Legătura ionică și compușii ionici

Starea de energie minimă reprezintă tendința atomilor de a depune cât mai puțin efort sau energie pentru a exista într-o stare cât mai stabilă. Acest lucru se poate îndeplini prin realizarea unor structuri electronice stabile pe ultimul strat, structuri corespunzătoare celui mai apropiat gaz inert din tabelul periodic.

Gazele inerte au configurații electronice de octet (8 e^- în ultimul strat electronic), cu excepția heliului care are configurație de dublet (2 e^- în ultimul strat electronic). Aceste configurații oferă inerția chimică a acestor gaze. Atomii tuturor elementelor tind spre această inerție.

Regula octetului prevede că, de cele mai multe ori, atomii tind să-și realizeze o configurație electronică stabilă de 8 e^- pe ultimul strat.

Atomii elementelor pot ajunge la configurații stabile prin 3 modalități care duc la formarea legăturilor chimice cu alți atomi:

1. cedare de e^-,
2. primire de e^-,
3. punere în comun de e^-.

Legătura chimică este o interacție de lungă durată între atomi care le permite acestora să formeze compuși chimici. Tipul legăturii chimice depinde de modul de formare: dacă legătura rezultă din forțele de atracție electrostatică între atomi cu sarcini opuse, sau dacă rezultă prin punerea în comun de electroni.

Legătura covalentă presupune punere în comun de electroni între atomi.

Legătura metalică presupune punere în comun de electroni între atomi ai metalelor în stare elementală.

Legătura ionică presupune un transfer de electroni de la un atom la altul: un atom cedează electroni, iar celălalt atom acceptă electroni. Astfel se formează ioni cu sarcini electrice opuse între care se manifestă forțe de atracție electrostatică. Transferul de ioni are loc de la un element cu caracter metalic, către un element cu caracter nemetalic. 

Simbolurile Lewis sunt diagrame energetice simplificate care reprezintă numai electronii din nivelul electronic exterior, cel mai îndepăratat de nucleu. Simbolurile Lewis nu afișează electronii din nivelurile energetice complete, care nu contribuie la proprietățile chimice ale speciei respective.

Reprezentarea formării unei legături ionice prin simboluri Lewis:

Legătura ionică ia naștere prin atracția electrostatică dintre sarcinile electrice opuse ale unui cation (de obicei metalic) și unui anion (de obicei nemetalic).

Compușii ionici sunt compuși chimici formați din ioni ținuți împreună prin legături ionice, legături care sunt, de fapt, forțe de atracție electrostatică între sarcina pozitivă a cationului component și sarcina negativă a anionului. Per total, sarcina electrică a unui compus ionic este neutră.

Compușii ionici sunt substanțe cristaline – ionii ocupă poziții fixe într-un ansamblu geometric regulat numit rețea ionică.  

Legătura ionică nu este o legătură propriu-zisă, ea nu are orientare în spațiu. Așadar, prin legături ionice nu se pot forma molecule. Forțele de atracție electrostatică acționează în toate direcțiile formând rețele cristaline pe care le recunoaștem drept compuși ionici. 

Compușii ionici pot fi:

• săruri (NaCl, CuSO₄, AgF, etc.);
• oxizi bazici (Na₂O, CaO, etc.);
• hidroxizi (NaOH, Mg(OH)_2,etc. ).

Caracteristici generale ale compușilor ionici:

• sunt substanțe solide;
• formează cristale;
• au puncte de topire și de fierbere foarte ridicate;
• cei solubili în apă formează soluții care conduc curentul electric.

Legătura covalentă și compușii moleculari

Legătura covalentă este un tip de legătură chimică care se realizează atunci când doi atomi pun în comun electroni. Electronii puși în comun sunt electroni necuplați (neîmperecheați), din stratul de valență. Legăturile covalente sunt legături chimice reale, rigide și orientate în spațiu. Există două tipuri de legături covalente:

1. formate între atomi identici ai unui element cu electronegativitate ridicată (nemetale), numite legături covalente nepolare;
2. formate între atomi diferiți care au electronegativități apropiate ca valoare, numite legături covalente polare.

Compușii moleculari sunt compușii chimici care conțin legături covalente între atomii componenți, și se formează când atomii pun în comun electroni din straturile lor de valență.

O legătură covalentă corespunde unei perechi de electroni puși în comun de doi atomi. Perechea de electroni se numește dublet de electroni și se reprezintă printr-o linie care unește cei doi atomi participanți la legătură.

Legătura covalentă nepolară se stabilește între atomi identici de nemetale, iar dubletul de electroni este uniform atras de atomii participanți. Astfel de legături nepolare se pot forma și între atomi de nemetale diferiți, dar care formează molecule simetrice (de exemplu: CO₂, CH₄, CCl₄).

Molecula covalentă nepolară  este o moleculă în care nu există zone distincte de sarcină electrică pozitivă sau negativă, deci nu există poli. Dubletul de electroni al legăturii covalente nepolare aparține în egală măsură atomilor participanți datorită electronegativităților identice.

Legăturile covalente nepolare simple sunt legăturile în care fiecare atom participă cu un singur electron; atomii împart o singură pereche de electroni. Exemplu: H₂, F₂, Cl₂, etc.

Formarea unei legături nepolare simple între doi atomi de clor. Se observă cum prin punerea în comun a unei perechi de electroni, ambii atomi de clor au o configurație de octet pe stratul de valență.

Legăturile covalente nepolare multiple sunt legăturile în care atomii participă cu doi sau trei electroni; atomii împart două sau trei perechi de electroni.  

• legătură covalentă nepolară dublă: de exemplu, în cazul moleculei de O₂, atomii de oxigen împart 2 perechi de electroni, fiecare atom participând la legătură cu câte 2 e^- necuplați;
• legătura covalentă nepolară triplă: de exemplu, în cazul moleculei de N₂, atomii de azot împart 3 perechi de electroni, fiecare atom participând la legătură cu câte 3 e^- necuplați.

Formarea legăturii nepolare triple între doi atomi de azot.

Legătura covalentă polară se stabilește între atomi de nemetale cu electronegativitate diferită, deci între atomi diferiți.

Moleculele covalente polare sunt molecule neutre, per total, însă sarcina electrică nu este distribuită egal în moleculă – electronii puși în comun nu sunt distribuiți uniform între atomii participanți la legăturile covalente, ei preferând să fie mai apropiați de atomul cu electronegativitatea cea mai mare din moleculă. Consecința este apariția dipolilor.

Dipolul  (în chimie) se referă la separarea sarcinilor electrice dintre doi atomi legați covalent, în cadrul unei molecule. Dipolii apar în cazul moleculelor polare deoarece electronii preferă să fie mai apropiați de atomul cu electronegativitate mai mare, generând o zonă de sarcină parțial negativă în jurul acestuia (notată cu δ_-). În jurul atomilor mai puțin electronegativi, unde densitatea de electroni este mai mică, se generează zone de sarcină parțial pozitivă (notate cu δ₊).

Formarea unei molecule polare – molecula de apă.

Determinarea tipului de legături chimice – cu ajutorul diferenței dintre valorile electronegativităților atomilor:

1. dacă diferența de electronegativitate este  mai mare decât 2, atunci este vorba de o legătură ionică;
2. dacă diferența de electronegativitate este între 0,4 și 2, atunci este vorba de o legătură covalentă polară;
3. dacă diferența este mai mică decât 0,4, atunci este vorba de o legătură covalentă nepolară.

Moleculele cu structură simetrică sunt molecule nepolare. Deși legăturile dintre atomi sunt polare, geometria regulată a unei astfel de molecule face ca rezultanta forțelor din dipolii formați să fie zero. Astfel, per total, o moleculă simetrică va fi nepolară, chiar dacă este formată din atomi diferiți. Exemple de astfel de molecule: CO₂, CH₄, CCl₄. 

Legătura coordinativă este o legătură covalentă polară în care dubletul de legătură provine de la un singur atom. Legătura coordinativă se formează între o specie chimică care are o pereche de e^- neparticipanți numită donor, și o specie chimică care are deficit de e^- numită acceptor. Acest tip special de legătură covalentă se reprezintă printr-o săgeată orientată de la donor la acceptor.

Un exemplu clasic este formarea clorurii de amoniu:

Combinațiile complexe, numite și compuși de coordinație sau compuși coordinativi, sunt compuși chimici care conțin un ion sau atom de metal (numit ion central sau centru de coordinare) legat prin legături coordinative de unul sau mai mulți liganzi, care sunt ioni sau molecule ce conțin una sau mai multe perechi de electroni ce pot fi împărțite cu metalul.

Numărul de coordinare al unei combinații complexe este dat de numărul de liganzi care sunt legați coordinativ de ionul central.

Combinațiile complexe pot fi neutre din punct de vedere electric, sau pot avea sarcină negativă precum ionul [Zn(OH)₄]^2-, ori sarcină pozitivă precum ionul [Cu(NH₃)₄]²⁺.  Combinațiile complexe care au sarcină electrică se mai numesc și ioni complecși.

Calculul sarcinii ionului complex:

1. când liganzii sunt molecule: sarcina ionului complex este pozitivă și egală cu sarcina ionului central.

          Exemplu: Ionul de tetraaminocupru are sarcina +2, dată de ionul de cupru din complex: [Cu²⁺(NH₃)₄]²⁺. 

2. când liganzii sunt ioni negativi: sarcina ionului complex se calculează făcând suma sarcinilor ionilor din complex, ținând seama de numărul de coordinare.

          Exemplu: în cazul ionului de hexafluorură de fier [Fe F₆]^3-, sarcina ionului central este (+3), sarcina ligandului este (-1)*6 = (-6), deci sarcina complexului este (+3)+(-6) = (-3).

Forțe intermoleculare. Legătura de hidrogen.

Forțele intramoleculare sunt forțele care țin împreună atomii sau ionii care formează compușii chimici. Acestea sunt legăturile covalente (polare, nepolare și coordinative) și legăturile ionice. Așadar,  forțele intramoleculare se referă la acele forțe care acționează în interiorul moleculei.

Forțele intermoleculare sau interacțiunile intermoleculare sunt forțele care acționează între moleculele, atomii sau ionii unei substanțe și sunt responsabile de starea de agregare și de proprietățile fizice ale substanțelor. Cele mai importante forțe intermoleculare sunt următoarele:

• Legăturile de hidrogen;
• Interacțiile dipol-dipol;
• Forțele de dispersie London.

Interacțiile dipol-dipol și forțele de dispersie London se mai numesc și forțe van der Waals.

Forțele intermoleculare sunt mult mai slabe decât forțele intramoleculare. Cu toate acestea, de tăria forțelor intermoleculare depind starea de agregare a substanțelor cât și proprietățile lor fizice, precum temperaturile de fierbere și de topire, sau presiunea de vapori.

Trecerea unei substanțe din stare solidă în stare lichidă și apoi în stare gazoasă presupune învingerea forțelor dintre moleculele substanței respective. Acest lucru se poate îndeplini prin schimbarea temperaturii sau a presiunii.

Punctele de topire și de fierbere ale unei substanțe  se referă la temperatura la care o substanță se topește, respectiv temperatura la care o substanță fierbe.

Punctele de topire ale compușilor ionici sunt foarte ridicate datorită forțelor de atracție electrostatică foarte puternice dintre ioni.

Punctele de topire și de fierbere ale compușilor moleculari sunt mai mici decât cele ale compușilor ionici.

În cazul substanțelor moleculare, starea de agregare cât și alte proprietăți fizice, depind și de masa moleculelor care formează substanța. Într-o serie de compuși cu structuri asemănătoare, creșterea masei moleculare duce la creșterea punctelor de topire și de fierbere în seria respectivă. Însă anumite substanțe între moleculele cărora se formează legături de hidrogen au comportamente și proprietăți diferite.

Legăturile de hidrogen sunt cele mai puternice dintre forțele intermoleculare și sunt interacțiuni de natură electrostatică ce se stabilesc atunci când un atom de hidrogen legat covalent de un atom puternic electronegativ cu volum atomic mic se află în vecinătatea altui atom puternic electronegativ care are o pereche de electroni neparticipanți. Se stabilesc, deci, între molecule polare care conțin hidrogen și atomi puternic electronegativi cu volum atomic mic, de obicei, atomi de O, N sau F. Așadar, exemple de molecule între care se formează legături de hidrogen sunt H₂O, HF, NH₃.

Substanțele între moleculele cărora se stabilesc legături de hidrogen au anumite proprietăți prin care se deosebesc de alți compuși cu masă moleculară apropiată. Spre exemplu, aceste substanțe sunt solubile în solvenți cu ale căror molecule pot forma legături de hidrogen; de asemenea, aceste substanțe au valorile punctelor de topire și de fierbere mai ridicate.

Deși sunt interacțiuni mai slabe decât interacțiunile intramoleculare precum legăturile covalente și ionice, legăturile de hidrogen joacă un rol extrem de important în menținerea integrității structurale a numeroase molecule importante din organismele vii: proteine, enzime, acizi nucleici.

Modul în care se formează legături de hidrogen între moleculele de apă:

• Oxigenul este atomul cu electronegativitatea cea mai mare din molecula de apă, așadar, electronii celor două legături covalente cu atomii de hidrogen sunt mai puternic atrași către atomul de oxigen. Consecința este formarea a doi dipoli: fiecare atom de hidrogen are un pol pozitiv (sarcină parțială pozitivă), iar oxigenul este polul negativ (sarcină parțială negativă).
• În plus, oxigenul are două perechi de electroni neparticipanți la legătura covalentă, perechi ce vor atrage alți atomi de hidrogen.
• Când moleculele de apă se apropie, între polul negativ al uneia și polul pozitiv al alteia se stabilește o forță de atracție electrostatică, adică o legătură de hidrogen.
• Legăturile de hidrogen dintre molecule se simbolizează printr-o linie punctată între atomii între care se stabilește interacțiunea intermoleculară.

Variația tăriei legăturilor de hidrogen dintre moleculele de HF, H₂O și NH₃:

Legăturile de hidrogen dintre moleculele de HF au cea mai mare tărie, urmează tăria legăturilor dintre moleculele de apă, iar cele mai slabe legături de hidrogen se formează între moleculele de amoniac.

Proprietățile apei

Structura moleculei de apă, H₂O:

• conține un atom de oxigen și doi atomi de hidrogen;
• atomii de hidrogen sunt uniți prin câte o legătură covalentă simplă de atomul de oxigen;
• cele două legături covalente H – O formează un unghi de 104, 5°;
• oxigenul, fiind un atom puternic electronegativ, atrage mai puternic electronii din legăturile covalente, influențând astfel geometria moleculei și toate celelalte proprietăți ale apei;
• după ce formează cele două legături covalente cu atomii de hidrogen, atomul de oxigen rămâne cu două perechi de electroni neparticipanți în stratul său de valență;
• în ansamblul ei, este o moleculă neutră din punct de vedere electric, însă sarcina electrică nu este distribuită uniform în moleculă – acest lucru duce la apariția dipolilor: atrăgând mai puternic electronii spre el, atomul de oxigen capătă o sarcină parțială negativă (pol negativ), în timp ce atomii de hidrogen capătă, fiecare, sarcină parțială pozitivă (poli pozitivi).

Toate aceste caracteristici ale moleculei de apă sunt responsabile de comportamentul și proprietățile anormale ale apei, ca substanță:

1. Apa este lichidă la temperatura camerei, comparativ cu substanțe formate din molecule cu mase moleculare apropiate care sunt gaze la temperatura camerei.
2. Densitatea formei solide (densitatea gheții) este mai mică decât densitatea formei lichide.
3. Apa este un solvent excelent, dizolvând cu ușurință chiar și substanțe extrem de diferite între ele precum sarea (compus ionic) și zahărul (compus molecular).
4. Moleculele de apă formează legături de hidrogen între ele.
5. Apa are un punct de fierbere extrem de ridicat (100° C), comparativ cu punctele de fierbere ale celorlalte hidruri din grupa oxigenului.

Gheața

Apa în stare solidă, de gheață, permite formarea unui număr maxim de legături de hidrogen între moleculele sale. Acest lucru duce la o un aranjament hexagonal al moleculelor, deschis, similar cu un fagure de miere. Această structură foarte organizată, cu multe goluri, este motivul densității mai mici a gheții față de densitatea formei lichide. 

Forțe dipol-dipol și forțe de dispersie London

Forțele dipol-dipol și forțele de dispersie London sunt tipri de interacțiuni intermoleculare, sau legături slabe.

Dipolul  (în chimie) se referă la separarea sarcinilor electrice dintre doi atomi legați covalent, în cadrul unei molecule. Dipolii apar în cazul moleculelor polare deoarece electronii preferă să fie mai apropiați de atomul cu electronegativitate mai mare, generând o zonă de sarcină parțială negativă în jurul acestuia (notată cu δ_-). În jurul atomilor mai puțin electronegativi, unde densitatea de electroni este mai mică, se generează zone de sarcină parțială pozitivă (notate cu δ₊).

Exemplu – molecula de HCl este un dipol:

Forțele dipol-dipol se stabilesc între molecule polare (care au dipoli permanenți) datorită atracției de natură electrostatică dintre atomii cu sarcină parțială pozitivă dintr-o moleculă și atomii cu sarcină parțială negativă dintr-o moleculă vecină. Așadar, sunt tot forțe de natură electrostatică, cum este și cazul legăturilor de hidrogen, însă sunt mai slabe. De fapt, legăturile de hidrogen sunt un tip special de forțe dipol-dipol.

Fiind interacțiuni intermoleculare mai slabe decât legăturile de hidrogen, moleculele asociate prin forțe dipol-dipol au puncte de fierbere și de topire mai scăzute decât cele asociate prin legături de hidrogen.

Exemple de molecule care interacționează prin forțe dipol-dipol sunt HCl, H₂S, HI, HBr.

Exemplu – Interacția dipol-dipol se poate observa în cazul moleculelor de HCl: polul pozitiv al unei molecule de HCl atrage polul negativ al unei molecule vecine, influențându-i astfel poziția.

Forțele de dispersie London sunt cele mai slabe dintre forțele intermoleculare și apar între toate tipurile de atomi și molecule. Forțele de dispersie London sunt forțe de atracție temporară care apar atunci când electronii din straturile exterioare a doi atomi vecini ocupă poziții care duc la formarea unor dipoli temporari. Existența acestor forțe explică de ce orice substanță, inclusiv substanțele nepolare și chiar și gazele nobile, pot fi aduse în stare lichidă și apoi în stare solidă atunci când temperaturile sunt modificate în mod corespunzător.

Datorită mișcării constante a electronilor în jurul nucleului, un atom sau o moleculă poate dezvolta un dipol temporar în momentul în care electronii sunt distribuiți inegal (sau asimetric) în stratul de valență.

Atomii sau moleculele cu dipoli temporari interacționează datorită atracției elctrostatice dintre dipolii temporari.

Volumul atomic influențează tăria forțelor de dispersie: atomii mai mari și mai grei, deci cu volum atomic mare, pot forma forțe de dispersie mai puternice decât atomii cu volum atomic mic. Acest lucru se întâmplă deoarece în atomii mai mari electronii de valență sunt, de obicei, mai îndepărtați de nucleu decât în atomii mai mici – aceși electroni sunt mai puțin atrași de nucleu, deci pot forma dipoli temporari cu mai multă ușurință.

Valența și numărul de oxidare 

Electronii de valență sunt electronii care se găsesc pe ultimul strat al învelișului electronic al unui atom. Pentru a ajunge la o configurație electronică stabilă pe ultimul strat, atomii folosesc, de obicei, electronii de valență și substraturile libere, neocupate cu electroni.

Valența este un număr întreg și caracterizează capacitatea de combinare a unui atom cu un alt atom.

Electrovalența se referă la numărul de electroni pe care un atom care va forma un compus ionic îi poate ceda sau îi poate primi.

Covalența se referă la numărul de electroni pe care un atom îi poate pune în comun cu un alt atom pentru a forma un compus molecular.

Numărul de oxidare al unui atom, notat pe scurt cu N.O., reprezintă sarcina electrică pe care atomul o are în cazul unui compus ionic, sau sarcina teoretică pe care ar avea-o dacă electronii puși în comun într-un compus molecular ar fi total deplasați spre atomii cu electronegativitatea mai mare. Numărul de oxidare, este, pe scurt, o sarcină teoretică.

Numărul de oxidare se exprimă printr-un număr întreg, pozitiv sau negativ, care se poate nota în două moduri:

• cu cifre arabe precedate de sarcina “+” sau “–“și așezată deasupra simbolului elementului;
• cu cifre romane așezate între paranteze, după simbolul elementului.

Regului pentru determinarea numerelor de oxidare:

1. Atomii substanțelor elementare (de exemplu Cu, Na) au N.O. = 0; la fel, și moleculele nepolare formate din atomi identici (precum H₂, O₂, P₄) au N.O. = 0.

2. În compușii ionici, atomii au N.O. egal cu numărul de electroni cedați sau primiți la formarea legăturii ionice. N.O. are semnul “+” atunci când e vorba de electroni cedați, și semnul “-“ atunci când e vorba de electroni acceptați.

3. Hidrogenul:

• în compuși covalenți (precum HCl, NH₃, H₂O)  are N.O. = +1
• în hidruri ionice (precum NaH, CaH₂) are N.O. = -1

4. Oxigenul:

• în majoritatea compușilor are N.O. = -2
• în peroxizi (precum H₂O₂) are N.O. = -1
• în compusul F₂O, are N.O. = +2

5. Ionii:

• în cazul ionilor monoatomici, N.O. este egal cu sarcina ionului;
• în cazul ionilor poliatomici, sarcina totală a ionului este egală cu suma numerelor de oxidare individuale.

6. Pentru calculul numerelor de oxidare ale atomilor ce formează molecule neutre, se ține cont de faptul că suma numerelor de oxidare este egală cu zero.

Valența și numărul de oxidare – partea a II-a

Determinarea numărului de oxidare în funcție de electronegativitate se poate face conform următoarei reguli:

Numărul de oxidare al unui atom dintr-un compus chimic este egal cu numărul electronilor de valență ai atomului în stare liberă, minus numărul electronilor care sunt mai puternic atrași de atom în moleculă sau în ionul poliatomic.

Exemplu – calculul numerelor de oxidare ale atomilor de H și F din molecula de HF, în funcție de electronegativitate:

Atomul de F, în stare liberă, are 7 e^- de valență. În molecula de HF, H și F pun în comun câte un e^- fiecare, deci se formează un dublet de legătură. Fiind mai electronegativ, F atrage mai puternic către el atât electronii din învelișul său de valență, cât și electronul pus în comun de H. Atomul de hidrogen, cu electronegativitatea sa mai scăzută, nu atrage mai puternic nici măcar electronul pe care chiar el îl pune în comun. Așadar, aplicând regula de mai sus, avem următoarele două calcule:

N.O._F = 7 (e^- de valență) – 8 (e^- atrași mai puternic de F) = -1­

N.O._O = 1 (e^- de valență) – 0 (e^- atrași mai puternic de O) = +1­

Determinarea numărului de oxidare în funcție de numărul grupei se poate face ținând cont de numărul electronilor de valență și de calea pe care elementele o aleg pentru a-și atinge configurația stabilă.

1. Grupele principale (1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18): în cazul primelor două grupe principale, numărul electronilor de valență corespunde cu numărul grupei; în cazul următoarelor 6 grupe principale, numărul electronilor de valență corespunde cu numărul grupei, minus 10.

Elementele care pot forma ioni pozitivi sau ioni negativi au numerele de oxidare egale cu electrovalența elementului.

Un caz aparte sunt elementele grupei a 14-a. C și Si pun electroni în comun atunci când formează molecule cu alte elemente. În majoritatea cazurilor, C și Si au N.O. = +4. Însă C poate avea și N.O. = +2, în cazul moleculei de CO (monoxid de carbon) spre exemplu. Sn și Pb pot ceda electronii de valență. În majoritatea compușilor pe care îi formează, Sn și Pb au fie N.O. = +2, fie N.O. = +4.

2. Grupele secundare: în cazul elementelor din cele 10 grupe secundare, trebuie să ținem cont că electronul distinctiv ocupă un substrat aflat mai în interiorul învelișului electronic, în raport cu ultimul strat. De aceea, elementele din grupele secundare pot folosi ca electroni de valență fie electronii de valență din stratul exterior, fie electronii din stratul în care se află electronul distinctiv (adică ultimul electron care ocupă un orbital). Astfel, aceste elemente pot avea mai multe numere de oxidare în  diverși compuși chimici. În general, cu cât numărul grupei secundare e mai mare, cu atât acesta poate avea mai multe numere de oxidare.

Exemplu – Mn poate avea numere de oxidare de la +2 la +7: