Tipos de ligações químicas. Ligação química O número total de ligações em moléculas de substâncias

Partículas químicas formadas por dois ou mais átomos são chamadas moléculas(real ou condicional unidades de fórmula substâncias poliatômicas). Os átomos nas moléculas estão quimicamente ligados.

A ligação química refere-se às forças elétricas de atração que mantêm as partículas unidas. Cada ligação química em fórmulas estruturais parece linha de valência Por exemplo:

H – H (ligação entre dois átomos de hidrogênio);

H 3 N – H + (ligação entre o átomo de nitrogênio da molécula de amônia e o cátion hidrogênio);

(K +) – (I -) (ligação entre o cátion potássio e o íon iodeto).

Uma ligação química é formada por um par de elétrons ( ), que nas fórmulas eletrônicas de partículas complexas (moléculas, íons complexos) geralmente é substituído por um sinal de valência, em contraste com os próprios pares de elétrons solitários de átomos, por exemplo:

A ligação química é chamada covalente, se for formado pelo compartilhamento de um par de elétrons com ambos os átomos.

Na molécula F 2, ambos os átomos de flúor possuem a mesma eletronegatividade, portanto, a posse de um par de elétrons é a mesma para eles. Essa ligação química é chamada de apolar, pois cada átomo de flúor densidade eletrônicaé o mesmo em fórmula eletrônica moléculas podem ser condicionalmente divididas igualmente entre elas:

Na molécula de cloreto de hidrogênio HCl, a ligação química já está polar, uma vez que a densidade eletrônica no átomo de cloro (um elemento com maior eletronegatividade) é significativamente maior do que no átomo de hidrogênio:

Uma ligação covalente, por exemplo H – H, pode ser formada pelo compartilhamento dos elétrons de dois átomos neutros:

H · + · H > H – H

Este mecanismo de formação de ligações é denominado intercâmbio ou equivalente.

De acordo com outro mecanismo, a mesma ligação covalente H – H ocorre quando o par de elétrons do íon hidreto H é compartilhado pelo cátion hidrogênio H +:

H++ (:H) -> H – H

O cátion H+ neste caso é chamado aceitante um ânion H – doador par de elétrons. O mecanismo de formação da ligação covalente será doador-aceitador, ou coordenação.

Ligações simples (H – H, F – F, H – CI, H – N) são chamadas títulos a, eles determinam a forma geométrica das moléculas.

As ligações duplas e triplas () contêm um componente? e um ou dois componentes?; O componente ?, que é o principal e formado condicionalmente primeiro, é sempre mais forte que os componentes ?.

As características físicas (na verdade mensuráveis) de uma ligação química são sua energia, comprimento e polaridade.

Energia de ligação química (E sv) é o calor liberado durante a formação de uma determinada ligação e gasto para quebrá-la. Para os mesmos átomos, uma ligação simples é sempre mais fraco do que um múltiplo (duplo, triplo).

Comprimento da ligação química (euсв) – distância internuclear. Para os mesmos átomos, uma ligação simples é sempre mais longo, do que um múltiplo.

Polaridade a comunicação é medida momento de dipolo elétrico p– o produto da carga elétrica real (nos átomos de uma determinada ligação) pelo comprimento do dipolo (ou seja, o comprimento da ligação). Quanto maior o momento dipolar, maior será a polaridade da ligação. As cargas elétricas reais nos átomos em uma ligação covalente são sempre menores em valor do que os estados de oxidação dos elementos, mas coincidem em sinal; por exemplo, para a ligação H + I -Cl -I, as cargas reais são H +0 " 17 -Cl -0 " 17 (partícula bipolar ou dipolo).

Polaridade molecular determinado por sua composição e forma geométrica.

Não polar (p = O) vai ser:

a) moléculas simples substâncias, uma vez que contêm apenas ligações covalentes apolares;

b) poliatômico moléculas complexo substâncias, se a sua forma geométrica simétrico.

Por exemplo, as moléculas de CO 2, BF 3 e CH 4 têm as seguintes direções de vetores de ligação iguais (em comprimento):

Ao adicionar vetores de ligação, sua soma sempre vai para zero, e as moléculas como um todo são apolares, embora contenham ligações polares.

Polar (pág.>O) será:

A) diatômico moléculas complexo substâncias, uma vez que contêm apenas ligações polares;

b) poliatômico moléculas complexo substâncias, se a sua estrutura assimetricamente, isto é, sua forma geométrica é incompleta ou distorcida, o que leva ao aparecimento de um dipolo elétrico total, por exemplo, nas moléculas NH 3, H 2 O, HNO 3 e HCN.

Íons complexos, por exemplo NH 4 +, SO 4 2- e NO 3 -, não podem ser dipolos em princípio, eles carregam apenas uma carga (positiva ou negativa);

Ligação iônica ocorre durante a atração eletrostática de cátions e ânions quase sem compartilhamento de um par de elétrons, por exemplo entre K + e I -. O átomo de potássio tem falta de densidade eletrônica, enquanto o átomo de iodo tem excesso. Esta conexão é considerada extremo trata-se de um caso de ligação covalente, já que o par de elétrons está praticamente em posse do ânion. Esta conexão é mais típica para compostos de metais e não metais típicos (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) e substâncias da classe dos sais (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Todos esses compostos em condições ambientes são substâncias cristalinas, que são chamadas coletivamente cristais iônicos(cristais construídos a partir de cátions e ânions).

Outro tipo de conexão é conhecido, chamado ligação metálica, em que os elétrons de valência são tão frouxamente presos por átomos de metal que na verdade não pertencem a átomos específicos.

Os átomos de metal, deixados sem elétrons externos claramente pertencentes a eles, tornam-se, por assim dizer, íons positivos. Eles formam estrutura cristalina metálica. O conjunto de elétrons de valência socializados ( gás de elétrons) mantém os íons metálicos positivos juntos e em locais específicos da rede.

Além dos cristais iônicos e metálicos, também existem atômico E molecular substâncias cristalinas em cujos locais da rede existem átomos ou moléculas, respectivamente. Exemplos: diamante e grafite são cristais com rede atômica, iodo I 2 e dióxido de carbono CO 2 (gelo seco) são cristais com rede molecular.

As ligações químicas existem não apenas dentro das moléculas das substâncias, mas também podem se formar entre as moléculas, por exemplo, para HF líquido, água H 2 O e uma mistura de H 2 O + NH 3:

Ligação de hidrogênioé formado devido às forças de atração eletrostática de moléculas polares contendo átomos dos elementos mais eletronegativos - F, O, N. Por exemplo, ligações de hidrogênio estão presentes em HF, H 2 O e NH 3, mas não estão em HCl, H 2 S e PH 3.

As ligações de hidrogênio são instáveis e quebram facilmente, por exemplo, quando o gelo derrete e a água ferve. No entanto, alguma energia adicional é gasta na quebra dessas ligações e, portanto, as temperaturas de fusão (Tabela 5) e pontos de ebulição de substâncias com ligações de hidrogênio

(por exemplo, HF e H 2 O) são significativamente maiores do que para substâncias semelhantes, mas sem ligações de hidrogênio (por exemplo, HCl e H 2 S, respectivamente).

Muitos compostos orgânicos também formam ligações de hidrogênio; A ligação de hidrogênio desempenha um papel importante nos processos biológicos.

Exemplos de tarefas da Parte A

1. Substâncias apenas com ligações covalentes são

1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2

2) NF 3, NH 4 Cl, P 2 O 5

3) CH 4, HNO 3, Na(CH 3 O)

4) CCl 2 O, I 2, N 2 O

2–4. Ligação covalente

2. solteiro

3. duplo

4. triplo

presente na substância

5. Ligações múltiplas estão presentes nas moléculas

6. Partículas chamadas radicais são

7. Uma das ligações é formada por um mecanismo doador-aceitador em um conjunto de íons

1) SO 4 2-, NH 4 +

2) H 3 O + , NH 4 +

3) PO 4 3-, NÃO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Mais durável E curto ligação - em uma molécula

9. Substâncias apenas com ligações iônicas - no conjunto

2) NH4Cl, SiCl4

10–13. Estrutura cristalina da matéria

13.Ba(OH)2

1) metálico

3) atômico

A menor partícula de uma substância é uma molécula formada como resultado da interação de átomos entre os quais atuam ligações químicas ou ligações químicas. A doutrina da ligação química constitui a base da química teórica. Uma ligação química ocorre quando dois (às vezes mais) átomos interagem. A formação de ligações ocorre com a liberação de energia.

Uma ligação química é uma interação que une átomos individuais em moléculas, íons e cristais.

A ligação química é de natureza uniforme: é de origem eletrostática. Mas em vários compostos químicos a ligação química é de tipos diferentes; Os tipos mais importantes de ligações químicas são covalentes (não polares, polares), iônicas e metálicas. Variedades desses tipos de ligações são doador-aceitador, hidrogênio, etc. Uma ligação metálica ocorre entre átomos de metal.

Uma ligação química realizada através da formação de um par comum ou compartilhado ou de vários pares de elétrons é chamada covalente. Cada átomo contribui com um elétron para a formação de um par comum de elétrons, ou seja, participa “em partes iguais” (Lewis, 1916). Abaixo estão diagramas da formação de ligações químicas nas moléculas H2, F2, NH3 e CH4. Os elétrons pertencentes a átomos diferentes são representados por símbolos diferentes.

Como resultado da formação de ligações químicas, cada um dos átomos da molécula tem uma configuração estável de dois e oito elétrons.

Quando ocorre uma ligação covalente, as nuvens eletrônicas dos átomos se sobrepõem para formar uma nuvem eletrônica molecular, acompanhada por um ganho de energia. A nuvem eletrônica molecular está localizada entre os centros de ambos os núcleos e tem uma densidade eletrônica aumentada em comparação com a densidade da nuvem eletrônica atômica.

A implementação de uma ligação covalente só é possível no caso de spins antiparalelos de elétrons desemparelhados pertencentes a átomos diferentes. Com spins paralelos de elétrons, os átomos não se atraem, mas se repelem: não ocorre uma ligação covalente. O método de descrição de uma ligação química, cuja formação está associada a um par de elétrons comum, é denominado método da ligação de valência (VBC).

Disposições básicas do MBC

Uma ligação química covalente é formada por dois elétrons com spins opostos, e esse par de elétrons pertence a dois átomos.

Quanto mais as nuvens de elétrons em interação se sobrepõem, mais forte é a ligação covalente.

Ao escrever fórmulas estruturais, os pares de elétrons que determinam a ligação são frequentemente representados com traços (em vez de pontos representando elétrons compartilhados).

As características energéticas de uma ligação química são importantes. Quando uma ligação química é formada, a energia total do sistema (molécula) é menor que a energia de suas partes constituintes (átomos), ou seja, EAB<ЕА+ЕB.

Valência é a propriedade de um átomo de um elemento químico de anexar ou substituir um certo número de átomos de outro elemento. Deste ponto de vista, a valência de um átomo é mais facilmente determinada pelo número de átomos de hidrogênio que formam ligações químicas com ele, ou pelo número de átomos de hidrogênio substituídos por um átomo desse elemento.

Com o desenvolvimento dos conceitos da mecânica quântica do átomo, a valência passou a ser determinada pelo número de elétrons desemparelhados envolvidos na formação de ligações químicas. Além dos elétrons desemparelhados, a valência de um átomo também depende do número de orbitais vazios e totalmente preenchidos da camada eletrônica de valência.

Energia de ligação é a energia liberada quando uma molécula é formada a partir de átomos. A energia de ligação é geralmente expressa em kJ/mol (ou kcal/mol). Esta é uma das características mais importantes de uma ligação química. O sistema que contém menos energia é mais estável. Sabe-se, por exemplo, que os átomos de hidrogênio tendem a se unir em uma molécula. Isto significa que um sistema constituído por moléculas de H2 contém menos energia do que um sistema constituído pelo mesmo número de átomos de H, mas não combinados em moléculas.

Arroz. 2.1 Dependência da energia potencial E de um sistema de dois átomos de hidrogênio da distância internuclear r: 1 - durante a formação de uma ligação química; 2 – sem a educação dela.

A Figura 2.1 mostra uma curva de energia característica da interação dos átomos de hidrogênio. A aproximação dos átomos é acompanhada pela liberação de energia, que será maior quanto mais as nuvens de elétrons se sobrepuserem. Porém, em condições normais, devido à repulsão de Coulomb, é impossível conseguir a fusão dos núcleos de dois átomos. Isso significa que a alguma distância, em vez da atração dos átomos, ocorrerá sua repulsão. Assim, a distância entre os átomos r0, que corresponde ao mínimo da curva de energia, corresponderá ao comprimento da ligação química (curva 1). Se os spins dos elétrons dos átomos de hidrogênio em interação forem iguais, então ocorrerá sua repulsão (curva 2). A energia de ligação para diferentes átomos varia na faixa de 170–420 kJ/mol (40–100 kcal/mol).

O processo de transição do elétron para um subnível ou nível de energia superior (ou seja, o processo de excitação ou vaporização, discutido anteriormente) requer energia. Quando uma ligação química é formada, energia é liberada. Para que uma ligação química seja estável, é necessário que o aumento da energia atômica devido à excitação seja menor que a energia da ligação química que está sendo formada. Em outras palavras, é necessário que a energia despendida na excitação dos átomos seja compensada pela liberação de energia devido à formação de uma ligação.

Uma ligação química, além da energia de ligação, é caracterizada por comprimento, multiplicidade e polaridade. Para uma molécula que consiste em mais de dois átomos, os ângulos entre as ligações e a polaridade da molécula como um todo são significativos.

A multiplicidade de uma ligação é determinada pelo número de pares de elétrons conectando dois átomos. Assim, no etano H3C–CH3 a ligação entre os átomos de carbono é simples, no etileno H2C=CH2 é dupla, no acetileno HCºCH é tripla. À medida que a multiplicidade da ligação aumenta, a energia da ligação aumenta: a energia da ligação C – C é 339 kJ/mol, C=C - 611 kJ/mol e CºC - 833 kJ/mol.

A ligação química entre os átomos é causada pela sobreposição de nuvens de elétrons. Se a sobreposição ocorrer ao longo da linha que conecta os núcleos atômicos, essa ligação é chamada de ligação sigma (ligação σ). Pode ser formado por dois elétrons s, elétrons s e p, dois elétrons px, elétrons s e d (por exemplo

Uma ligação química realizada por um par de elétrons é chamada de ligação simples. Uma ligação simples é sempre uma ligação σ. Orbitais do tipo s só podem formar ligações σ.

A ligação entre dois átomos pode ser realizada por mais de um par de elétrons. Esse relacionamento é chamado de múltiplo. Um exemplo da formação de uma ligação múltipla é a molécula de nitrogênio. Numa molécula de nitrogênio, os orbitais px formam uma ligação σ. Quando uma ligação é formada por orbitais pz, surgem duas regiões

sobreposições – acima e abaixo do eixo x:

Essa ligação é chamada de ligação pi (ligação π). A formação de uma ligação π entre dois átomos ocorre somente quando eles já estão conectados por uma ligação σ. A segunda ligação π na molécula de nitrogênio é formada pelos orbitais py dos átomos. Quando as ligações π são formadas, as nuvens de elétrons se sobrepõem menos do que no caso das ligações σ. Como resultado, as ligações π são geralmente menos fortes do que as ligações σ formadas pelos mesmos orbitais atômicos.

Orbitais p podem formar ligações σ e π; em ligações múltiplas, uma delas é necessariamente uma ligação σ:

Assim, de três ligações em uma molécula de nitrogênio, uma é uma ligação σ e duas são ligações π.

O comprimento da ligação é a distância entre os núcleos dos átomos ligados. Os comprimentos de ligação em vários compostos são décimos de nanômetro. À medida que a multiplicidade aumenta, os comprimentos das ligações diminuem: os comprimentos das ligações N – N, N=N e NºN são iguais a 0,145; 0,125 e 0,109 nm (10-9 m), e os comprimentos das ligações C-C, C=C e CºC são, respectivamente, 0,154; 0,134 e 0,120 nm.

Entre diferentes átomos, uma ligação covalente pura pode aparecer se a eletronegatividade (EO) de algumas moléculas for eletrosimétrica, ou seja, Os “centros de gravidade” das cargas positivas dos núcleos e das cargas negativas dos elétrons coincidem em um ponto, por isso são chamados de apolares.

Se os átomos conectados tiverem EO diferentes, então a nuvem de elétrons localizada entre eles muda de uma posição simétrica mais próxima do átomo com EO mais alto:

O deslocamento da nuvem de elétrons é chamado de polarização. Como resultado da polarização unilateral, os centros de gravidade das cargas positivas e negativas em uma molécula não coincidem em um ponto, e uma certa distância (l) aparece entre eles. Essas moléculas são chamadas polares ou dipolos, e a ligação entre os átomos nelas é chamada polar.

Uma ligação polar é um tipo de ligação covalente que sofreu uma ligeira polarização unilateral. A distância entre os “centros de gravidade” das cargas positivas e negativas em uma molécula é chamada de comprimento do dipolo. Naturalmente, quanto maior a polarização, maior será o comprimento do dipolo e maior será a polaridade das moléculas. Para avaliar a polaridade das moléculas, costuma-se utilizar o momento dipolar permanente (Mp), que é o produto do valor da carga elétrica elementar (e) e o comprimento do dipolo (l), ou seja,

Uma das questões mais importantes da química é a questão das ligações químicas, que requer uma explicação das causas e identificação dos padrões de formação de ligações entre átomos, íons e moléculas com base na teoria da estrutura atômica e na Lei Periódica de D.I. Mendeleev, bem como as características dessas ligações através da interpretação das propriedades físicas e químicas das substâncias.

A formação de moléculas, íons moleculares, íons, substâncias cristalinas, amorfas e outras substâncias a partir de átomos é acompanhada por uma diminuição na energia em comparação com átomos não interagentes. Neste caso, a energia mínima corresponde a um certo arranjo de átomos entre si, o que corresponde a uma redistribuição significativa da densidade eletrônica. As forças que mantêm os átomos unidos em novas formações receberam o nome geral de “ligação química”. Os tipos mais importantes de ligações químicas são: iônicas, covalentes, metálicas, de hidrogênio, intermoleculares.

Ao caracterizar uma ligação química, geralmente são utilizados conceitos como “valência”, “estado de oxidação” e “multiplicidade da ligação”.
Valência- a capacidade de um átomo de um elemento químico formar ligações com outros átomos. Para compostos iônicos, o número de elétrons dados ou recebidos é considerado o valor da valência. Para compostos covalentes, a valência é igual ao número de pares de elétrons compartilhados.

Dependendo do método de redistribuição de elétrons, existem ligações covalentes, iônicas E metal . Com base na presença ou ausência de polarização, as ligações covalentes são divididas em: polar - entre átomos de elementos diferentes, e não polar - entre átomos do mesmo elemento. De acordo com o método de formação, as ligações covalentes são divididas em ordinário , doador-aceitador E dativo.

De acordo com a teoria eletrônica da valência, uma ligação química ocorre devido à redistribuição dos elétrons nos orbitais de valência, resultando em uma configuração eletrônica estável de um gás nobre (octeto) devido à formação de íons (W. Kossel) ou à formação de pares de elétrons compartilhados (G. Lewis). As teorias da mecânica quântica (a teoria das ligações de valência e o método dos orbitais moleculares) baseiam-se no conceito da função de onda ψ, que descreve o estado dos elétrons em uma molécula, com base em soluções aproximadas da equação de Schrödinger. Pela primeira vez, um cálculo tão aproximado foi realizado por W. Heitler e F. London para a molécula de hidrogênio.

A energia de um sistema constituído por dois átomos de hidrogênio é a - os spins são paralelos; b - os spins são antiparalelos; E - energia do sistema, r 0 - distância internuclear na molécula

Como resultado, foram obtidas equações que permitiram encontrar a dependência da energia potencial do sistema E, composto por dois átomos de hidrogênio, da distância R entre os núcleos desses átomos. Descobriu-se que os resultados do cálculo dependem se os spins dos elétrons em interação são idênticos ou de sinal oposto. Com a mesma direção dos spins (curva a), a aproximação dos átomos leva a um aumento contínuo na energia do sistema. Nesse caso, aproximar os átomos requer gasto de energia, de modo que tal processo acaba sendo energeticamente desfavorável e não surge uma ligação química entre os átomos.

Com spins direcionados de forma oposta (curva b), os átomos se unem a uma certa distância r 0 acompanhado por uma diminuição na energia do sistema. No R = r 0 o sistema tem a energia potencial mais baixa, ou seja, está no estado mais estável; aproximar ainda mais os átomos leva a um aumento na energia. Mas isso também significa que, no caso de spins de elétrons atômicos em direções opostas, uma molécula de H 2 é formada - um sistema estável de dois átomos de hidrogênio localizados a uma certa distância um do outro.

A ligação química é caracterizada energia E comprimento . Uma medida da força da ligação é a energia gasta para quebrar uma ligação ou o ganho de energia ao formar um composto a partir de átomos individuais ( E SV). Energia das ligações químicas - Esta é a energia que deve ser gasta para quebrar as ligações químicas. Neste caso, átomos, radicais, íons ou moléculas excitadas são formados a partir da molécula.

Por exemplo:

H 2 H + H, E St = 432 kJ/mol,

H 2 O H + OH E St = 461 kJ/mol,

NaCl (s) Na + (g) + Cl - (g) E St = 788,3 kJ/mol,

C 2 H 6 ?H 3 + ?H 3 , E St = 356 kJ/mol.

A energia de ligação, como pode ser visto, depende dos produtos obtidos a partir de sua ruptura. Com base nesses dados, foi introduzido o conceito de obrigações ordinárias (únicas), duplas, triplas e, em geral, múltiplas.

Comprimento do link(nm,?)- a distância entre os núcleos dos átomos vizinhos em uma molécula. Pode ser determinado experimentalmente usando métodos físicos modernos (eletronografia, radiografia, introscopia infravermelha, etc.). Aproximadamente o comprimento da ligação é igual à soma dos raios dos átomos vizinhos d UMA - B = r UMA + r B .

Assim como os raios dos átomos, as distâncias internucleares mudam naturalmente nas séries e subgrupos da Tabela Periódica. Por exemplo, na série HF - HCl - HBr - HI, a distância d H-G aumenta (1,0; 1,27; 1,41 e 1,62?, respectivamente). As distâncias entre átomos idênticos em compostos diferentes (com a mesma multiplicidade) são próximas. Assim, ligações CC simples em qualquer composto são d CC de 1,54 a 1,58?. Quanto maior a multiplicidade da ligação, menor será seu comprimento:

dC - C = 1,54, dC = C = 1,34 e dC ≡ C = 1,2?

quanto maior a energia de ligação, menor será o seu comprimento.

Em compostos contendo mais de dois átomos, uma característica importante é o ângulo de ligação formado pelas ligações químicas na molécula e refletindo sua geometria. Dependem da natureza dos átomos (sua estrutura eletrônica) e da natureza da ligação química (covalente, iônica, hidrogênio, metálica, única, múltipla). Os ângulos de ligação agora são determinados com muita precisão usando os mesmos métodos que os comprimentos de ligação.

Por exemplo, foi demonstrado que as moléculas da composição AB 2 podem ser lineares (CO 2) ou angulares (H 2 O), AB 3 - triangulares (BF 3) e piramidais (NH 3), AB 4 - tetraédricas (CH 4), ou quadrado (PtCl 4) -, ou piramidal (SbCl 4) -, AB 5 - bipiramidal trigonal (PCl 5), ou tetragonal piramidal (BrF 5), AB 6 - octaédrico (AlF 6) 3-, etc. Os ângulos de ligação mudam naturalmente com as mudanças no número ordinal na tabela periódica. Por exemplo, o ângulo H-E-H para H 2 O, H 2 S, H 2 Se diminui (104,5; 92 e 90 0, respectivamente).

A polaridade de uma molécula é determinada pela diferença na eletronegatividade dos átomos que formam uma ligação de dois centros, pela geometria da molécula, bem como pela presença de pares de elétrons solitários, uma vez que parte da densidade de elétrons na molécula pode ser localizada não na direção dos títulos. A polaridade de uma ligação é expressa através do seu componente iônico, ou seja, através do deslocamento de um par de elétrons para um átomo mais eletronegativo. A polaridade de uma molécula é expressa através do seu momento de dipolo, que é igual à soma vetorial de todos os momentos de dipolo das ligações da molécula.

Um dipolo é um sistema de duas cargas iguais, mas opostas, localizadas a uma distância unitária uma da outra. O momento dipolar é medido em metros coulombianos (C?m) ou em debyes (D); 1D = 0,333?10 -29 C?m.

Conhecendo o valor do momento dipolar, podemos tirar uma conclusão sobre a natureza da ligação química (iônica, covalente polar ou apolar) e a forma geométrica da molécula. Você pode focar na diferença de eletronegatividade dos elementos que compõem uma molécula binária: se? ? 1.7, então a ligação neste composto é covalentemente polar, mas e se? ? 1.7 - iônico.

A ligação entre átomos com a mesma eletronegatividade, por exemplo, H 2, Cl 2, ou valores de eletronegatividade semelhantes - CH 4 não tem nem mesmo uma pequena contribuição associada à separação de cargas. Tais ligações e moléculas são chamadas covalente; eles são apolares, seus centros de gravidade de cargas coincidem. Uma ligação covalente é o tipo mais comum de ligação química, surgindo devido ao compartilhamento de um par de elétrons por meio de um mecanismo de troca.

Para formar uma ligação covalente simples, cada átomo fornece um elétron: A.|.B. Em qualquer momento vínculo doador-aceitador um átomo - doador - fornece dois elétrons, e o outro átomo - aceitante - aloca um orbital de elétrons vago para isso: A : | B. Um exemplo clássico de ligação covalente apolar (a diferença de eletronegatividade é zero) é observado em moléculas homonucleares: H-H, F-F, O + O = O 2. Quando uma ligação covalente heteroatômica é formada, o par de elétrons é deslocado para um átomo mais eletronegativo, o que torna tal ligação polar (HCl, H 2 O): S + O 2 = O=S=O.

Exceto polarizabilidade ligação covalente tem a propriedade saturação - a capacidade de um átomo de formar tantas ligações covalentes quantos orbitais atômicos energeticamente disponíveis. Orbitais eletrônicos (exceto orbitais s) têm um espaço espacial foco . Portanto, a ligação covalente, que é o resultado da sobreposição de nuvens de elétrons de átomos em interação, está localizada em uma determinada direção em relação a esses átomos.

Se a sobreposição de nuvens de elétrons ocorrer na direção da linha reta que conecta os núcleos dos átomos em interação (ou seja, ao longo do eixo da ligação), então σ -bond (ligação sigma). Quando nuvens de elétrons p interagem, direcionadas perpendicularmente ao eixo de ligação, formam-se 2 regiões sobrepostas, localizadas em ambos os lados deste eixo. Essa ligação covalente é chamada de ligação π (ligação pi). Uma ligação π pode surgir não apenas de elétrons p, mas também de nuvens de elétrons d e p sobrepostas ou nuvens d. Delta (δ) - as conexões são devidas à sobreposição de todas as quatro lâminas de d - nuvens de elétrons localizadas em planos paralelos.

Possíveis tipos de sobreposição orbital química

Com base nas condições de simetria, pode-se mostrar que os elétrons dos orbitais s só podem participar da ligação σ, elétrons p - já na ligação σ - e π, e d - elétrons - ambos em σ - e π -, e em δ - ligação. Para orbitais f, os tipos de simetria são ainda mais diversos.

Na maioria das moléculas, as ligações são de natureza intermediária (inclusive no NaCl); Tais ligações e moléculas são chamadas polares (ou covalentes polares), nas quais os “centros de gravidade” das cargas não coincidem. A ligação covalente é o tipo mais comum de ligação que ocorre na maioria das substâncias conhecidas; Existem poucos compostos com ligações covalentes apolares e ligações próximas das puramente iônicas.

Se os átomos em interação diferem em eletronegatividade, então a densidade do elétron muda para uma mais eletronegativa e os átomos, em última análise, se transformam em íons carregados. Neste caso, ocorre uma formação entre os átomos iônico conexão. Por exemplo, a ligação em uma molécula de NaCl pode ser representada aproximadamente como a interação de Coulomb dos íons Na + e Cl -.

Uma ligação iônica é um caso especial de ligação covalente, quando o par de elétrons resultante pertence completamente a um átomo mais eletronegativo, que se torna um ânion. A base para identificar esta ligação como um tipo separado é o fato de que compostos com tal ligação podem ser descritos em uma aproximação eletrostática, considerando que a ligação iônica é devida à atração de íons positivos e negativos. Interação de íons de sinal oposto independente da direção, e as forças de Coulomb não são tem a propriedade de saturação. Portanto, cada íon em um composto iônico atrai um número tão grande de íons de sinal oposto que uma rede cristalina de tipo iônico é formada. Não há moléculas em um cristal iônico. Cada íon é cercado por um certo número de íons de sinais diferentes (o número de coordenação do íon). Pares de íons podem existir no estado gasoso como moléculas polares.

No estado gasoso, o NaCl tem um momento de dipolo de ~3–10 -29 C?m, o que corresponde a um deslocamento de 0,8 carga de elétrons por comprimento de ligação de 0,236 nm de Na a Cl, ou seja, Na 0,8+ Cl 0,8-. Os átomos de metal geralmente doam elétrons, adquirindo assim a configuração eletrônica do átomo de gás inerte anterior. Átomos d- E f-elementos que exibem valência variável também podem ter outras configurações eletrônicas estáveis. Os átomos de não metais geralmente completam sua camada externa de elétrons. Se um elemento mais eletronegativo estiver presente no composto, o não metal pode doar elétrons até que um estado de oxidação estável seja alcançado (por exemplo, para Cl é +1, +3, +5, +7). Quando um átomo metálico forma uma ligação com um átomo não metálico, o primeiro cede elétrons e o segundo aceita. No caso da interação de um metal típico com um não-metal típico, um ligação iônica : 2Na + Cl 2 = 2NaCl.

Atualmente, dois métodos são utilizados principalmente para estudar ligações químicas: 1) ligações de valência; 2) orbitais moleculares.

O primeiro método considera átomos individuais que interagem com base no princípio da completude da camada eletrônica (regra do octeto). Do ponto de vista do método da ligação de valência, uma ligação covalente é formada devido ao compartilhamento de um par de elétrons. O método simples de ligações de valência é o mais compreensível, conveniente e visual para um químico. A desvantagem do método da ligação de valência é que ele não consegue explicar alguns dados experimentais.

O método da ligação de valência (MBM) também é chamado de teoria dos pares de elétrons localizados, uma vez que o método se baseia na suposição de que a ligação química entre dois átomos é realizada usando um ou mais pares de elétrons que estão predominantemente localizados entre eles. Na MVS sempre há comunicação dois elétrons e definitivamente dois centros. O número de ligações químicas elementares que um átomo ou íon pode formar é igual à sua valência, os elétrons participam da formação de uma ligação química; A função de onda que descreve o estado dos elétrons formando uma ligação é chamada de orbital localizado (LO).

As ligações σ são caracterizadas por um arranjo de nuvens de elétrons sobrepostas em que o eixo da nuvem coincide com a linha que conecta os centros dos átomos.

Que haja uma molécula CR 4; Além disso, todas as ligações nele são estritamente covalentes; Vamos introduzir o substituinte X nesta molécula para obter o composto CR 3 X. Agora a densidade do elétron está distribuída de forma diferente: o átomo de carbono adquiriu ou perdeu parte da carga da nuvem de elétrons - tornou-se positivo ou negativo em relação ao seu. estado na molécula original. Conseqüentemente, o átomo substituinte também recebeu algum tipo de carga. Foi acordado denotar este efeito pelo termo “indutância” e tomar o sinal da indutância de forma que coincida com o sinal da carga que surge no átomo substituinte.

O efeito indutivo é positivo (+I) se

O efeito indutivo é negativo (-I) se

onde δ é o excesso de carga em cada um dos átomos. A seta mostra a direção da mudança na densidade eletrônica. O efeito indutivo não se limita a uma conexão; ele se espalha pelos títulos, enfraquecendo rapidamente. O efeito indutivo aumenta com o aumento da carga criada pelo substituinte. A atração energética dos elétrons, característica dos átomos metalóides, é expressa em um forte efeito indutivo negativo (efeito -I); pelo contrário, o íon negativo de oxigênio tende a doar elétrons e exibe um efeito positivo (+I). As ligações CC insaturadas são caracterizadas por um efeito negativo, ou seja, atraem elétrons “para a ligação”; Os radicais metila e n-alquil exibem um efeito positivo.

Os efeitos indutivos causam uma mudança na densidade dos elétrons σ e permitem prever em termos gerais onde exatamente em uma determinada molécula se pode esperar a concentração de cargas negativas e onde cargas positivas. O “núcleo” eletrônico da molécula não é absolutamente rígido e, embora as ligações σ sejam mais ou menos polarizadas sob a influência de vários grupos vizinhos, a aproximação de qualquer íon estranho a uma determinada ligação ou a ação de um campo externo pode fortalecer ou enfraquecer a polarização. Este efeito adicional é denominado efeito dinâmico; em particular, manifesta-se na deformabilidade particularmente fácil das ligações carbono-iodo em comparação com a deformabilidade das ligações carbono-flúor ou cloro.

.Características comparativas de MMO e MWS

Ambas as abordagens da mecânica quântica para a descrição de ligações químicas - MMO e MBC - são aproximadas. O MMO dá uma importância exagerada à deslocalização do elétron na molécula e é baseado em funções de onda de um elétron - orbitais moleculares. O MBC exagera o papel da localização da densidade eletrônica e se baseia no fato de que a ligação elementar é realizada apenas por um par de elétrons entre dois átomos.

Comparando MBC e MMO, deve-se notar que a vantagem do primeiro é a sua clareza: a saturação da ligação é explicada como covalência máxima, a direcionalidade decorre da direcionalidade dos orbitais atômicos e híbridos; O momento dipolar de uma molécula consiste nos momentos dipolares das ligações, na diferença no OEO dos átomos que formam a molécula e na presença de pares de elétrons solitários.

Contudo, a existência de alguns compostos não pode ser explicada do ponto de vista do MBC. Estes são compostos deficientes em elétrons (B 2 H 6, NO) e compostos de gases nobres. Sua estrutura é facilmente explicada pelo MMO. A estabilidade de íons e átomos moleculares em comparação com moléculas é facilmente prevista a partir da perspectiva do MMO. E, finalmente, o magnetismo e a cor da matéria também são facilmente explicados pelo MMO.

Os cálculos quantitativos no MMO, apesar de serem complicados, ainda são muito mais simples do que no MVS. Portanto, atualmente, o VMS quase nunca é usado na química quântica. Ao mesmo tempo, qualitativamente, as conclusões do MWS são muito mais claras e mais amplamente utilizadas pelos experimentadores do que o MMO. A base para isso é o fato de que, na realidade, em uma molécula, a probabilidade de um determinado elétron estar entre átomos ligados é muito maior do que em outros átomos, embora mesmo aí não seja zero. Em última análise, a escolha do método é determinada pelo objeto de estudo e pela tarefa em questão.

26. Ligação covalente(ligação atômica, ligação homeopolar) - uma ligação química formada pela sobreposição (compartilhamento) de um par de nuvens de elétrons de valência. As nuvens eletrônicas (elétrons) que fornecem comunicação são chamadas par de elétrons compartilhado.

As propriedades características de uma ligação covalente - direcionalidade, saturação, polaridade, polarizabilidade - determinam as propriedades químicas e físicas dos compostos.

A direção da ligação é determinada pela estrutura molecular da substância e pela forma geométrica de sua molécula. Os ângulos entre duas ligações são chamados de ângulos de ligação.

Saturabilidade é a capacidade dos átomos de formar um número limitado de ligações covalentes. O número de ligações formadas por um átomo é limitado pelo número de seus orbitais atômicos externos.

A polaridade da ligação se deve à distribuição desigual da densidade eletrônica devido às diferenças na eletronegatividade dos átomos. Com base nisso, as ligações covalentes são divididas em apolares e polares.

A polarizabilidade de uma ligação é expressa no deslocamento dos elétrons da ligação sob a influência de um campo elétrico externo, incluindo o de outra partícula reagente. A polarizabilidade é determinada pela mobilidade dos elétrons. A polaridade e polarizabilidade das ligações covalentes determinam a reatividade das moléculas em relação aos reagentes polares.

Comunicações Educacionais

Uma ligação covalente simples é formada por dois elétrons de valência desemparelhados, um de cada átomo:

A++B→A:B

Como resultado da socialização, os elétrons formam um nível de energia preenchido. Uma ligação é formada se a energia total neste nível for menor do que no estado inicial (e a diferença de energia nada mais será do que a energia da ligação).

Preenchimento dos orbitais atômicos (ao longo das bordas) e moleculares (no centro) da molécula de H 2 com elétrons. O eixo vertical corresponde ao nível de energia, os elétrons são indicados por setas refletindo seus spins.

Segundo a teoria dos orbitais moleculares, a sobreposição de dois orbitais atômicos leva, no caso mais simples, à formação de dois orbitais moleculares (MO): vinculando MO E anti-ligação (afrouxamento) MO. Os elétrons compartilhados estão localizados no MO de ligação de menor energia.

]Tipos de ligações covalentes

Existem três tipos de ligações químicas covalentes, diferindo no mecanismo de formação:

1. Ligação covalente simples. Para sua formação, cada átomo fornece um elétron desemparelhado. Quando uma ligação covalente simples é formada, as cargas formais dos átomos permanecem inalteradas.

§ Se os átomos que formam uma ligação covalente simples são iguais, então as cargas verdadeiras dos átomos na molécula também são as mesmas, uma vez que os átomos que formam a ligação possuem igualmente um par de elétrons compartilhado. Essa conexão é chamada ligação covalente não polar. Substâncias simples têm tal ligação, por exemplo: O 2, N 2, Cl 2. Mas não apenas não-metais do mesmo tipo podem formar uma ligação covalente apolar. Elementos não metálicos cuja eletronegatividade é de igual importância também podem formar uma ligação covalente apolar, por exemplo, na molécula de PH 3 a ligação é covalente apolar, pois o EO do hidrogênio é igual ao EO do fósforo.

§ Se os átomos são diferentes, então o grau de posse de um par compartilhado de elétrons é determinado pela diferença na eletronegatividade dos átomos. Um átomo com maior eletronegatividade atrai um par de elétrons ligantes com mais força para si e sua carga verdadeira torna-se negativa. Um átomo com menor eletronegatividade adquire, conseqüentemente, uma carga positiva da mesma magnitude. Se um composto é formado entre dois não-metais diferentes, então tal composto é chamado ligação polar covalente.

2. Vínculo doador-aceitador. Para formar este tipo de ligação covalente, ambos os elétrons são fornecidos por um dos átomos - doador. O segundo dos átomos envolvidos na formação de uma ligação é chamado aceitante. Na molécula resultante, a carga formal do doador aumenta em um e a carga formal do aceitador diminui em um.

3. Conexão semipolar.Pode ser considerado um vínculo polar doador-aceitador. Este tipo de ligação covalente é formada entre um átomo com um par solitário de elétrons (nitrogênio, fósforo, enxofre, halogênios, etc.) e um átomo com dois elétrons desemparelhados (oxigênio, enxofre). A formação de uma ligação semipolar ocorre em duas etapas:

1. Transferência de um elétron de um átomo com um par de elétrons isolado para um átomo com dois elétrons desemparelhados. Como resultado, um átomo com um par solitário de elétrons se transforma em um cátion radical (uma partícula carregada positivamente com um elétron desemparelhado), e um átomo com dois elétrons desemparelhados se transforma em um ânion radical (uma partícula carregada negativamente com um elétron desemparelhado) .

2. Compartilhamento de elétrons desemparelhados (como no caso de uma ligação covalente simples).

Quando uma ligação semipolar é formada, um átomo com um par de elétrons isolado aumenta sua carga formal em um, e um átomo com dois elétrons desemparelhados diminui sua carga formal em um.

] ligação σ e ligação π

As ligações Sigma (σ)-, pi () são uma descrição aproximada dos tipos de ligações covalentes em moléculas de vários compostos. A ligação σ é caracterizada pelo fato de que a densidade da nuvem de elétrons é máxima ao longo do eixo que conecta o; núcleos de átomos. Quando uma ligação β é formada, ocorre a chamada sobreposição lateral de nuvens de elétrons, e a densidade da nuvem de elétrons é máxima “acima” e “abaixo” do plano da ligação σ. Por exemplo, tomemos etileno, acetileno e benzeno.

Na molécula de etileno C 2 H 4 existe uma ligação dupla CH 2 = CH 2, sua fórmula eletrônica: H:C::C:H. Os núcleos de todos os átomos de etileno estão localizados no mesmo plano. As três nuvens de elétrons de cada átomo de carbono formam três ligações covalentes com outros átomos no mesmo plano (com ângulos entre eles de aproximadamente 120°). A nuvem do quarto elétron de valência do átomo de carbono está localizada acima e abaixo do plano da molécula. Essas nuvens eletrônicas de ambos os átomos de carbono, sobrepondo-se parcialmente acima e abaixo do plano da molécula, formam uma segunda ligação entre os átomos de carbono. A primeira ligação covalente mais forte entre os átomos de carbono é chamada de ligação σ; a segunda ligação covalente, menos forte, é chamada de ligação.

Em uma molécula linear de acetileno

N-S≡S-N (N:S:::S:N)

Existem ligações σ entre átomos de carbono e hidrogênio, uma ligação σ entre dois átomos de carbono e duas ligações σ entre os mesmos átomos de carbono. Duas ligações estão localizadas acima da esfera de ação da ligação σ em dois planos perpendiculares entre si.

Todos os seis átomos de carbono da molécula cíclica de benzeno C 6 H 6 estão no mesmo plano. Existem ligações σ entre os átomos de carbono no plano do anel; Cada átomo de carbono tem as mesmas ligações com átomos de hidrogênio. Os átomos de carbono gastam três elétrons para fazer essas ligações. Nuvens de elétrons de quarta valência de átomos de carbono, em forma de oito, estão localizadas perpendicularmente ao plano da molécula de benzeno. Cada uma dessas nuvens se sobrepõe igualmente às nuvens de elétrons dos átomos de carbono vizinhos. Em uma molécula de benzeno, não são formadas três ligações separadas, mas um único sistema eletrônico de seis elétrons, comum a todos os átomos de carbono. As ligações entre os átomos de carbono na molécula de benzeno são exatamente as mesmas.

\]Exemplos de substâncias com ligações covalentes

Uma ligação covalente simples conecta átomos nas moléculas de gases simples (H 2, Cl 2, etc.) e compostos (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl, etc.). Compostos com ligação doador-aceitador - amônio NH 4 +, ânion tetrafluoroborato BF 4 - etc. Compostos com ligação semipolar - óxido nitroso N 2 O, O - -PCl 3 +.

Cristais com ligações covalentes são dielétricos ou semicondutores. Exemplos típicos de cristais atômicos (átomos nos quais estão interconectados por ligações covalentes (atômicas) são diamante, germânio e silício.

A única substância conhecida pelo homem com exemplo de ligação covalente entre um metal e um carbono é a cianocobalamina, conhecida como vitamina B12.

Uma ligação química é uma interação que une átomos individuais em moléculas, íons e cristais.

Como resultado da formação de ligações químicas, cada um dos átomos da molécula tem uma configuração estável de dois e oito elétrons.

Disposições básicas do MBC

Uma ligação química covalente é formada por dois elétrons com spins opostos, e esse par de elétrons pertence a dois átomos.

Quanto mais as nuvens de elétrons em interação se sobrepõem, mais forte é a ligação covalente.

Ao escrever fórmulas estruturais, os pares de elétrons que determinam a ligação são frequentemente representados com traços (em vez de pontos representando elétrons compartilhados).

Uma ligação química realizada por um par de elétrons é chamada de ligação simples. Uma ligação simples é sempre uma ligação σ. Orbitais do tipo s só podem formar ligações σ.

Orbitais p podem formar ligações σ e π; em ligações múltiplas, uma delas é necessariamente uma ligação σ:.

Assim, de três ligações em uma molécula de nitrogênio, uma é uma ligação σ e duas são ligações π.

Se os átomos conectados tiverem EO diferentes, então a nuvem de elétrons localizada entre eles muda de uma posição simétrica mais próxima do átomo com EO mais alto:

Os momentos dipolares são medidos em debyes D (D = 10-18 unidades elétricas × cm, uma vez que a carga elementar é 4,810-10 unidades elétricas, e o comprimento do dipolo é em média igual à distância entre dois núcleos atômicos, ou seja, 10-8 cm ) ou coulômetros (C×m) (1 D = 3,33·10-30 C×m) (carga do elétron 1,6·10-19 C multiplicada pela distância entre as cargas, por exemplo, 0,1 nm, então Mr = 1,6 10-19 × 1 × 10-10 = 1,6 10-29 C·m). Os momentos dipolares permanentes das moléculas variam de zero a 10 D.

Para moléculas apolares l = 0 e Мр = 0, ou seja, eles não têm um momento dipolar. Para moléculas polares, Мр > 0 e atinge valores de 3,5 – 4,0 D.

Com uma diferença muito grande no EO entre os átomos, há uma polarização unilateral clara: a nuvem de elétrons da ligação é deslocada tanto quanto possível em direção ao átomo com o EO mais alto, os átomos se transformam em íons com carga oposta e uma molécula iônica parece:

A ligação covalente torna-se iônica. A assimetria elétrica das moléculas aumenta, o comprimento do dipolo aumenta e o momento dipolar aumenta para 10 D.

O momento dipolar total de uma molécula complexa pode ser considerado igual à soma vetorial dos momentos dipolares das ligações individuais. O momento dipolar é geralmente considerado direcionado da extremidade positiva do dipolo para a negativa.

A polaridade da ligação pode ser prevista usando o EO relativo dos átomos. Quanto maior a diferença entre os EOs relativos dos átomos, mais pronunciada é a polaridade: DEO = 0 – ligação covalente apolar; DEO = 0 – 2 – ligação covalente polar; DEO = 2 – ligação iônica. É mais correto falar sobre o grau de ionicidade de uma ligação, uma vez que as ligações não são 100% iônicas. Mesmo no composto CsF, a ligação é apenas 89% iônica.

Uma ligação química que surge devido à transferência de elétrons de um átomo para outro é chamada de iônica, e as moléculas correspondentes de compostos químicos são chamadas de iônicas. Os compostos iônicos no estado sólido são caracterizados por uma rede cristalina iônica. No estado fundido e dissolvido, conduzem corrente elétrica, possuem altos pontos de fusão e ebulição e um momento dipolar significativo.

Se considerarmos compostos de elementos de qualquer período com o mesmo elemento, então à medida que avançamos do início ao fim do período, a natureza predominantemente iônica da ligação muda para covalente. Por exemplo, nos fluoretos do 2º período LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2, o grau de ionicidade da ligação do fluoreto de lítio enfraquece gradualmente e é substituído por uma ligação tipicamente covalente na molécula de flúor.

Assim, a natureza da ligação química é a mesma: não há diferença fundamental no mecanismo de formação das ligações covalentes polares e iônicas. Esses tipos de ligações diferem apenas no grau de polarização da nuvem eletrônica da molécula. As moléculas resultantes diferem nos comprimentos dos dipolos e nos valores dos momentos dipolares permanentes. Em química, o momento dipolar é muito importante. Como regra geral, quanto maior o momento dipolar, maior será a reatividade das moléculas.

Mecanismos de formação de ligações químicas

O método da ligação de valência distingue entre mecanismos de troca e doador-aceitador para a formação de uma ligação química.

Mecanismo de troca. O mecanismo de troca para a formação de uma ligação química inclui casos em que um elétron de cada átomo participa da formação de um par de elétrons.

Nas moléculas de H2, Li2, Na2, as ligações são formadas devido aos elétrons s desemparelhados dos átomos. Nas moléculas F2 e Cl2 - devido aos elétrons p desemparelhados. Nas moléculas de HF e HCl, as ligações são formadas por elétrons s de hidrogênio e elétrons p de halogênios.

Uma característica da formação de compostos pelo mecanismo de troca é a saturação, o que mostra que o átomo não forma nenhuma, mas um número limitado de ligações. Seu número, em particular, depende do número de elétrons de valência desemparelhados.

A partir das células quânticas N e H podemos ver que o átomo de nitrogênio tem 3

elétrons desemparelhados, e o átomo de hidrogênio tem um. O princípio da saturação indica que o composto estável deve ser NH3 e não NH2, NH ou NH4. Porém, existem moléculas contendo um número ímpar de elétrons, por exemplo, NO, NO2, ClO2. Todos eles são caracterizados por maior reatividade.

Em certos estágios das reações químicas, também podem ser formados grupos valentemente insaturados, chamados radicais, por exemplo, H, NH2, O, CH3. A reatividade dos radicais é muito alta e, portanto, o seu tempo de vida é geralmente curto.

Mecanismo doador-aceitador

Sabe-se que os compostos saturados de valência amônia NH3 e trifluoreto de boro BF3 reagem entre si de acordo com a reação

NH3 + BF3 = NH3BF3 + 171,4 kJ/mol.

Consideremos o mecanismo desta reação:

Pode-se observar que dos quatro orbitais de boro, três estão ocupados e um permanece vago. Na molécula de amônia, todos os quatro orbitais de nitrogênio estão ocupados, três deles são ocupados pelo mecanismo de troca com elétrons de nitrogênio e hidrogênio, e um contém um par de elétrons, ambos os elétrons pertencem ao nitrogênio. Esse par de elétrons é chamado de par de elétrons solitário. A formação do composto H3N · BF3 ocorre devido ao fato do par de elétrons solitário da amônia ocupar o orbital vago do fluoreto de boro. Neste caso, a energia potencial do sistema diminui e uma quantidade equivalente de energia é liberada. Tal mecanismo de formação é denominado doador-aceitador, doador é um átomo que doa seu par de elétrons para formar uma ligação (neste caso, um átomo de nitrogênio); e o átomo que, ao fornecer um orbital vago, aceita um par de elétrons, é denominado aceptor (neste caso, átomo de boro). Uma ligação doador-aceitador é um tipo de ligação covalente.

No composto H3N · BF3, o nitrogênio e o boro são tetravalentes. O átomo de nitrogênio aumenta sua valência de 3 para 4 como resultado do uso de um par solitário de elétrons para formar uma ligação química adicional. O átomo de boro aumenta sua valência devido à presença de um orbital livre no nível eletrônico de valência. Assim, a valência dos elementos é determinada não apenas pelo número de elétrons desemparelhados, mas também pela presença de pares de elétrons isolados e orbitais livres no nível eletrônico de valência.

Um caso mais simples de formação de uma ligação química pelo mecanismo doador-aceitador é a reação da amônia com um íon hidrogênio:

. O papel do aceitador de pares de elétrons é desempenhado pelo orbital vazio do íon hidrogênio. No íon amônio NH4+, o átomo de nitrogênio é tetravalente.

Direcionalidade de ligações e hibridização de orbitais atômicos

Uma característica importante de uma molécula constituída por mais de dois átomos é a sua configuração geométrica. É determinado pelo arranjo mútuo dos orbitais atômicos envolvidos na formação de ligações químicas.

A sobreposição de nuvens eletrônicas só é possível com uma certa orientação relativa das nuvens eletrônicas; neste caso, a região de sobreposição está localizada em uma determinada direção em relação aos átomos em interação.

Quando uma ligação iônica é formada, o campo elétrico do íon possui simetria esférica e, portanto, a ligação iônica não é direcional e saturável.

k.ch. = 6 k.h. = 6

O ângulo entre as ligações em uma molécula de água é 104,5°. Sua magnitude pode ser explicada com base em conceitos da mecânica quântica. Diagrama eletrônico do átomo de oxigênio 2s22p4. Dois orbitais p desemparelhados estão localizados em um ângulo de 90° entre si - a sobreposição máxima de nuvens de elétrons de orbitais s de átomos de hidrogênio com orbitais p de um átomo de oxigênio ocorrerá se as ligações estiverem localizadas em um ângulo de 90 °. Em uma molécula de água, a ligação O – H é polar. A carga positiva efetiva no átomo de hidrogênio é δ+, no átomo de oxigênio - δ-. Portanto, o aumento do ângulo entre as ligações para 104,5° é explicado pela repulsão das cargas positivas efetivas dos átomos de hidrogênio, bem como das nuvens de elétrons.

A eletronegatividade do enxofre é significativamente menor que o EO do oxigênio. Portanto, a polaridade da ligação H – S em H2S é menor que a polaridade da ligação H – O em H2O, e o comprimento da ligação H – S (0,133 nm) é maior que H – O (0,56 nm) e o ângulo entre as ligações se aproxima de um ângulo reto. Para H2S é 92o, e para H2Se – 91o.

Pelas mesmas razões, a molécula de amônia tem uma estrutura piramidal e o ângulo entre as ligações de valência H – N – H é maior que o reto (107,3°). Ao passar de NH3 para PH3, AsH3 e SbH3, os ângulos entre as ligações são 93,3°, respectivamente; 91,8º e 91,3º.

Hibridização de orbitais atômicos

Um átomo de berílio excitado tem uma configuração de 2s12p1, um átomo de boro excitado tem uma configuração de 2s12p2 e um átomo de carbono excitado tem uma configuração de 2s12p3. Portanto, podemos assumir que não os mesmos, mas diferentes orbitais atômicos podem participar da formação de ligações químicas. Por exemplo, em compostos como BeCl2, BeCl3, CCl4 deve haver ligações de força e direção desiguais, e as ligações σ dos orbitais p devem ser mais fortes do que as ligações dos orbitais s, porque para orbitais p existem condições mais favoráveis para sobreposição. No entanto, a experiência mostra que em moléculas contendo átomos centrais com diferentes orbitais de valência (s, p, d), todas as ligações são equivalentes. Uma explicação para isso foi dada por Slater e Pauling. Eles concluíram que diferentes orbitais, não muito diferentes em energia, formam um número correspondente de orbitais híbridos. Orbitais híbridos (mistos) são formados a partir de diferentes orbitais atômicos. O número de orbitais híbridos é igual ao número de orbitais atômicos envolvidos na hibridização. Orbitais híbridos são idênticos na forma e na energia da nuvem de elétrons. Comparados aos orbitais atômicos, eles são mais alongados na direção de formação das ligações químicas e, portanto, proporcionam melhor sobreposição das nuvens de elétrons.

A hibridização de orbitais atômicos requer energia, portanto orbitais híbridos em um átomo isolado são instáveis e tendem a se transformar em AOs puros. Quando as ligações químicas são formadas, os orbitais híbridos são estabilizados. Devido às ligações mais fortes formadas pelos orbitais híbridos, mais energia é liberada do sistema e, portanto, o sistema se torna mais estável.

a hibridização sp ocorre, por exemplo, durante a formação de haletos de Be, Zn, Co e Hg (II). No estado de valência, todos os haletos metálicos contêm elétrons s e p desemparelhados no nível de energia apropriado. Quando uma molécula é formada, um orbital s e um p formam dois orbitais sp híbridos em um ângulo de 180°.

Dados experimentais mostram que os halogenetos de Be, Zn, Cd e Hg(II) são todos lineares e ambas as ligações têm o mesmo comprimento.

hibridização sp2. Como resultado da hibridização de um orbital s e dois orbitais p, formam-se três orbitais sp2 híbridos, localizados no mesmo plano em um ângulo de 120° entre si.

a hibridização sp3 é característica de compostos de carbono. Como resultado da hibridização de um orbital s e três orbitais p, formam-se quatro orbitais sp3 híbridos, direcionados aos vértices do tetraedro com um ângulo entre os orbitais de 109,5°.

A hibridização se manifesta na equivalência completa das ligações de um átomo de carbono com outros átomos em compostos, por exemplo, em CH4, CCl4, C(CH3)4, etc.

A hibridização pode envolver não apenas orbitais s e p, mas também orbitais d e f.

Com a hibridização sp3d2, 6 nuvens iguais são formadas. É observado em compostos como,.

As ideias sobre a hibridização permitem compreender características estruturais das moléculas que não podem ser explicadas de outra forma.

A hibridização de orbitais atômicos (AO) leva a um deslocamento da nuvem de elétrons na direção de formar ligações com outros átomos. Como resultado, as áreas de sobreposição dos orbitais híbridos acabam sendo maiores do que as dos orbitais puros e a resistência da ligação aumenta.

Polarizabilidade e efeito polarizador de íons e moléculas

Em um campo elétrico, um íon ou molécula é deformado, ou seja, neles há um deslocamento relativo de núcleos e elétrons. Essa deformabilidade de íons e moléculas é chamada de polarizabilidade. Como os elétrons da camada externa estão menos fortemente ligados ao átomo, eles sofrem primeiro o deslocamento.

A polarizabilidade dos ânions, via de regra, é significativamente maior do que a polarizabilidade dos cátions.

Com a mesma estrutura das camadas eletrônicas, a polarizabilidade do íon diminui à medida que a carga positiva aumenta, por exemplo, na série:

Para íons de análogos eletrônicos, a polarizabilidade aumenta com o aumento do número de camadas eletrônicas, por exemplo: ou.

A polarizabilidade das moléculas é determinada pela polarizabilidade de seus átomos constituintes, configuração geométrica, número e multiplicidade de ligações, etc. Uma conclusão sobre a polarizabilidade relativa só é possível para moléculas construídas de forma semelhante que diferem em um átomo. Neste caso, a diferença na polarizabilidade das moléculas pode ser avaliada pela diferença na polarizabilidade dos átomos.

Um campo elétrico pode ser criado por um eletrodo carregado ou por um íon. Assim, o próprio íon pode ter um efeito polarizador (polarização) sobre outros íons ou moléculas. O efeito polarizador de um íon aumenta com o aumento de sua carga e a diminuição do raio.

O efeito polarizador dos ânions é, via de regra, muito menor que o efeito polarizador dos cátions. Isto é explicado pelo grande tamanho dos ânions em comparação aos cátions.

As moléculas têm um efeito polarizador se forem polares; Quanto maior o momento dipolar da molécula, maior será o efeito de polarização.

A capacidade de polarização aumenta na série, porque os raios aumentam e o campo elétrico criado pelo íon diminui.

Ligação de hidrogênio

Uma ligação de hidrogênio é um tipo especial de ligação química. Sabe-se que compostos de hidrogênio com não-metais altamente eletronegativos, como F, O, N, têm pontos de ebulição anormalmente altos. Se na série H2Te – H2Se – H2S o ponto de ebulição diminui naturalmente, então ao passar de H2S para H2O ocorre um salto acentuado para um aumento nesta temperatura. O mesmo quadro é observado na série dos ácidos hidro-hálicos. Isto indica a presença de uma interação específica entre moléculas de H2O e moléculas de HF. Tal interação deve dificultar a separação das moléculas umas das outras, ou seja, reduzir sua volatilidade e, conseqüentemente, aumentar o ponto de ebulição das substâncias correspondentes. Devido à grande diferença no EO, as ligações químicas H – F, H – O, H – N são altamente polarizadas. Portanto, o átomo de hidrogênio tem carga efetiva positiva (δ+), e os átomos de F, O e N têm excesso de densidade eletrônica e são carregados negativamente (d-). Devido à atração de Coulomb, o átomo de hidrogênio carregado positivamente de uma molécula interage com o átomo eletronegativo de outra molécula. Devido a isso, as moléculas são atraídas umas pelas outras (pontos grossos indicam ligações de hidrogênio).

Uma ligação de hidrogênio é uma ligação formada por um átomo de hidrogênio que faz parte de uma das duas partículas ligadas (moléculas ou íons). A energia de uma ligação de hidrogênio (21–29 kJ/mol ou 5–7 kcal/mol) é aproximadamente 10 vezes menor que a energia de uma ligação química convencional. No entanto, a ligação de hidrogénio determina a existência de moléculas diméricas (H2O)2, (HF)2 e ácido fórmico aos pares.

Em uma série de combinações de átomos HF, HO, HN, HCl, HS, a energia da ligação de hidrogênio diminui. Também diminui com o aumento da temperatura, de modo que as substâncias no estado de vapor exibem ligações de hidrogênio apenas em pequena extensão; é característico de substâncias nos estados líquido e sólido. Substâncias como água, gelo, amônia líquida, ácidos orgânicos, álcoois e fenóis estão associadas em dímeros, trímeros e polímeros. No estado líquido, os dímeros são os mais estáveis.

Interações intermoleculares

Anteriormente, eram consideradas as ligações que determinam a formação de moléculas a partir de átomos. No entanto, também há interação entre moléculas. Faz com que os gases se condensem e se transformem em líquidos e sólidos. A primeira formulação das forças de interação intermolecular foi dada em 1871 por Van der Waals. Portanto, são chamadas de forças de van der Waals. As forças de interação intermolecular podem ser divididas em orientacionais, indutivas e dispersivas.

As moléculas polares, devido à interação eletrostática das extremidades opostas dos dipolos, são orientadas no espaço de modo que as extremidades negativas dos dipolos de algumas moléculas se tornem positivas.

extremidades de dipolos de outras moléculas (interação intermolecular orientacional).

A energia dessa interação é determinada pela atração eletrostática de dois dipolos. Quanto maior o dipolo, mais forte será a atração intermolecular (H2O, HCl).

O movimento térmico das moléculas impede a orientação mútua das moléculas, portanto, com o aumento da temperatura, o efeito de orientação enfraquece. A interação indutiva também é observada em substâncias com moléculas polares, mas geralmente é muito mais fraca que a interação orientacional.

Uma molécula polar pode aumentar a polaridade de uma molécula vizinha. Em outras palavras, sob a influência do dipolo de uma molécula, o dipolo de outra molécula pode aumentar, e uma molécula apolar pode tornar-se polar:

O momento de dipolo resultante da polarização por outra molécula ou íon é chamado de momento de dipolo induzido, e o próprio fenômeno é chamado de indução. Assim, a interação orientacional deve sempre se sobrepor à interação indutiva das moléculas.

No caso de moléculas apolares (por exemplo, H2, N2 ou átomos de gases nobres), não há interação orientacional e indutiva. No entanto, sabe-se que o hidrogênio, o nitrogênio e os gases nobres são queimados. Para explicar esses fatos, Londres introduziu o conceito de forças de dispersão de interação intermolecular. Essas forças interagem entre quaisquer átomos e moléculas, independentemente de sua estrutura. Eles são causados por momentos dipolares instantâneos que ocorrem em conjunto em um grande grupo de átomos:

A qualquer momento, a direção dos dipolos pode ser diferente. Porém, sua ocorrência coordenada proporciona forças de interação fracas, levando à formação de corpos líquidos e sólidos. Em particular, provoca a transição de gases nobres para o estado líquido a baixas temperaturas.

Assim, o menor componente entre as forças que atuam entre as moléculas é a interação de dispersão. Entre moléculas com pouca ou nenhuma polaridade (CH4, H2, HI), as forças atuantes são principalmente dispersivas. Quanto maior o momento dipolar intrínseco das moléculas, maiores serão as forças orientacionais de interação entre elas.

Em uma série de substâncias do mesmo tipo, a interação de dispersão aumenta com o aumento do tamanho dos átomos que constituem as moléculas dessas substâncias. Por exemplo, no HCl, as forças de dispersão representam 81% da interação intermolecular total; para o HBr esse valor é de 95%, e para o HI – 99,5%.

Descrição das ligações químicas no método do orbital molecular (MO)

O método BC é amplamente utilizado por químicos. Neste método, uma molécula grande e complexa é vista como consistindo de ligações individuais de dois centros e de dois elétrons. É aceito que os elétrons responsáveis pela ligação química estejam localizados (localizados) entre dois átomos. O método BC pode ser aplicado com sucesso à maioria das moléculas. No entanto, existem várias moléculas às quais este método não é aplicável ou as suas conclusões estão em conflito com a experiência.

Foi estabelecido que, em vários casos, o papel decisivo na formação de uma ligação química é desempenhado não por pares de elétrons, mas por elétrons individuais. A possibilidade de uma ligação química utilizando um elétron é indicada pela existência de um íon. Quando este íon é formado a partir de um átomo de hidrogênio e um íon de hidrogênio, 255 kJ (61 kcal) de energia são liberados. Assim, a ligação química no íon é bastante forte.

Se tentarmos descrever a ligação química em uma molécula de oxigênio pelo método BC, chegaremos à conclusão de que, em primeiro lugar, ela deve ser dupla (ligações σ e p) e, em segundo lugar, na molécula de oxigênio todos os elétrons devem ser emparelhado, ou seja, .e. a molécula de O2 deve ser diamagnética. [Em substâncias diamagnéticas, os átomos não têm um momento magnético permanente e a substância é empurrada para fora do campo magnético. Uma substância paramagnética é aquela cujos átomos ou moléculas têm um momento magnético e tem a propriedade de ser atraída por um campo magnético]. Dados experimentais mostram que a energia da ligação na molécula de oxigênio é de fato dupla, mas a molécula não é diamagnética, mas paramagnética. Possui dois elétrons desemparelhados. O método BC é impotente para explicar este facto.

O melhor método para interpretação da mecânica quântica de ligações químicas é atualmente considerado o método orbital molecular (MO). No entanto, é muito mais complicado que o método BC e não é tão visual quanto este.

O método MO considera todos os elétrons de uma molécula em orbitais moleculares. Em uma molécula, um elétron está localizado em um determinado MO, descrito pela função de onda correspondente ψ.

Tipos de MO. Quando um elétron de um átomo, ao se aproximar, cai na esfera de ação de outro átomo, a natureza do movimento e, portanto, a função de onda do elétron, muda. Na molécula resultante, as funções de onda, ou orbitais, dos elétrons são desconhecidas. Existem várias maneiras de determinar o tipo de MO com base em AOs conhecidos. Na maioria das vezes, os MOs são obtidos por combinação linear de orbitais atômicos (LCAO). O princípio de Pauli, a regra de Hund e o princípio da menor energia também são válidos para o método MO.

Arroz. 2.2 Formação de orbitais moleculares ligantes e antiligantes a partir de orbitais atômicos.

Na sua forma gráfica mais simples, MOs, como LCAO, podem ser obtidos adicionando ou subtraindo funções de onda. A Figura 2.2 mostra a formação de MOs ligantes e antiligantes a partir do AO inicial.

Os AOs podem formar MOs se as energias dos AOs correspondentes tiverem valores próximos e os AOs tiverem a mesma simetria em relação ao eixo da ligação.

As funções de onda, ou orbitais, do hidrogênio 1s podem fornecer duas combinações lineares - uma quando adicionada e outra quando subtraída (Fig. 2.2).

Quando as funções de onda se somam, na região de sobreposição a densidade da nuvem eletrônica, proporcional a ψ2, torna-se maior, um excesso de carga negativa é criado entre os núcleos atômicos e os núcleos atômicos são atraídos por ela. Um MO obtido pela adição das funções de onda dos átomos de hidrogênio é chamado de MO de ligação.

Se as funções de onda forem subtraídas, então na região entre os núcleos atômicos a densidade da nuvem eletrônica torna-se zero, a nuvem eletrônica é “empurrada para fora” da região localizada entre os átomos. O MO resultante não pode ligar átomos e é chamado de antiligação.

Como os orbitais s do hidrogênio formam apenas uma ligação σ, os MOs resultantes são designados σcв e σр. MOs formados por orbitais atômicos 1s são designados σcв1s e σр1s.

No MO ligante, a energia potencial (e total) dos elétrons é menor do que no AO, e no MO antiligante é maior. Em valor absoluto, o aumento da energia dos elétrons nos orbitais antiligantes é um pouco maior do que a diminuição da energia nos orbitais ligantes. Um elétron localizado em um orbital ligante garante a conexão entre os átomos, estabilizando a molécula, e um elétron em um orbital antiligante desestabiliza a molécula, ou seja, a ligação entre os átomos enfraquece. Erasr. >Esv.

MOs também são formados a partir de orbitais 2p da mesma simetria: orbitais σ ligantes e antiligantes de orbitais 2p localizados ao longo do eixo x. Eles são designados σcв2р e σр2р. Orbitais p de ligação e antiligação são formados a partir de orbitais 2pz. Eles são designados πсв2рz, πp2pz, respectivamente. Os orbitais πsv2py e πр2у são formados de forma semelhante.

Preenchendo MO. O preenchimento dos MOs com elétrons ocorre em ordem crescente de energia orbital. Se os MOs tiverem a mesma energia (orbitais πst ou πp), então o preenchimento ocorre de acordo com a regra de Hund para que o momento de spin da molécula seja maior. Cada MO, como um atômico, pode acomodar dois elétrons. Conforme observado, as propriedades magnéticas dos átomos ou moléculas dependem da presença de elétrons desemparelhados: se uma molécula tem elétrons desemparelhados, então ela é paramagnética; caso contrário, é diamagnética.

Considere o íon.

Fica claro no diagrama que o único elétron está localizado ao longo de σcв - MO. Um composto estável é formado com uma energia de ligação de 255 kJ/mol e um comprimento de ligação de 0,106 nm. O íon molecular é paramagnético. Se assumirmos que a multiplicidade da ligação, como no método BC, é determinada pelo número de pares de elétrons, então a multiplicidade da ligação B é igual a ½. O processo de formação pode ser escrito da seguinte forma:

Esta entrada significa que há um elétron no σc MO formado a partir de um AO 1s.

A molécula de hidrogênio comum já contém dois elétrons com spins opostos no orbital σcв1s: . A energia de ligação em H2 é maior que em H2 - 435 kJ/mol, e o comprimento de ligação (0,074 nm) é menor. A molécula H2 contém uma ligação simples e a molécula é diamagnética.

Arroz. 2.3. Diagrama de energia de AO e MO em um sistema de dois átomos de hidrogênio.

O íon molecular (+He+ ® He+2[(sсв1s)2(sр1s)1]) já possui um elétron no orbital σdischarge 1s. A energia de ligação é 238 kJ/mol (reduzida em comparação com H2) e o comprimento da ligação (0,108 nm) é aumentado. A multiplicidade da ligação é ½ (a multiplicidade da ligação é igual à metade da diferença no número de elétrons nos orbitais de ligação e antiligação).

Li2	(Ser)2	B2	N2	O2	(Ne)2	CO	NÃO
σp2px	–	–	–	–	–	¯	–	–
πp2py, πp2pz	– –	– –	– –	– –	,	¯,¯	– –	,–
σcв2px	–	–	–	¯	¯	¯	¯	¯
πcв2py, πсв2pz	– –	– –	,	¯,¯	¯,¯	¯,¯	¯,¯	¯,¯
σр2s	–	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯
σcв2s	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯	¯
Multiplicidade de comunicação	1	0	1	3	2	0	3	2 ½
Energia de ligação, kJ/mol	105	–	288	941	566	–	1070	677

Uma molécula hipotética de He2 teria dois elétrons no orbital σcв1s e dois elétrons no orbital σр1s. Como um elétron no orbital antiligante destrói o efeito de ligação do elétron no orbital ligante, a molécula de He2 não pode existir. O método BC leva à mesma conclusão.

A ordem em que os MOs são preenchidos com elétrons durante a formação das moléculas pelos elementos do período II é mostrada abaixo. De acordo com os diagramas, as moléculas de B2 e O2 são paramagnéticas e a molécula de Be2 não pode existir.

A formação de moléculas a partir de átomos de elementos do período II pode ser escrita da seguinte forma (K - camadas eletrônicas internas):

Propriedades físicas de moléculas e MMOs

A existência de MOs de ligação e afrouxamento é confirmada propriedades físicas moléculas. O método MO permite prever que se, durante a formação de uma molécula a partir de átomos, os elétrons da molécula caem em orbitais de ligação, então os potenciais de ionização das moléculas devem ser maiores que os potenciais de ionização dos átomos, e se os elétrons caem em orbitais antiligantes e vice-versa.

Assim, os potenciais de ionização das moléculas de hidrogênio e nitrogênio (orbitais de ligação) - 1.485 e 1.500 kJ/mol, respectivamente - são maiores que os potenciais de ionização dos átomos de hidrogênio e nitrogênio - 1.310 e 1.390 kJ/mol, e os potenciais de ionização do oxigênio e moléculas de flúor (orbitais antiligantes) - 1170 e 1523 kJ/mol são menores que as dos átomos correspondentes – 1310 e 1670 kJ/mol. Quando as moléculas são ionizadas, a força da ligação diminui se um elétron for removido de um orbital de ligação (H2 e N2) e aumenta se um elétron for removido de um orbital antiligante (O2 e F2).

Moléculas diatômicas com átomos diferentes

MOs para moléculas com átomos diferentes (NO, CO) são construídos de forma semelhante se os átomos iniciais não diferirem muito nos valores do potencial de ionização. Para a molécula de CO, por exemplo, temos:

As energias AO do átomo de oxigênio são inferiores às energias dos orbitais de carbono correspondentes (1080 kJ/mol); Os 10 elétrons presentes nos átomos iniciais nas camadas externas preenchem os orbitais ligantes scb2s e antiligantes sp2s e os orbitais ligantes e pscb2ry,z. A molécula de CO acaba sendo isoeletrônica com a molécula de N2. A energia de ligação dos átomos numa molécula de CO (1105 kJ/mol) é ainda maior do que numa molécula de azoto (940 kJ/mol). O comprimento da ligação C – O é 0,113 nm.

NÃO molécula

tem um elétron no orbital antiligante. Como resultado, a energia de ligação do NO (680 kJ/mol) é menor que a do N2 ou CO. A remoção de um elétron da molécula de NO (ionização para formar NO+) aumenta a energia de ligação dos átomos para 1050–1080 kJ/mol.

Consideremos a formação de MO na molécula de fluoreto de hidrogênio HF. Como o potencial de ionização do flúor (17,4 eV ou 1.670 kJ/mol) é maior que o do hidrogênio (13,6 eV ou 1.310 kJ/mol), os orbitais 2p do flúor têm energia menor que o orbital 1s do hidrogênio. Devido à grande diferença de energia, o orbital 1s do átomo de hidrogênio e o orbital 2s do átomo de flúor não interagem. Assim, o orbital 2s do flúor fica sem alterar a energia do MO em HF. Esses orbitais são chamados de orbitais não ligantes. Os orbitais 2py e 2рz do flúor também não podem interagir com o orbital 1s do hidrogênio devido à diferença de simetria em relação ao eixo da ligação. Eles também se tornam OMs não vinculativos. Os MOs ligantes e antiligantes são formados a partir do orbital 1s do hidrogênio e do orbital 2px do flúor. Os átomos de hidrogênio e flúor estão conectados por uma ligação de dois elétrons com uma energia de 560 kJ/mol.

Bibliografia

Glinka N.L. Química Geral. – M.: Química, 1978. – P. 111-153.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavyi V.F., Malashko P.M. Química geral em fórmulas, definições, diagramas. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – P. 51-77.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Trabalho prático e independente em química. – Manuscrito: UE “Donarit”, 2005. – P. 21-30.

Eletro-negatividade - valor convencional, caracterizando a capacidade de um átomo em um composto químico de atrair elétrons.