Types et types de connexions chimiques. Types de liaisons chimiques

C’est l’une des pierres angulaires d’une science intéressante appelée chimie. Dans cet article, nous analyserons tous les aspects des liaisons chimiques, leur importance dans la science, donnerons des exemples et bien plus encore.

Qu'est-ce qu'une liaison chimique

En chimie, une liaison chimique est comprise comme l'adhésion mutuelle des atomes dans une molécule et comme le résultat de la force d'attraction qui existe entre eux. C'est grâce aux liaisons chimiques que divers composés chimiques se forment ; c'est la nature d'une liaison chimique.

Types de liaisons chimiques

Le mécanisme de formation d'une liaison chimique dépend fortement de son type ou de son type. En général, les principaux types de liaisons chimiques suivants diffèrent :

• Liaison chimique covalente (qui à son tour peut être polaire ou non polaire)
• Liaison ionique
• Liaison chimique

comme les gens.

Quant à lui, un article séparé lui est consacré sur notre site Internet, et vous pouvez le lire plus en détail sur le lien. Ensuite, nous examinerons plus en détail tous les autres principaux types de liaisons chimiques.

Liaison chimique ionique

La formation d'une liaison chimique ionique se produit en raison de l'attraction électrique mutuelle de deux ions ayant des charges différentes. Les ions dans de telles liaisons chimiques sont généralement simples et constituent un atome de la substance.

Schéma de liaison chimique ionique.

Une caractéristique du type ionique de liaison chimique est son manque de saturation et, par conséquent, un nombre très différent d'ions de charges opposées peuvent rejoindre un ion ou même tout un groupe d'ions. Un exemple de liaison chimique ionique est le composé fluorure de césium CsF, dans lequel le niveau d'« ionicité » est de près de 97 %.

Liaison chimique hydrogène

Bien avant l'avènement de la théorie moderne des liaisons chimiques dans sa forme moderne, les chimistes ont remarqué que les composés hydrogènes et les non-métaux possédaient diverses propriétés étonnantes. Disons que le point d'ébullition de l'eau et du fluorure d'hydrogène est beaucoup plus élevé qu'il ne pourrait l'être, voici un exemple prêt à l'emploi de liaison chimique hydrogène.

L'image montre un diagramme de la formation d'une liaison chimique hydrogène.

La nature et les propriétés d'une liaison chimique hydrogène sont déterminées par la capacité de l'atome d'hydrogène H à former une autre liaison chimique, d'où le nom de cette liaison. La raison de la formation d’une telle connexion réside dans les propriétés des forces électrostatiques. Par exemple, le nuage électronique total dans une molécule de fluorure d'hydrogène est tellement déplacé vers le fluor que l'espace autour d'un atome de cette substance est saturé d'un champ électrique négatif. Autour d’un atome d’hydrogène, surtout privé de son unique électron, tout est exactement le contraire ; son champ électronique est beaucoup plus faible et, par conséquent, possède une charge positive. Et les charges positives et négatives, comme vous le savez, s'attirent, et de cette manière simple, une liaison hydrogène apparaît.

Liaison chimique des métaux

Quelle liaison chimique est caractéristique des métaux ? Ces substances ont leur propre type de liaison chimique - les atomes de tous les métaux ne sont pas disposés d'une manière ou d'une autre, mais d'une certaine manière, l'ordre de leur disposition est appelé réseau cristallin. Les électrons de différents atomes forment un nuage d'électrons commun et interagissent faiblement les uns avec les autres.

Voici à quoi ressemble une liaison chimique métallique.

Un exemple de liaison chimique métallique peut être n’importe quel métal : sodium, fer, zinc, etc.

Comment déterminer le type de liaison chimique

Selon les substances qui y participent, s'il y a un métal et un non-métal, alors la liaison est ionique, s'il y a deux métaux, alors elle est métallique, s'il y a deux non-métaux, alors elle est covalente.

Propriétés des liaisons chimiques

Pour comparer différentes réactions chimiques, différentes caractéristiques quantitatives sont utilisées, telles que :

• longueur,
• énergie,
• polarité,
• ordre des connexions.

Examinons-les plus en détail.

La longueur de la liaison est la distance d'équilibre entre les noyaux des atomes reliés par une liaison chimique. Habituellement mesuré expérimentalement.

L'énergie d'une liaison chimique détermine sa force. Dans ce cas, l’énergie fait référence à la force nécessaire pour rompre une liaison chimique et séparer les atomes.

La polarité d’une liaison chimique montre à quel point la densité électronique est déplacée vers l’un des atomes. La capacité des atomes à déplacer la densité électronique vers eux-mêmes ou, en termes simples, à « se couvrir eux-mêmes » en chimie est appelée électronégativité.

L'ordre d'une liaison chimique (en d'autres termes, la multiplicité d'une liaison chimique) est le nombre de paires d'électrons qui entrent dans une liaison chimique. L'ordre peut être entier ou fractionnaire ; plus il est élevé, plus le nombre d'électrons qui réalisent la liaison chimique est grand et plus il est difficile de la rompre.

Liaison chimique, vidéo

Et enfin, une vidéo pédagogique sur les différents types de liaisons chimiques.

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Vous savez que les atomes peuvent se combiner les uns avec les autres pour former des substances simples et complexes. Dans ce cas, différents types de liaisons chimiques se forment : ionique, covalent (non polaire et polaire), métallique et hydrogène. L'une des propriétés les plus essentielles des atomes d'éléments qui déterminent le type de liaison formée entre eux - ionique ou covalente - C'est l'électronégativité, c'est-à-dire la capacité des atomes d’un composé à attirer les électrons.

Une évaluation quantitative conditionnelle de l'électronégativité est donnée par l'échelle d'électronégativité relative.

Au cours des périodes, il existe une tendance générale à l'augmentation de l'électronégativité des éléments et, dans les groupes, à leur diminution. Les éléments sont disposés en rangée en fonction de leur électronégativité, sur la base de laquelle l'électronégativité des éléments situés à différentes périodes peut être comparée.

Le type de liaison chimique dépend de l'ampleur de la différence entre les valeurs d'électronégativité des atomes de connexion des éléments. Plus les atomes des éléments formant la liaison diffèrent en électronégativité, plus la liaison chimique est polaire. Il est impossible de tracer une frontière nette entre les types de liaisons chimiques. Dans la plupart des composés, le type de liaison chimique est intermédiaire ; par exemple, une liaison chimique covalente hautement polaire est proche d'une liaison ionique. Selon le cas limite dans lequel une liaison chimique est la plus proche, elle est classée comme une liaison ionique ou polaire covalente.

Une liaison ionique est formée par l'interaction d'atomes qui diffèrent fortement les uns des autres en termes d'électronégativité. Par exemple, les métaux typiques lithium (Li), sodium (Na), potassium (K), calcium (Ca), strontium (Sr), baryum (Ba) forment des liaisons ioniques avec des non-métaux typiques, principalement des halogènes.

En plus des halogénures de métaux alcalins, des liaisons ioniques se forment également dans des composés tels que les alcalis et les sels. Par exemple, dans l'hydroxyde de sodium (NaOH) et le sulfate de sodium (Na 2 SO 4), les liaisons ioniques n'existent qu'entre les atomes de sodium et d'oxygène (les liaisons restantes sont covalentes polaires).

Lorsque des atomes ayant la même électronégativité interagissent, des molécules avec une liaison covalente non polaire se forment. Une telle connexion existe dans les molécules des substances simples suivantes : H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Les liaisons chimiques dans ces gaz sont formées par des paires d'électrons partagées, c'est-à-dire lorsque les nuages ​​d'électrons correspondants se chevauchent, en raison de l'interaction électron-nucléaire, qui se produit lorsque les atomes se rapprochent.

Lors de la composition de formules électroniques de substances, il ne faut pas oublier que chaque paire d'électrons commune est une image conventionnelle d'une densité électronique accrue résultant du chevauchement des nuages ​​​​d'électrons correspondants.

Lorsque des atomes interagissent, dont les valeurs d'électronégativité diffèrent, mais pas fortement, la paire d'électrons commune se déplace vers un atome plus électronégatif. Il s’agit du type de liaison chimique le plus courant, présent dans les composés inorganiques et organiques.

Les liaisons covalentes incluent également pleinement les liaisons formées par un mécanisme donneur-accepteur, par exemple dans les ions hydronium et ammonium.

Connexion métallique.

La liaison formée à la suite de l’interaction d’électrons relativement libres avec des ions métalliques est appelée liaison métallique. Ce type de liaison est caractéristique des substances simples - les métaux.

L'essence du processus de formation des liaisons métalliques est la suivante : les atomes métalliques cèdent facilement des électrons de valence et se transforment en ions chargés positivement. Les électrons relativement libres, détachés de l’atome, se déplacent entre les ions métalliques positifs. Une liaison métallique naît entre eux, c'est-à-dire Les électrons, pour ainsi dire, cimentent les ions positifs du réseau cristallin des métaux.

Liaison hydrogène.

Liaison qui se forme entre les atomes d'hydrogène d'une molécule et un atome d'un élément fortement électronégatif.(O,N,F) une autre molécule est appelée liaison hydrogène.

La question peut se poser : pourquoi l’hydrogène forme-t-il une liaison chimique si spécifique ?

Cela s'explique par le fait que le rayon atomique de l'hydrogène est très petit. De plus, lors du déplacement ou du don complet de son seul électron, l'hydrogène acquiert une charge positive relativement élevée, grâce à laquelle l'hydrogène d'une molécule interagit avec des atomes d'éléments électronégatifs qui ont une charge négative partielle qui entre dans la composition d'autres molécules (HF , H 2 O, NH 3) .

Regardons quelques exemples. Nous représentons généralement la composition de l'eau par la formule chimique H 2 O. Cependant, cela n'est pas tout à fait exact. Il serait plus correct de désigner la composition de l'eau par la formule (H 2 O)n, où n = 2,3,4, etc. Cela s'explique par le fait que les molécules d'eau individuelles sont reliées les unes aux autres par des liaisons hydrogène .

Les liaisons hydrogène sont généralement désignées par des points. Elle est beaucoup plus faible que les liaisons ioniques ou covalentes, mais plus forte que les interactions intermoléculaires ordinaires.

La présence de liaisons hydrogène explique l’augmentation du volume d’eau avec la diminution de la température. Cela est dû au fait qu’à mesure que la température diminue, les molécules deviennent plus fortes et donc la densité de leur « packing » diminue.

Lors de l'étude de la chimie organique, la question suivante s'est posée : pourquoi les points d'ébullition des alcools sont-ils bien plus élevés que ceux des hydrocarbures correspondants ? Cela s'explique par le fait que des liaisons hydrogène se forment également entre les molécules d'alcool.

Une augmentation du point d'ébullition des alcools se produit également en raison de l'élargissement de leurs molécules.

La liaison hydrogène est également caractéristique de nombreux autres composés organiques (phénols, acides carboxyliques, etc.). Grâce aux cours de chimie organique et de biologie générale, vous savez que la présence d'une liaison hydrogène explique la structure secondaire des protéines, la structure de la double hélice de l'ADN, c'est à dire le phénomène de complémentarité.

Liaison chimique covalente, ses variétés et mécanismes de formation. Caractéristiques des liaisons covalentes (polarité et énergie de liaison). Liaison ionique. Connexion métallique. Liaison hydrogène

La doctrine de la liaison chimique constitue la base de toute chimie théorique.

Une liaison chimique est comprise comme l'interaction d'atomes qui les lie en molécules, ions, radicaux et cristaux.

Il existe quatre types de liaisons chimiques : ioniques, covalentes, métalliques et hydrogène.

La division des liaisons chimiques en types est conditionnelle, puisqu'elles sont toutes caractérisées par une certaine unité.

Une liaison ionique peut être considérée comme un cas extrême de liaison covalente polaire.

Une liaison métallique combine l'interaction covalente d'atomes utilisant des électrons partagés et l'attraction électrostatique entre ces électrons et les ions métalliques.

Les substances manquent souvent de cas limites de liaison chimique (ou de liaison chimique pure).

Par exemple, le fluorure de lithium $LiF$ est classé comme composé ionique. En fait, la liaison qu'il contient est ionique à 80 % et covalente à 20 %. Il est donc évidemment plus correct de parler du degré de polarité (ionicité) d'une liaison chimique.

Dans la série des halogénures d'hydrogène $HF—HCl—HBr—HI—HAt$, le degré de polarité de la liaison diminue, car la différence entre les valeurs d'électronégativité des atomes d'halogène et d'hydrogène diminue, et dans l'hydrogène astate, la liaison devient presque non polaire $(EO(H) = 2,1 ; EO(At) = 2,2)$.

Différents types de liaisons peuvent être trouvés dans les mêmes substances, par exemple :

1. dans les bases : entre les atomes d'oxygène et d'hydrogène des groupes hydroxo, la liaison est polaire covalente, et entre le métal et le groupe hydroxo, elle est ionique ;
2. dans les sels d'acides contenant de l'oxygène : entre un atome non métallique et l'oxygène d'un résidu acide - polaire covalent, et entre un métal et un résidu acide - ionique ;
3. dans les sels d'ammonium, de méthylammonium, etc. : entre les atomes d'azote et d'hydrogène - polaire covalent, et entre les ions ammonium ou méthylammonium et le résidu acide - ionique ;
4. dans les peroxydes métalliques (par exemple, $Na_2O_2$), la liaison entre les atomes d'oxygène est covalente non polaire, et entre le métal et l'oxygène est ionique, etc.

Différents types de connexions peuvent se transformer les unes dans les autres :

— lors de la dissociation électrolytique des composés covalents dans l'eau, la liaison polaire covalente devient ionique ;

- lorsque les métaux s'évaporent, la liaison métallique se transforme en une liaison covalente apolaire, etc.

La raison de l'unité de tous les types et types de liaisons chimiques est leur nature chimique identique - l'interaction électron-nucléaire. La formation d'une liaison chimique est dans tous les cas le résultat d'une interaction électron-nucléaire des atomes, accompagnée d'une libération d'énergie.

Méthodes pour former une liaison covalente. Caractéristiques d'une liaison covalente : longueur de liaison et énergie

Une liaison chimique covalente est une liaison formée entre des atomes par la formation de paires d'électrons partagées.

Le mécanisme de formation d'un tel lien peut être un échange ou un donneur-accepteur.

JE. Mécanisme d'échange fonctionne lorsque les atomes forment des paires d’électrons partagés en combinant des électrons non appariés.

1) $H_2$ - hydrogène :

La liaison est due à la formation d'une paire d'électrons commune par les électrons $s$ des atomes d'hydrogène (orbitales $s$ qui se chevauchent) :

2) $HCl$ - chlorure d'hydrogène :

La liaison résulte de la formation d'une paire d'électrons commune d'électrons $s-$ et $p-$ (orbitales $s-p-$ qui se chevauchent) :

3) $Cl_2$ : dans une molécule de chlore, une liaison covalente se forme en raison d'électrons $p-$ non appariés (orbitales $p-p-$ qui se chevauchent) :

4) $N_2$ : dans une molécule d'azote, trois paires d'électrons communes se forment entre les atomes :

II. Mécanisme donneur-accepteur Considérons la formation d'une liaison covalente en utilisant l'exemple de l'ion ammonium $NH_4^+$.

Le donneur possède une paire d'électrons, l'accepteur possède une orbitale vide que cette paire peut occuper. Dans l'ion ammonium, les quatre liaisons avec les atomes d'hydrogène sont covalentes : trois se sont formées en raison de la création de paires d'électrons communes par l'atome d'azote et les atomes d'hydrogène selon le mécanisme d'échange, une - selon le mécanisme donneur-accepteur.

Les liaisons covalentes peuvent être classées selon la manière dont les orbitales électroniques se chevauchent, ainsi que selon leur déplacement vers l'un des atomes liés.

Les liaisons chimiques formées à la suite du chevauchement d'orbitales électroniques le long d'une ligne de liaison sont appelées $σ$. -obligations (liaisons sigma). Le lien sigma est très fort.

Les orbitales $p-$ peuvent se chevaucher dans deux régions, formant une liaison covalente en raison du chevauchement latéral :

Liaisons chimiques formées à la suite du chevauchement « latéral » des orbitales électroniques en dehors de la ligne de communication, c'est-à-dire dans deux zones sont appelés $π$ -liaisons (pi-liaisons).

Par degré de déplacement paires d'électrons partagées à l'un des atomes qu'ils lient, une liaison covalente peut être polaire Et non polaire.

Une liaison chimique covalente formée entre des atomes de même électronégativité est appelée non polaire. Les paires d'électrons ne sont déplacées vers aucun des atomes, car les atomes ont le même EO - la propriété d'attirer les électrons de valence des autres atomes. Par exemple:

ceux. des molécules de substances simples non métalliques sont formées par des liaisons covalentes non polaires. Une liaison chimique covalente entre des atomes d'éléments dont l'électronégativité diffère est appelée polaire.

Longueur et énergie des liaisons covalentes.

Caractéristique propriétés de la liaison covalente- sa longueur et son énergie. Longueur du lien est la distance entre les noyaux des atomes. Plus la longueur d’une liaison chimique est courte, plus elle est forte. Cependant, une mesure de la force de la connexion est énergie de liaison, qui est déterminé par la quantité d’énergie nécessaire pour rompre une liaison. Elle est généralement mesurée en kJ/mol. Ainsi, selon les données expérimentales, les longueurs de liaison des molécules $H_2, Cl_2$ et $N_2$ sont respectivement de 0,074 $, 0,198$ et 0,109$ nm, et les énergies de liaison sont respectivement de 436$, 242$ et 946$ kJ/mol.

Ions. Liaison ionique

Imaginons que deux atomes se « rencontrent » : un atome d'un métal du groupe I et un atome non métallique du groupe VII. Un atome métallique possède un seul électron à son niveau d’énergie externe, tandis qu’il manque juste un électron à un atome non métallique pour que son niveau externe soit complet.

Le premier atome cédera facilement au second son électron, éloigné du noyau et faiblement lié à celui-ci, et le second lui offrira une place libre sur son niveau électronique externe.

Ensuite, l'atome, privé d'une de ses charges négatives, deviendra une particule chargée positivement, et la seconde se transformera en une particule chargée négativement grâce à l'électron résultant. De telles particules sont appelées ions.

La liaison chimique qui se produit entre les ions est appelée ionique.

Considérons la formation de cette liaison en utilisant l'exemple du composé bien connu chlorure de sodium (sel de table) :

Le processus de conversion des atomes en ions est représenté dans le diagramme :

Cette transformation d'atomes en ions se produit toujours lors de l'interaction d'atomes de métaux typiques et de non-métaux typiques.

Considérons l'algorithme (séquence) de raisonnement lors de l'enregistrement de la formation d'une liaison ionique, par exemple entre les atomes de calcium et de chlore :

Les nombres indiquant le nombre d'atomes ou de molécules sont appelés coefficients, et les nombres indiquant le nombre d'atomes ou d'ions dans une molécule sont appelés index.

Connexion métallique

Faisons connaissance avec la manière dont les atomes d'éléments métalliques interagissent les uns avec les autres. Les métaux n’existent généralement pas sous forme d’atomes isolés, mais sous la forme d’un morceau, d’un lingot ou d’un produit métallique. Qu'est-ce qui retient les atomes de métal dans un seul volume ?

Les atomes de la plupart des métaux contiennent un petit nombre d'électrons au niveau externe - $1, 2, 3$. Ces électrons sont facilement éliminés et les atomes deviennent des ions positifs. Les électrons détachés se déplacent d’un ion à l’autre, les liant en un seul tout. En se connectant aux ions, ces électrons forment temporairement des atomes, puis se séparent à nouveau et se combinent avec un autre ion, etc. Par conséquent, dans le volume du métal, les atomes sont continuellement convertis en ions et vice versa.

La liaison des métaux entre les ions via des électrons partagés est appelée métallique.

La figure montre schématiquement la structure d'un fragment de sodium métallique.

Dans ce cas, un petit nombre d’électrons partagés lient un grand nombre d’ions et d’atomes.

La liaison métallique présente certaines similitudes avec la liaison covalente, puisqu'elle repose sur le partage d'électrons externes. Cependant, avec une liaison covalente, les électrons externes non appariés de seulement deux atomes voisins sont partagés, tandis qu'avec une liaison métallique, tous les atomes participent au partage de ces électrons. C'est pourquoi les cristaux avec une liaison covalente sont fragiles, mais avec une liaison métallique, ils sont généralement ductiles, conducteurs d'électricité et ont un éclat métallique.

La liaison métallique est caractéristique à la fois des métaux purs et des mélanges de divers métaux – alliages à l’état solide et liquide.

Liaison hydrogène

Liaison chimique entre des atomes d'hydrogène polarisés positivement d'une molécule (ou une partie de celle-ci) et des atomes polarisés négativement d'éléments fortement électronégatifs ayant des paires d'électrons libres ($F, O, N$ et moins souvent $S$ et $Cl$) d'une autre molécule. (ou sa partie) est appelé hydrogène.

Le mécanisme de formation des liaisons hydrogène est en partie électrostatique, en partie de nature donneur-accepteur.

Exemples de liaisons hydrogène intermoléculaires :

En présence d'une telle connexion, même les substances de faible poids moléculaire peuvent, dans des conditions normales, être des liquides (alcool, eau) ou des gaz facilement liquéfiés (ammoniac, fluorure d'hydrogène).

Les substances possédant des liaisons hydrogène ont des réseaux cristallins moléculaires.

Substances de structure moléculaire et non moléculaire. Type de réseau cristallin. Dépendance des propriétés des substances sur leur composition et leur structure

Structure moléculaire et non moléculaire des substances

Ce ne sont pas des atomes ou des molécules individuels qui entrent dans des interactions chimiques, mais des substances. Dans des conditions données, une substance peut se trouver dans l’un des trois états d’agrégation suivants : solide, liquide ou gazeux. Les propriétés d'une substance dépendent également de la nature de la liaison chimique entre les particules qui la forment - molécules, atomes ou ions. En fonction du type de liaison, on distingue les substances de structure moléculaire et non moléculaire.

Les substances constituées de molécules sont appelées substances moléculaires. Les liaisons entre les molécules de ces substances sont très faibles, beaucoup plus faibles qu'entre les atomes à l'intérieur de la molécule, et même à des températures relativement basses, elles se brisent - la substance se transforme en liquide puis en gaz (sublimation de l'iode). Les points de fusion et d'ébullition des substances constituées de molécules augmentent avec l'augmentation du poids moléculaire.

Les substances moléculaires comprennent les substances à structure atomique ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), parmi lesquelles se trouvent des métaux et des non-métaux.

Considérons les propriétés physiques des métaux alcalins. La force de liaison relativement faible entre les atomes entraîne une faible résistance mécanique : les métaux alcalins sont mous et peuvent être facilement coupés avec un couteau.

Les grandes tailles atomiques conduisent à de faibles densités de métaux alcalins : le lithium, le sodium et le potassium sont encore plus légers que l'eau. Dans le groupe des métaux alcalins, les points d'ébullition et de fusion diminuent avec l'augmentation du numéro atomique de l'élément, car La taille des atomes augmente et les liaisons s'affaiblissent.

Aux substances non moléculaire les structures comprennent des composés ioniques. La plupart des composés de métaux avec des non-métaux ont cette structure : tous les sels ($NaCl, K_2SO_4$), certains hydrures ($LiH$) et oxydes ($CaO, MgO, FeO$), bases ($NaOH, KOH$). Les substances ioniques (non moléculaires) ont des points de fusion et d'ébullition élevés.

Treillis cristallins

La matière, comme on le sait, peut exister sous trois états d’agrégation : gazeux, liquide et solide.

Solides : amorphes et cristallins.

Considérons comment les caractéristiques des liaisons chimiques influencent les propriétés des solides. Les solides sont divisés en cristalline Et amorphe.

Les substances amorphes n'ont pas de point de fusion clair ; lorsqu'elles sont chauffées, elles se ramollissent progressivement et se transforment en fluide. Par exemple, la pâte à modeler et diverses résines sont à l'état amorphe.

Les substances cristallines se caractérisent par la disposition correcte des particules qui les composent : atomes, molécules et ions - en des points strictement définis de l'espace. Lorsque ces points sont reliés par des lignes droites, un cadre spatial se forme, appelé réseau cristallin. Les points où se trouvent les particules cristallines sont appelés nœuds du réseau.

Selon le type de particules situées aux nœuds du réseau cristallin et la nature de la connexion entre elles, on distingue quatre types de réseaux cristallins : ionique, atomique, moléculaire Et métal.

Réseaux cristallins ioniques.

Ionique sont appelés réseaux cristallins, dans les nœuds desquels se trouvent des ions. Ils sont formés de substances avec des liaisons ioniques, qui peuvent lier à la fois les ions simples $Na^(+), Cl^(-)$ et les complexes $SO_4^(2−), OH^-$. Par conséquent, les sels et certains oxydes et hydroxydes de métaux ont des réseaux cristallins ioniques. Par exemple, un cristal de chlorure de sodium consiste en une alternance d'ions $Na^+$ positifs et négatifs $Cl^-$, formant un réseau en forme de cube. Les liaisons entre les ions dans un tel cristal sont très stables. Par conséquent, les substances dotées d'un réseau ionique se caractérisent par une dureté et une résistance relativement élevées, elles sont réfractaires et non volatiles.

Réseaux cristallins atomiques.

Atomique sont appelés réseaux cristallins, dans les nœuds desquels se trouvent des atomes individuels. Dans de tels réseaux, les atomes sont reliés les uns aux autres par des liaisons covalentes très fortes. Un exemple de substances présentant ce type de réseaux cristallins est le diamant, l’une des modifications allotropiques du carbone.

La plupart des substances possédant un réseau cristallin atomique ont des points de fusion très élevés (par exemple, pour le diamant, il est supérieur à 3 500 °C), elles sont solides et dures et pratiquement insolubles.

Réseaux cristallins moléculaires.

Moléculaire appelés réseaux cristallins, dans les nœuds desquels se trouvent des molécules. Les liaisons chimiques dans ces molécules peuvent être à la fois polaires ($HCl, H_2O$) et non polaires ($N_2, O_2$). Malgré le fait que les atomes à l'intérieur des molécules soient reliés par des liaisons covalentes très fortes, de faibles forces d'attraction intermoléculaires agissent entre les molécules elles-mêmes. Par conséquent, les substances dotées de réseaux cristallins moléculaires ont une faible dureté, de faibles points de fusion et sont volatiles. La plupart des composés organiques solides possèdent des réseaux cristallins moléculaires (naphtalène, glucose, sucre).

Treillis cristallins métalliques.

Les substances ayant des liaisons métalliques ont des réseaux cristallins métalliques. Sur les sites de ces réseaux se trouvent des atomes et des ions (soit des atomes, soit des ions, dans lesquels les atomes métalliques se transforment facilement, abandonnant leurs électrons externes « pour un usage commun »). Cette structure interne des métaux détermine leurs propriétés physiques caractéristiques : malléabilité, ductilité, conductivité électrique et thermique, éclat métallique caractéristique.

Liaison chimique.

détermination de la liaison chimique ;

types de liaisons chimiques;

méthode des liaisons de valence ;

caractéristiques de base des liaisons covalentes ;

mécanismes de formation de liaisons covalentes ;

composés complexes;

méthode orbitale moléculaire ;

interactions intermoléculaires.

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. Une liaison ionique peut être considérée comme un cas extrême de liaison covalente entre des atomes de nature fortement différente.

TYPES DE LIAISON CHIMIQUE

Liaison ionique.

Dispositions fondamentales de la théorie moderne de la liaison ionique.

Une liaison ionique se forme lors de l'interaction d'éléments dont les propriétés diffèrent fortement les uns des autres, c'est-à-dire entre les métaux et les non-métaux.

La formation d'une liaison chimique s'explique par le désir des atomes d'obtenir une coque externe stable à huit électrons (s 2 p 6).

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

Les ions de charges opposées résultants sont maintenus les uns à côté des autres en raison de l’attraction électrostatique.

La liaison ionique n'est pas directionnelle.

Il n’existe pas de liaison purement ionique. Étant donné que l’énergie d’ionisation est supérieure à l’énergie d’affinité électronique, un transfert complet d’électrons ne se produit pas même dans le cas d’une paire d’atomes présentant une grande différence d’électronégativité. On peut donc parler de fraction d’ionicité de la liaison. L'ionicité la plus élevée de la liaison se produit dans les fluorures et les chlorures d'éléments s.

Ainsi, dans les cristaux de RbCl, KCl, NaCl et NaF, elle est respectivement de 99, 98, 90 et 97 %.

Une liaison covalente.

Dispositions fondamentales de la théorie moderne des liaisons covalentes.

Une liaison covalente se forme entre des éléments ayant des propriétés similaires, c'est-à-dire des non-métaux.

Chaque élément fournit 1 électron pour la formation de liaisons, et les spins des électrons doivent être antiparallèles. Si une liaison covalente est formée par des atomes du même élément, alors cette liaison n'est pas polaire, c'est-à-dire que la paire électronique commune n'est déplacée vers aucun des atomes..

Si une liaison covalente est formée par deux atomes différents, alors la paire d'électrons commune est déplacée vers l'atome le plus électronégatif, ce qui liaison covalente polaire,Lorsqu'une liaison covalente se forme, les nuages ​​d'électrons des atomes en interaction se chevauchent ; en conséquence, une zone de densité électronique accrue apparaît dans l'espace entre les atomes, attirant les noyaux chargés positivement des atomes en interaction et les maintenant proches les uns des autres. En conséquence, l'énergie du système diminue (Fig. 14). Cependant, lorsque les atomes sont très proches les uns des autres, la répulsion des noyaux augmente. Il existe donc une distance optimale entre les noyaux ( longueur du lien

je Lorsqu'une liaison covalente se forme, les nuages ​​d'électrons des atomes en interaction se chevauchent ; en conséquence, une zone de densité électronique accrue apparaît dans l'espace entre les atomes, attirant les noyaux chargés positivement des atomes en interaction et les maintenant proches les uns des autres. En conséquence, l'énergie du système diminue (Fig. 14). Cependant, lorsque les atomes sont très proches les uns des autres, la répulsion des noyaux augmente. Il existe donc une distance optimale entre les noyaux ( sv), auquel le système a une énergie minimale. Dans cet état, de l'énergie est libérée, appelée énergie de liaison - E St.

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,

– durée de communication).

Pour décrire les liaisons covalentes, deux méthodes sont utilisées : la méthode des liaisons de valence (VB) et la méthode des orbitales moléculaires (MMO).

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 couche électronique externe sont désignés 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, le moment dipolaire est 0, pour les molécules 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, le sous-groupe principal : PH 3, AsH 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. Le nombre maximum de liaisons covalentes qu'un atome donné peut former à l'état fondamental ou excité est appelé son 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 BH3. 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.

Les exceptions à la règle générale sont les 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 libres, 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 3p 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 la 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 composés chimiques complexes se forme - les 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 la somme algébrique des charges de ses ions constitutifs. Si la sphère interne a une charge négative, c'est un complexe anionique ; si elle est positive, c'est un complexe 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 un composé complexe est ionique.

Exemple : K 2 – tétrahydroxozincate de potassium, complexe anionique.

2- - sphère intérieure

2K+ - sphère extérieure

Zn 2+ - agent complexant

OH--ligands

numéro de coordination – 4

la connexion entre les sphères externe et interne est ionique :

K 2 = 2K + + 2- .

la liaison entre l'ion Zn 2+ et les groupes hydroxyle est covalente, formée selon le mécanisme donneur-accepteur : OH - donneurs, Zn 2+ - accepteur.

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.

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 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 deux orbitales atomiques interagissent, deux orbitales moléculaires se forment.

En conséquence, lorsque les orbitales n-atomiques interagissent, des orbitales n-moléculaires se forment. Les électrons d'une molécule appartiennent également à tous les noyaux de la molécule. Parmi les deux orbitales moléculaires formées, l’une a une énergie inférieure à celle d’origine, c'est l'orbitale moléculaire de liaison.

, l'autre a une énergie plus élevée que celle d'origine, celle-ci

orbitale moléculaire antiliante

Les MMO utilisent des diagrammes énergétiques qui ne sont pas à l'échelle.

Lors du remplissage des sous-niveaux d'énergie avec des électrons, les mêmes règles sont utilisées que pour les orbitales atomiques :

le principe de l'énergie minimale, c'est-à-dire les sous-niveaux avec une énergie inférieure sont remplis en premier ;

Principe de Pauli : à chaque sous-niveau d'énergie il ne peut y avoir plus de deux électrons avec des spins antiparallèles ; Règle de Hund : le remplissage des sous-niveaux d'énergie s'effectue de telle manière que le spin total soit maximum. Multiplicité des communications.

Multiplicité des communications

dans MMO est déterminé par la formule :

, 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.

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 les propriétés magnétiques des 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 se produit 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 couches électroniques : leurs seuls électrons sont déplacés vers les 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.

Dans les molécules organiques complexes, 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.

Chaque atome possède un certain nombre d'électrons.

Lorsqu’ils entrent dans des réactions chimiques, les atomes donnent, gagnent ou partagent des électrons, obtenant ainsi la configuration électronique la plus stable. La configuration avec la plus faible énergie (comme dans les atomes de gaz rares) s'avère être la plus stable. Ce modèle est appelé « règle d'octet » (Fig. 1).

Riz. 1.

Cette règle s'applique à tout le monde types de connexions. Les connexions électroniques entre les atomes leur permettent de former des structures stables, des cristaux les plus simples aux biomolécules complexes qui forment finalement des systèmes vivants. Ils diffèrent des cristaux par leur métabolisme continu. Parallèlement, de nombreuses réactions chimiques se déroulent selon les mécanismes transfert électronique, qui jouent un rôle essentiel dans les processus énergétiques du corps.

Une liaison chimique est la force qui maintient ensemble deux ou plusieurs atomes, ions, molécules ou toute combinaison de ceux-ci..

La nature d'une liaison chimique est universelle : il s'agit d'une force d'attraction électrostatique entre des électrons chargés négativement et des noyaux chargés positivement, déterminée par la configuration des électrons de la coque externe des atomes. La capacité d’un atome à former des liaisons chimiques s’appelle valence, ou état d'oxydation. La notion de électrons de valence- des électrons qui forment des liaisons chimiques, c'est-à-dire situés dans les orbitales les plus énergétiques. En conséquence, la coque externe de l’atome contenant ces orbitales est appelée coquille de valence. Actuellement, il ne suffit pas d'indiquer la présence d'une liaison chimique, mais il faut en préciser le type : ionique, covalente, dipôle-dipôle, métallique.

Le premier type de connexion estionique connexion

Selon la théorie de la valence électronique de Lewis et Kossel, les atomes peuvent atteindre une configuration électronique stable de deux manières : premièrement, en perdant des électrons, devenant cations, deuxièmement, les acquérir, se transformer en anions. À la suite du transfert d'électrons, dû à la force d'attraction électrostatique entre des ions de charges de signes opposés, une liaison chimique se forme, appelée par Kossel " électrovalent"(maintenant appelé ionique).

Dans ce cas, les anions et les cations forment une configuration électronique stable avec une couche électronique externe remplie. Les liaisons ioniques typiques sont formées à partir de cations des groupes T et II du système périodique et d'anions d'éléments non métalliques des groupes VI et VII (16 et 17 sous-groupes, respectivement, chalcogènes Et halogènes). Les liaisons des composés ioniques sont insaturées et non directionnelles, elles conservent donc la possibilité d'interaction électrostatique avec d'autres ions. En figue. Les figures 2 et 3 montrent des exemples de liaisons ioniques correspondant au modèle de Kossel de transfert d'électrons.

Riz. 2.

Riz. 3. Liaison ionique dans une molécule de sel de table (NaCl)

Il convient ici de rappeler certaines propriétés qui expliquent le comportement des substances dans la nature, en particulier considérer l'idée de acides Et les raisons.

Les solutions aqueuses de toutes ces substances sont des électrolytes. Ils changent de couleur différemment indicateurs. Le mécanisme d'action des indicateurs a été découvert par F.V. Ostwald. Il a montré que les indicateurs sont des acides ou des bases faibles, dont la couleur diffère selon les états non dissociés et dissociés.

Les bases peuvent neutraliser les acides. Toutes les bases ne sont pas solubles dans l'eau (par exemple, certains composés organiques qui ne contiennent pas de groupes OH sont insolubles, notamment triéthylamine N(C 2 H 5) 3); les bases solubles sont appelées alcalis.

Les solutions aqueuses d'acides subissent des réactions caractéristiques :

a) avec des oxydes métalliques - avec formation de sel et d'eau ;

b) avec des métaux - avec formation de sel et d'hydrogène ;

c) avec des carbonates - avec formation de sel, CO 2 et N 2 Ô.

Les propriétés des acides et des bases sont décrites par plusieurs théories. Conformément à la théorie de S.A. Arrhenius, un acide est une substance qui se dissocie pour former des ions N+ , tandis que la base forme des ions IL- . Cette théorie ne prend pas en compte l’existence de bases organiques dépourvues de groupes hydroxyles.

Conformément à proton Selon la théorie de Brønsted et Lowry, un acide est une substance contenant des molécules ou des ions qui donnent des protons ( donateurs protons), et une base est une substance constituée de molécules ou d'ions qui acceptent les protons ( accepteurs protons). A noter que dans les solutions aqueuses, les ions hydrogène existent sous forme hydratée, c'est-à-dire sous forme d'ions hydronium. H3O+ . Cette théorie décrit les réactions non seulement avec l'eau et les ions hydroxyde, mais également celles réalisées en l'absence de solvant ou avec un solvant non aqueux.

Par exemple, dans la réaction entre l'ammoniac N.H. 3 (base faible) et du chlorure d'hydrogène en phase gazeuse, du chlorure d'ammonium solide se forme et dans un mélange à l'équilibre de deux substances, il y a toujours 4 particules, dont deux sont des acides et les deux autres sont des bases :

Ce mélange à l'équilibre est constitué de deux paires conjuguées d'acides et de bases :

1)N.H. 4+ et N.H. 3

2) HCl Et Cl ‑

Ici, dans chaque paire conjuguée, l’acide et la base diffèrent d’un proton. Chaque acide a une base conjuguée. Un acide fort a une base conjuguée faible et un acide faible a une base conjuguée forte.

La théorie de Brønsted-Lowry contribue à expliquer le rôle unique de l'eau pour la vie de la biosphère. L'eau, selon la substance qui interagit avec elle, peut présenter les propriétés d'un acide ou d'une base. Par exemple, dans les réactions avec des solutions aqueuses d'acide acétique, l'eau est une base et dans les réactions avec des solutions aqueuses d'ammoniac, c'est un acide.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Ici, une molécule d'acide acétique donne un proton à une molécule d'eau ;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + IL- . Ici, une molécule d'ammoniac accepte un proton d'une molécule d'eau.

Ainsi, l’eau peut former deux couples conjugués :

1) H2O(acide) et IL- (base conjuguée)

2) H 3 O+ (acide) et H2O(base conjuguée).

Dans le premier cas, l’eau donne un proton et dans le second, elle l’accepte.

Cette propriété est appelée amphiprotonisme. Les substances qui peuvent réagir à la fois comme acides et comme bases sont appelées amphotère. De telles substances se trouvent souvent dans la nature vivante. Par exemple, les acides aminés peuvent former des sels avec des acides et des bases. Par conséquent, les peptides forment facilement des composés de coordination avec les ions métalliques présents.

Ainsi, une propriété caractéristique d’une liaison ionique est le mouvement complet des électrons de liaison vers l’un des noyaux. Cela signifie qu’il existe entre les ions une région où la densité électronique est presque nulle.

Le deuxième type de connexion estcovalent connexion

Les atomes peuvent former des configurations électroniques stables en partageant des électrons.

Une telle liaison se forme lorsqu’une paire d’électrons est partagée un à la fois. de tout le monde atome. Dans ce cas, les électrons de liaison partagés sont répartis également entre les atomes. Des exemples de liaisons covalentes comprennent homonucléaire diatomique molécules H 2 , N 2 , F 2. Le même type de connexion se retrouve dans les allotropes Ô 2 et ozone Ô 3 et pour une molécule polyatomique S 8 et aussi molécules hétéronucléaires chlorure d'hydrogène HCl, gaz carbonique CO 2, méthane CH 4, éthanol AVEC 2 N 5 IL, Hexafluorure de soufre SF 6, acétylène AVEC 2 N 2. Toutes ces molécules partagent les mêmes électrons et leurs liaisons sont saturées et dirigées de la même manière (Fig. 4).

Il est important pour les biologistes que les liaisons doubles et triples aient des rayons atomiques covalents réduits par rapport à une liaison simple.

Riz. 4. Liaison covalente dans une molécule de Cl 2.

Les types de liaisons ioniques et covalentes sont deux cas extrêmes parmi les nombreux types de liaisons chimiques existants et, en pratique, la plupart des liaisons sont intermédiaires.

Les composés de deux éléments situés aux extrémités opposées de périodes identiques ou différentes du système périodique forment principalement des liaisons ioniques. À mesure que les éléments se rapprochent au cours d’une période donnée, la nature ionique de leurs composés diminue et le caractère covalent augmente. Par exemple, les halogénures et oxydes des éléments du côté gauche du tableau périodique forment des liaisons principalement ioniques ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), et les mêmes composés d'éléments du côté droit du tableau sont covalents ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, phénol C6H5OH, glucose C6H12O6, éthanol C 2 H 5 OH).

La liaison covalente, quant à elle, présente une modification supplémentaire.

Dans les ions polyatomiques et dans les molécules biologiques complexes, les deux électrons ne peuvent provenir que de un atome. On l'appelle donneur paire d'électrons. Un atome qui partage cette paire d'électrons avec un donneur s'appelle accepteur paire d'électrons. Ce type de liaison covalente est appelé coordination (donateur-accepteur), oudatif) communication(Fig.5). Ce type de liaison est particulièrement important en biologie et en médecine, car la chimie des éléments D les plus importants pour le métabolisme est largement décrite par des liaisons de coordination.

Figue. 5.

En règle générale, dans un composé complexe, l'atome métallique agit comme accepteur d'une paire d'électrons ; au contraire, dans les liaisons ioniques et covalentes, l’atome métallique est un donneur d’électrons.

L'essence de la liaison covalente et sa variété - la liaison de coordination - peuvent être clarifiées à l'aide d'une autre théorie des acides et des bases proposée par GN. Louis. Il a quelque peu élargi le concept sémantique des termes « acide » et « base » selon la théorie de Brønsted-Lowry. La théorie de Lewis explique la nature de la formation d'ions complexes et la participation des substances aux réactions de substitution nucléophile, c'est-à-dire à la formation du CS.

Selon Lewis, un acide est une substance capable de former une liaison covalente en acceptant une paire d'électrons d'une base. Une base de Lewis est une substance qui possède une seule paire d'électrons qui, en donnant des électrons, forme une liaison covalente avec l'acide de Lewis.

Autrement dit, la théorie de Lewis étend également la gamme des réactions acido-basiques aux réactions auxquelles les protons ne participent pas du tout. De plus, le proton lui-même, selon cette théorie, est aussi un acide, puisqu'il est capable d'accepter une paire d'électrons.

Par conséquent, selon cette théorie, les cations sont des acides de Lewis et les anions sont des bases de Lewis. Un exemple serait les réactions suivantes :

Il a été noté ci-dessus que la division des substances en ioniques et covalentes est relative, puisque le transfert complet d'électrons des atomes métalliques aux atomes accepteurs ne se produit pas dans les molécules covalentes. Dans les composés avec des liaisons ioniques, chaque ion se trouve dans le champ électrique d'ions de signe opposé, ils sont donc mutuellement polarisés et leurs coquilles sont déformées.

Polarisabilité déterminé par la structure électronique, la charge et la taille de l'ion ; pour les anions, elle est plus élevée que pour les cations. La polarisabilité la plus élevée parmi les cations concerne les cations de plus grande charge et de plus petite taille, par exemple Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. A un fort effet polarisant N+ . L’influence de la polarisation des ions étant bidirectionnelle, elle modifie considérablement les propriétés des composés qu’ils forment.

Le troisième type de connexion estdipôle-dipôle connexion

En plus des types de communication répertoriés, il existe également des dipôles-dipôles intermoléculaire interactions, également appelées van der Waals .

La force de ces interactions dépend de la nature des molécules.

Il existe trois types d'interactions : dipôle permanent - dipôle permanent ( dipôle-dipôle attirance); dipôle permanent - dipôle induit ( induction attirance); dipôle instantané - dipôle induit ( dispersif l'attraction, ou les forces de Londres ; riz. 6).

Riz. 6.

Seules les molécules ayant des liaisons covalentes polaires ont un moment dipolaire-dipôle ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), et la force de liaison est de 1-2 Débaya(1D = 3,338 × 10‑30 mètres coulombs - C × m).

En biochimie, il existe un autre type de connexion - hydrogène connexion, ce qui est un cas limite dipôle-dipôle attirance. Cette liaison est formée par l'attraction entre un atome d'hydrogène et un petit atome électronégatif, le plus souvent l'oxygène, le fluor et l'azote. Avec de gros atomes ayant une électronégativité similaire (comme le chlore et le soufre), la liaison hydrogène est beaucoup plus faible. L'atome d'hydrogène se distingue par une caractéristique importante : lorsque les électrons de liaison sont éloignés, son noyau - le proton - est exposé et n'est plus protégé par les électrons.

L’atome se transforme donc en un grand dipôle.

Une liaison hydrogène, contrairement à une liaison de Van der Waals, se forme non seulement lors d'interactions intermoléculaires, mais également au sein d'une molécule - intramoléculaire liaison hydrogène. Les liaisons hydrogène jouent un rôle important en biochimie, par exemple pour stabiliser la structure des protéines sous la forme d'une hélice a ou pour la formation d'une double hélice d'ADN (Fig. 7).

Figure 7.

Les liaisons hydrogène et van der Waals sont beaucoup plus faibles que les liaisons ioniques, covalentes et de coordination. L'énergie des liaisons intermoléculaires est indiquée dans le tableau. 1.

Tableau 1.Énergie des forces intermoléculaires

Note: Le degré d'interactions intermoléculaires se reflète dans l'enthalpie de fusion et d'évaporation (ébullition). Les composés ioniques nécessitent beaucoup plus d’énergie pour séparer les ions que pour séparer les molécules. L'enthalpie de fusion des composés ioniques est bien supérieure à celle des composés moléculaires.

Le quatrième type de connexion estconnexion métallique

Enfin, il existe un autre type de liaisons intermoléculaires : métal: connexion d'ions positifs d'un réseau métallique avec des électrons libres. Ce type de connexion ne se produit pas dans les objets biologiques.

Après un bref examen des types de liaisons, un détail devient clair : un paramètre important d'un atome ou d'un ion métallique - un donneur d'électrons, ainsi que d'un atome - un accepteur d'électrons, est son taille.

Sans entrer dans les détails, notons que les rayons covalents des atomes, les rayons ioniques des métaux et les rayons de van der Waals des molécules en interaction augmentent à mesure que leur numéro atomique augmente dans les groupes du tableau périodique. Dans ce cas, les valeurs des rayons ioniques sont les plus petites et les rayons de Van der Waals sont les plus grands. En règle générale, lorsque l'on descend dans le groupe, les rayons de tous les éléments, covalents et de van der Waals, augmentent.

La plus grande importance pour les biologistes et les médecins est coordination(donneur-accepteur) liaisons considérées par la chimie de coordination.

Bioorganiques médicaux. G.K. Barachkov