Puede haber enlaces covalentes entre átomos. Enlace covalente (CB)

La idea de formar un enlace químico utilizando un par de electrones pertenecientes a ambos átomos conectados fue expresada en 1916 por el físico-químico estadounidense J. Lewis.

Los enlaces covalentes existen entre átomos tanto en moléculas como en cristales. Ocurre tanto entre átomos idénticos (por ejemplo, en moléculas de H2, Cl2, O2, en un cristal de diamante) como entre átomos diferentes (por ejemplo, en moléculas de H2O y NH3, en cristales de SiC). Casi todos los enlaces de las moléculas de compuestos orgánicos son covalentes (C-C, C-H, C-N, etc.).

Existen dos mecanismos para la formación de enlaces covalentes:

1) intercambio;

2) donante-aceptor.

Mecanismo de intercambio de formación de enlaces covalentes.radica en el hecho de que cada uno de los átomos conectados proporciona un electrón desapareado para la formación de un par de electrones común (enlace). Los electrones de los átomos que interactúan deben tener espines opuestos.

Consideremos, por ejemplo, la formación de un enlace covalente en una molécula de hidrógeno. Cuando los átomos de hidrógeno se acercan, sus nubes de electrones penetran entre sí, lo que se denomina superposición de nubes de electrones (Fig. 3.2), y la densidad de electrones entre los núcleos aumenta. Los núcleos se atraen entre sí. Como resultado, la energía del sistema disminuye. Cuando los átomos se acercan mucho, aumenta la repulsión de los núcleos. Por tanto, existe una distancia óptima entre los núcleos (longitud de enlace l), en la que el sistema tiene energía mínima. En este estado se libera energía, llamada energía de enlace E St.

Arroz. 3.2. Diagrama de superposición de nubes de electrones durante la formación de una molécula de hidrógeno.

La formación de una molécula de hidrógeno a partir de átomos se puede representar esquemáticamente de la siguiente manera (un punto significa un electrón, una línea, un par de electrones):

N + N→N: N o N + N→N - N.

EN vista general para moléculas AB de otras sustancias:

A + B = A: B.

Mecanismo donante-aceptor de formación de enlaces covalentes.radica en el hecho de que una partícula, el donante, representa un par de electrones para formar un enlace, y la segunda, el aceptor, representa un orbital libre:

A: + B = A: B.

aceptador de donante

Consideremos los mecanismos de formación de enlaces químicos en la molécula de amoníaco y el ion amonio.

1. Educación

El átomo de nitrógeno tiene en su exterior nivel de energía dos electrones apareados y tres no apareados:

El átomo de hidrógeno en el subnivel s tiene un electrón desapareado.

En la molécula de amoníaco, los electrones 2p desapareados del átomo de nitrógeno forman tres pares de electrones con los electrones de 3 átomos de hidrógeno:

En la molécula de NH 3 se forman 3 enlaces covalentes según el mecanismo de intercambio.

2. Formación de un ion complejo: ion amonio.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl o NH 3 + H + = NH 4 +

El átomo de nitrógeno permanece con un par de electrones solitarios, es decir, dos electrones con espines antiparalelos en un orbital atómico. orbital atómico El ion hidrógeno no contiene electrones (orbital vacante). Cuando una molécula de amoníaco y un ion de hidrógeno se acercan, se produce una interacción entre el par solitario de electrones del átomo de nitrógeno y el orbital vacante del ion de hidrógeno. El par solitario de electrones se vuelve común a los átomos de nitrógeno e hidrógeno, y un enlace químico según el mecanismo donante-aceptor. El átomo de nitrógeno de la molécula de amoníaco es el donante y el ion hidrógeno es el aceptor:

Cabe señalar que en el ion NH 4 + los cuatro enlaces son equivalentes e indistinguibles, por lo tanto, en el ion la carga está deslocalizada (dispersa) por todo el complejo;

Los ejemplos considerados muestran que la capacidad de un átomo para formar enlaces covalentes está determinada no solo por nubes de un electrón, sino también por nubes de dos electrones o la presencia de orbitales libres.

Según el mecanismo donante-aceptor, los enlaces se forman en compuestos complejos: - ; 2+ ; 2-etc.

Un enlace covalente tiene las siguientes propiedades:

- saturación;

- direccionalidad;

- polaridad y polarizabilidad.

Kansas– un enlace efectuado por un par de electrones pertenecientes a ambos átomos.

Condiciones para la formación del CS.: Se forma entre átomos con alta electronegatividad. (La electroelectricidad es la capacidad de los átomos para atraer electrones hacia sí mismos).

∆Χ – diferencia de electronegatividad de 2 átomos, si ∆Χ≤1,4, el enlace es polar

KS m.b. educado:

1 – entre cualquier átomo no metálico (ya que todos los no metales valores altos negatividad eléctrica), ej: HCl, valores de negatividad eléctrica - según las tablas, y H=2,1, y Cl=3,1, - ∆Χ=3,1-2,1=1≤1,4, este es un enlace covalente y polar.

2 – entre átomos no metálicos y metálicos, si el metal está en alto grado oxidación, por ejemplo: CrCl6 para Cr=2,4, ∆Χ=3,1-2,4=0,7≤1,4: este es un enlace polar covalente.

Mecanismos de formación de CS.:

1- mecanismo de intercambio- 2 átomos intercambian electrones, formando un par de electrones común que pertenece a ambos y se denomina “compartido”. Un ejemplo serían las moléculas volátiles. compuestos inorgánicos: HCl, H 2 O, H 2 S, NH 3, etc. La formación de la molécula de HCl se puede representar mediante el esquema H. +. Cl: = H:Cl: El par de electrones se desplaza hacia el átomo de cloro, ya que la electronegatividad relativa del átomo de cloro (2.83) es mayor que la del átomo de hidrógeno (2.1).

2 – mecanismo donante-aceptor: - consiste en que un par de electrones de un átomo (donante) ocupa un orbital libre de otro átomo (aceptor). Consideremos como ejemplo el mecanismo de formación del ion amonio. En una molécula de amoníaco, el átomo de nitrógeno tiene un par de electrones solitarios (una nube de dos electrones): .

El ion hidrógeno tiene un orbital 1s libre (vacío), que puede denotarse como □H+. Cuando se forma un ion amonio, la nube de nitrógeno de dos electrones se vuelve común a los átomos de nitrógeno e hidrógeno, es decir. se convierte en una nube de electrones moleculares. Esto significa que aparece un cuarto enlace covalente. El proceso de formación del ion amonio se puede representar mediante el diagrama.

+ □H+ →

La carga del ion hidrógeno se vuelve común (está deslocalizada, es decir, dispersa entre todos los átomos), y la nube de dos electrones (un par de electrones solitario) que pertenece al nitrógeno se vuelve común con el hidrógeno.

Los enlaces covalentes pueden ser polares (moléculas complejas) o no polares (moléculas simples).

Propiedades de los enlaces covalentes.

Los enlaces covalentes tienen una serie de propiedades importantes. Estos incluyen: saturación y direccionalidad.

Saturabilidad - propiedad característica enlace covalente. Se manifiesta en la capacidad de los átomos para formar un número limitado de enlaces covalentes. Esto se debe al hecho de que un orbital de un átomo puede participar en la formación de un solo enlace químico covalente. Esta propiedad determina la composición de los compuestos químicos moleculares. Por tanto, cuando los átomos de hidrógeno interactúan, se forma una molécula H2, no H3. El tercer átomo de hidrógeno no puede unirse, ya que el espín de su electrón será paralelo al espín de uno de los electrones emparejados de la molécula. La capacidad de formar uno u otro número de enlaces covalentes en átomos de varios elementos está limitada por la obtención del número máximo de electrones de valencia desapareados.

Enfocar- una propiedad de un enlace covalente que determina la estructura geométrica de una molécula. La razón de la direccionalidad del enlace es que la superposición de los orbitales de los electrones sólo es posible con su orientación mutua específica, lo que garantiza la mayor densidad de electrones en la región de su superposición. En este caso, se forma el enlace químico más fuerte.

Un enlace covalente es un enlace que une con mayor frecuencia átomos no metálicos en moléculas y cristales. Hablamos de qué tipo de enlace químico se llama covalente en este artículo.

¿Qué es un enlace químico covalente?

Un enlace químico covalente es un enlace que se logra mediante la formación de pares de electrones compartidos (de enlace).

Si hay un par de electrones común entre dos átomos, entonces dicho enlace se llama simple; si hay dos, es doble; si hay tres, es triple;

Un enlace suele indicarse mediante una línea horizontal entre los átomos. Por ejemplo, en una molécula de hidrógeno existe un enlace simple: H-H; en una molécula de oxígeno existe un doble enlace: O=O; Hay un triple enlace en una molécula de nitrógeno:

Arroz. 1. Triple enlace en una molécula de nitrógeno.

Cuanto mayor es la multiplicidad de enlaces, más fuerte es la molécula: la presencia de un triple enlace explica la alta estabilidad química de las moléculas de nitrógeno.

Formación y tipos de enlaces covalentes.

Existen dos mecanismos para la formación de un enlace covalente: el mecanismo de intercambio y el mecanismo donante-aceptor:

mecanismo de intercambio. En el mecanismo de intercambio, para formar un par de electrones compartido, los dos átomos enlazados proporcionan cada uno un electrón desapareado. Esto es exactamente lo que sucede, por ejemplo, cuando se forma una molécula de hidrógeno.

Arroz. 2. Formación de una molécula de hidrógeno.

A cada uno de los átomos enlazados pertenece un par de electrones común, es decir, su capa electrónica está completa.

mecanismo donante-aceptor. En el mecanismo donante-aceptor, el par de electrones compartido está representado por uno de los átomos enlazantes, el que es más electronegativo. El segundo átomo representa un orbital vacío para un par de electrones compartido.

Arroz. 3. Formación de ion amonio.

Así se forma el ion amonio NH 4 +. Este ion (catión) cargado positivamente se forma cuando el gas amoníaco reacciona con cualquier ácido. En una solución ácida hay cationes de hidrógeno (protones), que en un ambiente de hidrógeno forman el catión hidronio H 3 O+. La fórmula del amoníaco es NH 3: la molécula consta de un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno conectados por enlaces covalentes simples mediante un mecanismo de intercambio. El átomo de nitrógeno permanece con un solo par de electrones. Lo proporciona como común, como donante, al ion hidrógeno H+, que tiene un orbital libre.

Enlace químico covalente en quimicos puede ser polar o no polar. Un enlace no tiene momento dipolar, es decir polaridad, si están unidos dos átomos de un mismo elemento que tienen el mismo valor de electronegatividad. Entonces, en una molécula de hidrógeno el enlace no es polar.

En la molécula de cloruro de hidrógeno y HCl, los átomos con diferente electronegatividad están conectados mediante un enlace simple covalente. El par de electrones compartido se desplaza hacia el cloro, que tiene una mayor afinidad electrónica y electronegatividad. Surge un momento dipolar y el enlace se vuelve polar. En este caso, se produce una separación parcial de la carga: el átomo de hidrógeno se convierte en el extremo positivo del dipolo y el átomo de cloro se convierte en el extremo negativo.

Cualquier enlace covalente tiene las siguientes características: energía, longitud, multiplicidad, polaridad, polarizabilidad, saturación, direccionalidad en el espacio.

¿Qué hemos aprendido?

Un enlace químico covalente se forma mediante la superposición de un par de nubes de electrones de valencia. Este tipo de vínculo puede formarse mediante un mecanismo donante-aceptor, así como mediante un mecanismo de intercambio. Un enlace covalente puede ser polar o no polar y se caracteriza por la presencia de longitud, multiplicidad, polaridad y dirección en el espacio.

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Como ya se mencionó, se puede formar un par de electrones común que realiza un enlace covalente debido a electrones desapareados presentes en átomos que interactúan no excitados. Esto ocurre, por ejemplo, durante la formación de moléculas como H2, HC1, Cl2. Aquí, cada átomo tiene un electrón desapareado; Cuando dos de estos átomos interactúan, se crea un par de electrones común: se produce un enlace covalente.

Un átomo de nitrógeno no excitado tiene tres electrones desapareados:

En consecuencia, debido a los electrones desapareados, el átomo de nitrógeno puede participar en la formación de tres enlaces covalentes. Esto es lo que ocurre, por ejemplo, en las moléculas de N2 o NH3, en las que la covalencia del nitrógeno es 3.

Sin embargo, el número de enlaces covalentes puede ser mas numero Electrones desapareados presentes en un átomo no excitado. Por tanto, en estado normal, la capa electrónica externa del átomo de carbono tiene una estructura que se muestra en el diagrama:

Debido a los electrones desapareados disponibles, un átomo de carbono puede formar dos enlaces covalentes. Mientras tanto, el carbono se caracteriza por compuestos en los que cada uno de sus átomos está conectado a los átomos vecinos mediante cuatro enlaces covalentes (por ejemplo, CO 2, CH 4, etc.). Esto resulta posible debido al hecho de que con el gasto de algo de energía, uno de los 2 electrones presentes en el átomo puede transferirse al subnivel 2. R como resultado, el átomo entra en un estado excitado y aumenta el número de electrones desapareados. Este proceso de excitación, acompañado del "emparejamiento" de electrones, se puede representar mediante el siguiente diagrama, en el que el estado excitado está marcado con un asterisco junto al símbolo del elemento:

Ahora hay cuatro electrones desapareados en la capa electrónica externa del átomo de carbono; por tanto, el átomo de carbono excitado puede participar en la formación de cuatro enlaces covalentes. En este caso, un aumento en el número de enlaces covalentes creados va acompañado de la liberación de más energía de la que se gasta en transferir el átomo a un estado excitado.

Si la excitación de un átomo, que conduce a un aumento en el número de electrones desapareados, está asociada con costos de energía muy altos, entonces estos costos no se compensan con la energía de formación de nuevos enlaces; entonces tal proceso en su conjunto resulta energéticamente desfavorable. Por tanto, los átomos de oxígeno y flúor no tienen orbitales libres en la capa electrónica exterior:

Aquí, un aumento en el número de electrones desapareados solo es posible transfiriendo uno de los electrones al siguiente nivel de energía, es decir, en un estado 3 chelines. Sin embargo, tal transición conlleva un gasto de energía muy grande, que no se cubre con la energía liberada cuando surgen nuevos enlaces. Por lo tanto, debido a los electrones desapareados, un átomo de oxígeno no puede formar más de dos enlaces covalentes y un átomo de flúor puede formar solo uno. De hecho, estos elementos se caracterizan por una covalencia constante igual a dos para el oxígeno y una para el flúor.

Los átomos de los elementos del tercer período y posteriores tienen un "subnivel i" en la capa electrónica externa, al que pueden pasar cuando se excitan. s- y electrones p de la capa exterior. Por eso aparecen aquí. características adicionales aumentando el número de electrones desapareados. Por tanto, un átomo de cloro, que en estado no excitado tiene un electrón desapareado

puede transferirse, con el gasto de algo de energía, a estados excitados (ES), caracterizados por tres, cinco o siete electrones desapareados:

Por lo tanto, a diferencia del átomo de flúor, el átomo de cloro puede participar en la formación no solo de uno, sino también de tres, cinco o siete enlaces covalentes. Así, en el ácido cloroso HClO 2 la covalencia del cloro es tres, en el ácido perclórico HClO 3 es cinco y en el ácido perclórico HClO 4 es siete. De manera similar, un átomo de azufre, que también tiene un nivel de 36SiO desocupado, puede entrar en estados excitados con cuatro o seis electrones desapareados y, por tanto, participar en la formación no sólo de dos, como el oxígeno, sino también de cuatro o seis enlaces covalentes. Esto puede explicar la existencia de compuestos en los que el azufre presenta una covalencia de cuatro (SO 2, SCl 4) o seis (SF 6).

En muchos casos, los enlaces covalentes también surgen debido a pares de electrones presentes en la capa electrónica externa del átomo. Consideremos, por ejemplo, la estructura electrónica de la molécula de amoníaco:

Aquí, los puntos indican electrones que originalmente pertenecían al átomo de nitrógeno y las cruces indican aquellos que originalmente pertenecían a los átomos de hidrógeno. De los ocho electrones externos del átomo de nitrógeno, seis forman tres enlaces covalentes y son comunes al átomo de nitrógeno y al átomo de hidrógeno. Pero dos electrones pertenecen sólo al nitrógeno y forman par de electrones solitario. Un par de electrones de este tipo también puede participar en la formación de un enlace covalente con otro átomo, si hay un orbital libre en la capa electrónica externa de este átomo. Un orbital ls vacío existe, por ejemplo, en el ion hidrógeno H+, que generalmente está desprovisto de electrones:

Por tanto, cuando una molécula de NH 3 interactúa con un ion de hidrógeno, se produce un enlace covalente entre ellos; El único par de electrones del átomo de nitrógeno se comparte entre los dos átomos, lo que resulta en la formación de un ion. amonio NH4:

Aquí el enlace covalente surgió debido a un par de electrones que originalmente pertenecían a un átomo. (donante par de electrones) y un orbital libre de otro átomo. (aceptador par de electrones). Este método de formación de un enlace covalente se llama donante-aceptador. En el ejemplo considerado, el donante del par de electrones es un átomo de nitrógeno y el aceptor es un átomo de hidrógeno.

La experiencia ha demostrado que cuatro Conexiones NH en el ion amonio son equivalentes en todos los aspectos. De esto se deduce que un enlace formado por el método donante-aceptor no difiere en sus propiedades de un enlace covalente creado por electrones desapareados de átomos que interactúan.

Otro ejemplo de una molécula en la que hay enlaces formados en forma donante-aceptor es la molécula de óxido de nitrógeno (I) N 2 O.

Anteriormente, la fórmula estructural de este compuesto se representaba de la siguiente manera:

Según esta fórmula, el átomo de nitrógeno central está conectado con los átomos vecinos mediante cinco enlaces covalentes, de modo que su capa electrónica exterior contiene diez electrones (cinco pares de electrones). Pero tal conclusión contradice la estructura electrónica del átomo de nitrógeno, ya que su capa L exterior contiene sólo cuatro orbitales (un orbital 5 y tres orbitales p) y no puede acomodar más de ocho electrones. Por tanto, la fórmula estructural dada no puede considerarse correcta.

Consideremos la estructura electrónica del óxido nítrico (I), y los electrones de los átomos individuales se designarán alternativamente mediante puntos o cruces. El átomo de oxígeno, que tiene dos electrones desapareados, forma dos enlaces covalentes con el átomo de nitrógeno central:

Debido al electrón desapareado que queda en el átomo de nitrógeno central, este último forma un enlace covalente con el segundo átomo de nitrógeno:

De este modo, se llenan las capas electrónicas exteriores del átomo de oxígeno y del átomo de nitrógeno central: aquí se forman configuraciones estables de ocho electrones. Pero la capa electrónica más externa del átomo de nitrógeno más externo contiene sólo seis electrones; por tanto, este átomo puede ser aceptor de otro par de electrones. El átomo de nitrógeno central adyacente tiene un par de electrones solitario y puede actuar como donante. Esto conduce a la formación de otro enlace covalente entre átomos de nitrógeno mediante el método donante-aceptor:

Ahora cada uno de los tres átomos que forman la molécula de N 2 O tiene una estructura estable de ocho electrones en la capa exterior. Si un enlace covalente formado por el método donante-aceptor se designa, como es habitual, mediante una flecha dirigida desde el átomo donante al átomo aceptor, entonces la fórmula estructural del óxido nítrico (I) se puede representar de la siguiente manera:

Así, en el óxido nítrico (I) la covalencia del átomo de nitrógeno central es cuatro y la exterior es dos.

Los ejemplos considerados muestran que los átomos tienen diversas posibilidades para la formación de enlaces covalentes. Este último puede crearse debido a electrones desapareados de un átomo no excitado, y debido a electrones desapareados que aparecen como resultado de la excitación del átomo ("emparejamiento" de pares de electrones) y, finalmente, mediante el método donante-aceptor. Sin embargo, el número total de enlaces covalentes que se pueden formar átomo dado, limitado. esta determinado numero total orbitales de valencia, es decir, aquellos orbitales cuyo uso para la formación de enlaces covalentes resulta energéticamente favorable. Los cálculos de mecánica cuántica muestran que orbitales similares incluyen S- y orbitales p de la capa externa de electrones y orbitales d de la capa anterior; en algunos casos, como vimos en los ejemplos de los átomos de cloro y azufre, los orbitales b de la capa exterior también se pueden utilizar como orbitales de valencia.

Los átomos de todos los elementos del segundo período tienen cuatro orbitales en la capa electrónica exterior en ausencia de orbitales ^ en la capa anterior. En consecuencia, los orbitales de valencia de estos átomos no pueden albergar más de ocho electrones. Esto significa que la covalencia máxima de elementos en el segundo período es cuatro.

Los átomos de elementos del tercer período y posteriores se pueden utilizar para formar enlaces covalentes no solo s- Y R-, pero también ^-orbitales. Se conocen compuestos de elementos ^ en los que la formación de enlaces covalentes implica s- Y R-orbitales de la capa externa de electrones y los cinco

La capacidad de los átomos para participar en la formación de un número limitado de enlaces covalentes se llama saturación enlace covalente.

Un enlace covalente formado de forma donante-aceptor a veces se denomina, para abreviar, enlace donante-aceptor. Sin embargo, por este término no se debe entender un tipo especial de enlace, sino sólo un determinado método de formación de un enlace covalente.

Enlace químico.

Diferentes sustancias tienen estructura diferente. De todas las sustancias conocidas hoy en día, sólo los gases inertes existen en forma de átomos libres (aislados), lo que se debe a su alta estabilidad. estructuras electronicas. Todas las demás sustancias (y actualmente se conocen más de 10 millones de ellas) están formadas por átomos unidos.

Nota: las cursivas indican aquellas partes del texto que no necesita aprender o comprender.

La formación de moléculas a partir de átomos conduce a una ganancia de energía, ya que en condiciones normales el estado molecular es más estable que el estado atómico.

Un átomo puede tener de uno a ocho electrones en su nivel de energía exterior. Si el número de electrones en el nivel exterior de un átomo es el máximo que puede acomodar, entonces dicho nivel se llama terminado. Los niveles completados se caracterizan por una gran fuerza. Estos son los niveles externos de los átomos de los gases nobles: el helio tiene dos electrones en el nivel externo (s 2), el resto tiene ocho electrones (ns 2 np 6). Los niveles externos de los átomos de otros elementos están incompletos y en el proceso de interacción química se completan.

Un enlace químico está formado por electrones de valencia, pero ocurre de diferentes maneras. Hay tres tipos principales de enlaces químicos: covalentes, iónicos y metálicos.

Enlace covalente

Consideremos el mecanismo de formación de un enlace covalente usando el ejemplo de la formación de una molécula de hidrógeno:

H + H = H2; Q = 436 kJ

El núcleo de un átomo de hidrógeno libre está rodeado por una nube de electrones esféricamente simétrica formada por un electrón de 1 s. Cuando los átomos se acercan a cierta distancia, sus nubes de electrones (orbitales) se superponen parcialmente.

Como resultado, aparece una nube molecular de dos electrones entre los centros de ambos núcleos, que tiene una densidad electrónica máxima en el espacio entre los núcleos; un aumento de la densidad de carga negativa favorece un fuerte aumento de las fuerzas de atracción entre los núcleos y la nube molecular.

Entonces, se forma un enlace covalente como resultado de la superposición de nubes de átomos de electrones, acompañada de la liberación de energía. Si la distancia entre los núcleos de los átomos de hidrógeno que se acercan antes de tocarse es de 0,106 nm, luego de que las nubes de electrones se superponen (formación de la molécula de H2), esta distancia es de 0,074 nm. La mayor superposición de nubes de electrones se produce a lo largo de la línea que conecta los núcleos de dos átomos (esto ocurre cuando se forma un enlace σ). Cuanto mayor sea la superposición de los orbitales de los electrones, más fuerte será el enlace químico. Como resultado de la formación de un enlace químico entre dos átomos de hidrógeno, cada uno de ellos alcanza la configuración electrónica de un átomo del gas noble helio.

Los enlaces químicos suelen representarse de diferentes formas:

1) utilizando electrones en forma de puntos colocados en el signo químico del elemento. Entonces la formación de una molécula de hidrógeno se puede mostrar mediante el diagrama.

H∙ + H∙ →H:H

2) a menudo, especialmente en química Orgánica, un enlace covalente está representado por un guión (primo) (por ejemplo, H-H), que simboliza un par de electrones compartidos.

El enlace covalente en la molécula de cloro también se realiza mediante dos electrones compartidos, o un par de electrones:

Par de electrones solitarios, hay 3 en un átomo.

← Par de electrones solitarios,

Hay 6 de ellos en una molécula.

electrón desapareado compartido o par de electrones compartidos

Como puede ver, cada átomo de cloro tiene tres pares libres y un electrón desapareado. La formación de un enlace químico se produce debido a los electrones desapareados de cada átomo. Los electrones no apareados se unen formando un par de electrones compartido, también llamado par compartido.

Si ha surgido un enlace covalente (un par de electrones común) entre los átomos, entonces se llama enlace simple; si es más, entonces múltiple doble (dos pares de electrones compartidos), triple (tres pares de electrones compartidos).

Un enlace simple está representado por un guión (primo), un enlace doble por dos y un enlace triple por tres. El guión entre dos átomos muestra que tienen un par de electrones compartidos, como resultado de lo cual se forma un enlace químico. Con la ayuda de tales guiones representan fórmulas estructurales moléculas.

Entonces, en una molécula de cloro, cada uno de sus átomos tiene un nivel externo completo de ocho electrones (s 2 p 6), y dos de ellos (par de electrones) pertenecen por igual a ambos átomos. La superposición de orbitales electrónicos durante la formación de una molécula se muestra en la figura:

En la molécula de nitrógeno N2, los átomos tienen tres pares de electrones comunes:

:N· + ·N: → :N:::N:

Obviamente, una molécula de nitrógeno es más fuerte que una molécula de hidrógeno o cloro, lo que explica la importante inercia del nitrógeno en las reacciones químicas.

Un enlace químico realizado por pares de electrones se llama covalente.

Mecanismos de formación de enlaces covalentes.

Un enlace covalente se forma no solo debido a la superposición un solo electrón Las nubes son un mecanismo de intercambio para la formación de enlaces covalentes.

En un mecanismo de intercambio, los átomos comparten la misma cantidad de electrones.

También es posible otro mecanismo de su formación: donante-aceptor. En este caso, el enlace químico se produce debido a incompartible par de electrones de un átomo y gratis orbitales de otro átomo.

Consideremos como ejemplo el mecanismo de formación del ion amonio NH 4 +

Cuando el amoníaco reacciona con el HCl, reacción química:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl o en forma iónica abreviada: NH 3 + H + = NH 4 +

Al mismo tiempo, en la molécula de amoníaco el átomo de nitrógeno tiene incompartible un par de electrones (dos electrones nube):