Arroz. 2.1. La formación de moléculas a partir de átomos va acompañada de redistribución de electrones de orbitales de valencia y conduce a ganancia de energía porque la energía de las moléculas es 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 han recibido un nombre generalizado. enlace químico.

El enlace químico entre átomos se realiza mediante electrones de valencia y tiene 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 una liberación de energía (figura 2.1). En este caso, surge una nube con una mayor densidad de carga negativa entre núcleos atómicos cargados positivamente. Debido a la acción de las fuerzas de atracción de Coulomb entre cargas opuestas, un aumento en la densidad de 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 entre los átomos (un par de electrones común), entonces se llama simple, dos-doble, etc.

La energía es una medida de la fuerza de un enlace químico. mi sv gastado en la destrucción del enlace (ganancia de energía durante la formación de un compuesto a partir de átomos individuales). Generalmente esta energía se mide por 1 mol. sustancias y se expresan en kilojulios por mol (kJ ∙ mol -1). La energía de un enlace covalente simple está en el rango de 200 a 2000 kJmol–1.

Arroz. 2.2. Un enlace covalente es el tipo más general de enlace químico que se produce debido a la socialización de un par de electrones mediante un mecanismo de intercambio. (A), cuando cada uno de los átomos que interactúan suministra un electrón, o mediante el mecanismo donante-aceptor (b) cuando un par de electrones es compartido por un átomo (donante) con otro átomo (aceptor).

Un enlace covalente tiene propiedades. saciedad 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 desapareados. 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. .

Cuando no polar En un enlace covalente, una nube de electrones formada por un par común de electrones se distribuye en el espacio de forma simétrica 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.).

Cuando polar enlace covalente enlace nube de electrones se desplaza a uno de los átomos. La formación de un enlace covalente polar entre átomos es característica de las sustancias complejas. Como ejemplo pueden servir moléculas de compuestos inorgánicos volátiles: HCl, H 2 O, NH 3, etc.

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

Cuanto mayor es la carga del núcleo atómico, más fuerte atrae una nube de electrones. Al mismo tiempo, cuanto mayor es el radio atómico, más débiles se mantienen los electrones externos cerca del núcleo atómico. El efecto acumulativo de estos dos factores se expresa en la diferente capacidad de diferentes átomos para "atraer" la nube de enlaces covalentes hacia sí mismos.

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 se desplaza hacia él la nube de electrones de un enlace covalente .

Se han propuesto varios métodos para cuantificar la electronegatividad. Al mismo tiempo, se aplicó el método propuesto por el químico estadounidense Robert S. Mulliken, quien determinó la electronegatividad.  un átomo como la mitad de la suma de su energía mi mi afinidades electrónicas y energéticas mi i ionización de átomos:

. (2.1)

Energía de ionización de un átomo se llama energía que es necesario gastar para "arrancarle" un electrón y llevarlo a una distancia infinita. La energía de ionización se determina mediante la fotoionización de los átomos o bombardeando los átomos con electrones acelerados en un campo eléctrico. El valor más pequeño de la energía de los fotones o electrones, que resulta suficiente para la ionización de los átomos, se llama energía de ionización. mi i. Normalmente esta energía se expresa en electronvoltios (eV): 1 eV = 1,610 -19 J.

Los átomos son los más dispuestos a ceder sus 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, el valor de la energía de ionización puede servir como medida de la mayor o menor "metalicidad" del elemento: cuanto menor sea la energía de ionización, más fuerte debe expresarse. metalpropiedades elemento.

En el mismo subgrupo del sistema periódico de elementos de D.I. Mendeleev, con un aumento en el número ordinal del 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 de serie. Esto se debe a una disminución del radio atómico y un aumento de la carga nuclear.

Energía mi mi, que se libera cuando un electrón se une a un átomo libre, se llama afinidad electronica(expresado también 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 con capas externas llenas son los más estables en la naturaleza. Por lo tanto, para aquellos átomos en los que estas capas están "ligeramente vacías" (es decir, faltan 1, 2 o 3 electrones antes de llenarse), es energéticamente beneficioso unir electrones a sí 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. Mendeleev. La afinidad electrónica de los átomos metálicos suele ser cero o negativa, es decir. Para ellos es energéticamente desfavorable unir 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 en el sistema periódico. 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 electronegatividad de los átomos que forman el enlace. Es por eso en la práctica, utilizan los valores relativos de electronegatividad.(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.. Por lo general, el enlace entre los átomos A y B se considera puramente covalente, si |  A – B|0.5.

La idea de formar un enlace químico con la ayuda de un par de electrones pertenecientes a ambos átomos conectados fue propuesta en 1916 por el físico-químico estadounidense J. Lewis.

Existe un enlace covalente entre átomos tanto en moléculas como en cristales. Ocurre tanto entre átomos idénticos (por ejemplo, en moléculas de H 2, Cl 2, O 2, en un cristal de diamante) como entre átomos diferentes (por ejemplo, en moléculas de H 2 O y NH 3, en cristales de SiC). Casi todos los enlaces de las moléculas de compuestos orgánicos son covalentes (C-C, C-H, C-N, etc.).

Existen dos mecanismos para la formación de un enlace covalente:

1) intercambio;

2) donante-aceptor.

Mecanismo de intercambio para la formación de un enlace covalente.es que cada uno de los átomos conectados proporciona la formación de un par de electrones (enlace) común por parte de un electrón desapareado. Los electrones de los átomos que interactúan deben tener espines opuestos.

Consideremos, por ejemplo, la formación de un enlace covalente en una molécula de hidrógeno. Cuando los átomos de hidrógeno se acercan entre sí, sus nubes de electrones se penetran entre sí, lo que se denomina superposición de nubes de electrones (Fig. 3.2), y la densidad de electrones entre los núcleos aumenta. Los núcleos se atraen entre sí. Como resultado, la energía del sistema disminuye. Con un acercamiento muy fuerte de los átomos, aumenta la repulsión de los núcleos. Por tanto, existe una distancia óptima entre los núcleos (longitud de enlace l) en la que el sistema tiene una energía mínima. En este estado se libera energía, llamada energía de enlace E St.

Arroz. 3.2. Esquema de nubes de electrones superpuestas durante la formación de una molécula de hidrógeno.

Esquemáticamente, la formación de una molécula de hidrógeno a partir de átomos se puede representar de la siguiente manera (un punto significa un electrón, una barra significa un par de electrones):

H + H→H: H o H + H→H - H.

En términos generales, para moléculas AB de otras sustancias:

A + B = A: B.

Mecanismo donante-aceptor de formación de enlaces covalentes.Consiste en el hecho de que una partícula, la donante, presenta un par de electrones para la formación de un enlace, y la segunda, la aceptora, un orbital libre:

A: + B = A: B.

aceptador de donante

Considere los mecanismos de formación de enlaces químicos en la molécula de amoníaco y el ion amonio.

1. Educación

El átomo de nitrógeno tiene dos electrones pares y tres no pares en su nivel de energía exterior:

El átomo de hidrógeno en el subnivel s tiene un electrón desapareado.

En la molécula de amoníaco, los electrones 2p desapareados del átomo de nitrógeno forman tres pares de electrones con los electrones de 3 átomos de hidrógeno:

.

En la molécula de NH 3, se forman 3 enlaces covalentes mediante el mecanismo de intercambio.

2. La formación de un ion complejo: un ion amonio.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl o NH 3 + H + = NH 4 +

El átomo de nitrógeno tiene un par de electrones solitarios, es decir, dos electrones con espines antiparalelos en el mismo orbital atómico. El orbital atómico del ion hidrógeno no contiene electrones (un orbital vacante). Cuando una molécula de amoníaco y un ion de hidrógeno se acercan, el par solitario de electrones del átomo de nitrógeno y el orbital vacante del ion de hidrógeno interactúan. El par de electrones no compartidos se vuelve común para los átomos de nitrógeno e hidrógeno, surge un enlace químico según el mecanismo donante-aceptor. El átomo de nitrógeno de la molécula de amoníaco es el donante y el ion hidrógeno es el aceptor:

.

Cabe señalar que en el ion NH 4 + los cuatro enlaces son equivalentes e indistinguibles, por lo tanto, en el ion la carga está deslocalizada (dispersa) por todo el complejo.

Los ejemplos considerados muestran que la capacidad de un átomo para formar enlaces covalentes está determinada no solo por nubes de un electrón, sino también por nubes de dos electrones o por la presencia de orbitales libres.

Según el mecanismo donante-aceptor, los enlaces se forman en compuestos complejos: - ; 2+ ; 2-etc.

Un enlace covalente tiene las siguientes propiedades:

- saciedad;

- orientación;

- polaridad y polarizabilidad.

Covalentes, iónicos y metálicos son los tres tipos principales de enlaces químicos.

Conozcamos más sobre enlace químico covalente. Consideremos el mecanismo de su aparición. Tomemos como ejemplo la formación de una molécula de hidrógeno:

Una nube esféricamente simétrica formada por un electrón 1s rodea el núcleo de un átomo de hidrógeno libre. Cuando los átomos se acercan entre sí hasta una cierta distancia, sus orbitales se superponen parcialmente (ver Fig.), como resultado, aparece una nube molecular de dos electrones entre los centros de ambos núcleos, que tiene una densidad electrónica máxima en el espacio entre los núcleos. Con un aumento de la densidad de la carga negativa, se produce un fuerte aumento de las fuerzas de atracción entre la nube molecular y los núcleos.

Entonces, vemos que se forma un enlace covalente mediante la superposición de nubes de átomos de electrones, lo que va acompañado de la liberación de energía. Si la distancia entre los núcleos de los átomos que se acercan al tacto es de 0,106 nm, luego de la superposición de las nubes de electrones será de 0,074 nm. Cuanto mayor sea la superposición de los orbitales de los electrones, más fuerte será el enlace químico.

covalente llamado enlace químico realizado por pares de electrones. Los compuestos que tienen un enlace covalente se llaman homeopolar o atómico.

Existir dos tipos de enlace covalente: polar Y no polar.

Con no polar Enlace covalente formado por un par común de electrones, la nube de electrones se distribuye simétricamente respecto a los núcleos de ambos átomos. Un ejemplo pueden ser las moléculas diatómicas que constan de un elemento: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 y otros, en las que el par de electrones pertenece a ambos átomos por igual.

en polar En un enlace covalente, la nube de electrones se desplaza hacia el átomo con mayor electronegatividad relativa. Por ejemplo, moléculas de compuestos inorgánicos volátiles como H 2 S, HCl, H 2 O y otros.

La formación de la molécula de HCl se puede representar de la siguiente manera:

Porque la electronegatividad relativa del átomo de cloro (2.83) es mayor que la del átomo de hidrógeno (2.1), el par de electrones se desplaza hacia el átomo de cloro.

Además del mecanismo de intercambio para la formación de un enlace covalente, debido a la superposición, también existe donante-aceptador el mecanismo de su formación. Este es un mecanismo en el que la formación de un enlace covalente se produce debido a una nube de dos electrones de un átomo (donante) y un orbital libre de otro átomo (aceptor). Veamos un ejemplo del mecanismo de formación de amonio NH 4 +. En la molécula de amoníaco, el átomo de nitrógeno tiene una nube de dos electrones:

El ion hidrógeno tiene un orbital 1s libre, denotémoslo como .

En el proceso de formación de iones de amonio, la nube de nitrógeno de dos electrones se vuelve común para los átomos de nitrógeno e hidrógeno, lo que significa que se convierte en una nube de electrones moleculares. Por tanto, aparece un cuarto enlace covalente. El proceso de formación de amonio se puede representar de la siguiente manera:

La carga del ion hidrógeno se dispersa entre todos los átomos y la nube de dos electrones que pertenece al nitrógeno se vuelve común con el hidrógeno.

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Cuando dos átomos del mismo elemento no metálico interactúan, se forma un enlace químico covalente entre ellos utilizando pares de electrones comunes. Este enlace covalente se denomina apolar, ya que los pares de electrones comunes pertenecen a ambos átomos en la misma medida y ninguno de ellos tendrá exceso o falta de carga negativa transportada por los electrones.

Sin embargo, si se forma un enlace covalente entre átomos de diferentes elementos no metálicos, el panorama será algo diferente. Considere, por ejemplo, la formación de una molécula de cloruro de hidrógeno HC1 a partir de átomos de hidrógeno y cloro.

1. El átomo de hidrógeno tiene un electrón en un solo nivel, y antes de completarse le falta un electrón más. El átomo de cloro tiene siete electrones en el nivel exterior y también le falta un electrón para completarse.

2. Los átomos de hidrógeno y cloro combinan sus electrones desapareados y forman un par de electrones común, es decir, se produce un enlace covalente:

Fórmula estructural de la molécula de cloruro de hidrógeno H-C1.

3. Dado que se forma un enlace covalente entre átomos de diferentes elementos no metálicos, el par de electrones común ya no pertenecerá por igual a los átomos que interactúan. Para determinar cualitativamente a cuál de estos átomos pertenecerá en mayor medida el par de electrones común, se utiliza el concepto de electronegatividad.

El EO se puede caracterizar como una medida de la no metalicidad de los elementos químicos. En orden decreciente de EO, los elementos químicos se ordenan en la siguiente fila:

El elemento más electronegativo de la tabla de D. I. Mendeleev es el flúor. Éste es, por así decirlo, el “medallista de oro” de la electronegatividad. La "medalla de plata" es el oxígeno y la "medalla de bronce" es el nitrógeno.

El valor de la CE de un elemento depende de su posición en la tabla de Mendeleev: en cada período suele aumentar con un aumento en el número ordinal del elemento, y en cada subgrupo disminuye.

Utilizando varios EO, es posible determinar dónde se desplazan los pares de electrones comunes. Siempre están desplazados hacia los átomos del elemento con mayor EC. Por ejemplo, en la molécula HC1 de cloruro de hidrógeno, el par de electrones común se desplaza hacia el átomo de cloro, ya que su EO es mayor que el del hidrógeno. Como resultado, se forman cargas parciales en los átomos. , aparecen dos polos en la molécula: positivo y negativo. Por tanto, dicho enlace covalente se denomina polar.

El desplazamiento de pares de electrones comunes en el caso de un enlace polar covalente a veces se indica con flechas y la carga parcial con la letra griega δ ("delta"):.

En las fórmulas de los compuestos, primero se escribe el signo químico del elemento menos electronegativo. Dado que un enlace polar covalente es una especie de enlace covalente, el algoritmo de razonamiento para su representación esquemática es el mismo que para un enlace covalente no polar (ver § 11), solo que en este caso se agregará un paso más: el cuarto: Determinaremos el elemento más electronegativo y reflejaremos la polaridad del enlace en la fórmula estructural con una flecha y la designación de cargas parciales.

Por ejemplo, considere un algoritmo para la representación esquemática de la formación de enlaces para el compuesto OF 2 - fluoruro de oxígeno.

1. El oxígeno es un elemento del subgrupo principal del grupo VI (grupo VIA) de la tabla periódica de D. I. Mendeleev. Sus átomos tienen seis electrones en la capa electrónica más externa. Habrá electrones desapareados: 8-6 = 2.

El flúor es un elemento del subgrupo principal del grupo VII (grupo VIIA) de la tabla periódica de D. I. Mendeleev. Sus átomos contienen siete electrones en la capa electrónica exterior. Un electrón está desapareado.

2. Anotemos los signos de los elementos químicos con la designación de electrones externos:

3. Anotamos las fórmulas electrónicas y estructurales de las moléculas formadas:

4. Según la serie EO, determinamos que los pares de electrones comunes se desplazarán del oxígeno al flúor, como a un elemento más electronegativo, es decir, el enlace será polar covalente: .

De manera similar, se forman moléculas de agua:

De hecho, la molécula de agua no es lineal, sino angular (∠HOH = 104°27"). La estructura de la molécula de agua se puede representar de varias maneras (Fig. 40).

Arroz. 40.
Diferentes modelos de molécula de agua.

El átomo de hidrógeno forma sólo un enlace covalente con otros átomos. Por tanto, se dice que el hidrógeno es monovalente. El átomo de oxígeno está conectado a otros átomos mediante dos enlaces químicos: es bivalente. En la formación de moléculas, los átomos están conectados de tal manera que todas sus valencias están involucradas. Está claro que el oxígeno divalente debe combinarse con dos átomos de hidrógeno monovalentes. Si denotamos la valencia con un guión, entonces el esquema para la formación de una molécula de agua se puede representar de la siguiente manera:

De manera similar, el nitrógeno trivalente se combina con tres átomos de hidrógeno monovalentes para formar una molécula de amoníaco.

Las fórmulas en las que las valencias de los elementos se indican mediante guiones, como saben, se denominan estructurales.

La fórmula estructural del metano CH 4, un compuesto de carbono tetravalente con hidrógeno, será la siguiente:

¿Y cómo se combinan los átomos de carbono tetravalente y oxígeno divalente en una molécula de dióxido de carbono CO 2? Obviamente, este método sólo puede reflejar la siguiente fórmula estructural:

¿La valencia es constante? Resulta que esta afirmación es cierta para el hidrógeno y el oxígeno, pero no para el nitrógeno y el carbono, ya que estos elementos también pueden presentar otros valores de valencia. Por ejemplo, el nitrógeno puede ser monovalente, bivalente, trivalente o tetravalente. Sus compuestos con oxígeno tendrán una composición diferente. Por tanto, se distingue:

• elementos con valencia constante (por ejemplo, monovalente: H, F; divalente: O, Be; trivalente: B, A1);
• elementos con valencia variable (por ejemplo, S presenta valencias II, IV, VI; C1 - valencias I, III, V y VII).

Aprendamos a derivar fórmulas para compuestos de dos elementos por valencia.

Para derivar la fórmula del compuesto de fósforo con oxígeno, en el que el fósforo es pentavalente, el procedimiento es el siguiente:

De manera similar, derivamos la fórmula del compuesto de nitrógeno con oxígeno, en el que el nitrógeno es tetravalente.

El índice 1 no está escrito en fórmulas.

El conocimiento de la valencia de los elementos químicos es necesario para poder escribir correctamente la fórmula de una sustancia. Sin embargo, también ocurre lo contrario: la valencia de uno de los elementos se puede determinar a partir de la fórmula de una sustancia si se conoce la valencia del otro. Por ejemplo, determinemos la valencia del azufre en un compuesto cuya fórmula es SO 3:

Experimento de laboratorio nº 4.
Hacer modelos de moléculas de compuestos binarios.

Utilizando kits de bolas y pasadores, monte los modelos moleculares de las siguientes sustancias:

• opción 1: cloruro de hidrógeno HC1, tetracloruro de carbono CC1 4;
• opción 2: dióxido de azufre SO 2, cloruro de aluminio AlCl 3.

Palabras clave y frases

1. Enlaces químicos covalentes no polares y covalentes polares.
2. Electronegatividad.
3. carga parcial.
4. Valencia.
5. Elaboración de fórmulas de compuestos covalentes por valencia.
6. Determinación de valencia por fórmulas.

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Preguntas y tareas

1. Los átomos de hidrógeno y fósforo tienen valores de EO casi idénticos. ¿Cuál es el tipo de enlace químico en la molécula de fosfina PH 3?
2. Determine el tipo de enlace químico y anote el esquema de su formación para sustancias con las fórmulas: a) S 2 , K 2 O y H 2 S; b) N 2 , Li 3 N y C1 3 N.
3. ¿En cuál de las moléculas (cloruro de hidrógeno HC1 o fluoruro de hidrógeno HF) el enlace químico covalente es más polar?
4. En las siguientes oraciones, complete las palabras y expresiones que faltan: "Se forma un enlace químico covalente debido a.... Según el número de pares de electrones comunes, sucede.... Según EO, un enlace covalente se divide en... y...".
5. Determine las valencias de elementos en compuestos con las fórmulas: PbS, PbO 2, FeS 2, Fe 2 S 3, SF 6.
6. Escriba las fórmulas de cloruros: compuestos de elementos con cloro monovalente: hierro (III), cobre (I), cobre (II), manganeso (IV), fósforo (V).