et de se sublimer facilement (S 8, P 4, I 2, sucre C 12 H 22 O 11, "neige carbonique" CO 2).
Les faibles points de fusion, de sublimation et d'ébullition des substances moléculaires s'expliquent par les très faibles forces d'interaction intermoléculaire dans les cristaux. C'est pourquoi une résistance élevée, une dureté et une conductivité électrique (glace ou sucre) ne sont pas inhérentes aux cristaux moléculaires. De plus, les substances contenant des molécules polaires ont des points de fusion et d'ébullition plus élevés que les substances non polaires. Certains d'entre eux sont solubles dans ou dans d'autres solvants polaires. Et les substances avec des molécules non polaires, au contraire, se dissolvent mieux dans les solvants non polaires (benzène, tétrachlorure de carbone). Ainsi, l'iode, dont les molécules sont apolaires, ne se dissout pas dans l'eau polaire, mais se dissout dans le CCl 4 apolaire et l'alcool de faible polarité.
Les substances non moléculaires (atomiques) avec des liaisons covalentes (diamant, graphite, silicium Si, quartz SiO 2, carborundum SiC et autres) forment des cristaux extrêmement résistants, à l'exception du graphite, qui a une structure en couches. Par exemple, le réseau cristallin du diamant est une structure tridimensionnelle régulière, dans laquelle chaque atome de carbone hybride sp 3 est connecté à quatre atomes C voisins avec des liaisons . En fait, le cristal de diamant entier est une molécule énorme et très forte. Les cristaux de silicium Si, qui sont largement utilisés en radioélectronique et en génie électronique, ont une structure similaire. Si nous remplaçons la moitié des atomes de C du diamant par des atomes de Si sans perturber la structure du squelette du cristal, nous obtenons un cristal de carborundum - le carbure de silicium SiC - une substance très dure utilisée comme matériau abrasif. Et si un atome d'O est inséré entre deux atomes de Si dans le réseau cristallin du silicium, alors la structure cristalline du quartz SiO 2 est formée - également une substance très solide, dont une sorte est également utilisée comme matériau abrasif.
Les cristaux de diamant, de silicium, de quartz et de structure similaire sont des cristaux atomiques, ce sont d'énormes "supermolécules", de sorte que leurs formules structurelles peuvent être représentées non pas complètement, mais uniquement sous la forme d'un fragment séparé, par exemple :
Cristaux de diamant, silicium, quartz Les cristaux non moléculaires (atomiques) constitués d'atomes d'un ou de deux éléments interconnectés par des liaisons chimiques sont appelés substances réfractaires. Les températures de fusion élevées sont dues à la nécessité de dépenser une grande quantité d'énergie pour rompre les liaisons chimiques fortes lors de la fusion des cristaux atomiques, et non une interaction intermoléculaire faible, comme dans le cas des substances moléculaires. Pour la même raison, de nombreux cristaux atomiques ne fondent pas lorsqu'ils sont chauffés, mais se décomposent ou passent immédiatement à l'état de vapeur (sublimation), par exemple, le graphite se sublime à 3700 o .
Les substances non moléculaires avec des liaisons covalentes sont insolubles dans l'eau et les autres solvants, la plupart d'entre elles ne conduisent pas le courant électrique (à l'exception du graphite, caractérisé par la conductivité électrique, et des semi-conducteurs - silicium, germanium, etc.).
Covalent, ionique et métallique sont les trois principaux types de liaisons chimiques.
Apprenons à en savoir plus sur liaison chimique covalente... Considérons le mécanisme de son apparition. Prenons l'exemple de la formation d'une molécule d'hydrogène :
Un nuage à symétrie sphérique formé par un électron 1s entoure le noyau d'un atome d'hydrogène libre. Lorsque les atomes se rapprochent à une certaine distance, il y a un chevauchement partiel de leurs orbitales (voir Fig.), 
en conséquence, un nuage moléculaire à deux électrons apparaît entre les centres des deux noyaux, qui a la densité électronique maximale dans l'espace entre les noyaux. Avec une augmentation de la densité de charge négative, il y a une forte augmentation des forces d'attraction entre le nuage moléculaire et les noyaux.
Ainsi, nous voyons qu'une liaison covalente est formée par le chevauchement de nuages d'électrons d'atomes, qui s'accompagne d'une libération d'énergie. Si la distance entre les noyaux des atomes qui se sont approchés avant de se toucher est de 0,106 nm, alors après le chevauchement des nuages d'électrons, elle sera de 0,074 nm. Plus le chevauchement des orbitales électroniques est important, plus la liaison chimique est forte.
Covalent appelé liaison chimique par paires d'électrons... Les composés avec une liaison covalente sont appelés homéopolaire ou atomique.
Existe deux types de liaison covalente: polaire et non polaire.
Avec non polaire liaison covalente formée par une paire commune d'électrons, le nuage d'électrons est réparti symétriquement par rapport aux noyaux des deux atomes. Un exemple peut être des molécules diatomiques constituées d'un élément : Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 et autres, dont la paire d'électrons appartient aux deux atomes dans la même mesure.
avec polaire liaison covalente, le nuage d'électrons se déplace vers un atome avec une plus grande électronégativité relative. Par exemple, des molécules de composés inorganiques volatils tels que H 2 S, HCl, H 2 O et autres.
La formation d'une molécule de HCl peut être représentée comme suit :
Parce que l'électronégativité relative de l'atome de chlore (2.83) est supérieure à celle de l'atome d'hydrogène (2.1), la paire d'électrons est déplacée vers l'atome de chlore.
En plus du mécanisme d'échange pour la formation d'une liaison covalente - en raison du chevauchement, il existe également donneur-accepteur le mécanisme de sa formation. Il s'agit d'un mécanisme dans lequel la formation d'une liaison covalente se produit en raison du nuage à deux électrons d'un atome (donneur) et de l'orbitale libre d'un autre atome (accepteur). Considérons un exemple du mécanisme de formation de l'ammonium NH 4 +. Dans la molécule d'ammoniac, l'atome d'azote a un nuage à deux électrons :
L'ion hydrogène a une orbitale 1s libre, notons-la comme.
Au cours du processus de formation d'un ion ammonium, un nuage d'azote à deux électrons devient commun pour les atomes d'azote et d'hydrogène, ce qui signifie qu'il est converti en un nuage d'électrons moléculaires. Par conséquent, une quatrième liaison covalente apparaît. Vous pouvez imaginer le processus de formation de l'ammonium par le schéma suivant : 
La charge de l'ion hydrogène est dispersée entre tous les atomes et le nuage à deux électrons, qui appartient à l'azote, devient commun avec l'hydrogène.
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