Enlace covalente: polar, apolar, mecanismos de su aparición. Un ejemplo de enlace covalente no polar. Enlace covalente polar y no polar.

enlace químico- interacción electrostática entre electrones y núcleos, que conduce a la formación de moléculas.

Los enlaces químicos están formados por electrones de valencia. Para los elementos s y p, los electrones de valencia son los electrones de la capa exterior, para los elementos d, los electrones s de la capa exterior y los electrones d de la capa preexterna. Cuando se forma un enlace químico, los átomos completan su capa electrónica externa hasta la capa del gas noble correspondiente.

Longitud del enlace- la distancia promedio entre los núcleos de dos átomos unidos químicamente.

Energía de enlace químico- la cantidad de energía necesaria para romper un enlace y lanzar fragmentos de una molécula a una distancia infinitamente grande.

ángulo de enlace- el ángulo entre las líneas que conectan los átomos unidos químicamente.

Se conocen los siguientes tipos principales de enlaces químicos: covalentes (polares y no polares), iónicos, metálicos e hidrógeno.

covalente llamado enlace químico formado debido a la formación de un par de electrones común.

Si un enlace está formado por un par de electrones compartidos, que pertenecen por igual a ambos átomos que lo conectan, entonces se llama no covalente enlace polar . Este enlace existe, por ejemplo, en las moléculas H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Se produce un enlace covalente no polar entre átomos idénticos y la nube de electrones que los conecta se distribuye uniformemente entre ellos.

En las moléculas entre dos átomos, se puede formar un número diferente de enlaces covalentes (por ejemplo, uno en las moléculas de halógeno F 2, Cl 2, Br 2, I 2, tres en la molécula de nitrógeno N 2).

Enlace polar covalente ocurre entre átomos con diferente electronegatividad. El par de electrones que lo forma se desplaza hacia el átomo más electronegativo, pero permanece asociado a ambos núcleos. Ejemplos de compuestos con enlace polar covalente: HBr, HI, H 2 S, N 2 O, etc.

Iónico Se llama caso límite de enlace polar, en el que un par de electrones se transfiere completamente de un átomo a otro y las partículas unidas se convierten en iones.

Estrictamente hablando, sólo los compuestos cuya diferencia de electronegatividad es superior a 3 pueden clasificarse como compuestos con enlaces iónicos, pero se conocen muy pocos de estos compuestos. Estos incluyen fluoruros de metales alcalinos y alcalinotérreos. Se cree convencionalmente que el enlace iónico se produce entre átomos de elementos cuya diferencia de electronegatividad es superior a 1,7 en la escala de Pauling.. Ejemplos de compuestos con enlaces iónicos: NaCl, KBr, Na 2 O. La escala de Pauling se analizará con más detalle en la próxima lección.

Metal Llame al enlace químico entre iones positivos en cristales metálicos, que se produce como resultado de la atracción de electrones que se mueven libremente por todo el cristal metálico.

Los átomos metálicos se convierten en cationes, formando un metal. red cristalina. Se mantienen en esta red mediante electrones comunes a todo el metal (gas de electrones).

Tareas de entrenamiento

1. Cada una de las sustancias cuyas fórmulas están formadas por un enlace covalente apolar.

1) O 2, H 2, N 2
2) Al, O 3, H 2 SO 4
3) Na, H2, NaBr
4) H 2 O, O 3, Li 2 SO 4

2. Cada una de las sustancias cuyas fórmulas están formadas por un enlace polar covalente

1) O 2, H 2 SO 4, N 2
2) H 2 SO 4, H 2 O, HNO 3
3) NaBr, H 3 PO 4, HCl
4) H 2 O, O 3, Li 2 SO 4

3. Cada una de las sustancias cuyas fórmulas están formadas únicamente por enlaces iónicos.

1) CaO, H 2 SO 4, N 2
2) BaSO 4, BaCl 2, BaNO 3
3) NaBr, K 3 PO 4, HCl
4) RbCl, Na2S, LiF

4. La unión de metales es típica de los elementos de lista.

1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs

5. Los compuestos con enlaces polares sólo iónicos y sólo covalentes son respectivamente

1) HCl y Na 2 S
2) Cr y Al(OH)3
3) NaBr y P2O5
4) P 2 O 5 y CO 2

6. Se forman enlaces iónicos entre elementos.

1) cloro y bromo
2) bromo y azufre
3) cesio y bromo
4) fósforo y oxígeno

7. Se forma un enlace polar covalente entre elementos.

1) oxígeno y potasio
2) azufre y flúor
3) bromo y calcio
4) rubidio y cloro

8. En compuestos de hidrógeno volátiles de elementos del grupo VA del tercer período, el enlace químico

1) polar covalente
2) covalente no polar
3) iónico
4) metales

9. En los óxidos superiores de elementos del tercer período, el tipo de enlace químico cambia al aumentar el número atómico del elemento.

1) del enlace iónico al enlace polar covalente
2) de metálico a covalente no polar
3) del enlace polar covalente al enlace iónico
4) del enlace polar covalente al enlace metálico

10. La longitud del enlace químico E-H aumenta en varias sustancias.

1) ALTA – PH 3 – HCl
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HI – HCl – H2S
4) HCl – H 2 S – PH 3

11. La longitud del enlace químico E-H disminuye en varias sustancias.

1) NH 3 – H 2 O – HF
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HF – H 2 O – HCl
4) HCl – H 2 S – HBr

12. El número de electrones que participan en la formación. enlaces químicos en una molécula de cloruro de hidrógeno, -

1) 4
2) 2
3) 6
4) 8

13. El número de electrones que participan en la formación de enlaces químicos en la molécula de P 2 O 5 es

1) 4
2) 20
3) 6
4) 12

14. En el cloruro de fósforo (V), el enlace químico es

1) iónico
2) polar covalente
3) covalente no polar
4) metales

15. El enlace químico más polar de una molécula.

1) fluoruro de hidrógeno
2) cloruro de hidrógeno
3) agua
4) sulfuro de hidrógeno

16. Enlace químico menos polar en una molécula.

1) cloruro de hidrógeno
2) bromuro de hidrógeno
3) agua
4) sulfuro de hidrógeno

17. Debido a un par de electrones común, se forma un enlace en una sustancia.

1) magnesio
2) H2
3) NaCl
4) CaCl2

18. Un enlace covalente se forma entre elementos cuyos números atómicos

1) 3 y 9
2) 11 y 35
3) 16 y 17
4) 20 y 9

19. Un enlace iónico se forma entre elementos cuyos números atómicos

1) 13 y 9
2) 18 y 8
3) 6 y 8
4) 7 y 17

20. En la lista de sustancias cuyas fórmulas son compuestos con enlaces únicamente iónicos, este es

1) NaF, CaF2
2) NaNO 3, N 2
3) O 2, así que 3
4) Ca(NO 3) 2, AlCl 3

Y comunicación de dos electrones y tres centros.

Teniendo en cuenta la interpretación estadística de la función de onda de M. Born, la densidad de probabilidad de encontrar electrones de enlace se concentra en el espacio entre los núcleos de la molécula (Fig. 1). La teoría de la repulsión de pares de electrones considera las dimensiones geométricas de estos pares. Así, para los elementos de cada período existe un cierto radio medio de un par de electrones (Å):

0,6 para elementos hasta neón; 0,75 para elementos hasta argón; 0,75 para elementos hasta criptón y 0,8 para elementos hasta xenón.

Propiedades características de un enlace covalente.

Propiedades características enlace covalente (direccionalidad, saturación, polaridad, polarizabilidad) determina la química y propiedades fisicas conexiones.

La dirección de la conexión está determinada por la estructura molecular de la sustancia y la forma geométrica de su molécula.

Los ángulos entre dos enlaces se llaman ángulos de enlace.

La saturabilidad es la capacidad de los átomos para formar un número limitado de enlaces covalentes. El número de enlaces formados por un átomo está limitado por el número de sus orbitales atómicos externos.

La polaridad del enlace se debe a la distribución desigual de la densidad electrónica debido a diferencias en la electronegatividad de los átomos.

Sobre esta base, los enlaces covalentes se dividen en no polares y polares (no polares: una molécula diatómica consta de átomos idénticos (H 2, Cl 2, N 2) y las nubes de electrones de cada átomo se distribuyen simétricamente con respecto a estos átomos. ; polar: una molécula diatómica se compone de diferentes átomos. elementos quimicos, y la nube de electrones total se desplaza hacia uno de los átomos, formando así una asimetría de la distribución carga electrica en una molécula, generando un momento dipolar de la molécula).

La polarizabilidad del enlace se expresa en el desplazamiento de los electrones del enlace bajo la influencia de factores externos. campo eléctrico, incluida otra partícula que reacciona. La polarizabilidad está determinada por la movilidad de los electrones. La polaridad y polarizabilidad de los enlaces covalentes determina la reactividad de las moléculas hacia los reactivos polares.

Sin embargo, dos veces ganador. Premio Nobel L. Pauling señaló que "en algunas moléculas hay enlaces covalentes debidos a uno o tres electrones en lugar de un par común". Se realiza un enlace químico de un electrón en el ion de hidrógeno molecular H 2 +.

El ion de hidrógeno molecular H 2 + contiene dos protones y un electrón. El único electrón del sistema molecular compensa la repulsión electrostática de los dos protones y los mantiene a una distancia de 1,06 Å (la longitud del enlace químico H 2+). El centro de densidad electrónica de la nube de electrones del sistema molecular está equidistante de ambos protones en el radio de Bohr α 0 = 0,53 A y es el centro de simetría del ion hidrógeno molecular H 2 +.

Historia del término

El término "enlace covalente" fue acuñado por primera vez por el premio Nobel Irving Langmuir en 1919. El término se refería a un enlace químico debido a la posesión compartida de electrones, a diferencia de un enlace metálico, en el que los electrones estaban libres, o un enlace iónico, en el que uno de los átomos cedió un electrón y se convirtió en catión, y el otro átomo aceptó un electrón y se convirtió en anión.

Comunicaciones educativas

Un enlace covalente está formado por un par de electrones compartidos entre dos átomos, y estos electrones deben ocupar dos orbitales estables, uno de cada átomo.

A + + B → A: B

Como resultado de la socialización, los electrones forman un nivel de energía lleno. Se forma un enlace si su energía total en este nivel es menor que en el estado inicial (y la diferencia de energía no será más que la energía del enlace).

Según la teoría de los orbitales moleculares, la superposición de dos orbitales atómicos conduce, en el caso más simple, a la formación de dos orbitales moleculares (MO): vinculando MO Y anti-aglutinante (aflojamiento) MO. Los electrones compartidos se encuentran en el MO de enlace de menor energía.

Formación de enlaces durante la recombinación de átomos.

Sin embargo, el mecanismo de interacción interatómica permaneció desconocido durante mucho tiempo. Sólo en 1930, F. London introdujo el concepto de atracción de dispersión: la interacción entre dipolos instantáneos e inducidos (inducidos). Actualmente, las fuerzas de atracción provocadas por la interacción entre los dipolos eléctricos fluctuantes de átomos y moléculas se denominan “fuerzas de Londres”.

La energía de tal interacción es directamente proporcional al cuadrado de la polarizabilidad electrónica α e inversamente proporcional a la distancia entre dos átomos o moléculas elevado a la sexta potencia.

Formación de enlaces por mecanismo donante-aceptor.

Además del mecanismo homogéneo de formación de enlaces covalentes descrito en la sección anterior, existe un mecanismo heterogéneo: la interacción de iones con carga opuesta: el protón H + y el ion hidrógeno negativo H -, llamado ion hidruro:

H + + H - → H 2

A medida que los iones se acercan, la nube de dos electrones (par de electrones) del ion hidruro es atraída por el protón y finalmente se vuelve común para ambos núcleos de hidrógeno, es decir, se convierte en un par de electrones enlazantes. La partícula que suministra un par de electrones se llama donante y la partícula que acepta este par de electrones se llama aceptor. Este mecanismo de formación de enlaces covalentes se denomina donante-aceptor.

H + + H 2 O → H 3 O +

Un protón ataca al par de electrones solitarios de una molécula de agua y forma un catión estable que existe en soluciones acuosas de ácidos.

De manera similar, se agrega un protón a una molécula de amoníaco para formar un catión de amonio complejo:

NH 3 + H + → NH 4 +

De esta forma (según el mecanismo donante-aceptor de formación de enlaces covalentes) se obtiene una gran clase de compuestos de onio, que incluyen amonio, oxonio, fosfonio, sulfonio y otros compuestos.

Una molécula de hidrógeno puede actuar como donante de un par de electrones que, al entrar en contacto con un protón, conduce a la formación de un ion de hidrógeno molecular H 3 +:

H 2 + H + → H 3 +

El par de electrones de enlace del ion hidrógeno molecular H 3 + pertenece simultáneamente a tres protones.

Tipos de enlace covalente

Hay tres tipos de enlaces químicos covalentes, que se diferencian en el mecanismo de formación:

1. enlace covalente simple. Para su formación, cada átomo aporta un electrón desapareado. Cuando se forma un enlace covalente simple, las cargas formales de los átomos permanecen sin cambios.

Si los átomos que forman un enlace covalente simple son los mismos, entonces las verdaderas cargas de los átomos en la molécula también son las mismas, ya que los átomos que forman el enlace poseen igualmente un par de electrones compartido. Esta conexión se llama enlace covalente no polar. Las sustancias simples tienen tal conexión, por ejemplo: 2, 2, 2. Pero no sólo los no metales del mismo tipo pueden formar un enlace covalente apolar. Elementos no metálicos cuya electronegatividad tiene igual valor, por ejemplo, en la molécula de PH 3 el enlace es covalente apolar, ya que el EO del hidrógeno es igual al EO del fósforo.

Si los átomos son diferentes, entonces el grado de posesión de un par de electrones compartido está determinado por la diferencia en la electronegatividad de los átomos. Un átomo con mayor electronegatividad atrae con más fuerza hacia sí mismo un par de electrones enlazantes y su verdadera carga se vuelve negativa. Un átomo con menor electronegatividad adquiere, en consecuencia, una carga positiva de la misma magnitud. Si se forma un compuesto entre dos no metales diferentes, dicho compuesto se llama enlace polar covalente.

En la molécula de etileno C 2 H 4 existe un doble enlace CH 2 = CH 2, su fórmula electrónica: H:C::C:H. Los núcleos de todos los átomos de etileno están ubicados en el mismo plano. Las tres nubes de electrones de cada átomo de carbono forman tres enlaces covalentes con otros átomos en el mismo plano (con ángulos entre ellos de aproximadamente 120°). La nube del cuarto electrón de valencia del átomo de carbono se encuentra encima y debajo del plano de la molécula. Estas nubes de electrones de ambos átomos de carbono, que se superponen parcialmente por encima y por debajo del plano de la molécula, forman un segundo enlace entre los átomos de carbono. El primer enlace covalente más fuerte entre átomos de carbono se llama enlace σ; El segundo enlace covalente, más débil, se llama. π (\displaystyle\pi )- comunicación.

Arroz. 2.1. La formación de moléculas a partir de átomos va acompañada de redistribución de electrones de orbitales de valencia y conduce a ganar en energía, ya que la energía de las moléculas resulta ser menor que la energía de los átomos que no interactúan. La figura muestra un diagrama de la formación de un enlace químico covalente no polar entre átomos de hidrógeno.

§2 Enlace químico

En condiciones normales, el estado molecular es más estable que el estado atómico. (Figura 2.1). La formación de moléculas a partir de átomos va acompañada de una redistribución de electrones en los orbitales de valencia y conduce a una ganancia de energía, ya que la energía de las moléculas es menor que la energía de los átomos que no interactúan.(Apéndice 3). Las fuerzas que mantienen a los átomos en las moléculas se denominan colectivamente enlace químico.

El enlace químico entre átomos se realiza mediante electrones de valencia y es de naturaleza eléctrica. . Hay cuatro tipos principales de enlaces químicos: covalente,iónico,metal Y hidrógeno.

1 enlace covalente

Un enlace químico realizado por pares de electrones se llama atómico o covalente. . Los compuestos con enlaces covalentes se llaman atómicos o covalentes. .

Cuando se produce un enlace covalente, se produce una superposición de nubes de electrones de átomos que interactúan, acompañada de la liberación de energía (figura 2.1). En este caso, aparece una nube con una mayor densidad de carga negativa entre los núcleos atómicos cargados positivamente. Debido a la acción de las fuerzas de atracción de Coulomb entre cargas diferentes, un aumento en la densidad de la carga negativa favorece el acercamiento de los núcleos.

Un enlace covalente está formado por electrones desapareados en las capas externas de los átomos. . En este caso, se forman electrones con espines opuestos. par de electrones(Fig. 2.2), común a los átomos que interactúan. Si ha surgido un enlace covalente (un par de electrones común) entre los átomos, entonces se llama simple, doble, doble, etc.

La energía es una medida de la fuerza de un enlace químico. mi sv gastado en romper el enlace (ganancia de energía al formar un compuesto a partir de átomos individuales). Esta energía generalmente se mide por 1 mol. sustancias y se expresan en kilojulios por mol (kJ∙mol –1). La energía de un enlace covalente simple se encuentra en el rango de 200 a 2000 kJmol –1.

Arroz. 2.2. El enlace covalente es el más vista general Enlace químico que surge debido al intercambio de un par de electrones a través de un mecanismo de intercambio. (A), cuando cada uno de los átomos que interactúan suministra un electrón, o mediante un mecanismo donante-aceptor (b) cuando un par de electrones es compartido por un átomo (donante) con otro átomo (aceptor).

Un enlace covalente tiene las propiedades saturación y enfocar . Se entiende por saturación de un enlace covalente la capacidad de los átomos para formar un número limitado de enlaces con sus vecinos, determinado por el número de sus electrones de valencia no apareados. La direccionalidad de un enlace covalente refleja el hecho de que las fuerzas que mantienen a los átomos cerca unos de otros se dirigen a lo largo de la línea recta que conecta los núcleos atómicos. Además, El enlace covalente puede ser polar o no polar. .

En caso no polar En un enlace covalente, la nube de electrones formada por un par común de electrones se distribuye en el espacio de forma simétrica con respecto a los núcleos de ambos átomos. Se forma un enlace covalente apolar entre átomos de sustancias simples, por ejemplo, entre átomos idénticos de gases que forman moléculas diatómicas (O 2, H 2, N 2, Cl 2, etc.).

En caso polar En un enlace covalente, la nube de electrones del enlace se desplaza hacia uno de los átomos. La formación de enlaces covalentes polares entre átomos es característica de sustancias complejas. Un ejemplo son las moléculas de compuestos inorgánicos volátiles: HCl, H 2 O, NH 3, etc.

El grado de desplazamiento de la nube de electrones total hacia uno de los átomos durante la formación de un enlace covalente. (grado de polaridad del enlace ) determinado principalmente por la carga núcleos atómicos y el radio de los átomos que interactúan .

Cuanto mayor es la carga de un núcleo atómico, con más fuerza atrae una nube de electrones. Al mismo tiempo, cuanto mayor es el radio del átomo, más débiles se mantienen los electrones externos cerca del núcleo atómico. El efecto combinado de estos dos factores se expresa en diferentes habilidades. diferentes átomos"tirando" de una nube de enlaces covalentes hacia sí mismo.

La capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismo se llama electronegatividad. . Así, la electronegatividad caracteriza la capacidad de un átomo para polarizar un enlace covalente: cuanto mayor es la electronegatividad de un átomo, más fuertemente se desplaza hacia él la nube de electrones del enlace covalente .

Se han propuesto varios métodos para cuantificar la electronegatividad. En este caso, el significado físico más claro lo tiene el método propuesto por el químico estadounidense Robert S. Mulliken, quien determinó la electronegatividad.  de un átomo como la mitad de la suma de su energía mi mi afinidad electrónica y energía mi i ionización del átomo:

. (2.1)

Energía de ionización de un átomo es la energía que se debe gastar para “arrancarle” un electrón y trasladarlo a una distancia infinita. La energía de ionización se determina mediante la fotoionización de átomos o bombardeando átomos con electrones acelerados en un campo eléctrico. El valor más pequeño de la energía de los fotones o electrones que resulta suficiente para ionizar los átomos se llama energía de ionización. mi i. Esta energía suele expresarse en electronvoltios (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Los átomos están más dispuestos a ceder electrones externos. rieles, que contienen una pequeña cantidad de electrones desapareados (1, 2 o 3) en la capa exterior. Estos átomos tienen la energía de ionización más baja. Así, la magnitud de la energía de ionización puede servir como medida de la mayor o menor “metalicidad” de un elemento: cuanto menor es la energía de ionización, más pronunciada es la metalpropiedades elemento.

En el mismo subgrupo del sistema periódico de elementos de D.I. Mendeleev, con un aumento en el número atómico de un elemento, su energía de ionización disminuye (Tabla 2.1), lo que se asocia con un aumento en el radio atómico (Tabla 1.2), y , en consecuencia, con un debilitamiento del enlace de los electrones externos con el núcleo. Para elementos del mismo período, la energía de ionización aumenta al aumentar el número atómico. Esto se debe a una disminución del radio atómico y un aumento de la carga nuclear.

Energía mi mi, que se libera cuando se añade un electrón a un átomo libre, se llama afinidad electrónica(también expresado en eV). La liberación (en lugar de la absorción) de energía cuando un electrón cargado se une a algunos átomos neutros se explica por el hecho de que los átomos más estables en la naturaleza son aquellos con capas externas llenas. Por lo tanto, para aquellos átomos cuyas capas están "un poco vacías" (es decir, faltan 1, 2 o 3 electrones antes de llenarse), es energéticamente favorable unir electrones a ellos mismos, convirtiéndose en iones cargados negativamente 1. Dichos átomos incluyen, por ejemplo, átomos de halógeno (Tabla 2.1), elementos del séptimo grupo (subgrupo principal) del sistema periódico de D.I. La afinidad electrónica de los átomos metálicos suele ser cero o negativa, es decir. Es energéticamente desfavorable para ellos adjuntar electrones adicionales; se requiere energía adicional para mantenerlos dentro de los átomos. La afinidad electrónica de los átomos de los no metales es siempre positiva y cuanto mayor, más cerca del gas noble (inerte) se encuentra el no metal. tabla periódica. Esto indica un aumento propiedades no metálicas a medida que nos acercamos al final del período.

De todo lo dicho, se desprende claramente que la electronegatividad (2.1) de los átomos aumenta en la dirección de izquierda a derecha para los elementos de cada período y disminuye en la dirección de arriba a abajo para los elementos del mismo grupo del periódico de Mendeleev. sistema. Sin embargo, no es difícil comprender que para caracterizar el grado de polaridad de un enlace covalente entre átomos, lo importante no es el valor absoluto de la electronegatividad, sino la relación de electronegatividades de los átomos que forman el enlace. Es por eso en la práctica utilizan valores de electronegatividad relativa(Tabla 2.1), tomando la electronegatividad del litio como unidad.

Para caracterizar la polaridad de un enlace químico covalente, se utiliza la diferencia en la electronegatividad relativa de los átomos.. Normalmente, el enlace entre los átomos A y B se considera puramente covalente si |  A – B|0.5.

No existe una teoría unificada de los enlaces químicos; los enlaces químicos se dividen convencionalmente en covalentes (un tipo de enlace universal), iónicos (un caso especial de enlace covalente), metálicos e hidrógeno.

enlace covalente

La formación de un enlace covalente es posible mediante tres mecanismos: intercambio, donante-aceptor y dativo (Lewis).

De acuerdo a mecanismo metabólico La formación de un enlace covalente se produce debido al intercambio de pares de electrones comunes. En este caso, cada átomo tiende a adquirir una capa de gas inerte, es decir. obtener un nivel de energía externo completo. La formación de un enlace químico por tipo de intercambio se representa mediante fórmulas de Lewis, en las que cada electrón de valencia de un átomo está representado por puntos (Fig. 1).

Arroz. 1 Formación de un enlace covalente en la molécula de HCl mediante el mecanismo de intercambio.

Con el desarrollo de la teoría de la estructura atómica y la mecánica cuántica, la formación de un enlace covalente se representa como la superposición de orbitales electrónicos (Fig. 2).

Arroz. 2. Formación de un enlace covalente debido a la superposición de nubes de electrones.

Cuanto mayor es la superposición de los orbitales atómicos, más fuerte es el enlace, más corta es la longitud del enlace y mayor es la energía del enlace. Se puede formar un enlace covalente superponiendo diferentes orbitales. Como resultado de la superposición de los orbitales s-s, s-p, así como de los orbitales d-d, p-p, d-p con lóbulos laterales, se produce la formación de enlaces. Se forma un enlace perpendicular a la línea que conecta los núcleos de 2 átomos. Los enlaces uno y uno son capaces de formar un enlace covalente múltiple (doble), característico de materia organica clase de alquenos, alcadienos, etc. Uno y dos enlaces forman un enlace covalente múltiple (triple), característico de las sustancias orgánicas de la clase de los alquinos (acetilenos).

Formación de un enlace covalente por mecanismo donante-aceptor Veamos el ejemplo del catión amonio:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 norte 1s 2 2s 2 2p 3

El átomo de nitrógeno tiene un par de electrones libres (electrones que no participan en la formación de enlaces químicos dentro de la molécula) y el catión de hidrógeno tiene un orbital libre, por lo que son donadores y aceptores de electrones, respectivamente.

Consideremos el mecanismo dativo de formación de enlaces covalentes usando el ejemplo de una molécula de cloro.

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

El átomo de cloro tiene un par de electrones solitarios libres y orbitales vacantes, por lo que puede exhibir las propiedades tanto de donante como de aceptor. Por tanto, cuando se forma una molécula de cloro, un átomo de cloro actúa como donante y el otro como aceptor.

Principal características de un enlace covalente son: saturación (los enlaces saturados se forman cuando un átomo se une a sí mismo tantos electrones como lo permiten sus capacidades de valencia; los enlaces insaturados se forman cuando el número de electrones unidos es menor que las capacidades de valencia del átomo); direccionalidad (este valor está relacionado con la geometría de la molécula y el concepto de "ángulo de enlace", el ángulo entre enlaces).

enlace iónico

No existen compuestos con un enlace iónico puro, aunque éste se entiende como un estado de átomos enlazados químicamente en el que se crea un entorno electrónico estable del átomo cuando la densidad electrónica total se transfiere completamente al átomo de un elemento más electronegativo. El enlace iónico sólo es posible entre átomos de elementos electronegativos y electropositivos que se encuentran en el estado de iones con carga opuesta: cationes y aniones.

DEFINICIÓN

Ion Son partículas cargadas eléctricamente formadas por la eliminación o adición de un electrón a un átomo.

Al transferir un electrón, los átomos metálicos y no metálicos tienden a formar una configuración de capa electrónica estable alrededor de su núcleo. Un átomo no metálico crea una capa del gas inerte posterior alrededor de su núcleo, y un átomo metálico crea una capa del gas inerte anterior (Fig. 3).

Arroz. 3. Formación de un enlace iónico utilizando el ejemplo de una molécula de cloruro de sodio.

Las moléculas en las que existen enlaces iónicos en forma pura se encuentran en el estado de vapor de la sustancia. El enlace iónico es muy fuerte y, por lo tanto, las sustancias con este enlace tienen un punto de fusión alto. A diferencia de los enlaces covalentes, los enlaces iónicos no se caracterizan por la direccionalidad y la saturación, ya que campo eléctrico, creado por iones, actúa por igual sobre todos los iones debido a la simetría esférica.

Conexión metálica

El enlace metálico se realiza sólo en los metales: esta es la interacción que mantiene a los átomos metálicos en una sola red. En la formación de un enlace sólo participan los electrones de valencia de los átomos del metal pertenecientes a todo su volumen. En los metales, los electrones son constantemente despojados de los átomos y se mueven por toda la masa del metal. Los átomos metálicos, privados de electrones, se convierten en iones cargados positivamente, que tienden a aceptar electrones en movimiento. Este proceso continuo forma el llamado “gas electrónico” dentro del metal, que une firmemente todos los átomos del metal (Fig. 4).

El enlace metálico es fuerte, por eso los metales se caracterizan. temperatura alta derretimiento y la presencia de " gas de electrones"da a los metales maleabilidad y ductilidad.

enlace de hidrógeno

Un enlace de hidrógeno es una interacción intermolecular específica, porque su aparición y fuerza dependen de naturaleza química sustancias. Se forma entre moléculas en las que un átomo de hidrógeno está unido a un átomo de alta electronegatividad (O, N, S). La aparición de un enlace de hidrógeno depende de dos razones: en primer lugar, el átomo de hidrógeno asociado con un átomo electronegativo no tiene electrones y puede incorporarse fácilmente a las nubes de electrones de otros átomos y, en segundo lugar, al tener un orbital s de valencia, el El átomo de hidrógeno es capaz de aceptar un par de electrones solitarios de un átomo electronegativo y formar un enlace con él a través del mecanismo donante-aceptor.

Las sustancias con estructura molecular se forman mediante un tipo especial de interconexión. Un enlace covalente en una molécula, polar o no polar, también se llama enlace atómico. Este nombre proviene del latín "co" - "juntos" y "vales" - "tener fuerza". En este método de formación de compuestos, dos átomos comparten un par de electrones.

¿Qué son los enlaces covalentes polares y apolares? Si se forma un nuevo compuesto de esta manera, entoncessocialización de pares de electrones. Normalmente, estas sustancias tienen una estructura molecular: H 2, O 3, HCl, HF, CH 4.

También existen sustancias no moleculares en las que los átomos están conectados de esta forma. Estos son los llamados cristales atómicos: diamante, dióxido de silicio, carburo de silicio. En ellos, cada partícula está conectada a otras cuatro, dando como resultado un cristal muy fuerte. Los cristales con estructura molecular no suelen ser muy fuertes.

Propiedades de este método de formación de compuestos:

multiplicidad;
dirección;
grado de polaridad;
polarizabilidad;
emparejamiento.

La multiplicidad es el número de pares de electrones compartidos. Puede haber de uno a tres. El oxígeno no tiene suficientes electrones para llenar su capa, por lo que será el doble. En la molécula de nitrógeno N2 es triple.

Polarizabilidad: la posibilidad de formar un enlace polar covalente y uno no polar. Además, puede ser más o menos polar, más cercano a iónico o viceversa; esta es una propiedad del grado de polaridad.

La direccionalidad significa que los átomos tienden a conectarse de tal manera que haya la mayor densidad electrónica posible entre ellos. Tiene sentido hablar de direccionalidad cuando los orbitales p o d están conectados. Los orbitales S son esféricamente simétricos, para ellos todas las direcciones son equivalentes. En los orbitales p, el enlace covalente polar o no polar se dirige a lo largo de su eje, de modo que los dos "ochos" se superponen en los vértices. Este es un enlace σ. También hay enlaces π menos fuertes. En el caso de los orbitales p, los "ocho" orbitales están superpuestos por los lados laterales fuera del eje de la molécula. En el caso doble o triple, los orbitales p forman un enlace σ, y el resto serán del tipo π.

La conjugación es la alternancia de números primos y múltiplos, lo que hace que la molécula sea más estable. Esta propiedad es característica de los compuestos orgánicos complejos.

Tipos y métodos de formación de enlaces químicos.

Polaridad

¡Importante!¿Cómo determinar si tenemos delante sustancias con un enlace covalente o polar no polar? Esto es muy simple: el primero siempre ocurre entre átomos idénticos, y el segundo, entre átomos diferentes que tienen electronegatividad diferente.

Ejemplos de enlaces covalentes no polares - sustancias simples:

hidrógeno H2;
nitrógeno N2;
oxígeno O 2;
cloro Cl2.

El esquema de formación de un enlace covalente no polar muestra que al combinar un par de electrones, los átomos tienden a complementar la capa exterior con 8 o 2 electrones. Por ejemplo, al flúor le falta un electrón para una capa de ocho electrones. Después de la formación del par de electrones compartido, éste se llenará. La fórmula común para una sustancia con un enlace covalente no polar es una molécula diatómica.

Polar normalmente sólo conecta:

H2O;
CH4.

Pero hay excepciones, como el AlCl 3. El aluminio tiene la propiedad de anfotericidad, es decir, en algunos compuestos se comporta como un metal y en otros como un no metal. La diferencia de electronegatividad en este compuesto es pequeña, por lo que el aluminio se combina con el cloro de esta forma y no de forma iónica.

En este caso, se forma la molécula. diferentes elementos, pero la diferencia de electronegatividad no es tan grande como para que un electrón se transfiera completamente de un átomo a otro, como en las sustancias con estructura iónica.

Los esquemas para la formación de este tipo de estructura covalente muestran que la densidad electrónica se desplaza hacia un átomo más electronegativo, es decir, el par de electrones compartido está más cerca de uno de ellos que del segundo. Las partes de la molécula adquieren una carga, que se denota con la letra griega delta. En el cloruro de hidrógeno, por ejemplo, el cloro se carga más negativamente y el hidrógeno se carga más positivamente. La carga será parcial y no completa, como ocurre con los iones.

¡Importante! La polaridad del enlace no debe confundirse con la polaridad molecular. En el metano CH4, por ejemplo, los átomos están unidos polarmente, pero la molécula en sí es apolar.

Video útil: enlaces covalentes polares y no polares.

Mecanismo educativo

La formación de nuevas sustancias puede ocurrir mediante un mecanismo de intercambio o donante-aceptor. En este caso, se combinan orbitales atómicos. Surgen uno o más orbitales moleculares. Se diferencian en que abarcan ambos átomos. Al igual que un electrón atómico, no puede contener más de dos electrones y sus espines también deben estar en diferentes direcciones.

¿Cómo determinar qué mecanismo está involucrado? Esto se puede hacer mediante la cantidad de electrones en los orbitales externos.

Intercambio

En este caso, un par de electrones en un orbital molecular se forma a partir de dos electrones desapareados, cada uno de los cuales pertenece a su propio átomo. Cada uno de ellos se esfuerza por llenar su capa electrónica externa y hacerla estable con ocho o dos electrones. Así se suelen formar sustancias con estructura apolar.

Por ejemplo, considere ácido clorhídrico HCl. El hidrógeno tiene un electrón en su nivel exterior. El cloro tiene siete. Habiendo dibujado diagramas de la formación de una estructura covalente, veremos que a cada uno de ellos le falta un electrón para llenar la capa exterior. Al compartir un par de electrones entre ellos, podrán completar la capa exterior. El mismo principio se utiliza para formar moléculas diatómicas de sustancias simples, por ejemplo, hidrógeno, oxígeno, cloro, nitrógeno y otros no metales.

Mecanismo educativo

donante-aceptor

En el segundo caso, ambos electrones son un par libre y pertenecen al mismo átomo (donante). El otro (aceptor) tiene un orbital vacío.

La fórmula de una sustancia con un enlace polar covalente se forma de esta manera, por ejemplo, el ion amonio NH 4 +. Se forma a partir de un ion hidrógeno, que tiene un orbital vacío, y amoníaco NH3, que contiene un electrón "extra". El par de electrones del amoníaco se socializa.

Hibridación

Cuando un par de electrones se comparte entre orbitales varias formas, por ejemplo, s y p, se forma una nube de electrones híbrida sp. Estos orbitales se superponen más, por lo que se unen más estrechamente.

Así se estructuran las moléculas de metano y amoníaco. En la molécula de metano CH 4, deberían haberse formado tres enlaces en los orbitales p y uno en los s. En cambio, el orbital se hibrida con tres orbitales p, lo que da como resultado tres orbitales híbridos sp3 en forma de gotas alargadas. Esto sucede porque los electrones 2s y 2p tienen energías similares, interactúan entre sí cuando se combinan con otro átomo. Entonces se puede formar un orbital híbrido. La molécula resultante tiene forma de tetraedro, con hidrógeno situado en sus vértices.

Otros ejemplos de sustancias con hibridación:

acetileno;
benceno;
diamante;
agua.

El carbono se caracteriza por la hibridación sp3, por lo que a menudo se encuentra en compuestos orgánicos.

Video útil: enlace covalente polar.

Conclusión

Un enlace covalente, polar o no polar, es característico de sustancias con estructura molecular. Los átomos de un elemento están unidos de forma no polar, mientras que los átomos de diferentes elementos están unidos de forma polar, pero con electronegatividad ligeramente diferente. Por lo general, los elementos no metálicos se unen de esta manera, pero hay excepciones, como el aluminio.