| Referate | Director web | Adauga link | Contact |



Legaturi chimice

Se stie ca proprietatile chimice ale atomilor sunt determinate de numarul de electroni de pe ultimul strat si intr-o masura mai mica de electronii de pe penultimul strat. Atomii elementelor care au pe ultimul strat electronic un numar incomplet de electroni, deci o configuratie electronica nestabila, manifesta tendinta de a-si completa stratul exterior prin cedare sau prin captare de electroni. Din aceasta cauza, atomii elementelor  nu pot exista in stare libera, ci se combina intre ei sau cu atomii altor elemente, pentru a-si forma un strat electronic exterior complet, ajungand la o configuratie electronica stabila, asemanatoare cu a unui gaz inert.. Pentru a se forma molecule, intre atomi se pot stabili diferite tipuri de legaturi chimice, dintre care cele mai importante sunt: legatura electrovalenta si legatura covalenta.


Legatura electrovalenta

Acest tip de legatura se stabileste intre ionii cu sarcini electrice de semn contrar. Ca exemplu se poate da formarea moleculei de clorura de sodiu:

                                         Na+ + Cl_  Na+Cl_ 

Ionii pozitivi de sodiu(cationii) si ionii negativi de clor(anionii) sunt uniti printr-o forta electrostatica de atractie. Forta care uneste sarcinile electrice ale ionilor pozitivi si negativi se numeste electrovalenta sau valenta ionica. W. Kossel(1916) a explicat legatura electrovalenta astfel:

Electrovalenta se formeaza prin transferul electronilor de valenta de pe ultimul strat al atomilor elementelor electronegative, fiecare dintre ionii rezultati avand o configuratie stabila de gaz inert.

Combinatiile formate din ionii pozitivi si negativi se numesc combinatii ionice. In cazul compusilor ionici notiunea de molecula se poate folosi numai in mod cu totul conventional, deoarece in cristalele si in topiturile  combinatiilor ionice nu exista molecule, ci ioni. Formulele combinatiilor ionice ca, de exemplu : fluorura de calciu, clorura de sodiu, bromura de potasiu etc. trebuie scrise astfel : Ca2+2F_; Na+Cl_; K+Br_; etc.

La combinatiile ionice, valenta elementelor este data de numarul sarcinilor electrice ale ionilor respectivi ca urmare a numarului de electroni cedati sau primiti de atomi. In functie de pozitia elementelor in sistemul periodic se pot face urmatoarele aprecieri privitor la formarea legaturii ionice.

Astfel, elementele care urmeaza dupa gazele inerte ajung la configuratia de octet prin cedarea de electroni, din care cauza sunt electropozitive. De exemplu : Li, Na, K, Rb, Cs, sau Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, cedeaza unul respectiv doi electroni si devin ioni pozitivi.

Elementele situate in sistemul periodic inaintea gazelor inerte sunt electronegative, deoarece realizeaza configuratia de gaz inert  prin acceptare de electroni. De exemplu : F, Cl, Br, J sau O, S, Se, Te accepta unul, respectiv doi electroni si devin ioni negativi. Elementele mai indepartate de gazele inerte cum ar fi de exemplu C, N, B nu formeaza ioni de felul C4_, sau N3_ ci au tendinta de a forma legaturi covalente. Legatura ionica(electrovalenta) se formeaza  numai intre atomii elementelor care difera mult ca electronegativitate. Legatura electrovalenta se intalneste la combinatiile anorganice dintre care reprezentantii tipici sunt sarurile.

Cand combinatiile ionice sunt dizolvate in apa sau in alti dizolvanti polari atunci se produce fenomenul disocierii electrolitice; ionii se misca independent si substanta in solutie este buna conducatoare de electricitate.


Legatura covalenta

G. N. Lewis(1916) da urmatoarea interpretare legaturii covalente:

Aceasta legatura se realizeaza prin punerea in comun de electroni cu participare egala, rezultand una sau mai multe perechi de electroni care apartin deopotriva ambilor atomi.

Pentru reprezentarea legaturii covalente se figureaza in jurul simbolului fiecarui atom atatea puncte cati electroni de valenta are. Perechea de electroni comuni se noteaza prin puncte puse intre simbolurile chimice si, in cazul legaturii duble sau triple, se pun doua sau trei perechi de puncte.

Ca exemple de legaturi covalente sunt schemele de formare moleculei de hidrogen, halogeni, oxigen, azot, etc.

Structura electronica a moleculei de hidrogen H:H este astfel reprezentata incat sa indice ca cei doi electroni pusi in comun apartin ambilor atomi, adica manifesta atractie pentru ambele nuclee si, la randul lor, acestea isi exercita atractia fata de electroni. Atomul de halogen prin legarea covalenta cu un atom de halogen de acelasi tip poate capata structura electronica a gazului inert cel mai apropiat.

In teoria clasica legatura covalenta este reprezentata printr-o linioara. Astfel, moleculele, de clor si de fluor pot fi scrise: F-F; Cl-Cl.

Formarea moleculei de oxigen O2 se explica prin punerea in comun a cate doi electroni de catre fiecare atom de oxigen, pentru ca ambii atomi de oxigen sa aiba in exterior un numar total de opt electroni.

Valenta intre cei doi atomi de oxigen este reprezentata prin doua perechi de electroni, adica prin doua covalente.

In formula clasica, O2 se scrie O=O, fiecare pereche de electroni sunt comuni, iar cei doi electroni neperechi de la fiecare dintre atomi explica paramagnetismul oxigenului. Atomii de azot, ca sa-si completeze octetul, pun in comun fiecare cate trei electroni. Molecule asemanatoare mai au  fosforul, stibiul si arseniul in stare de vapori.

La temperaturi joase aceste elemente au molecule stabile care se reprezinta sub forma : P4, Sb4, As4. In aceste cazuri molecula acestor elemente are o structura tetraedrica, fiecare atom formand o legatura covalenta cu alti trei atomi.

Legatura tipic covalenta se formeaza atunci cand elementele au aproape  aceeasi electronegativitate. Dupa cum s-a aratat mai inainte legatura covalenta se realizeaza cu una sau mai multe perechi de electroni, cu conditia ca acesti electroni sa aiba spini antiparaleli. Deci, pentru formarea legaturii covalente atomul care se combina trebuie sa aiba cel putin un electron al carui spin sa fie de semn contrar spinului electronului celuilalt atom.

Legatura covalenta este caracteristica compusilor organici. Astfel, in cazul metanului CH4 fiecare atom de hidrogen avand numai un singur electron il pune in comun cu cate un electron al carbonului, care are patru electroni pe ultimul strat si se realizeaza in acest fel un octet electronic in jurul carbonului.

Molecule polare si nepolare.

Orice molecula are sarcini electrice pozitive( sarcinile nucleelor atomilor) precum si sarcini negative( sarcinile electronilor). Toate sarcinile pozitive din molecula le putem considera concentrate intr-un „centru de greutate electric” al sarcinilor pozitive iar toate sarcinile electrice negative le putem, de asemenea, considera concentrate intr-un  „centru de greutate electric” al sarcinilor negative.

O molecula este nepolara cand rezulta din unirea a doi atomi identici, prin punere in comun de electroni cu participare egala(legatura covalenta), iar „centrele de greutate electrice” se suprapun(coincid). Exemple de molecule nepolare sunt moleculele de : H2, Cl2, O2, N2.

Ca exemple de molecule nepolare mai pot fi date moleculele de metan CH4, tetraclorura de carbon CCl4, formate din atomi diferiti, dar avand o structura simetrica.

O molecula este polara cand rezulta din unirea a doi atomi diferiti tot prin punere  in comun de electroni. Intr-o molecula formata din atomi diferiti, perechea de electroni care formeaza legatura covalenta nu mai apartine in egala masura ambilor atomi, ci este deplasata mai mult spre unul din atomi si anume spre acel atom la care este mai accentuat caracterul electronegativ. In molecula rezultata se formeaza doua centre ci sarcini electrice opuse, sau un dipol si atunci molecula rezultata este polara; „centrul de greutate al sarcinilor electrice” pozitive corespunde cu polul pozitiv al moleculei polare, iar „centrul de greutate al sarcinilor electrice” negative corespunde cu polul negativ, din care cauza rezulta o structura nesimetrica a moleculei. In cazul moleculelor polare perechea de electroni de legatura nu este repartizata simetric in raport cu ambii atomi ca la legatura tipic covalenta(nepolara) si nici nu se concentreaza in intregime in jurul numai a unuia dintre acesti atomi, ca in cazul legaturii ionice.

Ca exemple de molecule polare sunt moleculele de NH3 gazos sau lichid, H2O si de HCl gazos sau lichid etc.

La formarea moleculei polare de NH3 din cei 5 electroni de pe ultimul strat al atomului de azot, numai 3 din ei participa la formarea celor 3 legaturi covalente impreuna cu cei 3 atomi de hidrogen, ramanand atomului de azot inca doi electroni disponibili(pereche de electroni neparticipanti). In mod asemanator se formeaza moleculele polare de H2O si de HCl.

Polaritatea unei molecule este data de momentul de dipol( dipolmoment). Dipolmomentul μ este produsul dintre e una din sarcini si d, distanta dintre sarcini(adica dintre cei doi poli)

                                              μ = ed

Cu cat lungimea dipolului este mai mare cu atat si polaritatea moleculei este mai mare. De exemplu se considera doua molecule A si B : molecula A este mai polara decat molecula B deoarece lungimea dipolului este mai mare.

Dipolmomentul se masoara in unitati electrostatice u.e.s. unitatea de masura a lui este :

                                     1 Debye = 1D = 1 10-18 u.e.s.

Determinarea valorii dipolmomentului prezinta o importanta mare pentru cunoasterea structurii moleculelor respective. Astfel, moleculele de dioxid de carbon si de sulfura de carbon nu sunt polare deoarece au o structura liniara, atomul de carbon, respectiv de sulf fiind asezat simetric intre atomii de oxigen, respectiv de sulf. De asemenea, hidrocarburile saturate nu au molecule  polare. Cu totul altfel stau lucrurile in cazul apei si a dioxidului de sulf, la care dipolmomentul μ este diferit de zero. Acest fapt exclude posibilitatea unei formule simetrice, conducandla o structura nesimetrica(neliniara) a moleculei de apa respectiv de dioxid de sulf.

In cazul apei, unghiul de valenta pe care-l fac cei doi atomi de hidrogen in raport cu atomii de oxigen este de 104,50. Intre moleculele de apa, din cauza valorii mari a dipolmomentului(μ= 1,86D), se exercita forte de atractie electrostatica; acest fapt, asa cum s-a mai aratat, conduce la unirea mai multor molecule de acelasi fel, producandu-se fenomenul asociatiei moleculare.

In concluzie, legatura electrovalenta exista in general la combinatiile anorganice cu caracter de electrolit, iar legatura covalenta se intalneste anorganice care nu au caracter de electrolit, si in special la combinatiile organice.

Proprietatile fizice si chimice ale moleculelor sunt deosebite dupa cum atomii sunt legati electrovalent sau covalent. Astfel, la combinatiile ionice, in retelel lor cristaline, nodurile retelei sunt ocupate de ioni; la combinatiile cu legatura covalenta punctele retelei sunt ocupate de molecule. Combinatiile ionice sunt solubile in apa, in timp ce combinatiile  cu legatura covalenta sunt, in general, solubile in dizolvanti organici : hidrocarburi, alcool, eter etc.

In schimb, legatura covalenta la combinatiile carbonului, fiind indreptata intr-o anumita directie in spatiu(spre varfurile unui tetraedru regulat) da posibilitate atomilor din molecula sa se aranjeze in mod diferit, ceea ce duce la formarea de izomeri.

Legatura coordinativa

Aceasta legatura se formeaza cu ajutorul perechilor de electroni neparticipanti care provin de la acelasi atom. Legatura coordinativa se deosebeste de legatura covalenta prin aceea ca ambii electroni din perechea de electroni care formeaza legatura coordinativa, provin de la acelasi si nu unul de la fiecare atom.

Exemple de combinatii care se formeaza pe baza legaturii coordinative sunt : ionul hidroniu (hidroxoniu) si ionul amoniu. In cazul formarii ionului hidroniu [H3O]+, protonul H+ rezultat prin disocierea electrolitica a unui acid, neputand exista in stare libera ci numai legat de alte molecule, se fixeaza la una dintre perechile de electroni neparticipanti ai oxigenului din apa ; ionul H+ (protonul) aduce cu sine o sarcina pozitiva, care devine sarcina ionului hidroniu.

In mod asemanator, la formarea ionului amoniu [NH4]+ protonul H+ se fixeaza coordinativ la perechea de electroni neparticipanti ai azotului din molecula polara de amoniac, si sarcina pozitiva a protonului devine sarcina intregului ion amoniu.

Atomul care pune la dispozitie perechea de electroni pentru formarea legaturii coordinative se numeste donor, iar cel care o foloseste acceptor.

In exemplele mentionate, donorul este atomul de oxigen si cel de azot, iar acceptorul protonul (H+). Uneori legatura coordinativa se reprezinta printr-o sageata indreptata de la donor la acceptor.

Desi legatura coordinativa nu se deosebeste fizic de  o legatura covalenta obisnuita, totusi legatura coordinativa produce o nesimetrie in distribuitia sarcinilor pozitive si negative, ceea ce are drept urmare crearea unei polaritati electrice in molecula.

Deoarece donorul poseda exclusiv cei doi electroni, dintre care unul este cedat acceptorului, el ramane cu o sarcina pozitiva, iar acceptorul primind acest electron capata o sarcina negativa. Pentru a ilustra acest fapt, se indica sarcina pozitiva a donorului prin semnul (+) si sarcina negativa a acceptorului prin semnul (-).

Legatura coordinativa este caracteristica combinatiilor complexe sau coordinative.

Combinatii complexe sau coordinative

A. Werner (1893) a pus bazele teoriei combinatiilor complexe, care a capatat denumirea de teoria coordinatiei.

Conform teoriei coordinatiei a lui Werner molecula oricarei combinatii complexe este alcatuita din doua parti : ionul complex sau sfera interioara si sfera exterioara.

Ionul complex(sfera interioara)  este alcatuit dintr-un atom sau dintr-un ion central, de obicei incarcat pozitiv, care se mai numeste generator de complex, ca de exemplu : Cu+, Cu2+, Ag+, Fe2+ etc., in jurul caruia si in imediata apropiere a lui se grupeaza un anumit numar de ioni negativi (F- OH-, CN- etc.) care poarta denumirea de adenzi sau liganzi.

Numarul maxim de adenzi care se pot grupa in jurul ionului central pentru a da nastere ionului complex se numeste numar de coordinatie. Numarul de coordinatie este o caracteristica a fiecarui ion central neavand nici o legatura  cu valenta ionului.

Numele de coordinatie pentru elementele mai des intalnite sub forma de ioni centrali sunt urmatoarele : 2 pentru Cu+, Ag+, Au+; 4 pentru Cu2+, Au3+, Pt2+; 6pentru  Fe2+, Fe3+, Pt4+, Si4+, Sb5+.

Adenzii -F se numesc fluoro, -OH hidroxo, H2O aquo, NH3 ammino etc.

In formularea combinatiilor complexe, ionii complecsi se reprezinta prin paranteze drepte, de exemplu :

[H3O]+, [NH3]+, [Cu(NH3)4]2+, [Fe(CN)6]4- etc.

Adenzii grupati in jurul ionului central se leaga de acesta coordinativ sau covalent ; ionul complex rezultat este un ion cu proprietati anumite si care in solutie apoasa nu disociaza electrolitic.

Sfera exterioara este alcatuita din ioni sau grupe de ioni ; legatura lor cu ionul complex este electrovalenta.

In cazul combinatiei complexe [Cu(NH3)4](OH)2 ionul central este ionul cupric Cu2+, moleculele neutre de amoniac sunt adenzii, numarul de coordinatie a ionului Cu2+ este 4, iar in sfera exterioara se gasesc cationii 4K+.

Denumirea combinatiilor complexe se face indicand mai intai anionul, apoi cationul si aratand totodata de cate ori intra fiecare adend.

De exemplu : [Cu(H2O)4]SO4 H2O, sulfat tetraaquocupric monohidrat ; [Cu(NH3)4]SO4, sulfat tetraaminocupric ; [Ag(NH3)2]NO3, azotat diaminoargentic sau azotat de argint amoniacal; K4[Fe(CN)6], hexacianferitul de potasiu (ferocianura de potasiu); K2[PtCl6], hexacloroplatinatul de potasiu; Na2[SiF6], hexafluosilicatul de sodiu.

Cand ionul central(cationul) grupeaza in jurul sau ioni negativi(anioni) ca adenzi, atunci sarcina electrica a ionului complex este egala cu suma algebrica a sarcinilor ionului central si a ionilor intrati in ionul complex.

Dintre savantii chimisti romani care au adus o contributie deosebita in domeniul complecsilor se mentioneaza : Acad. prof. Gh. Spacu, Acad. prof. Raluca Ripan si altii. 


Drugă Ioana - IX-A