vineri, 1 februarie 2013

TIPURI DE LEGATURI CHIMICE

TIPURI DE LEGATURI CHIMICE Legături chimice


Elucidarea structurii complexe a atomului a dus la formularea unor concepţii noi asupra legăturilor chimice, determinate în exclusivitate de structura învelişul electronic exterior.
Prin extinderea teoriei mecanic-cuantice de la atom la studiul moleculei, s-a demonstrat că cele două tipuri principale de legături, legătura ionică şi covalentă, sunt numai aparent diferite, că ele sunt stări limită ale modului „covalent” de interacţiune al atomilor. Teoria mecanic-cuantică a demonstrat că nu există legătură pur ionică sau pur covalentă. În fluorura de cesiu, CsF, substanţă formată din elementul cel mai electropozitiv din sistemul periodic, Cs, şi din cel mai electronegativ, F, legătura Cs-F este numai 93% de natură ionică, 7% fiind de natură covalentă. De asemenea, în compuşii covalenţi, legătura dintre atomi poate deveni parţial ionică (covalentă polară).
Legătura covalentă poate fi localizată între doi atomi sau delocalizată între trei sau mai mulţi atomi. În funcţie de distribuţia densităţii electronice între atomi, legăturile pot fi ionice, covalente şi metalice.

Legătura ionică

 Bazele ştiinţifice ale teoriei legăturii ionice (electrovalente) au fost puse de W. Kossel, pornind de la structura complexă a atomilor. Kossel a scos în evidenţă faptul că, prin combinarea chimică, atomii tind să-şi modifice stratul electronic exterior, astfel încât să dobândească o configuraţie electronică cât mai stabilă, corespunzătoare cu cea a unui gaz rar sau cât mai apropiată de aceasta.
Atomii elementelor ce urmează în sistem după gazele rare (grupele IA şi IIA) pierd cu uşurinţă electronii excedentari, faţă de configuraţia gazului rar precedent, devenind ioni pozitivi (cationi):
11Na [1s2 2s2 2p6 3s1]  11Na+ [1s2 2s2 2p6]  [10Ne]
Atomii elementelor dinaintea gazelor rare (grupele VIA şi VIIA) îşi pot completa octetul cu un număr de electroni corespunzător diferenţei dintre opt şi numărul grupei, devenind ioni negativi (anioni) cu configuraţia electronică a gazului rar ce urmează:
17Cl [1s2 2s2 2p6 3s2 3p5]  18Cl- [1s2 2s2 2p3s2 3p5]  [18Ar]
Numărul de electroni cu care se modifică configuraţia atomului corespunde numărului de sarcini elementare purtate de fiecare ion. Se produce un transfer de electroni de la elementul puternic electropozitiv, cu potenţial de ionizare scăzut, la elementul puternic electronegativ, cu afinitate ridicată pentru electroni.
          
Ionii astfel formaţi se atrag electrostatic între ei, până la o distanţă minimă permisă de repulsiile între învelişurile lor electronice.
Nu se poate vorbi în cazul combinaţiilor ionice, de molecule, ci de reţele ionice. În reţeaua cristalină a NaCl, fiecare ion atrage şi coordinează în jurul său la distanţă minimă şase ioni de semn contrar.
            Ionii monoatomici stabili au un număr mic de sarcini electrice, cu valori cuprinse între –3 şi +3. Electrovalenţa +3 este întâlnită mai rar; de exemplu, ionul Al3+ este întâlnit ca atare în unii compuşi ionici în stare solidă, în soluţie existând numai sub formă hidratată [Al(H2O)6]3+. Valenţele
+4 şi -3 se întâlnesc foarte rar. Stabilitatea ionilor este cu atât mai mică cu cât valoarea absolută a sarcinii ionului este mai mare.
Ionii poliatomici sau complecşi, cu un număr mare de sarcini, sunt mai stabili decât cei monoatomici cu aceeaşi sarcină, deoarece aceasta este repartizată pe toţi atomii speciei chimice; de exemplu, ionul P3- este mai puţin stabil decât PO43-.
Anionii monoatomici sunt puţini la număr, formaţi de nemetale şi prezintă întotdeauna configuraţia gazului rar ce urmează elementului în sistemul periodic (ns2np6). Cationii pot avea în afară de configuraţia gazului rar ce precede metalul şi alte configuraţii electronice.
Formarea combinaţiilor ionice respectă regulile stabilite empiric de către K. Fajans. Un atom trece în stare ionică cu atât mai uşor, cu cât: configuraţia electronică realizată este mai stabilă, sarcina ionului este mai mică, raza atomică este mai mare pentru cation şi mai mică pentru anion.
Teoria electrovalenţei dată de Kossel explică mulţumitor formarea combinaţiilor ionice tipice (săruri) deoarece formarea lor este justificată şi din punct de vedere energetic. Se cunoaşte că o legătură chimică pentru a fi stabilă trebuie să se formeze cu degajare de energie. Cu cât energia degajată la formarea legăturii din atomi liberi este mai mare cu atât combinaţia rezultată este mai stabilă. Toate combinaţiile ionice cunoscute sunt combinaţii exoterme şi nu formează molecule propriu-zise deoarece câmpul electric al ionilor este uniform distribuit în toate direcţiile. Fiecare ion, poate, de aceea să atragă ioni de semn opus, din orice direcţie sau altfel spus, legătura ionică nu este dirijată. Din considerente geometrice, numărul maxim de ioni de semn opus, ce înconjoară la minimă distanţă un anumit ion în reţeaua cristalină ionică – număr de coordinaţie – este totuşi limitat. Pentru NaCl, numărul de coordinaţie este 6, pentru CsBr – 8 etc.
Pentru ca bilanţul energetic în procesul de formare al ionilor să fie exoterm, trebuie ca afinitatea pentru electron a atomului nemetalic să depăşească energia de ionizare a atomului metalic. Urmărindu-se valorile energiei de ionizare (I) şi afinităţii pentru electron (A) pentru câteva elemente, se constată că numai în cazul CsF este respectată această condiţie (-0,14eV). Bilanţul energetic în cazul formării NaCl este pozitiv:
I(Na+) - E(Cl-) = 5,1 - 3,74 = 1,35eV
Prin studierea substanţelor ionice în stare solidă prin metoda difracţiei razelor X, s-a dovedit existenţa ionilor în reţeaua cristalină; valorile negative ale căldurilor de formare ale substanţelor ionice indică stabilitatea lor deosebită. Acest fapt sugerează că procesului de formare a ionilor izolaţi din atomi, îi urmează alte procese exoterme, care acoperă deficitul de energie: atracţia coulombiană după formarea ionilor în stare gazoasă, formarea combinaţiilor ionice solide, a reţelei cristaline ionice, când se degajă o cantitate de energie care reprezintă energia de reţea (Er), solvatarea ionilor formaţi (în cazul proceselor care au loc în soluţie), când se eliberează energia de solvatare (energia de hidratare în cazul apei).
            pentru o pereche de ioni monoatomici de formă sferică:
                                                   rc       ra

 

                                                          
                                                Na+           Cl-
energia de reţea U se poate calcula în baza legii lui Coulomb:
în care: ,  reprezintă distanţa interionică, egală cu suma dintre raza cationului şi raza anionului, e reprezintă sarcina electrică elementară.
La formarea unor agregate compuse din mai mulţi ioni, cum este reţeaua cristalină cubică cu feţe centrate a NaCl (N.C.=6), energia de reţea eliberată este mare. Ea se calculează ţinând seama că asupra unui ion din reţea acţionează prima vecinătate de 6 ioni de semn opus situaţi la distanţa r, apoi a doua vecinătate de 12 ioni de acelaşi semn situaţi la distanţa , apoi a treia vecinătate de 8 ioni de semn opus la distanţa , urmează       6 ioni de acelaşi semn la distanţa 2r, etc.
Suma energiilor de atracţie şi respingere a tuturor ionilor din reţea dă valoarea totală a energiei de reţea:
Pentru o moleculă gram de NaCl, valoarea energiei de reţea este:
în care: N – numărul lui Avogadro, A – constanta lui Madelung caracteristică unui anumit tip de reţea.
Formula:                     
este valabilă numai pentru reţele formate din ioni monoatomici, monovalenţi.
            În cazul reţelelor ionice ce conţin ioni monoatomici polivalenţi, în calculul energiei de reţea intervin şi sarcinile celor doi ioni:
unde: Za – sarcina anionului şi Zc – sarcina cationului.
În calculele mai exacte ale energiei de reţea, se ţine cont şi de respingerile electrostatice ale învelişurilor electronice ale ionilor, repulsii reprezentate prin termenul , relaţia fiind următoarea:
+
în care exponentul n depinde de compresibilitatea reţelei cristaline. Constanta B se exprimă în funcţie de A, punând condiţia ca energia la echilibru să fie minimă şi se obţine următoarea valoare:
,
care va conduce la relaţia:
.
            Valoarea energiei de reţea în cazul NaCl calculată cu relaţia de mai sus este:
U=-774kJ/mol
identică cu valoarea obţinută din date termochimice (ciclul Haber-Born). Această valoare acoperă cu mult deficitul energetic calculat în baza transferului de electroni şi arată că formarea NaCl este posibilă, decurgând printr-o reacţie exotermă (DH=411,3kJ/mol). În procesul invers de transformare a unui mol de NaCl în stare de ioni gazoşi independenţi se vor cheltui +774,02kJ/mol.
Legătura ionică prezintă următoarele caracteristici:
- este de natură fizică,
- constă din atracţia preponderent electrostatică dintre ioni,
- nu este orientată în spaţiu, ionii încărcaţi uniform cu electricitate putând atrage uniform în orice direcţie ionii de semn contrar, în scopul formării unui edificiu cristalin (aşa se explică dizolvarea substanţelor ionice în solvenţi polari şi izomorfismul),
- este nesaturată deoarece fiecare ion tinde să se înconjoare cu un număr maxim de ioni de semn contrar, dispuşi la o anumită distanţă minimă, , permisă de echilibrarea forţelor atractive dintre ionii de semn opus şi forţele repulsive dintre învelişurile electronice ale ionilor (nu se poate vorbi de molecule, ci de agregate tridimensionale de ioni, reţele cristaline ionice),
- este puternică în cadrul distanţelor interionice din reţele cristaline şi slăbeşte cu creşterea acestor distanţe,
- nu există legătură ionică pură, nici chiar în cazul combinării elementelor puternic electropozitive, datorită polarizării mutuale a ionilor parţial covalenţi, ea putând fi considerată ca un caz limită al legăturii covalente polare,
- numărul de coordinaţie este determinat de raportul dintre raza cationului şi cea a anionului:
N.C.
Structura cristalină
1,000 - 0,0732
8
Cubică centrală intern
0,732 - 0,414
6
Octaedrică
0,414 - 0,225
4
Tetraedrică
0,225 - 0,155
3
Triunghiulară
0,155
2
Liniară

           În baza acestor caracteristici se deduc proprietăţile compuşilor ionici:
- prezintă caracter salin şi din soluţii separă cristale,
- au temperaturi de topire şi fierbere ridicate, ce scad pe măsura creşterii razelor ionilor şi cresc pe măsura creşterii sarcinilor electrice,
- sunt solubile în solvenţi polari (în special apă) şi greu solubile în solvenţi nepolari, datorită slăbirii forţelor electrostatice ce reţin ionii în reţeaua cristalină, ca urmare a hidratării ionilor,
- nu conduc curentul electric în stare solidă, ci numai în soluţie apoasă şi în topitură (sunt electroliţi tari),
- au moment de dipol permanent, cu valori mari (m>5) care determină o polarizare puternică.

Legătura covalentă
            Teoria electronică a covalenţei. G.N. Lewis (1916) este fondatorul teoriei electronice a covalenţei. El a arătat că prin punere în comun de electroni, atomii tind să dobândească configuraţii electronice stabile, de gaz rar. A formulat regula octetului – la formarea legăturilor chimice fiecare atom participă cu un număr de electroni astfel încât în învelişul electronic de valenţă al fiecărui atom să se realizeze, pe cât posibil, configuraţia stabilă de 8 electroni (octet); în cazul hidrogenului se realizează configuraţie stabilă de dublet (2e-):
  sau H – H
      · ·                         · ·
 sau H – Cl
                            · ·                           · ·
                                                          · ·                             · ·
 
                                                          · ·                              · ·
                                                                         
în cadrul acestei teorii, perechea de electroni comuni se reprezintă prin linie scurtă de valenţă iar electronii se reprezintă prin puncte. În forma simplificată, electronii neparticipanţi nu se reprezintă. Când doi atomi prezintă în stratul exterior de valenţă mai mulţi electroni necuplaţi, ei pot forma două, trei perechi de electroni comuni, deci pot realiza legături duble şi triple. Numărul maxim de covalenţe pe care le poate forma un atom este limitat, fiind determinat de numărul atomic, de configuraţia electronică a stratului exterior şi de raportul razelor atomilor implicaţi. Atomii cu număr atomic mare, în puţine din combinaţiile lor, realizează numărul maxim de covalenţe datorită unor factori spaţiali. Astfel, într-o moleculă, atomii sunt menţinuţi în poziţii fixe unii faţă de alţii, poziţii ce se păstrează chiar la schimbarea stării de agregare şi faţă de care nu sunt posibile decât oscilaţii ale acestora. Aceste poziţii fixe determină distanţe între atomi şi unghiuri de valenţă caracteristice.
            Teoria electronică induce următoarele tipuri de covalenţe, după natura chimică a atomilor implicaţi:
- legătura covalentă nepolară, stabilită între atomi de aceeaşi natură chimică, cu acelaşi număr atomic şi repartiţie uniformă a perechii de electroni de legătură între cei doi atomi, ca de exemplu:
                                                 · ·                · ·
                            
                                                              · ·                · ·
- legătura covalentă polară, stabilită între atomi de natură chimică diferită, cu numere atomice diferite, în care perechea de electroni de legătură este mai apropiată de nucleul atomului mai electronegativ, apărând sarcini parţiale negative (-d) şi pozitive (+d) la cei doi atomi, ca de exemplu:
                                    · ·   
           · ·         
Teoria electronică include şi noţiunea de electroni neparticipanţi (perechi de electroni neimplicaţi în covalenţe) şi un nou tip de covalenţă: coordinativă sau dativă. Legătura chimică care se realizează prin punere în comun de electroni între un atom care posedă o pereche de electroni neparticipanţi (atom donor) şi un atom deficitar în electroni (atom acceptor) se numeşte covalent-coordinativă sau de tip donor-acceptor. Astfel stabilirea legăturii determină sarcini formal pozitive la donor (+d) şi negative (-d) la acceptor, ceea ce se reprezintă printr-o săgeată orientată cu vârful către atomul acceptor.                    
   
Sarcina pozitivă introdusă de proton este uniform distribuită între atomii implicaţi.
Covalenţa coordinativă este specifică combinaţiilor complexe ale metalelor tranziţionale şi multor substanţe sau ioni anorganici. Câteva exemple sunt:
       ion diaminoargentic (I)
 

Deci, legătura covalentă coordinativă (donor-acceptor) explică formarea unor ioni anorganici (H3O+, NH4+) şi într-o primă aproximare, formarea combinaţiilor complexe:
Regula octetului este valabilă cu precădere la elementele perioadei a doua, şi chiar şi aici se întâlnesc unele excepţii, cum ar fi BF3, moleculă deficitară în electroni, atomul de B având doar şase electroni în stratul de valenţă.
Atomii elementelor din perioadele mari pot forma covalenţe care să asigure, atomului central din combinaţii, configuraţii în stratul de valenţă cu 10e- - PCl5, 12e- - SF6, 14e- - IF7. Aceste elemente prezintă hipervalenţă, ca urmare a unor tranziţii electronice când, electroni cuplaţi în orbitalii s şi/sau p se decuplează şi trec în orbitali liberi d ai aceluiaşi strat (vezi hibridizarea orbitalilor atomici).
Regula covalenţei maxime (Sidgwick) indică numărul maxim de covalenţe pe care atomul unui element, în funcţie de configuraţia electronică a stratului de valenţă, îl poate forma:
· H – o singură covalenţă – 1 OA s,
· elementele perioadei a doua maxim 4 covalenţe (1OA s, 3OA p),
· elementele perioadei a treia maxim 6 covalenţe (1OA s, 3OA p, 2OA d),
· elementele perioadelor următoare maxim 8 covalenţe.
Modul de formare a legăturii covalente determină caracteristici, precum: rigiditate (atomii ocupă poziţii fixe), orientare în spaţiu, fenomenul de saturaţie (număr limitat de covalenţe), tărie. Desfacerea legăturii implică consumarea unei energii de ~100kcal şi conduce la transformarea chimică a substanţei. Moleculele, ca rezultat a legăturii covalente a atomilor, au individualitate determinată de numărul şi natura atomilor, cât şi de natura legăturii. Substanţele formate din molecule mici se caracterizează prin stare gazoasă (volatilitate mare), solubilitate în solvenţi nepolari, constante fizice (Tt, Tf) joase, determinate de forţele de atracţie slabe dintre molecule, comparativ cu cele puternice dintre ioni.        
Teoria electronică a legăturii covalente prezintă însă şi neajunsuri: nu a diferenţiat diferitele tipuri de covalenţe (s, p, d, localizate şi delocalizate), nu a explicat proprietăţile multor substanţe (ca de exemplu: proprietăţile magnetice ale O2), cât şi raţiunea formării unor legături.
Proprietăţile legăturii covalente. Legătura covalentă este:
· rigidă – atomii legaţi ocupă poziţii fixe în moleculă,
· orientată în spaţiu – distanţele dintre atomii legaţi şi unghiurile dintre legături determină geometria moleculei,
· saturată – un atom formează un număr limitat de covalenţe, permis de configuraţia electronică a stratului de valenţă,
· puternică,
· polarizată – parţial ionică.
Proprietăţile substanţelor covalente. Legat de compuşii cu caracter covalent se poate spune că:
· mulţi sunt gaze sau lichide uşor volatile; solidele cristaline (diamantul) sunt dure,
· în general au puncte de topire şi de fierbere mai mici decât ale substanţelor ionice (excepţie – diamantul, grafitul),
· compuşii covalenţi cu caracter polar sunt solubili în solvenţi polari, compuşii covalenţi cu caracter nepolar sunt solubili în solvenţi nepolari,
· în stare solidă şi în topitură majoritatea sunt izolatori electrici - dielectrici (excepţie grafitul),
· au proprietăţi optice diferite în cele trei stări de agregare.


0 comentarii:

Trimiteţi un comentariu

Arhiva