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Chaque atome possède un certain nombre d'électrons.

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

Riz. 1.

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

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

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

Le premier type de connexion estionique connexion

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

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

Riz. 2.

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

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

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

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

Les solutions aqueuses d'acides subissent des réactions caractéristiques :

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

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

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

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

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

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

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

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

2) HCl Et Cl ‑

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

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

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

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

Ainsi, l’eau peut former deux couples conjugués :

1) H2O(acide) et IL- (base conjuguée)

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

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

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

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

Le deuxième type de connexion estcovalent connexion

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

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

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

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

Les types de liaisons ioniques et covalentes sont deux cas limites de l'ensemble types existants liaisons chimiques, et en pratique la plupart des liaisons sont intermédiaires.

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

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

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

Figue. 5.

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

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

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

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

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

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

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

Le troisième type de connexion estdipôle-dipôle connexion

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

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

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

Riz. 6.

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

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

L’atome se transforme donc en un grand dipôle.

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

Figure 7.

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

Tableau 1.Énergie des forces intermoléculaires

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

Le quatrième type de connexion estconnexion métallique

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

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

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

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

Bioorganiques médicaux. G.K. Barachkov

Caractéristiques des liaisons chimiques

La doctrine de la liaison chimique constitue la base de tout chimie théorique. Une liaison chimique est comprise comme l'interaction d'atomes qui les lie en molécules, ions, radicaux et cristaux. Il existe quatre types de liaisons chimiques : ionique, covalente, métallique et hydrogène. Différents types de liaisons peuvent être trouvés dans les mêmes substances.

1. Dans les bases : entre les atomes d’oxygène et d’hydrogène des groupes hydroxo, la liaison est polaire covalente, et entre le métal et le groupe hydroxo, elle est ionique.

2. Dans les sels d'acides contenant de l'oxygène : entre un atome non métallique et l'oxygène d'un résidu acide - polaire covalent, et entre un métal et un résidu acide - ionique.

3. Dans les sels d'ammonium, de méthylammonium, etc., entre les atomes d'azote et d'hydrogène, il existe une covalence polaire, et entre les ions ammonium ou méthylammonium et le résidu acide - ionique.

4. Dans les peroxydes métalliques (par exemple Na 2 O 2), la liaison entre les atomes d'oxygène est covalente, non polaire et entre le métal et l'oxygène est ionique, etc.

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

Méthodes pour former une liaison covalente

Liaison chimique covalente est une liaison qui naît entre les atomes en raison de la formation de paires d’électrons partagées.

Composés covalents - généralement des gaz, des liquides ou un point de fusion relativement bas solides. L’une des rares exceptions est le diamant, qui fond au-dessus de 3 500 °C. Cela s'explique par la structure du diamant, qui est un réseau continu d'atomes de carbone liés de manière covalente, et non un ensemble de molécules individuelles. En fait, tout cristal de diamant, quelle que soit sa taille, est une énorme molécule.

Une liaison covalente se produit lorsque les électrons de deux atomes non métalliques se combinent. La structure résultante s’appelle une molécule.

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

Dans la plupart des cas, deux atomes liés de manière covalente ont une électronégativité différente et les électrons partagés n’appartiennent pas de la même manière aux deux atomes. La plupart du temps, ils sont plus proches d’un atome que d’un autre. Dans une molécule de chlorure d’hydrogène, par exemple, les électrons qui forment une liaison covalente sont situés plus près de l’atome de chlore car son électronégativité est supérieure à celle de l’hydrogène. Cependant, la différence dans la capacité à attirer les électrons n’est pas suffisamment grande pour qu’un transfert complet d’électrons de l’atome d’hydrogène à l’atome de chlore se produise. Par conséquent, la liaison entre les atomes d’hydrogène et de chlore peut être considérée comme un croisement entre une liaison ionique (transfert complet d’électrons) et une liaison covalente non polaire (un arrangement symétrique d’une paire d’électrons entre deux atomes). La charge partielle des atomes est notée lettre grecqueδ. Une telle liaison est appelée liaison covalente polaire, et la molécule de chlorure d'hydrogène est dite polaire, c'est-à-dire qu'elle a une extrémité chargée positivement (atome d'hydrogène) et une extrémité chargée négativement (atome de chlore).

1. Le mécanisme d’échange fonctionne lorsque les atomes forment des paires d’électrons partagés en combinant des électrons non appariés.

1) H 2 - hydrogène.

La liaison se produit en raison de la formation d'une paire d'électrons commune par les électrons s des atomes d'hydrogène (orbitales s qui se chevauchent).

2) HCl - chlorure d'hydrogène.

La liaison se produit en raison de la formation d’une paire d’électrons commune d’électrons s et p (orbitales sp qui se chevauchent).

3) Cl 2 : Dans une molécule de chlore, une liaison covalente se forme en raison d'électrons p non appariés (orbitales p-p qui se chevauchent).

4) N ​​​​​​2 : Dans la molécule d'azote, trois paires d'électrons communes se forment entre les atomes.

Mécanisme donneur-accepteur de formation de liaisons covalentes

Donneur a une paire d'électrons accepteur- orbitale libre que cette paire peut occuper. Dans l'ion ammonium, les quatre liaisons avec les atomes d'hydrogène sont covalentes : trois se sont formées en raison de la création de paires d'électrons communes par l'atome d'azote et les atomes d'hydrogène selon le mécanisme d'échange, une - via le mécanisme donneur-accepteur. Les liaisons covalentes sont classées selon la manière dont les orbitales électroniques se chevauchent, ainsi que selon leur déplacement vers l'un des atomes liés. Les liaisons chimiques formées à la suite du chevauchement des orbitales électroniques le long d'une ligne de liaison sont appelées σ - Connexions(liaisons sigma). Le lien sigma est très fort.

Les orbitales p peuvent se chevaucher dans deux régions, formant une liaison covalente par chevauchement latéral.

Les liaisons chimiques formées à la suite du chevauchement « latéral » des orbitales électroniques en dehors de la ligne de liaison, c’est-à-dire dans deux régions, sont appelées liaisons pi.

Selon le degré de déplacement des paires d'électrons communs vers l'un des atomes qu'ils relient, une liaison covalente peut être polaire ou non polaire. Une liaison chimique covalente formée entre des atomes de même électronégativité est dite non polaire. Les paires d'électrons ne sont déplacées vers aucun des atomes, puisque les atomes ont la même électronégativité - la propriété d'attirer les électrons de valence des autres atomes. Par exemple,

c'est-à-dire que des molécules de substances simples non métalliques sont formées par une liaison covalente non polaire. Une liaison chimique covalente entre des atomes d'éléments dont l'électronégativité diffère est dite polaire.

Par exemple, NH 3 est de l'ammoniac. L'azote est un élément plus électronégatif que l'hydrogène, les paires d'électrons partagées sont donc décalées vers son atome.

Caractéristiques d'une liaison covalente : longueur de liaison et énergie

Les propriétés caractéristiques d'une liaison covalente sont sa longueur et son énergie. La longueur des liaisons est la distance entre les noyaux atomiques. Plus la longueur d’une liaison chimique est courte, plus elle est forte. Cependant, une mesure de la force d’une liaison est l’énergie de liaison, qui est déterminée par la quantité d’énergie nécessaire pour rompre la liaison. Elle est généralement mesurée en kJ/mol. Ainsi, selon les données expérimentales, les longueurs de liaison des molécules H 2, Cl 2 et N 2 sont respectivement de 0,074, 0,198 et 0,109 nm, et les énergies de liaison, respectivement, sont de 436, 242 et 946 kJ/mol.

Ions. Liaison ionique

Il existe deux possibilités principales pour qu'un atome obéisse à la règle de l'octet. Le premier d’entre eux est la formation de liaisons ioniques. (La seconde est la formation d'une liaison covalente, qui sera discutée ci-dessous). Lorsqu’une liaison ionique se forme, un atome métallique perd des électrons et un atome non métallique en gagne.

Imaginons que deux atomes se « rencontrent » : un atome d'un métal du groupe I et un atome non métallique du groupe VII. Un atome métallique possède un seul électron à son niveau d’énergie externe, tandis qu’il manque juste un électron à un atome non métallique pour que son niveau externe soit complet. Le premier atome cédera facilement au second son électron, éloigné du noyau et faiblement lié à celui-ci, et le second lui offrira une place libre sur son niveau électronique externe. Ensuite, l'atome, privé d'une de ses charges négatives, deviendra une particule chargée positivement, et la seconde se transformera en une particule chargée négativement grâce à l'électron résultant. Ces particules sont appelées ions.

Il s'agit d'une liaison chimique qui se produit entre les ions. Les nombres indiquant le nombre d'atomes ou de molécules sont appelés coefficients, et les nombres indiquant le nombre d'atomes ou d'ions dans une molécule sont appelés indices.

Connexion métallique

Les métaux ont des propriétés spécifiques qui diffèrent de celles d’autres substances. Ces propriétés sont des températures de fusion relativement élevées, la capacité de réfléchir la lumière et une conductivité thermique et électrique élevée. Ces caractéristiques sont dues à l'existence dans les métaux type spécial connexion - connexion métallique.

La liaison métallique est une liaison entre des ions positifs dans des cristaux métalliques, réalisée en raison de l'attraction d'électrons se déplaçant librement dans le cristal. Les atomes de la plupart des métaux au niveau externe contiennent un petit nombre d'électrons - 1, 2, 3. Ces électrons se détache facilement, et les atomes se transforment en ions positifs. Les électrons détachés se déplacent d’un ion à l’autre, les liant en un seul tout. En se connectant aux ions, ces électrons forment temporairement des atomes, puis se séparent à nouveau et se combinent avec un autre ion, etc. Un processus se produit sans fin, qui peut être schématiquement représenté comme suit :

Par conséquent, dans le volume du métal, les atomes sont continuellement convertis en ions et vice versa. La liaison des métaux entre les ions via des électrons partagés est appelée métallique. La liaison métallique présente certaines similitudes avec la liaison covalente, puisqu'elle repose sur le partage d'électrons externes. Cependant, avec une liaison covalente, les électrons externes non appariés de seulement deux atomes voisins sont partagés, tandis qu'avec une liaison métallique, tous les atomes participent au partage de ces électrons. C'est pourquoi les cristaux avec une liaison covalente sont fragiles, mais avec une liaison métallique, ils sont généralement ductiles, conducteurs d'électricité et ont un éclat métallique.

La liaison métallique est caractéristique à la fois des métaux purs et des mélanges de divers métaux - alliages à l'état solide et liquide. Cependant, à l'état de vapeur, les atomes métalliques sont reliés entre eux par une liaison covalente (par exemple, la vapeur de sodium remplit les lampes lumière jaune pour l'éclairage des rues des grandes villes). Les paires de métaux sont constituées de molécules individuelles (monatomiques et diatomiques).

Une liaison métallique diffère également d'une liaison covalente par sa force : son énergie est 3 à 4 fois inférieure à l'énergie d'une liaison covalente.

L’énergie de liaison est l’énergie nécessaire pour rompre une liaison chimique dans toutes les molécules qui constituent une mole d’une substance. Les énergies des liaisons covalentes et ioniques sont généralement élevées et atteignent des valeurs de l'ordre de 100 à 800 kJ/mol.

Liaison hydrogène

Liaison chimique entre atomes d'hydrogène polarisés positivement d'une molécule(ou des parties de celui-ci) et atomes polarisés négativement d'éléments hautement électronégatifs ayant des paires d'électrons partagées (F, O, N et moins souvent S et Cl), une autre molécule (ou des parties de celle-ci) est appelée hydrogène. Le mécanisme de formation des liaisons hydrogène est en partie électrostatique, en partie d personnage d'honneur-accepteur.

Exemples de liaisons hydrogène intermoléculaires :

En présence d'une telle connexion, même les substances de faible poids moléculaire peuvent, dans des conditions normales, être des liquides (alcool, eau) ou des gaz facilement liquéfiés (ammoniac, fluorure d'hydrogène). Dans les biopolymères - protéines (structure secondaire) - il existe une liaison hydrogène intramoléculaire entre l'oxygène carbonyle et l'hydrogène du groupe amino :

Les molécules polynucléotidiques - ADN (acide désoxyribonucléique) - sont des doubles hélices dans lesquelles deux chaînes de nucléotides sont liées entre elles par des liaisons hydrogène. Dans ce cas, le principe de complémentarité opère, c'est-à-dire que ces liaisons se forment entre certains couples constitués de bases puriques et pyrimidiques : la thymine (T) est située en face du nucléotide adénine (A), et la cytosine (C) est située en face du nucléotide adénine (A). la guanine (G).

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

Une liaison chimique est la force qui maintient ensemble les particules qui forment une substance.

En fonction des particules qui détiennent ces forces, les liaisons sont divisées en intramoléculaires et intermoléculaires.

Liaisons intramoléculaires.

1. Une liaison covalente.

Une liaison covalente est une paire d’électrons partagée entre deux atomes non métalliques.

Prenons l'exemple d'une molécule d'hydrogène (H2), dans laquelle une liaison covalente est réalisée.

Une molécule d'hydrogène est constituée de deux atomes d'hydrogène (H), qui ont un électron au niveau d'énergie externe :

Les atomes ont tendance à remplir complètement leurs orbitales. C'est pourquoi deux atomes se réunissent. Ils partagent leurs électrons non appariés, créant ainsi une paire d’électrons partagée. Les électrons se sont appariés :

Cette paire d'électrons partagée est une liaison chimique covalente. Une liaison covalente est indiquée soit par une ligne reliant les atomes, soit par deux points indiquant une paire d'électrons partagée :

Imaginez qu'il y ait deux voisins de bureau. Ce sont deux atomes. Ils doivent faire un dessin avec du rouge et Couleur bleue. Ils ont une paire de crayons commune (l'un rouge, l'autre bleu) - c'est une paire électronique commune. Les deux voisins de bureau utilisent ces crayons. Ainsi, ces deux voisins sont reliés par une paire de crayons commune, c'est-à-dire liaison chimique covalente.

Il existe deux mécanismes pour la formation de liaisons chimiques covalentes.

1. Mécanisme d'échange de formation de liaisons covalentes.

Dans ce cas, chaque atome fournit des électrons pour former une liaison covalente. Nous avons examiné ce mécanisme lorsque nous avons pris connaissance de la liaison covalente :

1. Mécanisme donneur-accepteur de formation de liaisons covalentes.

Dans ce cas, la paire d'électrons commune, pour ainsi dire, est inégale.

Un atome possède un LEP - une seule paire d'électrons (deux électrons sur une orbitale). Et il le fournit entièrement pour la formation d'une liaison covalente. Cet atome s'appelle donneur– parce qu’il fournit aux deux électrons la formation d’une liaison chimique.

Et le deuxième atome n’a qu’une orbitale libre. Il accepte une paire d'électrons. Cet atome s'appelle accepteur– il accepte les deux électrons.

Un exemple classique est la formation de l'ion ammonium NH 4 +. Il est formé par l'interaction de l'ion H + et de l'ammoniac (NH 3). Le cation hydrogène H+ est une orbitale s vide.

Cette particule sera un accepteur.

Le volume d'azote dans l'ammoniac a un LEP (paire d'électrons solitaires).

L'atome d'azote de l'ammoniac sera donneur :

Dans ce cas, les crayons bleu et rouge ont été apportés par l’un des voisins du bureau. Il « soigne » le second. Et ils utilisent tous les deux des crayons.

Les réactions spécifiques qui produisent un tel ion seront discutées plus tard dans les sections appropriées. Pour l’instant, il suffit de rappeler le principe selon lequel une liaison covalente se forme grâce au mécanisme donneur-accepteur.

Il existe deux types de liaisons covalentes. Il existe des liaisons covalentes polaires et non polaires.

Liaison polaire covalente se produit entre les atomes non-métaux avec différents valeurs d'électronégativité. C'est-à-dire entre différents atomes non métalliques.

Un atome avec une valeur d’électronégativité élevée attirera la paire d’électrons commune vers lui.

Covalent liaison non polaire se produit entre les atomes non-métaux avec le même valeurs d'électronégativité. Cette condition est remplie si une liaison se produit entre les atomes un élément chimique-non métallique. Parce que différents atomes peuvent avoir une électronégativité très proche les uns des autres, mais ils seront quand même différents.

La paire d'électrons partagée ne se déplacera vers aucun atome, puisque chaque atome la « tire » avec la même force : la paire d'électrons partagée sera au milieu.

Et bien sûr, une liaison covalente peut être simple, double ou triple :

1. Liaison ionique.

Une liaison ionique se produit entre des atomes métalliques et non métalliques. Puisqu'un métal et un non-métal ont une grande différence d'électronégativité, la paire d'électrons pleinement est attiré vers un atome plus électronégatif – un atome non métallique.

La configuration d’un niveau d’énergie complètement rempli n’est pas obtenue par la formation d’une paire électronique commune. Le non-métal prend un électron du métal et remplit son niveau externe. Mais il est plus facile pour le métal de renoncer à ses électrons (il en possède peu) et il a aussi un niveau complètement rempli.

Ainsi, le métal, ayant cédé des électrons, acquiert une charge négative et devient un cation. Et un non-métal, ayant reçu des électrons, acquiert une charge négative et devient un anion.

Une liaison chimique ionique est attraction électrostatique d'un cation vers un anion.

La liaison ionique se produit dans les sels métalliques, les oxydes et les hydroxydes. Et dans d'autres substances dans lesquelles un atome métallique est lié à un atome non métallique (Li 3 N, CaH 2).

Ici, vous devez prêter attention à une caractéristique importante : la liaison ionique a lieu entre le cation et les anions dans de tous les sels. Nous le décrivons le plus généralement comme une liaison métal-non-métal. Mais il faut comprendre que cela est fait uniquement par souci de simplification. Le sel ne peut contenir aucun atome de métal. Par exemple, dans les sels d'ammonium (NH 4 Cl, (NH 4) 2 SO 4. L'ion ammonium NH 4 + est attiré par l'anion du sel - il s'agit d'une liaison ionique.

Franchement, il n’y a pas de liaison ionique. Une liaison ionique n’est qu’un degré extrême de liaison covalente polaire. Toute liaison a son propre pourcentage d'« ionicité » - cela dépend de la différence d'électronégativité. Mais en programme scolaire, et plus encore dans les exigences de l'examen d'État unifié, les liaisons ioniques et covalentes sont deux concepts complètement différents qui ne peuvent être confondus.

1. Connexion métallique.

Toute la splendeur de la connexion métallique ne peut être comprise qu'avec le métal réseau cristallin. Par conséquent, nous examinerons la liaison métallique plus tard, lorsque nous démonterons les réseaux cristallins.

Tout ce qu'il faut savoir pour l'instant c'est que la liaison métallique est réalisée en substances simples- les métaux.

Liaisons intermoléculaires.

Les liaisons intermoléculaires sont beaucoup plus faibles que les liaisons intramoléculaires, car elles n'impliquent pas de paire électronique commune.

1. Liaisons hydrogène.

Les liaisons hydrogène se produisent dans des substances dans lesquelles un atome d'hydrogène est lié à un atome ayant une valeur d'électronégativité élevée (F, O, Cl, N).

Dans ce cas, la liaison avec les atomes d’hydrogène devient hautement polaire. Une paire d’électrons passe de l’atome d’hydrogène à un atome plus électronégatif. En raison de ce déplacement, une charge partielle positive (δ+) apparaît sur l'hydrogène, et une charge partielle négative (δ-) apparaît sur l'atome électronégatif.

Par exemple, dans une molécule de fluorure d’hydrogène :

Le δ+ d’une molécule est attiré par le δ- d’une autre molécule. Il s'agit d'une liaison hydrogène. Graphiquement, dans le diagramme, cela est indiqué par une ligne pointillée :

Une molécule d'eau peut former quatre liaisons hydrogène:

Les liaisons hydrogène fournissent plus basses températuresébullition et fusion de substances entre les molécules dont elles proviennent. Comparez le sulfure d’hydrogène et l’eau. L'eau contient des liaisons hydrogène - c'est un liquide dans des conditions normales, tandis que le sulfure d'hydrogène est un gaz.

1. Forces de Van der Waals.

Ce sont des interactions intermoléculaires très faibles. Le principe d'apparition est le même que celui des liaisons hydrogène. Des charges partielles très faibles résultent des vibrations d'une paire d'électrons commune. Et des forces d’attraction momentanées apparaissent entre ces charges.

Rarement substances chimiques sont constitués d’atomes individuels et non liés d’éléments chimiques. Dans des conditions normales, seul un petit nombre de gaz appelés gaz rares ont cette structure : l'hélium, le néon, l'argon, le krypton, le xénon et le radon. Le plus souvent, les substances chimiques ne sont pas constituées d’atomes isolés, mais de leurs combinaisons en divers groupes. De telles associations d’atomes peuvent compter quelques atomes, des centaines, des milliers, voire davantage. La force qui maintient ces atomes dans de tels groupes est appelée liaison chimique.

En d'autres termes, on peut dire qu'une liaison chimique est une interaction qui assure la connexion d'atomes individuels en structures plus complexes (molécules, ions, radicaux, cristaux, etc.).

La raison de la formation d'une liaison chimique est que l'énergie des structures plus complexes est inférieure à l'énergie totale des atomes individuels qui la forment.

Ainsi, en particulier, si l'interaction des atomes X et Y produit une molécule XY, cela signifie que l'énergie interne des molécules de cette substance est inférieure à l'énergie interne des atomes individuels à partir desquels elle a été formée :

E(XY)< E(X) + E(Y)

Pour cette raison, lorsque des liaisons chimiques se forment entre des atomes individuels, de l’énergie est libérée.

Électrons de la couche électronique externe ayant la plus faible énergie de liaison avec le noyau, appelés valence. Par exemple, dans le bore, ce sont des électrons du 2ème niveau d'énergie - 2 électrons pour 2 s- orbitales et 1 par 2 p-orbitales :

Lorsqu'une liaison chimique se forme, chaque atome tend à obtenir la configuration électronique des atomes de gaz rares, c'est-à-dire de sorte qu'il y a 8 électrons dans sa couche électronique externe (2 pour les éléments de la première période). Ce phénomène est appelé la règle de l'octet.

Il est possible pour les atomes d’atteindre la configuration électronique d’un gaz rare si initialement des atomes uniques partagent certains de leurs électrons de valence avec d’autres atomes. Dans ce cas, des paires d’électrons communes se forment.

Selon le degré de partage électronique, on peut distinguer des liaisons covalentes, ioniques et métalliques.

Une liaison covalente

Les liaisons covalentes se produisent le plus souvent entre des atomes d'éléments non métalliques. Si les atomes non métalliques formant une liaison covalente appartiennent à différents éléments chimiques, une telle liaison est appelée liaison covalente polaire. La raison de ce nom réside dans le fait que les atomes de différents éléments ont également des capacités différentes à attirer une paire d'électrons commune. Évidemment, cela conduit à un déplacement de la paire d'électrons commune vers l'un des atomes, ce qui entraîne la formation d'une charge négative partielle sur celle-ci. À son tour, une charge positive partielle se forme sur l’autre atome. Par exemple, dans une molécule de chlorure d’hydrogène, la paire d’électrons est déplacée de l’atome d’hydrogène vers l’atome de chlore :

Exemples de substances avec des liaisons covalentes polaires :

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2, etc.

Une liaison covalente non polaire se forme entre des atomes non métalliques du même élément chimique. Puisque les atomes sont identiques, leur capacité à attirer les électrons partagés est également la même. A cet égard, aucun déplacement de la paire électronique n'est observé :

Le mécanisme ci-dessus pour la formation d'une liaison covalente, lorsque les deux atomes fournissent des électrons pour former des paires d'électrons communes, est appelé échange.

Il existe également un mécanisme donneur-accepteur.

Lorsqu'une liaison covalente est formée par le mécanisme donneur-accepteur, une paire d'électrons partagée est formée en raison de l'orbitale remplie d'un atome (avec deux électrons) et de l'orbitale vide d'un autre atome. Un atome qui fournit une paire d’électrons non liants est appelé donneur, et un atome avec une orbitale vacante est appelé accepteur. Les atomes qui ont des paires d'électrons, par exemple N, O, P, S, agissent comme donneurs de paires d'électrons.

Par exemple, selon le mécanisme donneur-accepteur, la formation du quatrième covalent Connexions NH dans le cation ammonium NH 4 + :

En plus de la polarité, les liaisons covalentes sont également caractérisées par l'énergie. L’énergie de liaison est l’énergie minimale requise pour rompre une liaison entre atomes.

L'énergie de liaison diminue avec l'augmentation des rayons des atomes liés. Puisque nous savons que les rayons atomiques augmentent dans les sous-groupes, nous pouvons, par exemple, conclure que la force de la liaison halogène-hydrogène augmente dans la série :

SALUT< HBr < HCl < HF

De plus, l’énergie de la liaison dépend de sa multiplicité : plus la multiplicité de la liaison est grande, plus son énergie est grande. La multiplicité des liaisons fait référence au nombre de paires d'électrons partagées entre deux atomes.

Liaison ionique

Une liaison ionique peut être considérée comme un cas extrême de liaison covalente polaire. Si, dans une liaison covalente-polaire, la paire d'électrons commune est partiellement déplacée vers l'un des deux atomes, alors dans une liaison ionique, elle est presque entièrement « donnée » à l'un des atomes. L'atome qui donne un ou plusieurs électrons acquiert une charge positive et devient cation, et l'atome qui lui a pris des électrons acquiert une charge négative et devient anion.

Ainsi, une liaison ionique est une liaison formée par l’attraction électrostatique de cations vers des anions.

La formation de ce type de liaison est typique lors de l'interaction des atomes métaux typiques et les non-métaux typiques.

Par exemple, le fluorure de potassium. Le cation potassium est formé par la suppression d'un électron d'un atome neutre, et l'ion fluor est formé par l'ajout d'un électron à l'atome de fluor :

Une force d’attraction électrostatique apparaît entre les ions résultants, entraînant la formation d’un composé ionique.

Lorsqu'une liaison chimique s'est formée, les électrons de l'atome de sodium sont passés à l'atome de chlore et des ions de charges opposées se sont formés, qui ont un rayonnement externe complet. niveau d'énergie.

Il a été établi que les électrons de l’atome métallique ne sont pas complètement détachés, mais sont simplement déplacés vers l’atome de chlore, comme dans une liaison covalente.

La plupart des composés binaires contenant des atomes métalliques sont ioniques. Par exemple, oxydes, halogénures, sulfures, nitrures.

La liaison ionique se produit également entre des cations simples et des anions simples (F −, Cl −, S 2-), ainsi qu'entre des cations simples et des anions complexes (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Par conséquent, les composés ioniques comprennent les sels et les bases (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH).

Connexion métallique

Ce type de liaison se forme dans les métaux.

Les atomes de tous les métaux ont des électrons dans leur couche électronique externe qui ont une faible énergie de liaison avec le noyau de l'atome. Pour la plupart des métaux, le processus de perte d’électrons externes est énergétiquement favorable.

En raison d'une si faible interaction avec le noyau, ces électrons dans les métaux sont très mobiles et le processus suivant se produit continuellement dans chaque cristal métallique :

M 0 - ne - = M n + , où M 0 est un atome de métal neutre et M n + est un cation du même métal. La figure ci-dessous fournit une illustration des processus en cours.

C'est-à-dire que les électrons « se précipitent » à travers un cristal métallique, se détachant d'un atome métallique, formant un cation à partir de celui-ci, rejoignant un autre cation, formant un atome neutre. Ce phénomène était appelé « vent électronique » et la collection d’électrons libres dans un cristal d’atome non métallique était appelée « gaz électronique ». Ce type d'interaction entre les atomes métalliques est appelé liaison métallique.

Liaison hydrogène

Si un atome d'hydrogène dans une substance est lié à un élément à forte électronégativité (azote, oxygène ou fluor), cette substance est caractérisée par un phénomène appelé liaison hydrogène.

Puisqu’un atome d’hydrogène est lié à un atome électronégatif, une charge partielle positive se forme sur l’atome d’hydrogène et une charge partielle négative se forme sur l’atome de l’élément électronégatif. À cet égard, l’attraction électrostatique devient possible entre un atome d’hydrogène partiellement chargé positivement d’une molécule et un atome électronégatif d’une autre. Par exemple, des liaisons hydrogène sont observées pour les molécules d'eau :

C’est la liaison hydrogène qui explique le point de fusion anormalement élevé de l’eau. En plus de l'eau, de fortes liaisons hydrogène se forment également dans des substances telles que le fluorure d'hydrogène, l'ammoniac, les acides contenant de l'oxygène, les phénols, les alcools et les amines.