Double liaison. Liaison chimique

Dans lequel l’un des atomes a abandonné un électron et est devenu un cation, et l’autre atome a accepté un électron et est devenu un anion.

Propriétés caractéristiques une liaison covalente- directionnalité, saturation, polarité, polarisabilité - déterminer les produits chimiques et propriétés physiques Connexions.

La direction de la connexion est déterminée structure moleculaire substances et Forme géométrique leurs molécules. Les angles entre deux liaisons sont appelés angles de liaison.

La saturation est la capacité des atomes à former un nombre limité de co liaisons de valence. Le nombre de liaisons formées par un atome est limité par le nombre de ses liaisons externes. orbitales atomiques.

La polarité de la connexion est déterminée une répartition inégale densité électronique due aux différences d’électronégativité des atomes. Sur cette base, les liaisons covalentes sont divisées en non polaires et polaires (non polaires - molécule diatomique est constitué d'atomes identiques (H 2, Cl 2, N 2) et les nuages d'électrons de chaque atome sont répartis symétriquement par rapport à ces atomes ; polaire - une molécule diatomique est constituée de différents atomes éléments chimiques, et le nuage électronique total se déplace vers l'un des atomes, formant ainsi une asymétrie de la distribution charge électrique dans une molécule, générant un moment dipolaire de la molécule).

La polarisabilité des liaisons s'exprime par le déplacement des électrons de liaison sous l'influence de facteurs externes. champ électrique, y compris une autre particule réagissante. La polarisabilité est déterminée par la mobilité électronique. La polarité et la polarisabilité des liaisons covalentes déterminent réactivité molécules par rapport aux réactifs polaires.

Cependant, deux fois vainqueur prix Nobel L. Pauling a souligné que « dans certaines molécules, il existe des liaisons covalentes dues à un ou trois électrons au lieu d'une paire commune ». Une liaison chimique à un électron est réalisée dans l'ion hydrogène moléculaire H 2 +.

L’ion hydrogène moléculaire H2+ contient deux protons et un électron. L'électron unique du système moléculaire compense la répulsion électrostatique des deux protons et les maintient à une distance de 1,06 Å (la longueur de la liaison chimique H 2 +). Le centre de densité électronique du nuage électronique du système moléculaire est à égale distance des deux protons au rayon de Bohr α 0 = 0,53 A et est le centre de symétrie de l'ion hydrogène moléculaire H 2 + .

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Une liaison covalente est formée par une paire d’électrons partagés entre deux atomes, et ces électrons doivent occuper deux orbitales stables, une pour chaque atome.
A + + B → A : B
À la suite de la socialisation, les électrons forment un niveau d'énergie. Une liaison se forme si leur énergie totale à ce niveau est inférieure à celle de l'état initial (et la différence d'énergie ne sera rien de plus que l'énergie de liaison).

Selon la théorie orbitales moléculaires, le chevauchement de deux orbitales atomiques conduit dans le cas le plus simple à la formation de deux orbitales moléculaires (MO) : liaison MO Et anti-reliure (desserrage) MO. Les électrons partagés sont situés sur le MO de liaison de plus faible énergie.

Formation de liaisons lors de la recombinaison d'atomes

Cependant, le mécanisme de l'interaction interatomique pendant longtemps est resté inconnu. Ce n'est qu'en 1930 que F. London a introduit le concept d'attraction par dispersion - l'interaction entre les dipôles instantanés et induits (induits). Actuellement, les forces d'attraction provoquées par l'interaction entre les fluctuations dipôles électriques les atomes et les molécules sont appelés « forces de Londres ».
L'énergie d'une telle interaction est directement proportionnelle au carré de la polarisabilité électronique α et inversement proportionnelle à la distance entre deux atomes ou molécules à la puissance six.

Formation de liens par mécanisme donneur-accepteur

En plus du mécanisme homogène de formation de liaisons covalentes décrit dans la section précédente, il existe un mécanisme hétérogène - l'interaction d'ions de charges opposées - le proton H + et ion négatif hydrogène H -, appelé ion hydrure :
H + + H - → H 2
À mesure que les ions s'approchent, le nuage à deux électrons (paire d'électrons) de l'ion hydrure est attiré par le proton et devient finalement commun aux deux noyaux d'hydrogène, c'est-à-dire qu'il se transforme en une paire d'électrons de liaison. La particule qui fournit une paire d’électrons est appelée donneur, et la particule qui accepte cette paire d’électrons est appelée accepteur. Ce mécanisme de formation de liaisons covalentes est appelé donneur-accepteur.
H + + H 2 O → H 3 O +
Un proton attaque la seule paire d'électrons d'une molécule d'eau et forme un cation stable qui existe dans solutions aqueuses acides
De même, un proton est ajouté à une molécule d’ammoniac pour former un cation ammonium complexe :
NH 3 + H + → NH 4 +
De cette manière (selon le mécanisme donneur-accepteur de formation de liaisons covalentes), une large classe de composés d'onium est obtenue, qui comprend l'ammonium, l'oxonium, le phosphonium, le sulfonium et d'autres composés.
En tant que donateur paire d'électrons une molécule d'hydrogène peut agir, ce qui, au contact d'un proton, conduit à la formation d'un ion hydrogène moléculaire H 3 + :
H 2 + H + → H 3 +
La paire d'électrons de liaison de l'ion hydrogène moléculaire H 3 + appartient simultanément à trois protons.

Types de liaison covalente

Il existe trois types de liaisons chimiques covalentes, différant par le mécanisme de formation :
1. Liaison covalente simple. Pour sa formation, chaque atome fournit un électron non apparié. Lorsqu’une simple liaison covalente se forme, les charges formelles des atomes restent inchangées.
- Si les atomes formant une simple liaison covalente sont les mêmes, alors les véritables charges des atomes dans la molécule sont également les mêmes, puisque les atomes formant la liaison sont les mêmes. également posséder une paire d’électrons socialisés. Cette connexion est appelée liaison covalente non polaire. Les substances simples ont une telle connexion, par exemple : 2, 2, 2. Mais les non-métaux du même type ne sont pas les seuls à pouvoir former des liaison non polaire. Les liaisons covalentes non polaires peuvent également être formées par des éléments non métalliques dont l'électronégativité a valeur égale, par exemple, dans la molécule PH 3, la liaison est covalente non polaire, puisque l'EO de l'hydrogène est égale à l'EO du phosphore.
- Si les atomes sont différents, alors le degré de possession d'une paire d'électrons partagée est déterminé par la différence d'électronégativité des atomes. Un atome avec une plus grande électronégativité attire plus fortement vers lui une paire d’électrons de liaison et sa véritable charge devient négative. Un atome avec une électronégativité plus faible acquiert donc la même taille charge positive. Si un composé est formé entre deux non-métaux différents, alors un tel composé est appelé liaison polaire covalente.
Dans la molécule d'éthylène C 2 H 4 il y a une double liaison CH 2 = CH 2, son formule électronique:N:S::S:N. Les noyaux de tous les atomes d’éthylène sont situés dans le même plan. Les trois nuages électroniques de chaque atome de carbone forment trois liaisons covalentes avec d'autres atomes dans le même plan (avec des angles entre eux d'environ 120°). Le nuage du quatrième électron de valence de l'atome de carbone est situé au-dessus et au-dessous du plan de la molécule. De tels nuages électroniques des deux atomes de carbone, se chevauchant partiellement au-dessus et au-dessous du plan de la molécule, forment une seconde liaison entre les atomes de carbone. La première liaison covalente, la plus forte, entre les atomes de carbone est appelée liaison σ ; la deuxième liaison covalente, la plus faible, est appelée π (\displaystyle \pi )- communication.
Dans une molécule d'acétylène linéaire
N-S≡S-N (N : S : : S : N)
il existe des liaisons σ entre les atomes de carbone et d'hydrogène, une liaison σ entre deux atomes de carbone et deux π (\displaystyle \pi )-des liaisons entre les mêmes atomes de carbone. Deux π (\displaystyle \pi )-les liaisons sont situées au-dessus de la sphère d'action de la liaison σ dans deux plans mutuellement perpendiculaires.
Les six atomes de carbone de la molécule de benzène cyclique C 6 H 6 se trouvent dans le même plan. Il existe des liaisons σ entre les atomes de carbone dans le plan de l'anneau ; Chaque atome de carbone possède les mêmes liaisons avec les atomes d'hydrogène. Les atomes de carbone dépensent trois électrons pour établir ces liaisons. Nuages Quatrième électrons de valence les atomes de carbone, en forme de huit, sont situés perpendiculairement au plan de la molécule de benzène. Chacun de ces nuages chevauche à parts égales les nuages d’électrons des atomes de carbone voisins. Dans une molécule de benzène, il n'y a pas trois π (\displaystyle \pi )-connexions, mais une seule π (\displaystyle \pi) diélectriques ou semi-conducteurs. Exemples typiques les cristaux atomiques (dans lesquels les atomes sont interconnectés par des liaisons covalentes (atomiques)) peuvent servir

Liaison chimique.
DÉFINITION DE LA LIAISON CHIMIQUE
Liaison chimique appelée interaction entre les atomes, conduisant à la formation de molécules ou d’ions et à la forte tenue des atomes les uns à côté des autres.
Une liaison chimique est de nature électronique, c'est-à-dire qu'elle est réalisée grâce à l'interaction d'électrons de valence. Selon la répartition des électrons de valence dans la molécule, on distingue les types de liaisons suivants : ioniques, covalentes, métalliques, etc. Liaison ionique peut être considéré comme un cas extrême de liaisons covalentes entre des atomes de nature très différente.
TYPES DE LIAISON CHIMIQUE
Liaison ionique.
Dispositions de base théorie moderne liaison ionique.
Ca : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2
Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6
Cl : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5
Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6
Une liaison covalente.
Dispositions fondamentales de la théorie moderne des liaisons covalentes.
Riz. 14. Dépendance de l'énergie des systèmes de deux atomes d'hydrogène à spins parallèles (1) et antiparallèles (2) sur la distance entre les noyaux (E est l'énergie du système, E est l'énergie de liaison, r est la distance entre les noyaux, je– durée de communication).
Pour décrire une liaison covalente, deux méthodes sont utilisées : la méthode des liaisons de valence (VB) et la méthode des orbitales moléculaires (MMO).
MÉTHODE DES LIENS DE VALENCE.
La méthode BC repose sur les dispositions suivantes :
1. Une liaison chimique covalente est formée par deux électrons de spins opposés, et cette paire d'électrons appartient à deux atomes. Les combinaisons de telles liaisons à deux électrons et à deux centres, reflétant la structure électronique de la molécule, sont appelées schémas de valence.
2. Plus la liaison covalente est forte, plus les nuages d’électrons en interaction se chevauchent.
Pour représenter visuellement les schémas de valence, la méthode suivante est généralement utilisée : les électrons situés dans la partie externe couche électronique désigné par des points situés autour du symbole chimique de l’atome. Les électrons partagés par deux atomes sont représentés par des points placés entre leurs symboles chimiques ; une double ou triple liaison est indiquée respectivement par deux ou trois paires de points communs :
N : 1s 2 2s 2 p 3 ;
C : 1s 2 2s 2 p 4
D'après les diagrammes ci-dessus, il est clair que chaque paire d'électrons reliant deux atomes correspond à une ligne représentant une liaison covalente dans les formules développées :
Le nombre de paires d'électrons communs reliant un atome d'un élément donné à d'autres atomes, ou, en d'autres termes, le nombre de liaisons covalentes formées par un atome, est appelé covalence selon la méthode BC. Ainsi, la covalence de l’hydrogène est de 1, celle de l’azote est de 3.
Selon la méthode de chevauchement des nuages d'électrons, les connexions sont de deux types :  - connexion et  - connexion.
 - une liaison se produit lorsque deux nuages d'électrons se chevauchent le long de l'axe reliant les noyaux des atomes.
Riz. 15. Schéma de formation des  - connexions.
 - une liaison se forme lorsque des nuages d'électrons se chevauchent de chaque côté de la ligne reliant les noyaux des atomes en interaction.
Riz. 16. Schéma de formation des  - connexions.
CARACTÉRISTIQUES DE BASE DE LA LIAISON COVALENTE.
1. Longueur du lien, ℓ. C'est la distance minimale entre les noyaux des atomes en interaction, qui correspond à l'état le plus stable du système.
2. Énergie de liaison, E min - c'est la quantité d'énergie qui doit être dépensée pour rompre une liaison chimique et éliminer les atomes au-delà des limites d'interaction.
3. Moment dipolaire de connexion, ,=qℓ. Le moment dipolaire sert de mesure quantitative de la polarité d'une molécule. Pour les molécules non polaires moment dipolaire est égal à 0, pour les non polaires, il n'est pas égal à 0. Le moment dipolaire d'une molécule polyatomique est égal à la somme vectorielle des dipôles des liaisons individuelles :
4. Une liaison covalente est caractérisée par sa directionnalité. La direction d'une liaison covalente est déterminée par la nécessité d'un chevauchement maximal dans l'espace des nuages d'électrons d'atomes en interaction, ce qui conduit à la formation des liaisons les plus fortes.
Étant donné que ces liaisons  sont strictement orientées dans l'espace, en fonction de la composition de la molécule, elles peuvent former un certain angle les unes par rapport aux autres - un tel angle est appelé valence.
Les molécules diatomiques ont une structure linéaire. Les molécules polyatomiques ont une configuration plus complexe. Considérons la géométrie de diverses molécules en utilisant l'exemple de la formation d'hydrures.
1. Groupe VI, sous-groupe principal (sauf oxygène), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.
S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4
Pour l'hydrogène, un électron avec un s-AO participe à la formation d'une liaison, pour le soufre – 3p y et 3p z. La molécule H2S a une structure plate avec un angle entre liaisons de 90 0. .
Figure 17. Structure de la molécule H 2 E
2. Hydrures d'éléments du groupe V, sous-groupe principal: PH 3, Cendre 3, SbH 3.
Р 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 3 .
Participent à la formation des liaisons : pour l'hydrogène s-AO, pour le phosphore - p y, p x et p z AO.
La molécule PH 3 a la forme d'une pyramide trigonale (à la base se trouve un triangle).
Figure 18. Structure de la molécule EN 3
5. Saturation la liaison covalente est le nombre de liaisons covalentes qu'un atome peut former. C'est limité parce que un élément a un nombre limité d'électrons de valence. Nombre maximum Les liaisons covalentes qu'un atome donné peut former à l'état fondamental ou excité sont appelées ses covalence.
Exemple : l'hydrogène est monocovalent, l'oxygène est bicovalent, l'azote est tricovalent, etc.
Certains atomes peuvent augmenter leur covalence à l’état excité en dissociant des électrons appariés.
Exemple. Soyez 0 1s 2 2s 2
Un atome de béryllium dans un état excité a un électron de valence sur le 2p-AO et un électron sur le 2s-AO, c'est-à-dire une covalence Be 0 = 0 et une covalence Be* = 2. Au cours de l'interaction, une hybridation des orbitales se produit.
Hybridation- il s'agit de l'égalisation de l'énergie des différents AO résultant du mélange avant interaction chimique. L'hybridation est une technique conditionnelle qui permet de prédire la structure d'une molécule à l'aide d'une combinaison d'AO. Les AO dont les énergies sont proches peuvent participer à l'hybridation.
Chaque type d'hybridation correspond à une certaine forme géométrique des molécules.
Dans le cas des hydrures d'éléments du groupe II du sous-groupe principal, deux orbitales sp-hybrides identiques participent à la formation de la liaison. Ce type de connexion est appelé sp-hybridation.
Figure 19. Molécule BeH 2 .sp-Hybridation.
Les orbitales sp-hybrides ont une forme asymétrique ; les parties allongées de l'AO sont dirigées vers l'hydrogène avec un angle de liaison de 180 o. La molécule BeH 2 a donc une structure linéaire (Fig.).
Considérons la structure des molécules d'hydrures d'éléments du groupe III du sous-groupe principal en utilisant l'exemple de la formation de la molécule BH 3.
B 0 1s 2 2s 2 p 1
Covalence B 0 = 1, covalence B* = 3.
Trois orbitales hybrides sp participent à la formation de liaisons, qui se forment à la suite de la redistribution des densités électroniques de s-AO et de deux p-AO. Ce type de connexion est appelé sp 2 - hybridation. L'angle de liaison à sp 2 - hybridation est égal à 120 0, donc la molécule BH 3 a une structure triangulaire plate.
Figure 20. Molécule BH 3. sp 2 -Hybridation.
A l'aide de l'exemple de la formation de la molécule CH 4, considérons la structure des molécules d'hydrures d'éléments du groupe IV du sous-groupe principal.
C 0 1s 2 2s 2 p 2
Covalence C0 = 2, covalence C* = 4.
Dans le carbone, quatre orbitales hybrides sp participent à la formation d'une liaison chimique, formée à la suite de la redistribution des densités électroniques entre la s-AO et trois p-AO. La forme de la molécule CH 4 est un tétraèdre, l'angle de liaison est de 109°28'.
Riz. 21. Molécule CH 4 .sp 3 -Hybridation.
Exceptions à règle générale sont des molécules H 2 O et NH 3.
Dans une molécule d’eau, les angles entre les liaisons sont de 104,5 degrés. Contrairement aux hydrures d'autres éléments de ce groupe, l'eau possède des propriétés particulières : elle est polaire et diamagnétique. Tout cela s'explique par le fait que le type de liaison dans une molécule d'eau est sp 3. C'est-à-dire que quatre orbitales sp-hybrides participent à la formation d'une liaison chimique. Deux orbitales contiennent chacune un électron, ces orbitales interagissent avec l'hydrogène et les deux autres orbitales contiennent une paire d'électrons. La présence de ces deux orbitales explique les propriétés uniques de l'eau.
Dans la molécule d'ammoniac, les angles entre les liaisons sont d'environ 107,3 o, c'est-à-dire que la forme de la molécule d'ammoniac est un tétraèdre, le type de liaison est sp 3. Quatre orbitales hybrides sp 3 participent à la formation d'une liaison sur une molécule d'azote. Trois orbitales contiennent chacune un électron ; ces orbitales sont associées à l'hydrogène ; la quatrième AO contient une paire d'électrons non liants, ce qui détermine le caractère unique de la molécule d'ammoniac.
MÉCANISMES DE FORMATION DE LIENS COVALENTS.
MBC permet de distinguer trois mécanismes de formation de liaisons covalentes : échange, donneur-accepteur et datif.
Mécanisme d'échange. Cela inclut les cas de formation d'une liaison chimique lorsque chacun des deux atomes liés alloue un électron pour le partage, comme s'il les échangeait. Pour lier les noyaux de deux atomes, les électrons doivent se trouver dans l’espace entre les noyaux. Cette région de la molécule est appelée région de liaison (la région où une paire d’électrons est la plus susceptible de résider dans la molécule). Pour que l'échange d'électrons non appariés entre atomes se produise, les orbitales atomiques doivent se chevaucher (Fig. 10,11). C'est l'action du mécanisme d'échange pour la formation d'une liaison chimique covalente. Les orbitales atomiques ne peuvent se chevaucher que si elles ont les mêmes propriétés de symétrie par rapport à l'axe internucléaire (Fig. 10, 11, 22).
Riz. 22. Chevauchement d'AO, qui ne conduit pas à la formation de liaison chimique.
Mécanismes donneur-accepteur et datif.
Le mécanisme donneur-accepteur implique le transfert d’une paire d’électrons non liants d’un atome vers une orbitale atomique vacante d’un autre atome. Par exemple, la formation de l'ion - :
Le p-AO vacant dans l'atome de bore de la molécule BF 3 accepte une paire d'électrons de l'ion fluorure (donneur). Dans l’anion résultant, quatre liaisons covalentes B-F sont égales en longueur et en énergie. Dans la molécule d’origine, les trois liaisons B-F ont été formées par le mécanisme d’échange.
Les atomes dont la coque externe est constituée uniquement d'électrons s ou p peuvent être soit des donneurs, soit des accepteurs d'une paire d'électrons non liants. Les atomes dont les électrons de valence sont situés au-dessus du d-AO peuvent agir simultanément comme donneurs et accepteurs. Pour distinguer ces deux mécanismes, les concepts de mécanisme datif de formation de liaison ont été introduits.
L’exemple le plus simple de mécanisme datif est l’interaction de deux atomes de chlore.
Deux atomes de chlore dans une molécule de chlore forment une liaison covalente par un mécanisme d'échange, combinant leurs électrons 3p non appariés. De plus, l'atome Cl- 1 transfère une paire d'électrons libres 3р 5 - AO à l'atome Cl- 2 vers le 3d-AO vacant, et l'atome Cl- 2 transfère la même paire d'électrons au 3d-AO vacant de l'atome Cl-1. Chaque atome remplit simultanément les fonctions d'accepteur et de donneur. C'est le mécanisme datif. L'action du mécanisme datif augmente la force de liaison, de sorte que la molécule de chlore est plus forte que la molécule de fluor.
CONNEXIONS COMPLEXES.
Selon le principe du mécanisme donneur-accepteur, une vaste classe de composants chimiques- des composés complexes.
Les composés complexes sont des composés contenant des ions complexes capables d'exister à la fois sous forme cristalline et en solution, y compris un ion ou un atome central associé à des ions chargés négativement ou à des molécules neutres par des liaisons covalentes formées par un mécanisme donneur-accepteur.
Structure des composés complexes selon Werner.
Les composés complexes sont constitués d’une sphère interne (ion complexe) et d’une sphère externe. La connexion entre les ions de la sphère interne se fait via un mécanisme donneur-accepteur. Les accepteurs sont appelés agents complexants ; ils peuvent souvent être des ions métalliques positifs (sauf pour les métaux du groupe IA) ayant des orbitales vacantes. La capacité à former des complexes augmente à mesure que la charge de l'ion augmente et que sa taille diminue.
Les donneurs de paires d'électrons sont appelés ligands ou addends. Les ligands sont des molécules neutres ou des ions chargés négativement. Le nombre de ligands est déterminé par le numéro de coordination de l'agent complexant, qui, en règle générale, est égal à deux fois la valence de l'ion complexant. Les ligands peuvent être monodentants ou polydentants. La dentence d'un ligand est déterminée par le nombre de sites de coordination que le ligand occupe dans la sphère de coordination de l'agent complexant. Par exemple, F - est un ligand monodenté, S 2 O 3 2- est un ligand bidenté. La charge de la sphère intérieure est égale à somme algébrique charges de ses ions constituants. Si la sphère intérieure a charge négative– c'est un complexe anionique, s'il est positif – cationique. Les complexes cationiques sont appelés par le nom de l'ion complexant en russe ; dans les complexes anioniques, l'agent complexant est appelé en latin avec l'ajout du suffixe - à. La connexion entre les sphères externe et interne dans connexion complexe– ionique.
Exemple : K 2 – tétrahydroxozincate de potassium, complexe anionique.
K 2 = 2K + + 2- .
Zn 0 : … 3j 10 4s 2
Zn 2+ : … 3j 10 4s 0 p 0 j 0
Types de composés complexes:
1. Les composés d’ammoniac sont des ligands de la molécule d’ammoniac.
Cl 2 – chlorure de cuivre tétraammine (II). Les composés ammoniacaux sont produits par l'action de l'ammoniac sur des composés contenant un agent complexant.
2. Composés hydroxo - OH - ligands.
Na – tétrahydroxyaluminate de sodium. Les complexes hydroxo sont obtenus par action d'un excès d'alcali sur des hydroxydes métalliques, qui ont des propriétés amphotères.
3. Les complexes aquatiques sont des ligands de molécules d’eau.
Cl 3 – chlorure d'hexaaquachrome (III). Les complexes aquatiques sont obtenus en faisant réagir des sels anhydres avec de l'eau.
4. Complexes acides - ligands d'anions acides - Cl - , F - , CN - , SO 3 2- , I – , NO 2 – , C 2 O 4 – etc.
K 4 – hexacyanoferrate de potassium (II). Préparé en faisant réagir un excès d'un sel contenant un ligand avec un sel contenant un agent complexant.
MÉTHODE DES ORBITALES MOLÉCULAIRES.
MBC explique assez bien la formation et la structure de nombreuses molécules, mais cette méthode n’est pas universelle. Par exemple, la méthode des liaisons de valence ne fournit pas une explication satisfaisante de l’existence de l’ion.
, bien qu'à la fin du 19ème siècle l'existence d'un ion hydrogène moléculaire assez fort ait été établie
: L'énergie de rupture de liaison est ici de 2,65 eV. Cependant, aucune paire d'électrons ne peut être formée dans ce cas, puisque la composition de l'ion
un seul électron est inclus.
La méthode des orbitales moléculaires (MMO) permet d'expliquer un certain nombre de contradictions qui ne peuvent être expliquées par la méthode des liaisons de valence.
Dispositions de base du MMO.
, lorsque K p = 0, aucune liaison n'est formée.
Exemples.
1. Une molécule H2 peut-elle exister ?
Riz. 23. Schéma de formation de la molécule d'hydrogène H2.
Conclusion : la molécule H2 existera, puisque la multiplicité de liaison Kp > 0.
2. Une molécule He 2 peut-elle exister ?
Riz. 24. Schéma de formation d'une molécule d'hélium He 2.
Conclusion : la molécule He 2 n'existera pas, puisque la multiplicité de liaison Kp = 0.
3. Une particule H 2 + peut-elle exister ?
Riz. 25. Schéma de formation d'une particule H 2 +.
La particule H 2 + peut exister, puisque la multiplicité de liaison Kp > 0.
4. Une molécule d’O2 peut-elle exister ?
Riz. 26. Schéma de formation de la molécule O 2.
La molécule O 2 existe. De la figure 26, il s'ensuit que la molécule d'oxygène possède deux électrons non appariés. Grâce à ces deux électrons, la molécule d’oxygène est paramagnétique.
Ainsi, la méthode des orbitales moléculaires explique Propriétés magnétiques molécules.
INTERACTION INTERMOLÉCULAIRE.
Toutes les interactions intermoléculaires peuvent être divisées en deux groupes : universel Et spécifique. Les universels apparaissent dans toutes les molécules sans exception. Ces interactions sont souvent appelées connexion ou forces de Van der Waals. Bien que ces forces soient faibles (l'énergie ne dépasse pas huit kJ/mol), elles sont à l'origine du passage de la plupart des substances de l'état gazeux à l'état liquide, de l'adsorption de gaz à la surface des solides et d'autres phénomènes. La nature de ces forces est électrostatique.
Principales forces d’interaction :
1). Interaction dipôle – dipôle (orientation) existe entre les molécules polaires.
Plus les moments dipolaires sont grands, plus la distance entre les molécules est petite et plus la température est basse, plus l'interaction orientationnelle est importante. Par conséquent, plus l’énergie de cette interaction est grande, plus la température à laquelle la substance doit être chauffée pour bouillir est élevée.
2). Interaction inductive est effectué s'il y a un contact entre des molécules polaires et non polaires dans une substance. Un dipôle est induit dans une molécule non polaire suite à une interaction avec une molécule polaire.
Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3
L'énergie de cette interaction augmente avec l'augmentation de la polarisabilité moléculaire, c'est-à-dire la capacité des molécules à former un dipôle sous l'influence d'un champ électrique. L'énergie de l'interaction inductive est nettement inférieure à l'énergie de l'interaction dipôle-dipôle.
3). Interaction de dispersion- il s'agit de l'interaction de molécules non polaires due à des dipôles instantanés résultant des fluctuations de la densité électronique des atomes.
Dans une série de substances du même type, l'interaction de dispersion augmente avec l'augmentation de la taille des atomes qui composent les molécules de ces substances.
4) Forces répulsives sont causés par l’interaction de nuages d’électrons de molécules et apparaissent à mesure qu’ils se rapprochent.
Les interactions intermoléculaires spécifiques incluent tous les types d'interactions de nature donneur-accepteur, c'est-à-dire associées au transfert d'électrons d'une molécule à une autre. La liaison intermoléculaire formée dans ce cas présente tous les traits caractéristiques d'une liaison covalente : saturation et directionnalité.
Une liaison chimique formée par un hydrogène polarisé positivement qui fait partie d'un groupe ou d'une molécule polaire et un atome électronégatif d'une autre ou de la même molécule est appelée liaison hydrogène. Par exemple, les molécules d’eau peuvent être représentées comme suit :
Les lignes pleines sont des liaisons polaires covalentes à l'intérieur des molécules d'eau entre les atomes d'hydrogène et d'oxygène ; les points indiquent les liaisons hydrogène. La raison de la formation de liaisons hydrogène est que les atomes d'hydrogène sont pratiquement dépourvus de coquilles électroniques: Leurs seuls électrons sont alloués aux atomes d'oxygène de leurs molécules. Cela permet aux protons, contrairement aux autres cations, de s'approcher des noyaux des atomes d'oxygène des molécules voisines sans subir de répulsion par les couches électroniques des atomes d'oxygène.
Une liaison hydrogène se caractérise par une énergie de liaison de 10 à 40 kJ/mol. Cependant, cette énergie est suffisante pour provoquer association de molécules, ceux. leur association en dimères ou polymères, qui dans certains cas existent non seulement à l'état liquide de la substance, mais sont également conservés lorsqu'elle passe en vapeur.
Par exemple, le fluorure d’hydrogène en phase gazeuse existe sous la forme d’un dimère.
En difficile molécules organiques Il existe à la fois des liaisons hydrogène intermoléculaires et des liaisons hydrogène intramoléculaires.
Les molécules possédant des liaisons hydrogène intramoléculaires ne peuvent pas former de liaisons hydrogène intermoléculaires. Par conséquent, les substances avec de telles liaisons ne forment pas d'associés, sont plus volatiles et ont des viscosités, des points de fusion et d'ébullition inférieurs à ceux de leurs isomères capables de former des liaisons hydrogène intermoléculaires.
>C=C<, >= -, >C=O, > = , - = -, - H=O, etc. Cela implique qu'une paire d'électrons avec épisode 2 ou sp- les orbitales hybridées forment une liaison s (voir. riz. 1 ), dont la densité électronique est concentrée le long de l'axe interatomique ; Une liaison S est similaire à une liaison simple. Une autre paire d'électrons avec R.-les orbitales forment une liaison p dont la densité électronique est concentrée en dehors de l'axe interatomique. Si dans l'éducation Double liaison des atomes ou des groupes V sont impliqués tableau périodique, alors ces atomes et les atomes qui leur sont directement connectés sont situés dans le même plan ; les angles de liaison sont de 120°. Dans le cas de systèmes asymétriques, une distorsion est possible structure moleculaire. Double liaison plus court qu'une simple liaison et caractérisé par une barrière énergétique élevée à la rotation interne ; par conséquent, les positions des substituants sur les atomes liés Double liaison, ne sont pas équivalents, ce qui provoque le phénomène de géométrie isomérie. Composés contenant Double liaison, sont capables de réactions d'addition. Si Double liaison est électroniquement symétrique, alors les réactions s'effectuent à la fois par des mécanismes radicalaires (par homolyse de la liaison p) et ioniques (du fait de l'effet polarisant du milieu). Si l'électronégativité des atomes liés Double liaison, sont différents ou si différents substituants leur sont associés, alors la liaison p est fortement polarisée. Composés contenant du polaire Double liaison, sont sujets à l'addition par un mécanisme ionique : à l'attraction des électrons Double liaison les réactifs nucléophiles sont facilement ajoutés et les donneurs d'électrons Double liaison- électrophile. Direction du déplacement des électrons pendant la polarisation Double liaison Il est d'usage d'indiquer avec des flèches dans les formules et les frais excédentaires qui en résultent avec des symboles d- Et d+ . Cela permet de mieux comprendre le radical et mécanismes ioniques réactions d'addition :
En relation avec deux Double liaison séparés par une liaison simple, la conjugaison des liaisons p a lieu et la formation d'un seul nuage d'électrons p dont la labilité se manifeste tout au long de la chaîne ( riz. 2 , gauche). La conséquence de cette conjugaison est la capacité à subir des réactions d'addition 1,4 :
Si trois Double liaison sont conjugués dans un cycle à six chaînons, alors le sextet d'électrons p devient commun à l'ensemble du cycle et un système aromatique relativement stable se forme (voir. riz. 2, sur la droite). L'ajout de réactifs électrophiles et nucléophiles à de tels composés est énergétiquement entravé. (Voir également

Double liaison. Liaison chimique

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Formation de liaisons lors de la recombinaison d'atomes

Formation de liens par mécanisme donneur-accepteur

Types de liaison covalente