Introduction à la chimie générale. Dans quelles substances le soufre présente-t-il sa valence la plus élevée ? Pourquoi la valence est-elle différente ?

Réponse à la question 1(1).

Étant donné que les valeurs EO de l'hydrogène et du phosphore sont les mêmes, la liaison chimique dans la molécule PH 3 sera covalente non polaire.

Réponse à la question 2(2).

JE. a) dans la molécule S2, la liaison est covalente non polaire, car il est formé d'atomes du même élément. Le schéma de formation de la connexion sera le suivant :
Le soufre est un élément du sous-groupe principal du groupe VI. Les atomes de soufre ont 6 électrons dans leur enveloppe externe. Il y aura deux électrons non appariés (8-6=2).
Notons les électrons externes par , alors le schéma de formation d'une molécule de soufre ressemblera à :

ou S = S
b) dans la molécule K 2 O, la liaison est ionique, car elle est formée d'atomes d'éléments métalliques et non métalliques.
Le potassium est un élément du premier groupe du sous-groupe principal, un métal. Il est plus facile pour son atome de céder 1 électron que d’accepter les 7 électrons manquants :

2. L'oxygène est un non-métal, un élément du sous-groupe principal du groupe VI. Il est plus facile pour son atome d'accepter 2 électrons, qui ne suffisent pas pour compléter le niveau externe, que d'abandonner 6 électrons du niveau externe :

Trouvons le plus petit commun multiple entre les charges des ions formés ; il est égal à 2(2.1). Pour que les atomes de potassium cèdent 2 électrons, vous devez prendre 2 atomes, pour que les atomes d'oxygène puissent prendre 2 électrons, vous devez prendre 1 atome, donc le schéma de formation de l'oxyde de potassium ressemblera à :

c) dans la molécule H 2 S, la liaison est polaire covalente, car elle est formée d'atomes d'éléments avec des EO différents. La formation d'une liaison chimique sera la suivante :
Le soufre est un élément du sous-groupe principal du groupe VI. Ses atomes possèdent 6 électrons dans leur enveloppe externe. Il y aura 2 électrons non appariés (8-6=2).
L'hydrogène est un élément du sous-groupe principal du groupe 1. Ses atomes contiennent 1 électron dans la coque externe. Un électron n'est pas apparié (pour un atome d'hydrogène, le niveau à deux électrodes est terminé).
Désignons respectivement les électrons externes des atomes de soufre et d'hydrogène :

Dans la molécule de sulfure d'hydrogène, les paires d'électrons communes sont déplacées vers l'atome le plus électronégatif - le soufre :

1. a) dans la molécule N2, la liaison covalente est non polaire, car elle est formée par des atomes du même élément. Le schéma de formation de la connexion est le suivant :
L'azote est un élément du sous-groupe principal du groupe V. Ses atomes ont 5 électrons dans la couche externe. Il y a trois électrons non appariés (8 -5 = 3).
Notons les électrons externes de l'atome d'azote par des points :

b) dans la molécule Li 3 H, la liaison est ionique, car elle est formée d'atomes d'éléments métalliques et non métalliques.
Le lithium est un élément du sous-groupe principal du groupe I, un métal. Il est plus facile pour son atome de céder 1 électron que d’accepter les 7 électrons manquants :

L'azote est un élément du sous-groupe principal du groupe V, un non-métal. Il est plus facile pour son atome d'accepter 3 électrons, qui ne suffisent pas pour compléter le niveau externe, que d'abandonner cinq électrons du niveau externe :

Trouvons le plus petit commun multiple entre les charges des ions formés, il est égal à 3(3 : 1 = 3). Pour que les atomes de lithium cèdent 3 électrons, il faut 3 atomes, pour que les atomes d'azote puissent accepter 3 électrons, il suffit d'un seul atome :

c) dans la molécule NCl 3, la liaison est polaire covalente, car il est formé d'atomes d'éléments non métalliques avec différentes valeurs d'OE. Le schéma de formation de la connexion est le suivant :
L'azote est un élément du sous-groupe principal du groupe V. Ses atomes possèdent 5 électrons dans leur enveloppe externe. Il y aura trois électrons non appariés (8-5=3).
Le chlore est un élément du sous-groupe principal du groupe VII. Ses atomes contiennent 7 électrons dans la couche externe. 1 électron reste non apparié (8 – 7 = 1). Désignons respectivement les électrons externes des atomes d'azote et de chlore :

Les paires d'électrons communs sont déplacées vers l'atome d'azote, car il est plus électronégatif :

Réponse à la question 3(3).

La liaison dans la molécule HCl est moins polaire que dans la molécule HF car dans la série EO, le chlore et l'hydrogène sont moins éloignés l'un de l'autre que le fluor et l'hydrogène.

Réponse à la question 4(4).

Une liaison chimique covalente se forme en partageant des électrons externes. Selon le nombre de paires d'électrons communes, il peut être simple, double ou triple, et selon l'électronégativité des atomes qui le forment - covalent polaire et covalent non polaire

5.1. Liaison covalente

Une liaison chimique se forme lorsque deux atomes ou plus se réunissent si, à la suite de leur interaction, l'énergie totale du système diminue. Les configurations électroniques les plus stables des couches électroniques externes des atomes sont celles des atomes de gaz rares, constitués de deux ou huit électrons. Les couches électroniques externes des atomes d'autres éléments contiennent de un à sept électrons, c'est-à-dire sont inachevés. Lorsqu’une molécule se forme, les atomes ont tendance à acquérir une coque stable à deux ou huit électrons. Les électrons de valence des atomes participent à la formation d’une liaison chimique.

La covalence est une liaison chimique entre deux atomes, formée de paires d'électrons appartenant simultanément à ces deux atomes.

Il existe deux mécanismes pour la formation de liaisons covalentes : l'échange et le donneur-accepteur.

5.1.1. Mécanisme d'échange de formation de liaisons covalentes

Mécanisme d'échange La formation d'une liaison covalente est réalisée grâce au chevauchement de nuages ​​​​d'électrons appartenant à différents atomes. Par exemple, lorsque deux atomes d’hydrogène se rapprochent, les orbitales électroniques 1s se chevauchent. En conséquence, une paire commune d'électrons apparaît, appartenant simultanément aux deux atomes. Dans ce cas, une liaison chimique est formée par des électrons ayant des spins antiparallèles, Fig. 5.1.

Riz. 5.1. Formation d'une molécule d'hydrogène à partir de deux atomes d'H

5.1.2. Mécanisme donneur-accepteur pour la formation de liaisons covalentes

Avec le mécanisme donneur-accepteur de formation de liaison covalente, la liaison est également formée à l’aide de paires d’électrons. Cependant, dans ce cas, un atome (donneur) fournit sa paire d'électrons, et l'autre atome (accepteur) participe à la formation de la liaison avec son orbitale libre. Un exemple de mise en œuvre d'une liaison donneur-accepteur est la formation de l'ion ammonium NH 4 + lors de l'interaction de l'ammoniac NH 3 avec le cation hydrogène H +.

Dans la molécule NH 3, trois paires d'électrons forment trois liaisons N – H, la quatrième paire d'électrons appartenant à l'atome d'azote est seule. Cette paire d’électrons peut former une liaison avec un ion hydrogène dont l’orbitale est vacante. Le résultat est l'ion ammonium NH 4 +, Fig. 5.2.

Riz. 5.2. L'apparition d'une liaison donneur-accepteur lors de la formation de l'ion ammonium

Il convient de noter que les quatre liaisons covalentes N – H existant dans l'ion NH 4 + sont équivalentes. Dans l’ion ammonium, il est impossible d’isoler une liaison formée par le mécanisme donneur-accepteur.

5.1.3. Liaison covalente polaire et non polaire

Si une liaison covalente est formée par des atomes identiques, alors la paire d'électrons est située à la même distance entre les noyaux de ces atomes. Une telle liaison covalente est dite non polaire. Des exemples de molécules avec une liaison covalente non polaire sont H2, Cl2, O2, N2, etc.

Dans le cas d’une liaison covalente polaire, la paire d’électrons partagée est déplacée vers l’atome ayant l’électronégativité la plus élevée. Ce type de liaison est réalisé dans des molécules formées par différents atomes. Une liaison covalente polaire se produit dans les molécules de HCl, HBr, CO, NO, etc. Par exemple, la formation d'une liaison covalente polaire dans une molécule de HCl peut être représentée par un diagramme, Fig. 5.3 :

Riz. 5.3. Formation d'une liaison polaire covalente dans la molécule HC1

Dans la molécule considérée, la paire d'électrons est déplacée vers l'atome de chlore, car son électronégativité (2,83) est supérieure à l'électronégativité de l'atome d'hydrogène (2,1).

5.1.4. Moment dipolaire et structure moléculaire

Une mesure de la polarité d'une liaison est son moment dipolaire μ :

µ = e l,

Où e– la charge électronique, je– la distance entre les centres des charges positives et négatives.

Le moment dipolaire est une quantité vectorielle. Les concepts de « moment dipolaire de liaison » et de « moment dipolaire moléculaire » ne coïncident que pour les molécules diatomiques. Le moment dipolaire d'une molécule est égal à la somme vectorielle des moments dipolaires de toutes les liaisons. Ainsi, le moment dipolaire d’une molécule polyatomique dépend de sa structure.

Dans une molécule linéaire de CO 2 , par exemple, chacune des liaisons C – O est polaire. Cependant, la molécule de CO 2 dans son ensemble est apolaire, car les moments dipolaires des liaisons s'annulent (Fig. 5.4). Le moment dipolaire de la molécule de dioxyde de carbone est m = 0.

Dans la molécule angulaire H2O, les liaisons polaires H – O sont situées à un angle de 104,5 o. La somme vectorielle des moments dipolaires de deux liaisons H – O est exprimée par la diagonale du parallélogramme (Fig. 5.4). En conséquence, le moment dipolaire de la molécule d’eau m n’est pas égal à zéro.

Riz. 5.4. Moments dipolaires des molécules CO 2 et H 2 O

5.1.5. Valence des éléments dans les composés avec des liaisons covalentes

La valence des atomes est déterminée par le nombre d'électrons non appariés participant à la formation de paires d'électrons communes avec les électrons d'autres atomes. Ayant un électron non apparié sur la couche électronique externe, les atomes d'halogène dans les molécules F 2, HCl, PBr 3 et CCl 4 sont monovalents. Les éléments du sous-groupe oxygène contiennent deux électrons non appariés dans la couche externe, donc dans des composés tels que O 2, H 2 O, H 2 S et SCl 2, ils sont divalents.

Étant donné qu'en plus des liaisons covalentes ordinaires, une liaison peut être formée dans les molécules par un mécanisme donneur-accepteur, la valence des atomes dépend également de la présence de paires d'électrons libres et d'orbitales électroniques libres. Une mesure quantitative de la valence est le nombre de liaisons chimiques par lesquelles un atome donné est connecté à d'autres atomes.

En règle générale, la valence maximale des éléments ne peut pas dépasser le numéro du groupe dans lequel ils se trouvent. L'exception concerne les éléments du sous-groupe secondaire du premier groupe Cu, Ag, Au, dont la valence en composés est supérieure à un. Les électrons de valence comprennent principalement les électrons des couches externes, cependant, pour les éléments des sous-groupes latéraux, les électrons de l'avant-dernière couche (pré-externe) participent également à la formation d'une liaison chimique.

5.1.6. Valence des éléments dans les états normaux et excités

La valence de la plupart des éléments chimiques dépend du fait que ces éléments sont dans un état normal ou excité. Configuration électronique de l'atome Li : 1s 2 2s 1. L'atome de lithium au niveau externe possède un électron non apparié, c'est-à-dire le lithium est monovalent. Une très grande dépense d'énergie est nécessaire pour la transition de l'électron 1s vers l'orbitale 2p pour obtenir du lithium trivalent. Cette dépense énergétique est telle qu'elle n'est pas compensée par l'énergie libérée lors de la formation des liaisons chimiques. À cet égard, il n’existe pas de composés de lithium trivalents.

Configuration de la couche électronique externe des éléments du sous-groupe du béryllium ns 2. Cela signifie que dans la couche électronique externe de ces éléments dans l’orbitale de la cellule NS, il y a deux électrons avec des spins opposés. Les éléments du sous-groupe du béryllium ne contiennent pas d'électrons non appariés, leur valence à l'état normal est donc nulle. A l'état excité, la configuration électronique des éléments du sous-groupe du béryllium est ns 1 nр 1, c'est-à-dire les éléments forment des composés dans lesquels ils sont divalents.

Possibilités de Valence de l'atome de bore

Considérons la configuration électronique de l'atome de bore à l'état fondamental : 1s 2 2s 2 2p 1. L'atome de bore à l'état fondamental contient un électron non apparié (Fig. 5.5), c'est-à-dire c'est monovalent. Cependant, le bore ne se caractérise pas par la formation de composés dans lesquels il est monovalent. Lorsqu'un atome de bore est excité, un électron 2s passe à une orbitale 2p (Fig. 5.5). Un atome de bore dans un état excité possède 3 électrons non appariés et peut former des composés dans lesquels sa valence est de trois.

Riz. 5.5. États de valence de l'atome de bore dans les états normal et excité

En règle générale, l'énergie dépensée pour la transition d'un atome vers un état excité au sein d'un niveau d'énergie est plus que compensée par l'énergie libérée lors de la formation de liaisons supplémentaires.

En raison de la présence d’une orbitale 2p libre dans l’atome de bore, le bore présent dans les composés peut former une quatrième liaison covalente, agissant comme accepteur de paires d’électrons. La figure 5.6 montre comment la molécule BF interagit avec l'ion F –, entraînant la formation de l'ion –, dans lequel le bore forme quatre liaisons covalentes.

Riz. 5.6. Mécanisme donneur-accepteur pour la formation de la quatrième liaison covalente au niveau de l'atome de bore

Possibilités de valence de l'atome d'azote

Considérons la structure électronique de l'atome d'azote (Fig. 5.7).

Riz. 5.7. Répartition des électrons dans les orbitales de l'atome d'azote

D'après le diagramme présenté, il est clair que l'azote possède trois électrons non appariés, qu'il peut former trois liaisons chimiques et que sa valence est de trois. La transition de l'atome d'azote vers un état excité est impossible, car le deuxième niveau d'énergie ne contient pas d'orbitales d. Dans le même temps, l'atome d'azote peut fournir une seule paire d'électrons externes 2s 2 à un atome ayant une orbitale libre (accepteur). En conséquence, une quatrième liaison chimique de l'atome d'azote se produit, comme cela se produit par exemple dans l'ion ammonium (Fig. 5.2). Ainsi, la covalence maximale (le nombre de liaisons covalentes formées) d'un atome d'azote est de quatre. Dans ses composés, l'azote, contrairement aux autres éléments du cinquième groupe, ne peut être pentavalent.

Possibilités de Valence des atomes de phosphore, de soufre et d'halogène

Contrairement aux atomes d'azote, d'oxygène et de fluor, les atomes de phosphore, de soufre et de chlore situés dans la troisième période possèdent des cellules 3D libres vers lesquelles les électrons peuvent être transférés. Lorsqu’un atome de phosphore est excité (Fig. 5.8), il possède 5 électrons non appariés sur sa couche électronique externe. En conséquence, dans les composés, l’atome de phosphore peut être non seulement trivalent, mais également pentavalent.

Riz. 5.8. Distribution des électrons de valence dans les orbitales d'un atome de phosphore dans un état excité

À l’état excité, le soufre, en plus d’une valence de deux, présente également une valence de quatre et six. Dans ce cas, les électrons 3p et 3s sont appariés séquentiellement (Fig. 5.9).

Riz. 5.9. Possibilités de valence d'un atome de soufre dans un état excité

À l'état excité, pour tous les éléments du sous-groupe principal du groupe V, à l'exception du fluor, un appariement séquentiel des premières paires d'électrons p puis s est possible. En conséquence, ces éléments deviennent tri-, penta- et heptavalents (Fig. 5.10).

Riz. 5.10. Possibilités de valence des atomes de chlore, de brome et d'iode dans un état excité

5.1.7. Longueur, énergie et direction d'une liaison covalente

Des liaisons covalentes se forment généralement entre des atomes non métalliques. Les principales caractéristiques d’une liaison covalente sont la longueur, l’énergie et la direction.

Longueur de la liaison covalente

La longueur d'une liaison est la distance entre les noyaux des atomes formant cette liaison. Elle est déterminée par des méthodes physiques expérimentales. La longueur de liaison peut être estimée à l'aide de la règle d'additivité, selon laquelle la longueur de liaison dans la molécule AB est approximativement égale à la moitié de la somme des longueurs de liaison dans les molécules A 2 et B 2 :

.

De haut en bas le long des sous-groupes du système périodique d'éléments, la longueur de la liaison chimique augmente, puisque les rayons des atomes augmentent dans cette direction (tableau 5.1). À mesure que la multiplicité de la liaison augmente, sa longueur diminue.

Tableau 5.1.

Longueur de certaines liaisons chimiques

Énergie de communication

Une mesure de la force de liaison est l’énergie de liaison. Énergie de communication déterminé par l’énergie nécessaire pour rompre une liaison et éloigner les atomes formant cette liaison à une distance infiniment grande les uns des autres. La liaison covalente est très forte. Son énergie varie de quelques dizaines à plusieurs centaines de kJ/mol. Pour une molécule IСl 3, par exemple, la liaison E est ≈40, et pour les molécules N 2 et CO, la liaison E est ≈1 000 kJ/mol.

De haut en bas le long des sous-groupes du système périodique d'éléments, l'énergie d'une liaison chimique diminue, puisque la longueur de la liaison augmente dans cette direction (tableau 5.1). À mesure que la multiplicité de la liaison augmente, son énergie augmente (tableau 5.2).

Tableau 5.2.

Énergies de certaines liaisons chimiques

Saturation et directionnalité des liaisons covalentes

Les propriétés les plus importantes d’une liaison covalente sont sa saturation et sa directivité. La saturabilité peut être définie comme la capacité des atomes à former un nombre limité de liaisons covalentes. Ainsi, un atome de carbone ne peut former que quatre liaisons covalentes et un atome d’oxygène peut en former deux. Le nombre maximum de liaisons covalentes ordinaires qu'un atome peut former (à l'exclusion des liaisons formées par le mécanisme donneur-accepteur) est égal au nombre d'électrons non appariés.

Les liaisons covalentes ont une orientation spatiale, puisque le chevauchement des orbitales lors de la formation d'une liaison simple se produit le long de la ligne reliant les noyaux des atomes. La disposition spatiale des orbitales électroniques d’une molécule détermine sa géométrie. Les angles entre les liaisons chimiques sont appelés angles de liaison.

La saturation et la directionnalité d'une liaison covalente distingue cette liaison d'une liaison ionique qui, contrairement à une liaison covalente, est insaturée et non directionnelle.

Structure spatiale des molécules H 2 O et NH 3

Considérons la direction d'une liaison covalente en utilisant l'exemple des molécules H 2 O et NH 3.

La molécule H 2 O est formée d'un atome d'oxygène et de deux atomes d'hydrogène. L'atome d'oxygène possède deux électrons p non appariés, qui occupent deux orbitales situées à angle droit l'une par rapport à l'autre. Les atomes d'hydrogène ont des électrons 1s non appariés. L'angle entre les liaisons formées par les électrons p doit être proche de l'angle entre les orbitales des électrons p. Cependant, expérimentalement, il a été constaté que l'angle entre les liaisons O – H dans une molécule d'eau est de 104,50. L'augmentation de l'angle par rapport à l'angle de 90° peut s'expliquer par les forces répulsives qui agissent entre les atomes d'hydrogène, Fig. 5.11. Ainsi, la molécule H 2 O a une forme angulaire.

Trois électrons p non appariés de l'atome d'azote, dont les orbitales sont situées dans trois directions mutuellement perpendiculaires, participent à la formation de la molécule NH 3. Par conséquent, les trois liaisons N – H doivent être situées à des angles proches de 90° (Fig. 5.11). La valeur expérimentale de l'angle entre les liaisons dans la molécule NH 3 est de 107,3°. La différence entre les angles entre les liaisons et les valeurs théoriques est due, comme dans le cas de la molécule d'eau, à la répulsion mutuelle des atomes d'hydrogène. De plus, les schémas présentés ne prennent pas en compte la possibilité de participation de deux électrons dans les orbitales 2s à la formation de liaisons chimiques.

Riz. 5.11. Chevauchement des orbitales électroniques lors de la formation de liaisons chimiques dans les molécules H 2 O (a) et NH 3 (b)

Considérons la formation de la molécule BeC1 2. Un atome de béryllium dans un état excité possède deux électrons non appariés : 2s et 2p. On peut supposer que l’atome de béryllium doit former deux liaisons : une liaison formée par l’électron s et une liaison formée par l’électron p. Ces liaisons doivent avoir des énergies différentes et des longueurs différentes. La molécule BeCl 2 dans ce cas ne doit pas être linéaire, mais angulaire. L'expérience montre cependant que la molécule BeCl 2 a une structure linéaire et que les deux liaisons chimiques qu'elle contient sont équivalentes. Une situation similaire est observée lorsque l'on considère la structure des molécules BCl 3 et CCl 4 - toutes les liaisons dans ces molécules sont équivalentes. La molécule BC1 3 a une structure plate, CC1 4 a une structure tétraédrique.

Expliquer la structure de molécules telles que BeCl 2, BCl 3 et CCl 4, Pauling et Slater(USA) ont introduit le concept d'hybridation des orbitales atomiques. Ils ont proposé de remplacer plusieurs orbitales atomiques, qui ne diffèrent pas beaucoup par leur énergie, par le même nombre d'orbitales équivalentes, dites hybrides. Ces orbitales hybrides sont composées d’orbitales atomiques du fait de leur combinaison linéaire.

Selon L. Pauling, lorsque des liaisons chimiques sont formées par un atome ayant des électrons de types différents dans une couche et, par conséquent, peu différents en énergie (par exemple, s et p), il est possible de modifier la configuration des orbitales de différents types, dans lesquels se produit leur alignement en forme et en énergie. En conséquence, des orbitales hybrides se forment, ayant une forme asymétrique et très allongées d’un côté du noyau. Il est important de souligner que le modèle d'hybridation est utilisé lorsque des électrons de types différents, par exemple s et p, sont impliqués dans la formation de liaisons.

5.1.8.2. Différents types d'hybridation orbitale atomique

hybridation sp

Hybridation d'un s- et un r- les orbitales ( sp- hybridation) est réalisé par exemple lors de la formation de chlorure de béryllium. Comme indiqué ci-dessus, dans un état excité, un atome Be possède deux électrons non appariés, dont l’un occupe l’orbitale 2s et l’autre occupe l’orbitale 2p. Lorsqu'une liaison chimique se forme, ces deux orbitales différentes se transforment en deux orbitales hybrides identiques, orientées selon un angle de 180° l'une par rapport à l'autre (Fig. 5.12). La disposition linéaire de deux orbitales hybrides correspond à leur répulsion minimale l’une par rapport à l’autre. En conséquence, la molécule BeCl 2 a une structure linéaire : les trois atomes sont situés sur la même ligne.

Riz. 5.12. Schéma du chevauchement des orbitales électroniques lors de la formation d'une molécule BeCl 2

La structure de la molécule d'acétylène ; liaisons sigma et pi

Considérons un diagramme du chevauchement des orbitales électroniques lors de la formation d'une molécule d'acétylène. Dans une molécule d’acétylène, chaque atome de carbone est dans un état hybride sp. Deux orbitales sp-hybrides sont situées à un angle de 1 800 l'une par rapport à l'autre ; ils forment une liaison σ entre les atomes de carbone et deux liaisons σ avec les atomes d'hydrogène (Fig. 5.13).

Riz. 5.13. Schéma de formation de liaisons S dans une molécule d'acétylène

Une liaison σ est une liaison formée à la suite du chevauchement d’orbitales électroniques le long d’une ligne reliant les noyaux des atomes.

Chaque atome de carbone de la molécule d'acétylène contient deux électrons p supplémentaires qui ne participent pas à la formation des liaisons σ. Les nuages ​​​​d'électrons de ces électrons sont situés dans des plans mutuellement perpendiculaires et, se chevauchant, forment deux autres liaisons π entre les atomes de carbone en raison du chevauchement latéral des éléments non hybrides. r–des nuages ​​(Fig. 5.14).

Une liaison π est une liaison chimique covalente formée à la suite d’une augmentation de la densité électronique de part et d’autre de la ligne reliant les noyaux des atomes.

Riz. 5.14. Schéma de formation des liaisons σ - et π - dans la molécule d'acétylène.

Ainsi, dans la molécule d'acétylène, une triple liaison se forme entre les atomes de carbone, qui consiste en une liaison σ et deux liaisons π ; σ -les liaisons sont plus fortes que les liaisons π.

hybridation sp2

La structure de la molécule BCl 3 peut être expliquée en termes de épisode 2- hybridation. Un atome de bore dans un état excité sur la couche électronique externe contient un électron s et deux électrons p, c'est-à-dire trois électrons non appariés. Ces trois nuages ​​d’électrons peuvent être convertis en trois orbitales hybrides équivalentes. La répulsion minimale de trois orbitales hybrides les unes par rapport aux autres correspond à leur localisation dans le même plan à un angle de 120 o l'une par rapport à l'autre (Fig. 5.15). Ainsi, la molécule BCl 3 a une forme plate.

Riz. 5.15. Structure plate de la molécule BCl 3

sp 3 - hybridation

Les orbitales de valence de l'atome de carbone (s, р x, р y, р z) peuvent être converties en quatre orbitales hybrides équivalentes, situées dans l'espace à un angle de 109,5 o les unes par rapport aux autres et dirigées vers les sommets du tétraèdre. , au centre duquel se trouve le noyau de l'atome de carbone (Fig. 5.16).

Riz. 5.16. Structure tétraédrique de la molécule de méthane

5.1.8.3. Hybridation impliquant des paires d'électrons solitaires

Le modèle d'hybridation peut être utilisé pour expliquer la structure de molécules qui, en plus de celles qui se lient, contiennent également des paires libres d'électrons. Dans les molécules d’eau et d’ammoniac, le nombre total de paires d’électrons de l’atome central (O et N) est de quatre. Dans ce cas, une molécule d’eau en possède deux et une molécule d’ammoniac en possède une seule paire d’électrons. La formation de liaisons chimiques dans ces molécules peut s’expliquer en supposant que des paires d’électrons non liants peuvent également remplir des orbitales hybrides. Les paires d'électrons solitaires occupent beaucoup plus de place dans l'espace que les paires d'électrons liées. En raison de la répulsion qui se produit entre les paires d'électrons isolés et de liaison, les angles de liaison dans les molécules d'eau et d'ammoniac diminuent, qui s'avèrent inférieurs à 109,5 o.

Riz. 5.17. sp 3 – hybridation impliquant des paires d'électrons isolés dans les molécules H 2 O (A) et NH 3 (B)

5.1.8.4. Établir le type d'hybridation et déterminer la structure des molécules

Pour établir le type d'hybridation et, par conséquent, la structure des molécules, les règles suivantes doivent être utilisées.

1. Le type d'hybridation de l'atome central, qui ne contient pas de paires d'électrons isolées, est déterminé par le nombre de liaisons sigma. S'il existe deux de ces liaisons, une hybridation sp se produit, trois - une hybridation sp 2, quatre - une hybridation sp 3. Les paires d'électrons solitaires (en l'absence de liaisons formées par le mécanisme donneur-accepteur) sont absentes dans les molécules formées par des atomes de béryllium, de bore, de carbone, de silicium, c'est-à-dire dans les éléments des principaux sous-groupes II - IV.

2. Si l'atome central contient des paires d'électrons libres, alors le nombre d'orbitales hybrides et le type d'hybridation sont déterminés par la somme du nombre de liaisons sigma et du nombre de paires d'électrons libres. L'hybridation impliquant des paires d'électrons libres se produit dans des molécules formées d'atomes d'azote, de phosphore, d'oxygène, de soufre, c'est-à-dire éléments des principaux sous-groupes des groupes V et VI.

3. La forme géométrique des molécules est déterminée par le type d'hybridation de l'atome central (tableau 5.3).

Tableau 5.3.

Angles de liaison, forme géométrique des molécules en fonction du nombre d'orbitales hybrides et du type d'hybridation de l'atome central

5.2. Liaison ionique

La liaison ionique se produit par attraction électrostatique entre des ions de charges opposées. Ces ions se forment à la suite du transfert d’électrons d’un atome à un autre. Une liaison ionique se forme entre des atomes qui présentent de grandes différences d'électronégativité (généralement supérieures à 1,7 sur l'échelle de Pauling), par exemple entre les atomes de métaux alcalins et d'halogène.

Considérons l'apparition de liaisons ioniques en utilisant l'exemple de la formation de NaCl. D'après les formules électroniques des atomes Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 et Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, il est clair que pour compléter le niveau externe, il est plus facile pour l'atome de sodium d'abandonner un électron que d'en ajouter sept, et il est plus facile pour l'atome de chlore d'en ajouter un que d'en donner sept. Dans les réactions chimiques, l’atome de sodium cède un électron et l’atome de chlore le prend. En conséquence, les coquilles électroniques des atomes de sodium et de chlore sont transformées en coquilles électroniques stables de gaz rares (la configuration électronique du cation sodium est Na + 1s 2 2s 2 2p 6, et la configuration électronique de l'anion chlore Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). L'interaction électrostatique des ions conduit à la formation d'une molécule de NaCl.

Caractéristiques de base des liaisons ioniques et propriétés des composés ioniques

1. Une liaison ionique est une liaison chimique forte. L'énergie de cette liaison est de l'ordre de 300 à 700 kJ/mol.

2. Contrairement à une liaison covalente, une liaison ionique est non directionnel, puisqu'un ion peut attirer vers lui des ions de signe opposé dans n'importe quelle direction.

3. Contrairement à une liaison covalente, une liaison ionique est insaturé, puisque l'interaction d'ions de signe opposé ne conduit pas à une compensation mutuelle complète de leurs champs de force.

4. Lors de la formation de molécules avec une liaison ionique, aucun transfert complet d'électrons ne se produit. Par conséquent, les liaisons ioniques à cent pour cent n'existent pas dans la nature. Dans la molécule NaCl, la liaison chimique n’est qu’à 80 % ionique.

5. Les composés comportant des liaisons ioniques sont des solides cristallins qui ont des points de fusion et d’ébullition élevés.

6. La plupart des composés ioniques sont solubles dans l’eau. Les solutions et les fusions de composés ioniques conduisent le courant électrique.

5.3. Connexion métallique

Les atomes métalliques au niveau d'énergie externe contiennent un petit nombre d'électrons de valence. L’énergie d’ionisation des atomes métalliques étant faible, les électrons de valence sont faiblement retenus dans ces atomes. En conséquence, des ions chargés positivement et des électrons libres apparaissent dans le réseau cristallin des métaux. Dans ce cas, les cations métalliques sont situés dans les nœuds de leur réseau cristallin et les électrons se déplacent librement dans le champ des centres positifs formant ce qu'on appelle le « gaz électronique ». La présence d’un électron chargé négativement entre deux cations provoque une interaction de chaque cation avec cet électron. Ainsi, la liaison métallique est la liaison entre les ions positifs dans les cristaux métalliques, qui se produit par l'attraction d'électrons se déplaçant librement dans le cristal.

Puisque les électrons de valence dans un métal sont répartis uniformément dans tout le cristal, une liaison métallique, comme une liaison ionique, est une liaison non directionnelle. Contrairement à une liaison covalente, une liaison métallique est une liaison insaturée. De la liaison covalente connexion métallique Il diffère également par sa durabilité. L'énergie d'une liaison métallique est environ trois à quatre fois inférieure à l'énergie d'une liaison covalente.

En raison de la grande mobilité du gaz électronique, les métaux se caractérisent par une conductivité électrique et thermique élevée.

5.4. Liaison hydrogène

Dans les molécules des composés HF, H 2 O, NH 3, il existe des liaisons hydrogène avec un élément fortement électronégatif (H – F, H – O, H – N). Entre les molécules de tels composés peuvent se former liaisons hydrogène intermoléculaires. Dans certaines molécules organiques contenant des liaisons H – O, H – N, liaisons hydrogène intramoléculaires.

Le mécanisme de formation des liaisons hydrogène est en partie électrostatique, en partie de nature donneur-accepteur. Dans ce cas, le donneur de paires d'électrons est un atome d'un élément fortement électronégatif (F, O, N), et l'accepteur sont les atomes d'hydrogène connectés à ces atomes. Comme les liaisons covalentes, les liaisons hydrogène sont caractérisées par se concentrer dans l'espace et saturabilité.

Les liaisons hydrogène sont généralement désignées par des points : H ··· F. Plus la liaison hydrogène est forte, plus l'électronégativité de l'atome partenaire est grande et plus sa taille est petite. Elle est caractéristique principalement des composés fluorés, ainsi que de l'oxygène, dans une moindre mesure de l'azote, et dans une moindre mesure encore du chlore et du soufre. L'énergie de la liaison hydrogène change également en conséquence (tableau 5.4).

Tableau 5.4.

Valeurs moyennes des énergies des liaisons hydrogène

Liaisons hydrogène intermoléculaires et intramoléculaires

Grâce aux liaisons hydrogène, les molécules se combinent en dimères et associés plus complexes. Par exemple, la formation d'un dimère d'acide formique peut être représentée par le diagramme suivant (Fig. 5.18).

Riz. 5.18. Formation de liaisons hydrogène intermoléculaires dans l'acide formique

De longues chaînes d'associés (H 2 O) n peuvent apparaître dans l'eau (Fig. 5.19).

Riz. 5.19. Formation d'une chaîne d'associés dans l'eau liquide grâce aux liaisons hydrogène intermoléculaires

Chaque molécule H2O peut former quatre liaisons hydrogène, mais une molécule HF ne peut en former que deux.

Les liaisons hydrogène peuvent se produire à la fois entre différentes molécules (liaison hydrogène intermoléculaire) et au sein d’une molécule (liaison hydrogène intramoléculaire). Des exemples de formation de liaisons intramoléculaires pour certaines substances organiques sont présentés sur la Fig. 5.20.

Riz. 5.20. Formation de liaisons hydrogène intramoléculaires dans des molécules de divers composés organiques

L'influence de la liaison hydrogène sur les propriétés des substances

L’indicateur le plus pratique de l’existence de liaisons hydrogène intermoléculaires est le point d’ébullition d’une substance. Le point d'ébullition plus élevé de l'eau (100 o C par rapport aux composés hydrogènes des éléments du sous-groupe oxygène (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) s'explique par la présence de liaisons hydrogène : de l'énergie supplémentaire doit être dépensée pour détruire les intermoléculaires liaisons hydrogène dans l’eau.

La liaison hydrogène peut affecter considérablement la structure et les propriétés des substances. L'existence de liaisons hydrogène intermoléculaires augmente les points de fusion et d'ébullition des substances. La présence de liaisons hydrogène intramoléculaires provoque le repliement de la molécule d’acide désoxyribonucléique (ADN) en une double hélice dans l’eau.

Les liaisons hydrogène jouent également un rôle important dans les processus de dissolution, puisque la solubilité dépend également de la capacité d'un composé à former des liaisons hydrogène avec le solvant. En conséquence, les substances contenant des groupes OH telles que le sucre, le glucose, les alcools et les acides carboxyliques sont en règle générale très solubles dans l'eau.

5.5. Types de réseaux cristallins

Les solides ont généralement une structure cristalline. Les particules qui composent les cristaux (atomes, ions ou molécules) sont situées à des points strictement définis de l'espace, formant un réseau cristallin. Le réseau cristallin est constitué de cellules élémentaires qui conservent les caractéristiques structurelles caractéristiques d'un réseau donné. Les points où se trouvent les particules sont appelés nœuds du réseau cristallin. Selon le type de particules situées au niveau des sites du réseau et de la nature de la connexion entre elles, on distingue 4 types de réseaux cristallins.

5.5.1. Réseau cristallin atomique

Aux nœuds des réseaux cristallins atomiques se trouvent des atomes reliés les uns aux autres par des liaisons covalentes. Les substances possédant un réseau atomique comprennent le diamant, le silicium, les carbures, les siliciures, etc. Dans la structure d’un cristal atomique, il est impossible d’isoler des molécules individuelles ; le cristal entier est considéré comme une molécule géante. La structure du diamant est représentée sur la Fig. 5.21. Le diamant est constitué d’atomes de carbone dont chacun est lié à quatre atomes voisins. En raison du fait que les liaisons covalentes sont fortes, toutes les substances possédant un réseau atomique sont réfractaires, dures et peu volatiles. Ils sont légèrement solubles dans l'eau.

Riz. 5.21. Réseau cristallin de diamant

5.5.2. Réseau cristallin moléculaire

Aux nœuds des réseaux cristallins moléculaires se trouvent des molécules reliées les unes aux autres par de faibles forces intermoléculaires. Par conséquent, les substances à réseau moléculaire ont une faible dureté, elles sont fusibles, caractérisées par une volatilité importante, sont légèrement solubles dans l'eau et leurs solutions ne conduisent généralement pas le courant électrique. De nombreuses substances possédant un réseau cristallin moléculaire sont connues. Il s'agit d'hydrogène solide, de chlore, de monoxyde de carbone (IV) et d'autres substances qui sont à l'état gazeux aux températures ordinaires. La plupart des composés organiques cristallins possèdent un réseau moléculaire.

5.5.3. Réseau cristallin ionique

Les réseaux cristallins contenant des ions à leurs nœuds sont appelés ionique. Ils sont formés de substances possédant des liaisons ioniques, par exemple des halogénures de métaux alcalins. Dans les cristaux ioniques, les molécules individuelles ne peuvent pas être distinguées ; le cristal entier peut être considéré comme une seule macromolécule. Les liaisons entre les ions sont fortes, c'est pourquoi les substances dotées d'un réseau ionique ont une faible volatilité et des points de fusion et d'ébullition élevés. Le réseau cristallin du chlorure de sodium est représenté sur la figure. 5.22.

Riz. 5.22. Réseau cristallin de chlorure de sodium

Sur cette figure, les boules claires sont des ions Na +, les boules sombres sont des ions Cl –. A gauche sur la fig. La figure 5.22 montre la maille unitaire de NaCl.

5.5.4. Treillis cristallin en métal

Les métaux à l’état solide forment des réseaux cristallins métalliques. Les sites de ces réseaux contiennent des ions métalliques positifs et les électrons de valence se déplacent librement entre eux. Les électrons attirent électrostatiquement les cations, conférant ainsi une stabilité au réseau métallique. Cette structure de réseau détermine la conductivité thermique, la conductivité électrique et la plasticité élevées des métaux - lors de la déformation mécanique, il n'y a pas de rupture des liaisons ni de destruction du cristal, car les ions qui le composent semblent flotter dans un nuage de gaz électronique. Sur la fig. La figure 5.23 montre le réseau cristallin du sodium.

Riz. 5.23. Réseau cristallin de sodium

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 près 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 %.

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,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 (

longueur du lien je 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).

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

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 part et d'autre 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 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 sp-hybrides, formées à la suite de la redistribution des densités électroniques entre le s-AO et trois p-AO, participent à la formation d'une liaison chimique. 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 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 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 est généralement 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.

Essai 4

Sujet : Liaison covalente

Option 1

1. La valence d'un atome d'un élément chimique en combinaison avec des liaisons covalentes est égale à a) le nombre d'électrons de cet atome b) le nombre de paires d'électrons communes formées par cet atome c) la charge du noyau de cet atome atome d) le numéro de la période dans laquelle se trouve cet élément

2. La formule de la molécule de dioxyde de carbone CO 2 s'appelle

a) formule moléculaire b) formule graphique c) formule électronique d) formule physique

3. De combien d’électrons manque-t-il à l’atome de chlore avant de compléter la couche électronique externe ?

a) 1 b)2 c) 3 d) 7

4. Un atome de carbone attache deux atomes d’oxygène, formant ainsi quatre paires d’électrons communes. Indiquez la valence du carbone dans ce composé.

a) I b) II c) III d) IV

5. Liaison chimique dans la molécule de brome Br 2

a) ionique b) métallique

c) covalent non polaire d) covalent polaire

6. Dans la période allant du métal alcalin à l'halogène, l'électronégativité d'un atome, en règle générale,

a) ne change pas

c) diminue

d) augmente

a) béryllium b) sodium

c) magnésium d) lithium

8. Dans une série d'éléments, l'électronégativité des éléments change (augmente ou diminue) de la même manière que

a) leurs propriétés métalliques

b) les rayons de leurs atomes

c) leurs propriétés non métalliques

d) le nombre d'électrons au niveau externe des atomes

9. Quelle charge partielle ont respectivement les atomes d’azote et d’oxygène dans la molécule de NO ?

a) N 2 b) NH 3 c) H 2 d) Cl 2

Option 2

1. Une liaison covalente est une liaison chimique provoquée par a) la formation de paires d'électrons partagées

b) la formation de paires libres d'électrons

c) attraction d'ions de charges opposées

d)) interaction entre les ions métalliques et les électrons libres

2. Quelle formule de la molécule de sulfure d'hydrogène est sa formule électronique ?

a) H 2 S b) H – S – H

c)H : : S : : H g) H : S : H

3. De combien d’électrons manque-t-il à l’atome de phosphore avant de compléter la couche électronique externe ?

a) 5 b) 2 c) 3 d) 4

4. Un atome de soufre attache trois atomes d’oxygène, formant ainsi six paires d’électrons communes. Indiquez la valence du soufre dans ce composé.

a) II b) VI c) IV d) III

5. Formule d'une substance avec une liaison covalente non polaire

a) SO 2 b) Br 2 c) H 2 O d) NaCl

6. Dans un groupe, dans le sous-groupe principal, de haut en bas, l'électronégativité d'un atome est, en règle générale,

a) ne change pas

b) augmente d'abord, puis diminue

c) diminue

d) augmente

7. Parmi les éléments répertoriés, sélectionnez l'élément le moins électronégatif

a) fluor b) oxygène

c) soufre d) chlore

8.Quelle charge partielle les atomes de bore et de fluor ont respectivement dans la molécule ?

a) positif et négatif

b) négatif et négatif

c) positif et positif

d) négatif et positif

9. Sélectionnez une molécule contenant une liaison covalente polaire

a) NH 3 b) HCl c) F 2 d) SO 3

10. Liaison chimique dans la molécule d'ammoniac NH 3

a) ionique

b) métal

c) covalent non polaire

d) polaire covalente

Option 3 1. En règle générale, une liaison covalente se forme entre :

a) atomes d'un métal typique et atomes d'un non-métal typique

b) atomes métalliques

c) atomes d'un métal typique et atomes d'un gaz inerte

d) atomes non métalliques

2. Formule de la molécule de chlore Cl : Cl s'appelle

a) formule moléculaire

b) formule graphique

c) formule électronique

d) formule physique

3. De combien d’électrons manque-t-il à l’atome d’oxygène avant de compléter la couche électronique externe ?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 6

4. Le nombre de liaisons covalentes formées par un atome d'un élément chimique est égal à

a) le nombre de paires d'électrons communes formées par cet atome

c) le nombre d'électrons appariés au niveau externe de l'atome

d) le nombre d'autres atomes attachés par cet atome

5. Dans un groupe, dans le sous-groupe principal, de haut en bas, le rayon d'un atome est généralement

6. Parmi les éléments répertoriés, sélectionnez l'élément dont l'atome a le plus grand rayon

a) bore b) silicium c) aluminium d) carbone

7. Dans le cas d'une liaison covalente non polaire, une paire commune d'électrons

d) absent

8. Quelle charge partielle ont respectivement les atomes d'oxygène et de soufre dans la molécule SO 2

b) négatif et négatif

9. Sélectionnez une molécule contenant une liaison covalente non polaire :

a) NH 3 b) H 2 O c) NO 2 d) H 2

10. Liaison chimique dans la molécule de sulfure de plomb PbS

a) covalent non polaire b) covalent polaire

c) ionique d) métallique

Option 4

1. Quelle est la nature des forces qui maintiennent deux atomes d’hydrogène dans une molécule ?

a) chimique b) physique

c) électrique d) nucléaire

2. La formule d’une molécule d’eau H – O – H s’appelle

a) formule moléculaire

b) formule graphique

c) formule électronique

d) formule physique

3. De combien d’électrons manque-t-il à un atome de silicium avant de compléter la couche électronique externe ?

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

4. Le nombre d’électrons non appariés dans un atome de bore est

1) 1 b) 2 c) 3 d) 4

5. Le nombre de paires communes formées par un atome d'un élément chimique est égal à

a) le nombre total d'électrons dans un atome

b) le nombre d'électrons dans le niveau externe de l'atome

c) le nombre d'électrons non appariés au niveau externe de l'atome

d) le nombre d'électrons appariés au niveau externe de l'atome

6. Dans la période allant du métal alcalin à l'halogène, le rayon atomique est généralement

a) augmente b) diminue

c) ne change pas d) augmente d'abord, puis diminue

7.Parmi les éléments répertoriés, sélectionnez celui dont l'atome a le plus petit rayon :

1) carbone b) phosphore c) silicium d) azote

8. Dans le cas d'une liaison polaire covalente, une paire d'électrons partagée

a) déplacé vers un atome plus électronégatif

b) est situé à égale distance des noyaux des atomes

c) appartient entièrement à l'un des atomes

d) absent

9. Quelle charge partielle ont respectivement les atomes d'hydrogène et d'azote dans la molécule d'ammoniac NH 3 ?

a) positif et positif

b) négatif et négatif

c) positif et négatif

d) négatif et positif ?

10. Sélectionnez une molécule contenant une liaison covalente polaire

a) H 2 O b) H 2 c) O 2 d) F 2

Codificateur

Option

№ question

1

2

3

4

Liaison covalente formé par l’interaction de non-métaux. Les atomes non métalliques ont une électronégativité élevée et ont tendance à remplir la couche électronique externe d'électrons étrangers. Deux de ces atomes peuvent entrer dans un état stable s'ils combinent leurs électrons .

Considérons la formation d'une liaison covalente dans simple substances.

1.Formation d'une molécule d'hydrogène.

Chaque atome hydrogène a un électron. Pour passer à un état stable, il lui faut un électron supplémentaire.

Lorsque deux atomes se rapprochent, les nuages ​​électroniques se chevauchent. Une paire d’électrons partagés se forme, qui lie les atomes d’hydrogène en une molécule.

L’espace entre deux noyaux partage plus d’électrons qu’ailleurs. Une zone avec augmentation de la densité électronique et charge négative. Les noyaux chargés positivement y sont attirés et une molécule se forme.

Dans ce cas, chaque atome reçoit un niveau externe complet à deux électrons et entre dans un état stable.

Une liaison covalente due à la formation d’une paire d’électrons partagée est appelée simple.

Des paires d'électrons partagés (liaisons covalentes) se forment en raison de électrons non appariés, situé sur les niveaux d’énergie externes des atomes en interaction.

L'hydrogène possède un électron non apparié. Pour les autres éléments, leur numéro est 8 - numéro de groupe.

Non-métaux VII Et les groupes (halogènes) ont un électron non apparié sur la couche externe.

Dans les non-métaux VI UN les groupes (oxygène, soufre) ont deux de ces électrons.

Dans les non-métaux V Et les groupes (azote, phosphore) ont trois électrons non appariés.

2.Formation d'une molécule de fluor.

Atome fluorure a sept électrons au niveau externe. Six d’entre eux forment des paires et le septième n’est pas apparié.

Lorsque les atomes se rejoignent, une paire d’électrons commune se forme, c’est-à-dire qu’une liaison covalente se produit. Chaque atome reçoit une couche externe complète de huit électrons. La liaison dans la molécule de fluor est également unique. Les mêmes liaisons simples existent dans les molécules chlore, brome et iode .

Si les atomes ont plusieurs électrons non appariés, alors deux ou trois paires communes se forment.

3.Formation d'une molécule d'oxygène.

À l'atome oxygène au niveau externe, il y a deux électrons non appariés.

Quand deux atomes interagissent oxygène deux paires d'électrons communes apparaissent. Chaque atome remplit son niveau externe avec jusqu'à huit électrons. La molécule d'oxygène possède une double liaison.