Legăturile chimice

CONCEPTUL DE LEGĂTURĂ CHIMICĂ

Cu exepţia gazelor rare, care au o stabilitate foarte mare datorită ocupării complete cu electroni a nivelului exterior, celelalte elemente au un număr mai mic de electroni în nivelul exterior, fiind instabile, ele tinzând să-şi formeze configuraţia de maximă stabilitate prin interacţiune cu alţi atomi, care realizează legături chimice.

Se cunosc 4 tipuri de legături chimice:

Ionice;

Covalente;

Coordinative;

Metalice.

S-a demonstrat că există un singur tip de legătură chimică, primele două legături fiind stări limită extreme ale aceleiaşi legături interatomice şi anume cea covalentă polară.

Legătura covalentă poate fi situată între 2 atomi, sau delocalizată între mai mulţi atomi. Când norul electronic este delocalizat pe un număr foarte mare de atomi dintr-o reţea metalică, legătura este metalică.

Între atomii cu configuraţie electronică stabilă, cât şi între molecule, apar interacţiuni de polarizaţie prin forţe Van der Waals sau legături de hidrogen. Acestea nu sunt legături chimice propriu-zise deoarece nu se modifică configuraţia electronică a atomilor, dar dau stabilitate şi proprietăţi fizice compuşilor moleculari.

Tipurile de legături conferă substanţelor anumite caractere. Astfel:

Legătura covalentă, din substanţe cu reţele atomice, conduce la legături rigide, cu densitate mare, constante fizice şi termice ridicate.

Legătura ionică, cu reţele ionice, conduce la structuri cu caracter salin şi conductibilitate electrică în topitură sau soluţie.

Legătura metalică, conduce la reţele cu conductibilitate electrică şi caractere metalice.

Legătura Van der Waals, reuneşte particulele în reţelele cele mai slabe, carese distrug cu consum minim de energie.

TEORIA ELECTRONICĂ A LEGĂTURII CHIMICE

Legătura ionică

Kossel credea că atomii instabili tind să-şi formeze structura electronică exterioară stabilă cu configuraţia 〖ns〗^2 〖np〗^6 de gaz inert. Cu cât locul unui element este mai apropiat unui gaz rar, cu atât are configuraţia mai instabilă, având tendinţa de a transfera electronii şi de a forma ioni cu configuraţia electronică a gazului rar vecin. Atomii elementelor din din grupele I şi II, pierd unu, doi electroni, devenind ioni pozitivi cu cofiguraţia gazului rar precedent.

〖Na〗_11-1e^-→〖Na〗_11^+ ; 1s^(2 ) 2s^2 2p^6 3s^1-1e^-→1s^2 2s^2 2p^6

〖Mg〗_12-2e^-→〖Mg〗_12^(2+); 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2-2e^-→1s^2 2s^2 2p^6

Atomii elementelor din grupele XVI şi XVII pot accepta 2, respectiv 1 electron, transformându-se în ioni negativi cu configuraţia gazului rar următor.

O_8+2e^-→O_8^(2-);1s^2 2s^2 2p^4+2e^-→1s^2 2s^2 2p^6

〖Cl〗_17+1e^-→ 〖Cl〗_17^- ; 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5 + 1e^-→1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6

Combinaţiile ionice se formează prin transfer de electroni de la elementul electropozitiv către cel electronegativ.

Na+Cl→ 〖Na〗^+ 〖Cl〗^-

Mg+2Cl → 〖Mg〗^(2+) 2〖Cl〗^-

Ionii poliatomici sau complecşi, cu un număr mare de sarcini, sunt mai stabili decât cei monoatomici de aceeaşi sarcină, deoarece sarcina este repartizată pe toţi atomii.

Pentru elementele din blocurile s şi p configuraţiile electronice stabile sunt pentru:

Cationi (n-1)s^2 p^6 ,

Anioni 〖ns〗^2 p^6 .

Pentru elementele blocurilor d şi f existăşialte configuraţii stablie, de exemplu:

(n-1) s^2 p^6 d^6 la 〖Fe〗^(2+);

(n-1) s^2 p^6 d^5 la 〖Fe〗^(3+) şi 〖Mn〗^(2+);

(n-1) s^2 p^6 d^10 la 〖Zn〗^(2+) şi 〖Cu〗^+;

(n-2) f^7 la 〖Cd〗^(3+) şi 〖Tb〗^(4+) ;

(n-2) f^14 la 〖Au〗^+,〖Hg〗^(2+),〖Tb〗^(3+)