Teoria legăturii chimice

Teoria legăturii chimice este un concept fundamental în chimie care explică modul în care atomii se leagă între ei pentru a forma molecule. Această teorie se bazează pe principiile mecanicii cuantice și ale chimiei cuantice, oferind o înțelegere detaliată a structurii și proprietăților substanțelor chimice.

Introducere

Legătura chimică este un concept esențial în chimie, care explică modul în care atomii se unesc pentru a forma molecule și compuși. Această teorie se bazează pe principiile mecanicii cuantice și ale chimiei cuantice, oferind o înțelegere detaliată a structurii și proprietăților substanțelor chimice. Legătura chimică este rezultatul interacțiunii dintre electronii din atomii implicați, ceea ce duce la formarea de legături covalente, ionice sau metalice.

Există două teorii principale care descriu formarea legăturilor chimice⁚ teoria legăturii de valență (VB) și teoria orbitalilor moleculari (MO). Teoria VB se concentrează pe interacțiunea dintre orbitalii atomici ai atomilor care se leagă, în timp ce teoria MO consideră că electronii sunt delocalizați în întregul sistem molecular.

Înțelegerea legăturii chimice este esențială pentru a explica o gamă largă de fenomene chimice, cum ar fi reacțiile chimice, structura moleculelor, proprietățile fizice și chimice ale substanțelor, precum și reacțiile biologice. De asemenea, joacă un rol crucial în dezvoltarea noilor materiale și tehnologii.

Orbitali atomici

Orbitalii atomici sunt regiuni din spațiul tridimensional în jurul nucleului unui atom în care există o probabilitate mare de a găsi un electron. Acești orbitali sunt caracterizați de o serie de numere cuantice, care descriu proprietățile electronilor, cum ar fi energia, forma și orientarea spatială.

Numerele cuantice principale (n) descriu nivelul de energie al electronului, iar numerele cuantice azimutale (l) descriu forma orbitalului. Orbitalii cu l = 0 sunt orbitali s, care au formă sferică, orbitalii cu l = 1 sunt orbitali p, care au formă de halteră, iar orbitalii cu l = 2 sunt orbitali d, care au forme mai complexe.

Fiecare orbital atomic poate găzdui maxim doi electroni, conform principiului excluderii Pauli, care afirmă că doi electroni dintr-un atom nu pot avea aceleași valori pentru toate cele patru numere cuantice. Orbitalii atomici joacă un rol esențial în formarea legăturilor chimice, deoarece interacțiunile dintre acești orbitali determină modul în care atomii se leagă între ei.

Orbitali moleculari

Orbitalii moleculari sunt regiuni din spațiul tridimensional în jurul nucleelor a doi sau mai mulți atomi, unde există o probabilitate mare de a găsi un electron. Acești orbitali sunt formați prin combinarea orbitalilor atomici ai atomilor care participă la legătura chimică. Combinarea poate fi de două tipuri⁚ constructiva (legătură) și distructiva (antilegătură).

Orbitalii moleculari de legătură sunt mai stabili decât orbitalii atomici din care sunt formați, având o energie mai mică. Acești orbitali sunt caracterizați printr-o densitate electronică mai mare între nucleele atomilor, contribuind la atracția dintre aceștia.

Orbitalii moleculari de antilegătură sunt mai instabili decât orbitalii atomici din care sunt formați, având o energie mai mare. Acești orbitali sunt caracterizați printr-o densitate electronică mai mică între nucleele atomilor, contribuind la respingerea dintre aceștia. Orbitalii moleculari explică modul în care atomii se leagă între ei și oferă o descriere mai precisă a structurii și proprietăților moleculelor.

Teoria legăturii de valență

Teoria legăturii de valență (TLV) este o teorie chimică care explică formarea legăturilor chimice prin suprapunerea orbitalilor atomici ai atomilor. Conform TLV, o legătură chimică se formează atunci când doi orbitali atomici, fiecare conținând un electron, se suprapun, creând o regiune de densitate electronică mai mare între nucleele atomilor, ceea ce conduce la o atracție electrostatică.

TLV explică formarea legăturilor covalente, în care atomii împart electroni pentru a forma o legătură. Această teorie poate prezice forma și geometria moleculelor, precum și energia și stabilitatea legăturilor chimice. TLV este un instrument util pentru a înțelege proprietățile chimice ale moleculelor și pentru a prezice reacțiile chimice.

De exemplu, conform TLV, legătura covalentă simplă în molecula de hidrogen (H₂) se formează prin suprapunerea a doi orbitali atomici 1s ai atomilor de hidrogen. Suprapunerea orbitalilor duce la formarea unui orbital molecular de legătură, care este ocupat de cei doi electroni ai atomilor de hidrogen, formând o legătură covalentă simplă.

Teoria orbitalilor moleculari

Teoria orbitalilor moleculari (TOM) este o teorie chimică care descrie formarea legăturilor chimice prin combinarea orbitalilor atomici ai atomilor pentru a forma orbitali moleculari. TOM consideră că electronii într-o moleculă nu sunt localizați pe atomi individuali, ci se mișcă liber în întreaga moleculă, ocupând orbitali moleculari care se extind pe toți atomii din moleculă.

TOM se bazează pe principiile mecanicii cuantice și folosește ecuații matematice pentru a descrie comportamentul electronilor în molecule. Această teorie poate prezice proprietățile chimice ale moleculelor, cum ar fi energia de legătură, lungimea de legătură și polaritatea legăturii. TOM este o teorie mai complexă decât TLV, dar oferă o descriere mai precisă a structurii și proprietăților moleculelor.

De exemplu, conform TOM, molecula de hidrogen (H₂) are doi orbitali moleculari⁚ un orbital molecular de legătură (σ) și un orbital molecular de antilegătură (σ*). Orbitalul de legătură este mai stabil decât orbitalul de antilegătură și este ocupat de cei doi electroni ai atomilor de hidrogen, formând o legătură covalentă simplă.

Hibridizarea orbitalilor

Hibridizarea orbitalilor este un concept important în teoria legăturii de valență, care explică formarea legăturilor chimice în molecule. Conform acestei teorii, orbitalii atomici ai unui atom se pot combina pentru a forma orbitali hibrizi, care au o formă și o energie diferită de orbitalii atomici originali. Orbitalii hibrizi sunt mai direcționali decât orbitalii atomici, permițând formarea de legături mai puternice.

Hibridizarea orbitalilor este un proces care are loc în timpul formării legăturilor chimice și se bazează pe principiul suprapunerii orbitalilor atomici. Procesul de hibridizare implică combinarea orbitalilor atomici de pe același atom, rezultând un set nou de orbitali hibrizi, care sunt echivalenți în energie și formă.

Hibridizarea orbitalilor este un concept important pentru a explica geometria moleculelor și numărul de legături pe care le poate forma un atom. De exemplu, hibridizarea sp³ a atomului de carbon permite formarea a patru legături covalente, explicând geometria tetraedrică a metanului (CH₄).

Există mai multe tipuri de hibridizare, fiecare dintre ele caracterizată printr-un număr specific de orbitali atomici care se combină. Tipurile de hibridizare cele mai comune sunt⁚

• Hibridizarea sp⁚ Această hibridizare implică combinarea unui orbital s și a unui orbital p, rezultând doi orbitali hibrizi sp. Acești orbitali hibrizi sunt direcționați în direcții opuse, formând un unghi de 180°. Hibridizarea sp este caracteristică moleculelor liniare, cum ar fi acetilena (C₂H₂).
• Hibridizarea sp²⁚ Această hibridizare implică combinarea unui orbital s și a doi orbitali p, rezultând trei orbitali hibrizi sp². Acești orbitali hibrizi sunt direcționați într-un plan, formând unghiuri de 120° între ei. Hibridizarea sp² este caracteristică moleculelor trigonale plane, cum ar fi etilena (C₂H₄).
• Hibridizarea sp³⁚ Această hibridizare implică combinarea unui orbital s și a trei orbitali p, rezultând patru orbitali hibrizi sp³. Acești orbitali hibrizi sunt direcționați spre colțurile unui tetraedru, formând unghiuri de 109,5° între ei. Hibridizarea sp³ este caracteristică moleculelor tetraedrice, cum ar fi metanul (CH₄).

Tipul de hibridizare care are loc într-o moleculă depinde de geometria moleculei și de numărul de legături pe care le poate forma un atom.

7.1. Hibridizarea sp

Hibridizarea sp este un tip de hibridizare orbitală în care un orbital atomic s și un orbital atomic p se combină pentru a forma doi orbitali hibrizi sp. Acești orbitali hibrizi sunt direcționați linear, formând un unghi de 180° între ei. Hibridizarea sp este caracteristică moleculelor cu geometrie liniară, cum ar fi acetilena (C₂H₂).

În cazul acetilenei, atomul de carbon central se hibridizează sp, formând doi orbitali hibrizi sp și doi orbitali p nehibridizați. Unul dintre orbitalii hibrizi sp se suprapune cu orbitalul 1s al atomului de hidrogen, formând o legătură sigma (σ) C-H. Celălalt orbital hibrid sp se suprapune cu orbitalul hibrid sp al celuilalt atom de carbon, formând o legătură sigma (σ) C-C. Cei doi orbitali p nehibridizați ai fiecărui atom de carbon se suprapun lateral, formând o legătură pi (π) C-C. Această legătură pi este responsabilă pentru stabilitatea suplimentară a moleculei de acetilenă.

Hibridizarea sp este un concept important în chimie, deoarece explică geometria și proprietățile moleculelor. Această hibridizare permite formarea de legături sigma și pi, care sunt esențiale pentru stabilitatea și reactivitatea moleculelor.

7.2. Hibridizarea sp²

Hibridizarea sp² este un tip de hibridizare orbitală în care un orbital atomic s și doi orbitali atomici p se combină pentru a forma trei orbitali hibrizi sp². Acești orbitali hibrizi sunt direcționați într-un plan, formând un unghi de 120° între ei. Hibridizarea sp² este caracteristică moleculelor cu geometrie trigonală plană, cum ar fi etilena (C₂H₄).

În cazul etilenei, fiecare atom de carbon se hibridizează sp², formând trei orbitali hibrizi sp² și un orbital p nehibrid. Doi dintre orbitalii hibrizi sp² se suprapun cu orbitalii 1s ai atomilor de hidrogen, formând două legături sigma (σ) C-H. Celălalt orbital hibrid sp² se suprapune cu orbitalul hibrid sp² al celuilalt atom de carbon, formând o legătură sigma (σ) C-C. Cei doi orbitali p nehibridizați ai fiecărui atom de carbon se suprapun lateral, formând o legătură pi (π) C-C. Această legătură pi este responsabilă pentru stabilitatea suplimentară a moleculei de etilenă.

Hibridizarea sp² este un concept important în chimie, deoarece explică geometria și proprietățile moleculelor. Această hibridizare permite formarea de legături sigma și pi, care sunt esențiale pentru stabilitatea și reactivitatea moleculelor.

Tipuri de hibridizare

7.3. Hibridizarea sp³

Hibridizarea sp³ este un tip de hibridizare orbitală în care un orbital atomic s și trei orbitali atomici p se combină pentru a forma patru orbitali hibrizi sp³. Acești orbitali hibrizi sunt direcționați spre colțurile unui tetraedru, formând un unghi de 109,5° între ei. Hibridizarea sp³ este caracteristică moleculelor cu geometrie tetraedrică, cum ar fi metanul (CH₄).

În cazul metanului, atomul de carbon se hibridizează sp³, formând patru orbitali hibrizi sp³. Fiecare orbital hibrid sp³ se suprapune cu orbitalul 1s al unui atom de hidrogen, formând o legătură sigma (σ) C-H. Această suprapunere are loc de-a lungul axei internucleare, ceea ce conferă moleculei de metan o geometrie tetraedrică.

Hibridizarea sp³ este un concept important în chimie, deoarece explică geometria și proprietățile moleculelor. Această hibridizare permite formarea de legături sigma, care sunt esențiale pentru stabilitatea și reactivitatea moleculelor. De asemenea, hibridizarea sp³ explică de ce moleculele cu geometrie tetraedrică au unghiuri de legătură de 109,5°, ceea ce este o valoare observată experimental.

Legăturile chimice sunt forțe de atracție care țin atomii împreună pentru a forma molecule. Există două tipuri principale de legături chimice⁚ legăturile covalente și legăturile ionice. Legăturile covalente implică împărțirea perechilor de electroni între atomi, în timp ce legăturile ionice implică transferul de electroni de la un atom la altul.

Legăturile covalente pot fi clasificate în două tipuri⁚ legături sigma (σ) și legături pi (π). Legăturile sigma sunt formate prin suprapunerea directă a orbitalilor atomici de-a lungul axei internucleare, în timp ce legăturile pi sunt formate prin suprapunerea laterală a orbitalilor atomici. Legăturile sigma sunt mai puternice decât legăturile pi, deoarece suprapunerea orbitalilor este mai mare.

Legăturile sigma sunt responsabile pentru formarea scheletului molecular, în timp ce legăturile pi sunt responsabile pentru proprietățile electronice ale moleculelor, cum ar fi culoarea și conductivitatea electrică. De exemplu, în molecula de etilenă (C₂H₄), există o legătură sigma C-C și o legătură pi C-C, care conferă moleculei o structură plană și o reactivitate specifică.

8.1. Legătura sigma (σ)

Legătura sigma (σ) este cea mai simplă și mai puternică formă de legătură covalentă. Aceasta se formează prin suprapunerea directă a orbitalilor atomici de-a lungul axei internucleare, adică prin suprapunerea orbitalilor de-a lungul liniei care unește nucleele celor doi atomi implicați. Suprapunerea directă a orbitalilor atomici duce la o concentrație maximă de densitate electronică de-a lungul axei internucleare, ceea ce creează o legătură puternică și stabilă.

Orbitalii atomici care pot forma legături sigma includ orbitali s, orbitali p și orbitali hibridi. De exemplu, în molecula de hidrogen (H₂), legătura sigma se formează prin suprapunerea a doi orbitali 1s, unul de la fiecare atom de hidrogen. În molecula de metan (CH₄), legăturile sigma se formează prin suprapunerea orbitalului 2s al atomului de carbon cu orbitalii 1s ai celor patru atomi de hidrogen. Legăturile sigma sunt responsabile pentru formarea scheletului molecular, determinând geometria moleculei.

Legăturile sigma sunt prezente în toate moleculele cu legături covalente și sunt esențiale pentru stabilitatea și structura moleculelor. Ele joacă un rol crucial în determinarea proprietăților fizice și chimice ale substanțelor.

Teoria legăturii chimice

Tipuri de legături

8.2. Legătura pi (π)

Legătura pi (π) este o altă formă de legătură covalentă, mai slabă decât legătura sigma. Aceasta se formează prin suprapunerea laterală a orbitalilor atomici, adică prin suprapunerea orbitalilor de-a lungul unei axe perpendiculare axei internucleare. Suprapunerea laterală a orbitalilor atomici duce la o concentrație maximă de densitate electronică deasupra și dedesubtul axei internucleare, creând o legătură mai slabă decât o legătură sigma.

Orbitalii atomici care pot forma legături pi includ orbitali p și orbitali d. De exemplu, în molecula de etenă (C₂H₄), legătura pi se formează prin suprapunerea laterală a celor doi orbitali p nehibridizați ai celor doi atomi de carbon. Legăturile pi sunt responsabile pentru formarea sistemului π, care este un sistem de electroni delocalizați de-a lungul moleculei, conferind moleculei proprietăți specifice, cum ar fi colorația și reactivitatea.

Legăturile pi pot fi formate doar în plus față de o legătură sigma existentă, formând legături duble sau triple. Ele joacă un rol important în determinarea proprietăților fizice și chimice ale moleculelor, cum ar fi reactivitatea, conductivitatea electrică și absorbția luminii.