Legătura chimică

Explică tipurile de legături care se formează între atomi și influența lor asupra proprietăților substanțelor.

De ce se leagă atomii: regula octetului

Atomii se combină pentru că starea legată are energie mai mică decât atomii separați. Criteriul practic prin care prezici ce se întâmplă este regula octetului: atomii tind să ajungă la configurația stabilă a gazului rar cel mai apropiat, adică opt electroni pe ultimul strat (sau doi, pentru elementele din perioada 1 — regula dubletului, valabilă la hidrogen, litiu, beriliu).

Atomii au trei căi de a ajunge acolo, iar alegerea depinde de diferența de electronegativitate:

• Cedează electroni (metalele, cu 1, 2 sau 3 electroni de valență) și devin cationi.
• Acceptă electroni (nemetalele, cu 5, 6 sau 7 electroni de valență) și devin anioni.
• Pun în comun electroni, formând perechi de electroni de legătură.

De aici cele trei tipuri de legături pe care le studiem, cu criteriul de recunoaștere:

• Legătura ionică – între metal și nemetal, cu diferență mare de electronegativitate (orientativ, peste 1,7).
• Legătura covalentă – între nemetale, cu diferență mică sau nulă.
• Legătura metalică – între atomi de metal.

Gazele rare nu formează legături în condiții obișnuite tocmai fiindcă au deja octetul complet — este cea mai bună dovadă că regula octetului nu e o convenție, ci descrie o stabilitate reală.

Un detaliu important pentru claritate: regula octetului are excepții pe care le vei întâlni (BF3, cu șase electroni la bor, sau PCl5 și SF6, cu strat extins), dar în clasa a IX-a ea rămâne instrumentul principal de lucru.

Legătura ionică

Legătura ionică se realizează prin transfer complet de electroni de la atomul de metal (electronegativitate mică) la atomul de nemetal (electronegativitate mare), urmat de atracția electrostatică dintre ionii de semn contrar rezultați.

Exemplul canonic, clorura de sodiu: sodiul cedează electronul din 3s1 și devine Na+ (configurația neonului); clorul acceptă acest electron în 3p și devine Cl– (configurația argonului); cei doi ioni se atrag electrostatic.

Esențial: NaCl nu conține molecule. Ionii se organizează într-o rețea cristalină ionică, în care fiecare ion Na+ este înconjurat de șase ioni Cl– și invers. Formula NaCl exprimă doar raportul dintre ioni, nu o particulă distinctă. Formulele compușilor ionici se numesc de aceea formule brute sau unități de formulă.

Proprietățile compușilor ionici decurg direct din structura de rețea:

• Solide cristaline la temperatura camerei, dure, dar casante (o lovitură aliniază ioni de același semn, care se resping și rup cristalul).
• Puncte de topire și de fierbere ridicate, pentru că trebuie ruptă întreaga rețea de atracții puternice.
• Nu conduc curentul electric în stare solidă, dar conduc topite sau dizolvate în apă, pentru că abia atunci ionii devin mobili. Aceasta e o întrebare aproape sigură la BAC.
• Multe sunt solubile în apă, un solvent polar care înconjoară ionii și îi desface din rețea (hidratare).

Capcana clasică: elevul spune că NaCl conduce curentul, fără să precizeze starea. În stare solidă nu conduce, deși e format din ioni — ionii există, dar sunt imobilizați în rețea. Precizarea stării este ceea ce aduce punctul.

Legătura covalentă: nepolară și polară

Legătura covalentă se realizează prin punerea în comun de electroni între doi atomi de nemetal. Fiecare pereche pusă în comun formează o legătură.

După numărul de perechi comune: legătură simplă (H–H, Cl–Cl), dublă (O=O, în CO2) sau triplă (N≡N). Cu cât legătura este mai multiplă, cu atât e mai scurtă și mai puternică.

După distribuția electronilor, deosebirea care se cere cel mai des:

• Covalentă nepolară – între atomi identici (H2, Cl2, O2, N2), cu aceeași electronegativitate. Perechea de electroni stă simetric la mijloc.
• Covalentă polară – între atomi diferiți (HCl, H2O, NH3). Atomul mai electronegativ atrage perechea spre el și capătă o sarcină parțială negativă (delta minus), celălalt o sarcină parțială pozitivă (delta plus). Legătura devine un dipol.

Atenție la o distincție subtilă care separă nota 8 de nota 10: o moleculă cu legături polare nu este obligatoriu o moleculă polară. Dioxidul de carbon are două legături C=O puternic polare, dar molecula este liniară și simetrică, iar cei doi dipoli se anulează — CO2 este o moleculă nepolară. Apa are aceleași tipuri de legături polare, dar molecula este unghiulară, dipolii nu se anulează, iar apa este puternic polară. Polaritatea moleculei depinde deci de legături plus geometrie.

Proprietățile substanțelor covalente moleculare: puncte de topire și de fierbere scăzute (nu se rup legăturile covalente, ci doar forțele slabe dintre molecule), nu conduc curentul (nu au particule mobile încărcate), sunt adesea solubile în solvenți asemănători ca polaritate — regula practică fiind că asemănătorul dizolvă asemănătorul.

Există și cristale covalente, precum diamantul și dioxidul de siliciu, unde întreaga structură e o rețea de legături covalente: ele sunt extrem de dure și au puncte de topire foarte ridicate.

Legătura metalică și geometria moleculelor

Legătura metalică se explică prin modelul gazului de electroni: atomii de metal își cedează ușor electronii de valență, formând o rețea de ioni pozitivi scăldată într-un nor de electroni delocalizați, care nu mai aparțin niciunui atom anume.

Acest model explică direct toate proprietățile metalelor:

• Conductibilitate electrică și termică – electronii delocalizați sunt mobili și transportă sarcina și energia. Metalele conduc curentul și în stare solidă, spre deosebire de compușii ionici.
• Maleabilitate și ductilitate – straturile de ioni pot aluneca unele peste altele fără ca legătura să se rupă, pentru că norul electronic se rearanjează. De aici contrastul cu compușii ionici, care sunt casanți.
• Luciu metalic – electronii liberi reflectă lumina.

Geometria moleculelor se deduce, la nivel introductiv, din numărul de perechi de electroni din jurul atomului central, incluzând și perechile neparticipante, care ocupă spațiu și împing legăturile:

• liniară – 2 perechi de legătură, unghi 180 de grade: CO2, BeCl2
• plan trigonală – 3 perechi: BF3, unghi 120 de grade
• tetraedrică – 4 perechi de legătură: CH4, unghi aproximativ 109,5 grade
• piramidală – 3 legături și o pereche neparticipantă: NH3, unghi aproximativ 107 grade
• unghiulară – 2 legături și două perechi neparticipante: H2O, unghi aproximativ 104,5 grade

De reținut logica din spatele scăderii unghiului de la 109,5 la 107 și apoi la 104,5: perechile neparticipante resping mai puternic decât perechile de legătură, pentru că sunt mai apropiate de nucleu. Cine știe să explice asta câștigă itemul de argumentare, nu doar pe cel de recunoaștere.

Legături intermoleculare: hidrogen și van der Waals

Pe lângă legăturile care țin atomii într-o moleculă, între molecule acționează forțe mai slabe, dar care hotărăsc starea de agregare și punctele de fierbere.

Legătura de hidrogen apare când un atom de hidrogen legat covalent de un atom mic și foarte electronegativ — F, O sau N — este atras de o pereche neparticipantă a unui astfel de atom din altă moleculă. Este cea mai puternică interacțiune intermoleculară, dar rămâne de circa 10-20 de ori mai slabă decât o legătură covalentă.

Consecințele ei explică fenomene pe care le vezi zilnic:

• Apa fierbe la 100 de grade, deși H2S, o moleculă mai grea din aceeași grupă, fierbe la minus 60 de grade. Diferența e dată exclusiv de legăturile de hidrogen.
• Gheața plutește: în stare solidă legăturile de hidrogen impun o structură afânată, cu goluri, deci gheața are densitate mai mică decât apa lichidă. Este anomalia care face posibilă viața în lacurile înghețate.
• Solubilitatea alcoolilor, a zaharurilor și a amoniacului în apă.
• Structura ADN-ului și a proteinelor este menținută tot de legături de hidrogen.

Forțele van der Waals sunt interacțiuni mai slabe, care apar între toate moleculele: - forțe dipol-dipol, între molecule polare; - forțe de dispersie London, între molecule nepolare, datorate dipolilor instantanei apăruți din mișcarea electronilor. Ele cresc cu masa molară și cu suprafața moleculei — de aceea, în grupa halogenilor, F2 și Cl2 sunt gaze, Br2 este lichid, iar I2 este solid, deși toate au același tip de legătură covalentă nepolară.

Capcana de fond a întregului capitol: la fierberea apei nu se rup legăturile covalente O–H, ci doar legăturile de hidrogen dintre molecule. Apa în stare de vapori este tot H2O. Dacă s-ar rupe legăturile covalente, ai obține hidrogen și oxigen — asta se numește descompunere, nu fierbere, și cere o cu totul altă energie.

Test — 6 întrebări ca la examen