Enlace químico covalente, sus variedades y mecanismos de formación. Características de los enlaces covalentes (polaridad y energía de enlace). Enlace iónico. Conexión metálica. enlace de hidrógeno

La doctrina del enlace químico constituye la base de toda la química teórica.

Se entiende por enlace químico la interacción de átomos que los une formando moléculas, iones, radicales y cristales.

Hay cuatro tipos de enlaces químicos: iónicos, covalentes, metálicos y de hidrógeno.

La división de los enlaces químicos en tipos es condicional, ya que todos se caracterizan por una cierta unidad.

Un enlace iónico puede considerarse como un caso extremo de enlace covalente polar.

Un enlace metálico combina la interacción covalente de átomos utilizando electrones compartidos y la atracción electrostática entre estos electrones y los iones metálicos.

Las sustancias a menudo carecen de casos limitantes de enlace químico (o enlace químico puro).

Por ejemplo, el fluoruro de litio $LiF$ se clasifica como un compuesto iónico. De hecho, el enlace que contiene es $80%$ iónico y $20%$ covalente. Por tanto, obviamente es más correcto hablar del grado de polaridad (ionicidad) de un enlace químico.

En la serie de haluros de hidrógeno $HF—HCl—HBr—HI—HAt$, el grado de polaridad del enlace disminuye, porque la diferencia en los valores de electronegatividad de los átomos de halógeno e hidrógeno disminuye, y en el hidrógeno astato el enlace se vuelve casi $ no polar (EO (H) = 2,1; EO (At) = 2,2) $.

En una misma sustancia se pueden encontrar diferentes tipos de enlaces, por ejemplo:

1. en bases: entre los átomos de oxígeno e hidrógeno en los grupos hidroxo el enlace es covalente polar, y entre el metal y el grupo hidroxo es iónico;
2. en sales de ácidos que contienen oxígeno: entre el átomo no metálico y el oxígeno del residuo ácido - covalente polar, y entre el metal y el residuo ácido - iónico;
3. en sales de amonio, metilamonio, etc.: entre átomos de nitrógeno e hidrógeno - polar covalente, y entre iones de amonio o metilamonio y el residuo ácido - iónico;
4. en los peróxidos metálicos (por ejemplo, $Na_2O_2$), el enlace entre los átomos de oxígeno es covalente no polar, y entre el metal y el oxígeno es iónico, etc.

Diferentes tipos de conexiones pueden transformarse entre sí:

— durante la disociación electrolítica de compuestos covalentes en agua, el enlace polar covalente se vuelve iónico;

- cuando los metales se evaporan, el enlace metálico se convierte en un enlace covalente apolar, etc.

La razón de la unidad de todos los tipos y tipos de enlaces químicos es su naturaleza química idéntica: la interacción electrón-nuclear. La formación de un enlace químico en cualquier caso es el resultado de la interacción electrón-nuclear de los átomos, acompañada de la liberación de energía.

Métodos para formar enlaces covalentes. Características de un enlace covalente: longitud y energía del enlace.

Un enlace químico covalente es un enlace formado entre átomos mediante la formación de pares de electrones compartidos.

El mecanismo de formación de dicho vínculo puede ser de intercambio o de donante-aceptante.

I. Mecanismo de intercambio Opera cuando los átomos forman pares de electrones compartidos combinando electrones no apareados.

1) $H_2$ - hidrógeno:

El enlace surge debido a la formación de un par de electrones común por electrones $s$ de átomos de hidrógeno (orbitales $s$ superpuestos):

2) $HCl$ - cloruro de hidrógeno:

El enlace surge debido a la formación de un par de electrones común de electrones $s-$ y $p-$ (orbitales $s-p-$ superpuestos):

3) $Cl_2$: en una molécula de cloro, se forma un enlace covalente debido a electrones $p-$ no apareados (orbitales $p-p-$superpuestos):

4) $N_2$: en una molécula de nitrógeno se forman tres pares de electrones comunes entre los átomos:

II. Mecanismo donante-aceptor Consideremos la formación de un enlace covalente usando el ejemplo del ion amonio $NH_4^+$.

El donante tiene un par de electrones, el aceptor tiene un orbital vacío que este par puede ocupar. En el ion amonio, los cuatro enlaces con átomos de hidrógeno son covalentes: tres se formaron debido a la creación de pares de electrones comunes por el átomo de nitrógeno y los átomos de hidrógeno según el mecanismo de intercambio, uno, mediante el mecanismo donante-aceptor.

Los enlaces covalentes se pueden clasificar por la forma en que se superponen los orbitales de los electrones, así como por su desplazamiento hacia uno de los átomos unidos.

Los enlaces químicos formados como resultado de la superposición de orbitales de electrones a lo largo de una línea de enlace se denominan $σ$. -bonos (bonos sigma). El vínculo sigma es muy fuerte.

Los orbitales $p-$ pueden superponerse en dos regiones, formando un enlace covalente debido a la superposición lateral:

Los enlaces químicos se forman como resultado de la superposición "lateral" de orbitales de electrones fuera de la línea de comunicación, es decir, en dos áreas se llaman $π$ -enlaces (enlaces pi).

Por grado de desplazamiento pares de electrones compartidos con uno de los átomos que unen, se puede formar un enlace covalente. polar Y no polar.

Un enlace químico covalente formado entre átomos con la misma electronegatividad se llama no polar. Los pares de electrones no se desplazan hacia ninguno de los átomos, porque Los átomos tienen el mismo EO: la propiedad de atraer electrones de valencia de otros átomos. Por ejemplo:

aquellos. Las moléculas de sustancias simples no metálicas se forman mediante enlaces covalentes no polares. Un enlace químico covalente entre átomos de elementos cuya electronegatividad difiere se llama polar.

Longitud y energía de los enlaces covalentes.

Característica propiedades del enlace covalente- su longitud y energía. Longitud del enlace es la distancia entre los núcleos de los átomos. Cuanto más corta es la longitud de un enlace químico, más fuerte es. Sin embargo, una medida de la fuerza de la conexión es energía de unión, que está determinada por la cantidad de energía necesaria para romper un enlace. Generalmente se mide en kJ/mol. Por lo tanto, según datos experimentales, las longitudes de enlace de las moléculas de H2, Cl2 y N2 son respectivamente 0,074, 0,198 y 0,109 nm, y las energías de enlace son 436, 242 y 946 kJ/mol, respectivamente.

Iones. enlace iónico

Imaginemos que dos átomos se “encuentran”: un átomo de un metal del grupo I y un átomo de un no metal del grupo VII. Un átomo metálico tiene un solo electrón en su nivel de energía externo, mientras que a un átomo no metálico solo le falta un electrón para que su nivel externo esté completo.

El primer átomo cederá fácilmente al segundo su electrón, que está lejos del núcleo y débilmente unido a él, y el segundo le proporcionará un lugar libre en su nivel electrónico exterior.

Entonces, el átomo, privado de una de sus cargas negativas, se convertirá en una partícula cargada positivamente, y la segunda, debido al electrón resultante, se convertirá en una partícula cargada negativamente. Estas partículas se llaman iones.

El enlace químico que se produce entre iones se llama iónico.

Consideremos la formación de este enlace usando el ejemplo del conocido compuesto cloruro de sodio (sal de mesa):

El proceso de convertir átomos en iones se muestra en el diagrama:

Esta transformación de átomos en iones siempre ocurre durante la interacción de átomos de metales típicos y no metales típicos.

Consideremos el algoritmo (secuencia) de razonamiento al registrar la formación de un enlace iónico, por ejemplo, entre átomos de calcio y cloro:

Los números que muestran el número de átomos o moléculas se llaman coeficientes, y los números que muestran el número de átomos o iones en una molécula se llaman índices.

Conexión metálica

Conozcamos cómo interactúan los átomos de los elementos metálicos entre sí. Los metales normalmente no existen como átomos aislados, sino en forma de pieza, lingote o producto metálico. ¿Qué mantiene a los átomos de metal en un solo volumen?

Los átomos de la mayoría de los metales contienen una pequeña cantidad de electrones en el nivel externo: $1, 2, 3$. Estos electrones se desprenden fácilmente y los átomos se convierten en iones positivos. Los electrones desprendidos se mueven de un ion a otro, uniéndolos en un todo único. Al conectarse con iones, estos electrones forman átomos temporalmente, luego se separan nuevamente y se combinan con otro ion, etc. En consecuencia, en el volumen del metal, los átomos se convierten continuamente en iones y viceversa.

El enlace de los metales entre iones a través de electrones compartidos se llama metálico.

La figura muestra esquemáticamente la estructura de un fragmento de sodio metálico.

En este caso, una pequeña cantidad de electrones compartidos une una gran cantidad de iones y átomos.

El enlace metálico tiene algunas similitudes con el enlace covalente, ya que se basa en compartir electrones externos. Sin embargo, en un enlace covalente, los electrones externos no apareados de sólo dos átomos vecinos se comparten, mientras que en un enlace metálico, todos los átomos participan en el intercambio de estos electrones. Por eso los cristales con un enlace covalente son frágiles, pero con un enlace metálico, por regla general, son dúctiles, conductores de electricidad y tienen un brillo metálico.

El enlace metálico es característico tanto de los metales puros como de las mezclas de varios metales: aleaciones en estado sólido y líquido.

enlace de hidrógeno

Un enlace químico entre átomos de hidrógeno polarizados positivamente de una molécula (o parte de la misma) y átomos polarizados negativamente de elementos fuertemente electronegativos que tienen pares de electrones solitarios ($F, O, N$ y menos comúnmente $S$ y $Cl$) de otra molécula. (o su parte) se llama hidrógeno.

El mecanismo de formación de enlaces de hidrógeno es en parte electrostático y en parte de naturaleza donante-aceptor.

Ejemplos de enlaces de hidrógeno intermoleculares:

En presencia de tal conexión, incluso las sustancias de bajo peso molecular pueden, en condiciones normales, ser líquidos (alcohol, agua) o gases fácilmente licuados (amoníaco, fluoruro de hidrógeno).

Las sustancias con enlaces de hidrógeno tienen redes cristalinas moleculares.

Sustancias de estructura molecular y no molecular. Tipo de red cristalina. Dependencia de las propiedades de las sustancias de su composición y estructura.

Estructura molecular y no molecular de sustancias.

No son átomos o moléculas individuales los que entran en interacciones químicas, sino sustancias. En determinadas condiciones, una sustancia puede encontrarse en uno de tres estados de agregación: sólido, líquido o gaseoso. Las propiedades de una sustancia también dependen de la naturaleza del enlace químico entre las partículas que la forman: moléculas, átomos o iones. Según el tipo de enlace, se distinguen sustancias de estructura molecular y no molecular.

Las sustancias formadas por moléculas se llaman sustancias moleculares. Los enlaces entre las moléculas en tales sustancias son muy débiles, mucho más débiles que entre los átomos dentro de la molécula, e incluso a temperaturas relativamente bajas se rompen: la sustancia se convierte en líquido y luego en gas (sublimación del yodo). Los puntos de fusión y ebullición de sustancias que consisten en moléculas aumentan al aumentar el peso molecular.

Las sustancias moleculares incluyen sustancias con estructura atómica ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), entre ellas se encuentran metales y no metales.

Consideremos las propiedades físicas de los metales alcalinos. La fuerza de unión relativamente baja entre los átomos provoca una baja resistencia mecánica: los metales alcalinos son blandos y se pueden cortar fácilmente con un cuchillo.

Los tamaños atómicos grandes dan lugar a bajas densidades de los metales alcalinos: el litio, el sodio y el potasio son incluso más ligeros que el agua. En el grupo de los metales alcalinos, los puntos de ebullición y fusión disminuyen al aumentar el número atómico del elemento, porque El tamaño de los átomos aumenta y los enlaces se debilitan.

a sustancias no molecular Las estructuras incluyen compuestos iónicos. La mayoría de los compuestos de metales con no metales tienen esta estructura: todas las sales ($NaCl, K_2SO_4$), algunos hidruros ($LiH$) y óxidos ($CaO, MgO, FeO$), bases ($NaOH, KOH$). Las sustancias iónicas (no moleculares) tienen altos puntos de fusión y ebullición.

Redes cristalinas

La materia, como se sabe, puede existir en tres estados de agregación: gaseoso, líquido y sólido.

Sólidos: amorfos y cristalinos.

Consideremos cómo las características de los enlaces químicos influyen en las propiedades de los sólidos. Los sólidos se dividen en cristalino Y amorfo.

Las sustancias amorfas no tienen un punto de fusión claro; cuando se calientan, se ablandan gradualmente y pasan a un estado fluido. Por ejemplo, la plastilina y diversas resinas se encuentran en estado amorfo.

Las sustancias cristalinas se caracterizan por la correcta disposición de las partículas que las componen: átomos, moléculas e iones, en puntos estrictamente definidos del espacio. Cuando estos puntos se conectan mediante líneas rectas, se forma una estructura espacial, llamada red cristalina. Los puntos en los que se ubican las partículas cristalinas se denominan nodos de red.

Dependiendo del tipo de partículas ubicadas en los nodos de la red cristalina y de la naturaleza de la conexión entre ellas, se distinguen cuatro tipos de redes cristalinas: iónico, atómico, molecular Y metal.

Redes cristalinas iónicas.

Iónico se llaman redes cristalinas, en cuyos nodos hay iones. Están formados por sustancias con enlaces iónicos, que pueden unir tanto iones simples $Na^(+), Cl^(-)$ como complejos $SO_4^(2−), OH^-$. En consecuencia, las sales y algunos óxidos e hidróxidos de metales tienen redes cristalinas iónicas. Por ejemplo, un cristal de cloruro de sodio consta de iones $Na^+$ positivos y negativos $Cl^-$ alternos, formando una red en forma de cubo. Los enlaces entre iones en dicho cristal son muy estables. Por lo tanto, las sustancias con red iónica se caracterizan por una dureza y resistencia relativamente altas, son refractarias y no volátiles.

Redes cristalinas atómicas.

Atómico Se llaman redes cristalinas, en cuyos nodos hay átomos individuales. En tales redes, los átomos están conectados entre sí mediante enlaces covalentes muy fuertes. Un ejemplo de sustancias con este tipo de redes cristalinas es el diamante, una de las modificaciones alotrópicas del carbono.

La mayoría de las sustancias con una red cristalina atómica tienen puntos de fusión muy altos (por ejemplo, el diamante supera los 3.500 °C), son fuertes, duros y prácticamente insolubles.

Redes cristalinas moleculares.

Molecular se llaman redes cristalinas, en cuyos nodos se encuentran las moléculas. Los enlaces químicos en estas moléculas pueden ser tanto polares ($HCl, H_2O$) como no polares ($N_2, O_2$). A pesar de que los átomos dentro de las moléculas están conectados por enlaces covalentes muy fuertes, entre las propias moléculas actúan fuerzas de atracción intermoleculares débiles. Por lo tanto, las sustancias con redes cristalinas moleculares tienen baja dureza, bajos puntos de fusión y son volátiles. La mayoría de los compuestos orgánicos sólidos tienen redes cristalinas moleculares (naftaleno, glucosa, azúcar).

Celosías de cristal metálico.

Las sustancias con enlaces metálicos tienen redes cristalinas metálicas. En los sitios de tales redes hay átomos e iones (ya sean átomos o iones, en los que los átomos metálicos se transforman fácilmente, renunciando a sus electrones externos "para uso común"). Esta estructura interna de los metales determina sus propiedades físicas características: maleabilidad, ductilidad, conductividad eléctrica y térmica, brillo metálico característico.

Cualquier interacción entre átomos sólo es posible si existe un enlace químico. Esta conexión es la razón de la formación de un sistema poliatómico estable: un ion molecular, una molécula, una red cristalina. Un enlace químico fuerte requiere mucha energía para romperse, por lo que es la cantidad básica para medir la fuerza del enlace.

Condiciones para la formación de un enlace químico.

La formación de un enlace químico siempre va acompañada de la liberación de energía. Este proceso ocurre debido a una disminución en la energía potencial de un sistema de partículas que interactúan: moléculas, iones, átomos. Energía potencial el sistema resultante de elementos que interactúan es siempre menor que la energía de las partículas salientes libres. Por tanto, la base para la aparición de un enlace químico en un sistema es la disminución de la energía potencial de sus elementos.

Naturaleza de la interacción química.

Un enlace químico es consecuencia de la interacción de campos electromagnéticos que surgen alrededor de los electrones y núcleos atómicos de aquellas sustancias que participan en la formación de una nueva molécula o cristal. Después del descubrimiento de la teoría de la estructura atómica, la naturaleza de esta interacción se volvió más accesible de estudiar.

La idea de la naturaleza eléctrica de un enlace químico surgió por primera vez del físico inglés G. Davy, quien sugirió que las moléculas se forman debido a la atracción eléctrica de partículas con carga opuesta. Esta idea interesó al químico y científico natural sueco I.Ya. Bercellius, quien desarrolló la teoría electroquímica de la aparición de enlaces químicos.

La primera teoría, que explicaba los procesos de interacción química de sustancias, era imperfecta y con el tiempo hubo que abandonarla.

La teoría de Butlerov.

El científico ruso A.M. Butlerov hizo un intento más exitoso de explicar la naturaleza del enlace químico de las sustancias. Este científico basó su teoría en los siguientes supuestos:

• Los átomos en estado enlazado están conectados entre sí en un orden determinado. Un cambio en este orden provoca la formación de una nueva sustancia.
• Los átomos se unen entre sí según las leyes de valencia.
• Las propiedades de una sustancia dependen del orden de conexión de los átomos en la molécula de la sustancia. Una disposición diferente provoca un cambio en las propiedades químicas de la sustancia.
• Los átomos conectados entre sí se influyen más fuertemente entre sí.

La teoría de Butlerov explicaba las propiedades de las sustancias químicas no sólo por su composición, sino también por el orden de disposición de los átomos. Este orden interno de A.M. Butlerov lo llamó "estructura química".

La teoría del científico ruso permitió restablecer el orden en la clasificación de sustancias y brindó la oportunidad de determinar la estructura de las moléculas por sus propiedades químicas. La teoría también respondió a la pregunta: por qué las moléculas que contienen el mismo número de átomos tienen propiedades químicas diferentes.

Requisitos previos para la creación de teorías del enlace químico.

En su teoría de la estructura química, Butlerov no abordó la cuestión de qué es un enlace químico. Para ello, había muy pocos datos sobre la estructura interna de la materia. Sólo después de abrir modelo atómico planetario El científico estadounidense Lewis comenzó a desarrollar la hipótesis de que un enlace químico surge mediante la formación de un par de electrones que pertenecen simultáneamente a dos átomos. Posteriormente, esta idea se convirtió en la base para el desarrollo de la teoría de los enlaces covalentes.

Enlace químico covalente

Se puede formar un compuesto químico estable cuando las nubes de electrones de dos átomos vecinos se superponen. El resultado de tal intersección mutua es una densidad electrónica creciente en el espacio internuclear. Los núcleos de los átomos, como sabemos, están cargados positivamente y, por lo tanto, intentan ser atraídos lo más cerca posible de la nube de electrones cargada negativamente. Esta atracción es mucho más fuerte que las fuerzas repulsivas entre dos núcleos cargados positivamente, por lo que esta conexión es estable.

Los cálculos de enlaces químicos fueron realizados por primera vez por los químicos Heitler y London. Examinaron el enlace entre dos átomos de hidrógeno. La representación visual más simple podría verse así:

Como puede ver, el par de electrones ocupa un lugar cuántico en ambos átomos de hidrógeno. Esta disposición de electrones de dos centros se denomina "enlace químico covalente". Los enlaces covalentes son típicos de moléculas de sustancias simples y sus compuestos no metálicos. Las sustancias creadas por enlaces covalentes normalmente no conducen electricidad o son semiconductores.

enlace iónico

Químico conexión iónica El tipo ocurre cuando la atracción eléctrica mutua de dos iones con cargas opuestas. Los iones pueden ser simples y constar de un átomo de una sustancia. En compuestos de este tipo, los iones simples suelen ser átomos metálicos cargados positivamente de los grupos 1 y 2 que han perdido su electrón. La formación de iones negativos es inherente a los átomos de los no metales típicos y sus bases ácidas. Por tanto, entre los compuestos iónicos típicos hay muchos haluros. metales alcalinos, por ejemplo CsF, NaCl y otros.

A diferencia de un enlace covalente, un ion no está saturado: un ion o un grupo de iones pueden unirse mediante un número variable de iones con cargas opuestas. El número de partículas adheridas está limitado únicamente por las dimensiones lineales de los iones que interactúan, así como por la condición bajo la cual las fuerzas de atracción de los iones con carga opuesta deben ser mayores que las fuerzas repulsivas de las partículas igualmente cargadas que participan en un compuesto de tipo iónico.

enlace de hidrógeno

Incluso antes de la creación de la teoría de la estructura química, se observó experimentalmente que los compuestos de hidrógeno con varios no metales tienen propiedades algo inusuales. Por ejemplo, los puntos de ebullición del fluoruro de hidrógeno y del agua son mucho más altos de lo que cabría esperar.

Estas y otras características de los compuestos de hidrógeno pueden explicarse por la capacidad del átomo de H + para formar otro enlace químico. Este tipo de conexión se llama "enlace de hidrógeno". Las razones de la aparición de un enlace de hidrógeno radican en las propiedades de las fuerzas electrostáticas. Por ejemplo, en una molécula de fluoruro de hidrógeno, la nube total de electrones está tan desplazada hacia el flúor que el espacio alrededor de un átomo de esta sustancia está saturado con un campo eléctrico negativo. Alrededor de un átomo de hidrógeno, privado de su único electrón, el campo es mucho más débil y tiene carga positiva. Como resultado, surge una relación adicional entre los campos positivos de las nubes de electrones H + y negativos F -.

Enlace químico de metales.

Los átomos de todos los metales se ubican en el espacio de cierta manera. La disposición de los átomos del metal se llama red cristalina. En este caso, los electrones de diferentes átomos interactúan débilmente entre sí, formando una nube de electrones común. Este tipo de interacción entre átomos y electrones se llama "enlace metálico".

Es el libre movimiento de electrones en los metales lo que puede explicar las propiedades físicas de las sustancias metálicas: conductividad eléctrica, conductividad térmica, resistencia, fusibilidad y otras.

ENLACE QUÍMICO

enlace químico Es la interacción de dos átomos que se lleva a cabo mediante el intercambio de electrones. Cuando se forma un enlace químico, los átomos tienden a adquirir una capa exterior estable de ocho electrones (o dos electrones), correspondiente a la estructura del átomo del gas inerte más cercano. Se distinguen los siguientes tipos de enlaces químicos: covalente(polar y apolar; intercambio y donante-aceptor), iónico, hidrógeno Y metal.

ENLACE COVALENTE

Se lleva a cabo debido al par de electrones pertenecientes a ambos átomos. Existen mecanismos de intercambio y donante-aceptor para la formación de enlaces covalentes.

1) Mecanismo de intercambio . Cada átomo aporta un electrón desapareado a un par de electrones común:

2) Mecanismo donante-aceptor . Un átomo (donante) proporciona un par de electrones y el otro átomo (aceptor) proporciona un orbital vacío para ese par;

Dos átomos no pueden socializar do cuantos pares de electrones En este caso hablan de múltiplos conexiones:

Si la densidad electrónica se ubica simétricamente entre los átomos, el enlace covalente se llama no polar.

Si la densidad electrónica se desplaza hacia uno de los átomos, entonces el enlace covalente se llama polar.

Cuanto mayor es la diferencia en la electronegatividad de los átomos, mayor es la polaridad del enlace.

Electronegatividad Es la capacidad de un átomo para atraer densidad electrónica de otros átomos. El elemento más electronegativo es el flúor, el más electropositivo es el francio.

ENLACE IÓNICO

iones- Son partículas cargadas en las que se convierten los átomos como resultado de la pérdida o adición de electrones.

(El fluoruro de sodio está formado por iones de sodio na+ e iones fluoruro F - )

Si la diferencia en la electronegatividad de los átomos es grande, entonces el par de electrones que realiza el enlace va a uno de los átomos y ambos átomos se convierten en iones.

El enlace químico entre iones debido a la atracción electrostática se llamaenlace iónico.

ENLACE DE HIDRÓGENO

enlace de hidrógeno - Este es el enlace entre un átomo de hidrógeno cargado positivamente de una molécula y un átomo cargado negativamente de otra molécula. El enlace de hidrógeno es en parte electrostático y en parte de naturaleza donante-aceptor.

El enlace de hidrógeno está representado por puntos.

La presencia de enlaces de hidrógeno explica las altas temperaturas de ebullición del agua, los alcoholes y los ácidos carboxílicos.

ENLACE METÁLICO

Los electrones de valencia de los metales están débilmente unidos a sus núcleos y pueden desprenderse fácilmente de ellos. Por lo tanto, el metal contiene una serie de iones positivos ubicados en determinadas posiciones de la red cristalina y una gran cantidad de electrones que se mueven libremente por todo el cristal. Los electrones de un metal proporcionan enlaces entre todos los átomos del metal.

HIBRIDACIÓN ORBITAL

Hibridación orbital Es un cambio en la forma de algunos orbitales durante la formación de un enlace covalente para lograr una superposición orbital más eficiente.

A

sp 3 - Hibridación. Un orbital s y tres p - los orbitales se convierten en cuatro orbitales "híbridos" idénticos, cuyo ángulo entre cuyos ejes es 109° 28".

episodio 3 - hibridación, tienen geometría tetraédrica ( CH4, NH3).

B

sp 2 - Hibridación. Un orbital s y dos orbitales p se convierten en tres orbitales “híbridos” idénticos, el ángulo entre sus ejes es de 120°.

- los orbitales pueden formar tres s - enlaces (BF 3, AlCl 3 ). Otra conexión ( pag - conexión) se puede formar si pag - el orbital que no participa en la hibridación contiene un electrón (etileno C2H4).

Moléculas en las que tiene lugar. sp

dos sp - los orbitales pueden formar dos s - enlaces (BeH 2, ZnCl 2). Dos p más - se pueden formar conexiones si dos pag - los orbitales que no participan en la hibridación contienen electrones (acetileno C2H2).

Moléculas en las que tiene lugar. sp - hibridación, tienen geometría lineal.

FIN DE SECCIÓN

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Sabes que los átomos se pueden combinar entre sí para formar sustancias tanto simples como complejas. En este caso se forman varios tipos de enlaces químicos: iónico, covalente (no polar y polar), metálico e hidrógeno. Una de las propiedades más esenciales de los átomos de los elementos que determina qué tipo de enlace se forma entre ellos (iónico o covalente) Esto es electronegatividad, es decir la capacidad de los átomos de un compuesto para atraer electrones.

Una evaluación cuantitativa condicional de la electronegatividad viene dada por la escala de electronegatividad relativa.

En los períodos, existe una tendencia general a que la electronegatividad de los elementos aumente y, en los grupos, a que disminuya. Los elementos están ordenados en serie según su electronegatividad, a partir de la cual se puede comparar la electronegatividad de elementos ubicados en diferentes períodos.

El tipo de enlace químico depende de qué tan grande sea la diferencia en los valores de electronegatividad de los átomos de los elementos que los conectan. Cuanto más difieren en electronegatividad los átomos de los elementos que forman el enlace, más polar es el enlace químico. Es imposible trazar una frontera clara entre los tipos de enlaces químicos. En la mayoría de los compuestos, el tipo de enlace químico es intermedio; por ejemplo, un enlace químico covalente altamente polar está cerca de un enlace iónico. Dependiendo de cuál de los casos límite un enlace químico sea de naturaleza más cercana, se clasifica como enlace polar iónico o covalente.

Enlace iónico.

Un enlace iónico se forma mediante la interacción de átomos que difieren marcadamente entre sí en electronegatividad. Por ejemplo, los metales típicos litio (Li), sodio (Na), potasio (K), calcio (Ca), estroncio (Sr) y bario (Ba) forman enlaces iónicos con no metales típicos, principalmente halógenos.

Además de en los haluros de metales alcalinos, también se forman enlaces iónicos en compuestos como los álcalis y las sales. Por ejemplo, en el hidróxido de sodio (NaOH) y el sulfato de sodio (Na 2 SO 4), los enlaces iónicos existen solo entre los átomos de sodio y oxígeno (los enlaces restantes son covalentes polares).

Enlace covalente no polar.

Cuando interactúan átomos con la misma electronegatividad, se forman moléculas con un enlace covalente no polar. Tal conexión existe en las moléculas de las siguientes sustancias simples: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Los enlaces químicos en estos gases se forman a través de pares de electrones compartidos, es decir. cuando las correspondientes nubes de electrones se superponen, debido a la interacción electrón-nuclear, que se produce cuando los átomos se acercan entre sí.

Al redactar fórmulas electrónicas de sustancias, debe recordarse que cada par de electrones común es una imagen convencional de una mayor densidad electrónica resultante de la superposición de las correspondientes nubes de electrones.

Enlace polar covalente.

Cuando interactúan átomos cuyos valores de electronegatividad difieren, pero no marcadamente, el par de electrones común se desplaza hacia un átomo más electronegativo. Este es el tipo más común de enlace químico y se encuentra tanto en compuestos orgánicos como inorgánicos.

Los enlaces covalentes también incluyen aquellos enlaces que se forman mediante un mecanismo donante-aceptor, por ejemplo en los iones hidronio y amonio.

Conexión metálica.

El enlace que se forma como resultado de la interacción de electrones relativamente libres con iones metálicos se llama enlace metálico. Este tipo de enlace es característico de sustancias simples: los metales.

La esencia del proceso de formación de enlaces metálicos es la siguiente: los átomos metálicos ceden fácilmente electrones de valencia y se convierten en iones cargados positivamente. Los electrones relativamente libres, desprendidos del átomo, se mueven entre iones metálicos positivos. Entre ellos surge un enlace metálico, es decir, Los electrones, por así decirlo, cementan los iones positivos de la red cristalina de los metales.

Enlace de hidrógeno.

Enlace que se forma entre los átomos de hidrógeno de una molécula y un átomo de un elemento fuertemente electronegativo.(O, NO, F) otra molécula se llama enlace de hidrógeno.

Puede surgir la pregunta: ¿por qué el hidrógeno forma un enlace químico tan específico?

Esto se explica por el hecho de que el radio atómico del hidrógeno es muy pequeño. Además, al desplazar o donar por completo su único electrón, el hidrógeno adquiere una carga positiva relativamente alta, por lo que el hidrógeno de una molécula interactúa con átomos de elementos electronegativos que tienen una carga negativa parcial que pasa a formar parte de otras moléculas (HF , H2O, NH3).

Veamos algunos ejemplos. Normalmente representamos la composición del agua con la fórmula química H 2 O. Sin embargo, esto no es del todo exacto. Sería más correcto indicar la composición del agua mediante la fórmula (H 2 O)n, donde n = 2,3,4, etc. Esto se explica por el hecho de que las moléculas de agua individuales están conectadas entre sí mediante enlaces de hidrógeno. .

Los enlaces de hidrógeno suelen indicarse con puntos. Es mucho más débil que los enlaces iónicos o covalentes, pero más fuerte que las interacciones intermoleculares ordinarias.

La presencia de enlaces de hidrógeno explica el aumento del volumen de agua al disminuir la temperatura. Esto se debe a que a medida que disminuye la temperatura, las moléculas se vuelven más fuertes y, por tanto, disminuye la densidad de su “empaquetamiento”.

Al estudiar química orgánica surgió la siguiente pregunta: ¿por qué los puntos de ebullición de los alcoholes son mucho más altos que los de los hidrocarburos correspondientes? Esto se explica por el hecho de que también se forman enlaces de hidrógeno entre moléculas de alcohol.

También se produce un aumento en el punto de ebullición de los alcoholes debido al agrandamiento de sus moléculas.

Los enlaces de hidrógeno también son característicos de muchos otros compuestos orgánicos (fenoles, ácidos carboxílicos, etc.). Por los cursos de química orgánica y biología general sabes que la presencia de un enlace de hidrógeno explica la estructura secundaria de las proteínas, la estructura de la doble hélice del ADN, es decir, el fenómeno de la complementariedad.