Legături multiple (duble și triple).

În multe molecule, atomii sunt legați prin legături duble și triple:

Posibilitatea formării de legături multiple se datorează caracteristicilor geometrice ale orbitalilor atomici. Atomul de hidrogen formează singura sa legătură chimică cu participarea valenței 5-orbitale, care are o formă sferică. Restul atomilor, inclusiv atomii elementelor blocului 5, au orbitali p de valență, care au o orientare spațială de-a lungul axelor de coordonate.

În molecula de hidrogen, legătura chimică este realizată de o pereche de electroni, al cărei nor este concentrat între nuclee atomice. Obligațiunile de acest tip sunt numite st-bonds (a - citiți „sigma”). Ele sunt formate prin suprapunerea reciprocă a orbitalilor 5 și ir (Fig. 6.3).

Orez. 63

Pentru încă o pereche de electroni, nu există spațiu între atomi. Cum se formează atunci legăturile duble și chiar triple? Este posibil să se suprapună nori de electroni orientați perpendicular pe axa care trece prin centrele atomilor (Fig. 6.4). Dacă axa moleculei este aliniată cu coordonatele X y apoi orbitalii sunt orientaţi perpendicular pe acesta plfși r 2 . Suprapunere în perechi RUși p 2 orbitalii a doi atomi dă legături chimice, a căror densitate electronică este concentrată simetric pe ambele părți ale axei moleculei. Se numesc legături L.

Dacă atomii au RUși/sau p 2 orbitalii au electroni nepereche, apoi se formează una sau două legături n. Astfel se explică posibilitatea existenței unor legături duble (a + z) și triple (a + z + z). Cea mai simplă moleculă cu dublă legătură între atomi este molecula de hidrocarbură etilenă C 2 H 4 . Pe fig. Figura 6.5 prezintă norul de legătură n din această moleculă, iar legăturile st sunt indicate schematic prin liniuțe. Molecula de etilenă este formată din șase atomi. Probabil cititorilor li se întâmplă că o legătură dublă între atomi este descrisă într-o moleculă de oxigen diatomic mai simplă (0=0). De fapt, structura electronică a moleculei de oxigen este mai complexă, iar structura sa ar putea fi explicată doar pe baza metodei orbitale moleculare (vezi mai jos). Un exemplu de cea mai simplă moleculă cu o legătură triplă este azotul. Pe fig. 6.6 prezintă legături n în această moleculă, punctele arată perechile de electroni neîmpărțiți de azot.

Orez. 6.4.

Orez. 6.5.

Orez. 6.6.

Când se formează legături n, rezistența moleculelor crește. Să luăm câteva exemple pentru comparație.

Luând în considerare exemplele de mai sus, putem trage următoarele concluzii:

• - puterea de legătură (energia) crește odată cu creșterea multiplicității legăturilor;
• - Folosind exemplul hidrogenului, fluorului și etanului, se poate și convinge că puterea unei legături covalente este determinată nu numai de multiplicitatea, ci și de natura atomilor între care a luat naștere această legătură.

Este bine cunoscut în chimia organică că moleculele cu legături multiple sunt mai reactive decât așa-numitele molecule saturate. Motivul pentru aceasta devine clar atunci când luăm în considerare forma norilor de electroni. Norii de electroni ai legăturilor a sunt concentrați între nucleele atomilor și, parcă, sunt ecranați (protejați) de către aceștia de influența altor molecule. În cazul conexiunii i nori de electroni nu sunt protejate de nucleele atomilor și sunt mai ușor deplasate atunci când moleculele care reacţionează se apropie unele de altele. Acest lucru facilitează rearanjarea și transformarea ulterioară a moleculelor. O excepție dintre toate moleculele este molecula de azot, care se caracterizează atât prin rezistență foarte mare, cât și reactivitate extrem de scăzută. Prin urmare, azotul va fi componenta principală a atmosferei.

Subiecte USE codificator: Legătura chimică covalentă, varietățile și mecanismele sale de formare. Caracteristicile unei legături covalente (polaritatea și energia de legătură). Legătură ionică. Conexiune metalica. legătură de hidrogen

Legături chimice intramoleculare

Să luăm mai întâi în considerare legăturile care apar între particulele din molecule. Se numesc astfel de conexiuni intramolecular.

legătură chimică între atomi elemente chimice are natură electrostatică și se formează datorită interacțiuni ale electronilor externi (de valență)., în mai mult sau mai puțin grad deținute de nuclee încărcate pozitiv atomi legați.

Conceptul cheie aici este ELECTRONEGNATIVITATE. Ea este cea care determină tipul legătură chimică dintre atomi și proprietățile acestei legături.

este capacitatea unui atom de a atrage (reține) extern(valenţă) electroni. Electronegativitatea este determinată de gradul de atracție a electronilor externi către nucleu și depinde în principal de raza atomului și de sarcina nucleului.

Electronegativitatea este dificil de determinat fără ambiguitate. L. Pauling a întocmit un tabel de electronegativitate relativă (bazat pe energiile de legătură ale moleculelor diatomice). Cel mai electronegativ element este fluor cu sens 4 .

Este important să rețineți că în diferite surse puteți găsi diferite scale și tabele de valori ale electronegativității. Acest lucru nu ar trebui să fie speriat, deoarece formarea unei legături chimice joacă un rol atomi și este aproximativ același în orice sistem.

Dacă unul dintre atomii din legătura chimică A:B atrage electronii mai puternic, atunci perechea de electroni este deplasată către el. Cu atât mai mult diferenta de electronegativitate atomi, cu atât perechea de electroni este deplasată mai mult.

Dacă valorile electronegativității atomilor care interacționează sunt egale sau aproximativ egale: EO(A)≈EO(V), atunci perechea de electroni partajată nu este deplasată la niciunul dintre atomi: A: B. Se numește o astfel de conexiune covalent nepolar.

Dacă electronegativitatea atomilor care interacționează diferă, dar nu mult (diferența de electronegativitate este aproximativ de la 0,4 la 2: 0,4<ΔЭО<2 ), apoi perechea de electroni este deplasată la unul dintre atomi. Se numește o astfel de conexiune polar covalent .

Dacă electronegativitatea atomilor care interacționează diferă semnificativ (diferența de electronegativitate este mai mare de 2: ΔEO>2), apoi unul dintre electroni trece aproape complet la alt atom, odată cu formarea ionii. Se numește o astfel de conexiune ionic.

Principalele tipuri de legături chimice sunt − covalent, ionicși metalic conexiuni. Să le luăm în considerare mai detaliat.

legătură chimică covalentă

legătură covalentă – este o legătură chimică format de formarea unei perechi de electroni comune A:B . În acest caz, doi atomi suprapune orbitali atomici. O legătură covalentă se formează prin interacțiunea atomilor cu o mică diferență de electronegativitate (de regulă, între două nemetale) sau atomi ai unui element.

Proprietățile de bază ale legăturilor covalente

• orientare,
• saturabilitate,
• polaritate,
• polarizabilitate.

Aceste proprietăți de legătură afectează proprietățile chimice și fizice ale substanțelor.

Direcția de comunicare caracterizează structura chimică și forma substanțelor. Unghiurile dintre două legături se numesc unghiuri de legătură. De exemplu, într-o moleculă de apă, unghiul de legătură H-O-H este de 104,45 o, deci molecula de apă este polară, iar în molecula de metan, unghiul de legătură H-C-H este de 108 o 28′.

Saturabilitatea este capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături chimice covalente. Numărul de legături pe care le poate forma un atom se numește.

Polaritate legăturile apar din cauza distribuției neuniforme a densității electronice între doi atomi cu electronegativitate diferită. Legăturile covalente sunt împărțite în polare și nepolare.

Polarizabilitate conexiunile sunt capacitatea electronilor de legătură de a fi deplasați de un câmp electric extern(în special, câmpul electric al altei particule). Polarizabilitatea depinde de mobilitatea electronilor. Cu cât electronul este mai departe de nucleu, cu atât este mai mobil și, în consecință, molecula este mai polarizabilă.

Legătură chimică covalentă nepolară

Există 2 tipuri de legături covalente - POLARși NON-POLARE .

Exemplu . Luați în considerare structura moleculei de hidrogen H 2 . Fiecare atom de hidrogen poartă 1 electron nepereche în nivelul său de energie exterior. Pentru a afișa un atom, folosim structura Lewis - aceasta este o diagramă a structurii nivelului de energie externă a unui atom, când electronii sunt notați cu puncte. Modelele de structură a punctelor Lewis sunt de mare ajutor atunci când lucrați cu elemente din a doua perioadă.

H. + . H=H:H

Astfel, molecula de hidrogen are o pereche de electroni comună și o legătură chimică H-H. Această pereche de electroni nu este deplasată la niciunul dintre atomii de hidrogen, deoarece electronegativitatea atomilor de hidrogen este aceeași. Se numește o astfel de conexiune covalent nepolar .

Legătură covalentă nepolară (simetrică). - aceasta este o legătură covalentă formată din atomi cu electronegativitate egală (de regulă, aceleași nemetale) și, prin urmare, cu o distribuție uniformă a densității electronice între nucleele atomilor.

Momentul dipol al legăturilor nepolare este 0.

Exemple: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Legătură chimică polară covalentă

legătură polară covalentă este o legătură covalentă care apare între atomi cu electronegativitate diferită (de obicei, diferite nemetale) și este caracterizată deplasare perechea de electroni comună la un atom mai electronegativ (polarizare).

Densitatea electronilor este mutată la un atom mai electronegativ - prin urmare, apare o sarcină negativă parțială (δ-) și o sarcină pozitivă parțială pe un atom mai puțin electronegativ (δ+, delta +).

Cu cât diferența de electronegativitate a atomilor este mai mare, cu atât este mai mare polaritate conexiuni și chiar mai mult moment dipol . Între moleculele învecinate și sarcinile opuse în semn, acționează forțe de atracție suplimentare, care cresc putere conexiuni.

Polaritatea legăturilor afectează proprietățile fizice și chimice ale compușilor. Mecanismele de reacție și chiar reactivitatea legăturilor învecinate depind de polaritatea legăturii. Polaritatea unei legături determină adesea polaritatea moleculeiși astfel afectează direct proprietăți fizice precum punctul de fierbere și punctul de topire, solubilitatea în solvenți polari.

Exemple: HCI, C02, NH3.

Mecanisme de formare a unei legături covalente

O legătură chimică covalentă poate avea loc prin două mecanisme:

1. mecanism de schimb formarea unei legături chimice covalente are loc atunci când fiecare particulă oferă un electron nepereche pentru formarea unei perechi de electroni comune:

DAR . + . B= A:B

2. Formarea unei legături covalente este un astfel de mecanism în care una dintre particule oferă o pereche de electroni neîmpărtășită, iar cealaltă particulă oferă un orbital liber pentru această pereche de electroni:

DAR: + B= A:B

În acest caz, unul dintre atomi oferă o pereche de electroni neîmpărtășită ( donator), iar celălalt atom oferă un orbital liber pentru această pereche ( acceptor). Ca urmare a formării unei legături, atât energia electronilor scade, adică. acest lucru este benefic pentru atomi.

O legătură covalentă formată prin mecanismul donor-acceptor, nu este diferit prin proprietăţile altor legături covalente formate prin mecanismul de schimb. Formarea unei legături covalente prin mecanismul donor-acceptor este tipică pentru atomii fie cu un număr mare de electroni la nivelul energiei externe (donatori de electroni), fie invers, cu un număr foarte mic de electroni (acceptori de electroni). Posibilitățile de valență ale atomilor sunt luate în considerare mai detaliat în documentele corespunzătoare.

O legătură covalentă este formată prin mecanismul donor-acceptor:

- într-o moleculă monoxid de carbon CO(legatura din molecula este tripla, prin mecanismul de schimb se formeaza 2 legaturi, una prin mecanismul donor-acceptor): C≡O;

- în ion de amoniu NH4+, în ioni amine organice de exemplu, în ionul de metilamoniu CH3-NH2+;

- în compuși complecși, o legătură chimică între atomul central și grupuri de liganzi, de exemplu, în tetrahidroxoaluminatul de sodiu Na legătura dintre ionii de aluminiu și hidroxid;

- în acid azotic și sărurile sale- nitraţi: HNO 3 , NaNO 3 , în alţi compuşi de azot;

- într-o moleculă ozon O 3 .

Principalele caracteristici ale unei legături covalente

O legătură covalentă, de regulă, se formează între atomii nemetalelor. Principalele caracteristici ale unei legături covalente sunt lungime, energie, multiplicitate și directivitate.

Multiplicitatea legăturilor chimice

Multiplicitatea legăturilor chimice - aceasta este numărul de perechi de electroni împărțiți între doi atomi dintr-un compus. Multiplicitatea legăturii poate fi determinată destul de ușor din valoarea atomilor care formează molecula.

De exemplu , în molecula de hidrogen H 2 multiplicitatea legăturilor este 1, deoarece fiecare hidrogen are doar 1 electron nepereche la nivelul de energie exterior, prin urmare, se formează o pereche de electroni comună.

În molecula de oxigen O 2, multiplicitatea legăturilor este 2, deoarece fiecare atom are 2 electroni nepereche în nivelul său de energie exterior: O=O.

În molecula de azot N 2, multiplicitatea legăturilor este 3, deoarece între fiecare atom există 3 electroni nepereche în nivelul energetic exterior, iar atomii formează 3 perechi de electroni comuni N≡N.

Lungimea legăturii covalente

Lungimea legăturii chimice este distanța dintre centrele nucleelor ​​atomilor care formează o legătură. Se determină prin metode fizice experimentale. Lungimea legăturii poate fi estimată aproximativ, conform regulii aditivității, conform căreia lungimea legăturii în molecula AB este aproximativ egală cu jumătate din suma lungimilor legăturilor din moleculele A 2 și B 2:

Lungimea unei legături chimice poate fi estimată aproximativ de-a lungul razelor atomilor, formând o legătură, sau prin multiplicitatea comunicării dacă razele atomilor nu sunt foarte diferite.

Odată cu creșterea razelor atomilor care formează o legătură, lungimea legăturii va crește.

De exemplu

Odată cu creșterea multiplicității legăturilor dintre atomi (ale căror raze atomice nu diferă sau diferă ușor), lungimea legăturii va scădea.

De exemplu . În seria: C–C, C=C, C≡C, lungimea legăturii scade.

Energie legată

O măsură a puterii unei legături chimice este energia legăturii. Energie legată este determinată de energia necesară pentru a rupe legătura și a îndepărta atomii care formează această legătură la o distanță infinită unul de celălalt.

Legătura covalentă este foarte rezistent. Energia sa variază de la câteva zeci la câteva sute de kJ/mol. Cu cât energia legăturii este mai mare, cu atât puterea legăturii este mai mare și invers.

Forța unei legături chimice depinde de lungimea legăturii, de polaritatea legăturii și de multiplicitatea legăturii. Cu cât legătura chimică este mai lungă, cu atât se rupe mai ușor și cu cât energia legăturii este mai mică, cu atât rezistența acesteia este mai mică. Cu cât legătura chimică este mai scurtă, cu atât este mai puternică și energia de legătură este mai mare.

De exemplu, în seria compușilor HF, HCl, HBr de la stânga la dreapta rezistența legăturii chimice scade, deoarece lungimea legăturii crește.

Legătură chimică ionică

Legătură ionică este o legătură chimică bazată pe atracția electrostatică a ionilor.

ionii se formează în procesul de acceptare sau eliberare a electronilor de către atomi. De exemplu, atomii tuturor metalelor rețin slab electronii nivelului de energie exterior. Prin urmare, atomii de metal sunt caracterizați proprietăți de restaurare capacitatea de a dona electroni.

Exemplu. Atomul de sodiu conține 1 electron la al 3-lea nivel energetic. Dându-l cu ușurință, atomul de sodiu formează un ion Na + mult mai stabil, cu configurația electronică a gazului nobil de neon Ne. Ionul de sodiu conține 11 protoni și doar 10 electroni, deci sarcina totală a ionului este -10+11 = +1:

+11N / A) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 N / A +) 2 ) 8

Exemplu. Atomul de clor are 7 electroni în nivelul său de energie exterior. Pentru a obține configurația unui atom stabil de argon inert Ar, clorul trebuie să atașeze 1 electron. După atașarea unui electron, se formează un ion de clor stabil, format din electroni. Sarcina totală a ionului este -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Notă:

• Proprietățile ionilor sunt diferite de proprietățile atomilor!
• Ioni stabili se pot forma nu numai atomi, dar deasemenea grupuri de atomi. De exemplu: ion de amoniu NH 4 +, ion sulfat SO 4 2- etc. Legăturile chimice formate de astfel de ioni sunt de asemenea considerate ionice;
• Legăturile ionice se formează de obicei între metaleși nemetale(grupuri de nemetale);

Ionii rezultați sunt atrași datorită atracției electrice: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Să generalizăm vizual diferența dintre tipurile de legături covalente și ionice:

legătură chimică metalică

conexiune metalica este relația care se formează relativ electroni liberiîntre ionii metalici formând o rețea cristalină.

Atomii metalelor de la nivelul energetic exterior au de obicei unul până la trei electroni. Razele atomilor de metal, de regulă, sunt mari - prin urmare, atomii de metal, spre deosebire de nemetale, donează destul de ușor electroni exteriori, adică. sunt agenți reducători puternici

Interacțiuni intermoleculare

Separat, merită luate în considerare interacțiunile care apar între moleculele individuale dintr-o substanță - interacțiuni intermoleculare . Interacțiunile intermoleculare sunt un tip de interacțiune între atomi neutri în care nu apar noi legături covalente. Forțele de interacțiune dintre molecule au fost descoperite de van der Waals în 1869 și numite după el. Forțele Van dar Waals. Forțele Van der Waals sunt împărțite în orientare, inducţie și dispersie . Energia interacțiunilor intermoleculare este mult mai mică decât energia unei legături chimice.

Forțele de orientare ale atracției apar între moleculele polare (interacțiunea dipol-dipol). Aceste forțe apar între moleculele polare. Interacțiuni inductive este interacțiunea dintre o moleculă polară și una nepolară. O moleculă nepolară este polarizată datorită acțiunii uneia polare, care generează o atracție electrostatică suplimentară.

Un tip special de interacțiune intermoleculară sunt legăturile de hidrogen. - acestea sunt legături chimice intermoleculare (sau intramoleculare) care apar între molecule în care există legături covalente puternic polare - H-F, H-O sau H-N. Dacă există astfel de legături în moleculă, atunci între molecule vor exista forțe suplimentare de atracție .

Mecanismul educației Legătura de hidrogen este parțial electrostatică și parțial donor-acceptor. În acest caz, un atom al unui element puternic electronegativ (F, O, N) acționează ca un donor de pereche de electroni, iar atomii de hidrogen conectați la acești atomi acționează ca un acceptor. Legăturile de hidrogen sunt caracterizate orientare în spaţiu şi saturare .

Legătura de hidrogen poate fi notată cu puncte: H ··· O. Cu cât electronegativitatea unui atom conectat la hidrogen este mai mare și cu cât dimensiunea acestuia este mai mică, cu atât legătura de hidrogen este mai puternică. Este în primul rând caracteristic compușilor fluor cu hidrogen , precum și să oxigen cu hidrogen , Mai puțin azot cu hidrogen .

Legăturile de hidrogen apar între următoarele substanțe:

— fluorură de hidrogen HF(gaz, soluție de acid fluorhidric în apă - acid fluorhidric), apă H2O (abur, gheață, apă lichidă):

— soluție de amoniac și amine organice- intre amoniac si moleculele de apa;

— compuși organici în care se leagă O-H sau N-H: alcooli, acizi carboxilici, amine, aminoacizi, fenoli, anilina si derivatii ei, proteine, solutii de carbohidrati - monozaharide si dizaharide.

Legătura de hidrogen afectează proprietățile fizice și chimice ale substanțelor. Astfel, atracția suplimentară dintre molecule face dificilă fierberea substanțelor. Substanțele cu legături de hidrogen prezintă o creștere anormală a punctului de fierbere.

De exemplu De regulă, odată cu creșterea greutății moleculare, se observă o creștere a punctului de fierbere al substanțelor. Cu toate acestea, într-o serie de substanțe H2O-H2S-H2Se-H2Te nu observăm o modificare liniară a punctelor de fierbere.

Și anume, la punctul de fierbere al apei este anormal de ridicat - nu mai puțin de -61 o C, după cum ne arată linia dreaptă, dar mult mai mult, +100 o C. Această anomalie se explică prin prezența legăturilor de hidrogen între moleculele de apă. Prin urmare, în condiții normale (0-20 o C), apa este lichid după starea de fază.

170762 0

Fiecare atom are un anumit număr de electroni.

Intrând în reacții chimice, atomii donează, dobândesc sau socializează electroni, atingând cea mai stabilă configurație electronică. Configurația cu cea mai mică energie este cea mai stabilă (ca în atomii de gaz nobil). Acest model este numit „regula octetului” (Fig. 1).

Orez. unu.

Această regulă se aplică tuturor tipuri de conexiuni. Legăturile electronice dintre atomi le permit să formeze structuri stabile, de la cele mai simple cristale până la biomolecule complexe care în cele din urmă formează sisteme vii. Ele diferă de cristale prin metabolismul lor continuu. Cu toate acestea, multe reacții chimice au loc în funcție de mecanisme transfer electronic, care joacă un rol important în procesele energetice din organism.

O legătură chimică este o forță care ține împreună doi sau mai mulți atomi, ioni, molecule sau orice combinație a acestora..

Natura legăturii chimice este universală: este o forță electrostatică de atracție între electronii încărcați negativ și nucleele încărcate pozitiv, determinată de configurația electronilor din învelișul exterior al atomilor. Capacitatea unui atom de a forma legături chimice se numește valenţă, sau starea de oxidare. Conceptul de electroni de valență- electroni care formează legături chimice, adică cei localizați în cei mai mari orbitali de energie. În consecință, învelișul exterior al unui atom care conține acești orbitali se numește coajă de valență. În prezent, nu este suficientă indicarea prezenței unei legături chimice, dar este necesară clarificarea tipului acesteia: ionic, covalent, dipol-dipol, metalic.

Primul tip de conexiune esteionic conexiune

Conform teoriei electronice a valenței a lui Lewis și Kossel, atomii pot obține o configurație electronică stabilă în două moduri: în primul rând, prin pierderea de electroni, devenind cationi, în al doilea rând, dobândirea lor, transformându-se în anionii. Ca urmare a transferului de electroni, datorită forței electrostatice de atracție dintre ionii cu sarcini de semn opus, se formează o legătură chimică, numită Kossel " electrovalent(acum numit ionic).

În acest caz, anionii și cationii formează o configurație electronică stabilă, cu o înveliș de electroni umplut. Legăturile ionice tipice sunt formate din cationii grupărilor T și II ale sistemului periodic și anionii elementelor nemetalice din grupele VI și VII (16 și, respectiv, 17 subgrupe, calcogeniși halogeni). Legăturile din compușii ionici sunt nesaturate și nedirecționale, deci păstrează posibilitatea interacțiunii electrostatice cu alți ioni. Pe fig. 2 și 3 prezintă exemple de legături ionice corespunzătoare modelului de transfer de electroni Kossel.

Orez. 2.

Orez. 3. Legătura ionică în molecula de clorură de sodiu (NaCl).

Aici este oportun să reamintim unele dintre proprietățile care explică comportamentul substanțelor în natură, în special să luăm în considerare conceptul de aciziși temeiuri.

Soluțiile apoase ale tuturor acestor substanțe sunt electroliți. Își schimbă culoarea în moduri diferite. indicatori. Mecanismul de acțiune al indicatorilor a fost descoperit de F.V. Ostwald. El a arătat că indicatorii sunt acizi sau baze slabe, a căror culoare în stările nedisociate și disociate este diferită.

Bazele pot neutraliza acizii. Nu toate bazele sunt solubile în apă (de exemplu, unii compuși organici care nu conțin grupări -OH sunt insolubili, în special, trietilamină N (C2H5)3); se numesc baze solubile alcalii.

Soluțiile apoase de acizi intră în reacții caracteristice:

a) cu oxizi metalici - cu formare de sare si apa;

b) cu metale - cu formarea de sare si hidrogen;

c) cu carbonați - cu formarea de sare, CO 2 și H 2 O.

Proprietățile acizilor și bazelor sunt descrise de mai multe teorii. În conformitate cu teoria S.A. Arrhenius, un acid este o substanță care se disociază pentru a forma ioni H+ , în timp ce baza formează ioni EL- . Această teorie nu ține cont de existența bazelor organice care nu au grupări hidroxil.

In linie cu proton Teoria lui Bronsted și Lowry, un acid este o substanță care conține molecule sau ioni care donează protoni ( donatori protoni), iar baza este o substanță formată din molecule sau ioni care acceptă protoni ( acceptori protoni). Rețineți că în soluțiile apoase, ionii de hidrogen există într-o formă hidratată, adică sub formă de ioni de hidroniu H3O+ . Această teorie descrie reacții nu numai cu ioni de apă și hidroxid, ci și efectuate în absența unui solvent sau cu un solvent neapos.

De exemplu, în reacția dintre amoniac NH 3 (bază slabă) și clorură de hidrogen în faza gazoasă, se formează clorură de amoniu solidă, iar într-un amestec de echilibru de două substanțe există întotdeauna 4 particule, dintre care două sunt acizi, iar celelalte două sunt baze:

Acest amestec de echilibru constă din două perechi conjugate de acizi și baze:

1)NH 4+ și NH 3

2) acid clorhidricși Cl ‑

Aici, în fiecare pereche conjugată, acidul și baza diferă cu un proton. Fiecare acid are o bază conjugată. Un acid puternic are o bază conjugată slabă, iar un acid slab are o bază conjugată puternică.

Teoria Bronsted-Lowry face posibilă explicarea rolului unic al apei pentru viața biosferei. Apa, în funcție de substanța care interacționează cu ea, poate prezenta proprietățile fie ale unui acid, fie ale unei baze. De exemplu, în reacțiile cu soluții apoase de acid acetic, apa este o bază, iar cu soluții apoase de amoniac, este un acid.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Aici molecula de acid acetic donează un proton moleculei de apă;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + EL- . Aici molecula de amoniac acceptă un proton din molecula de apă.

Astfel, apa poate forma două perechi conjugate:

1) H2O(acid) și EL- (bază conjugată)

2) H3O+ (acid) și H2O(bază conjugată).

În primul caz, apa donează un proton, iar în al doilea, îl acceptă.

O astfel de proprietate se numește amfiprotonitate. Sunt numite substanțe care pot reacționa atât ca acizi, cât și ca baze amfoter. Astfel de substanțe se găsesc adesea în natură. De exemplu, aminoacizii pot forma săruri atât cu acizi, cât și cu baze. Prin urmare, peptidele formează cu ușurință compuși de coordonare cu ionii metalici prezenți.

Astfel, proprietatea caracteristică a unei legături ionice este deplasarea completă a unui grup de electroni de legare la unul dintre nuclee. Aceasta înseamnă că există o regiune între ioni în care densitatea electronilor este aproape zero.

Al doilea tip de conexiune estecovalent conexiune

Atomii pot forma configurații electronice stabile prin împărțirea electronilor.

O astfel de legătură se formează atunci când o pereche de electroni este împărțită pe rând. de la fiecare atom. În acest caz, electronii de legătură socializați sunt distribuiți în mod egal între atomi. Un exemplu de legătură covalentă este homonuclear diatomic molecule H 2 , N 2 , F 2. Alotropii au același tip de legătură. O 2 și ozon O 3 și pentru o moleculă poliatomică S 8 și de asemenea molecule heteronucleare acid clorhidric acid clorhidric, dioxid de carbon CO 2, metan CH 4, etanol DIN 2 H 5 EL, hexafluorură de sulf SF 6, acetilena DIN 2 H 2. Toate aceste molecule au aceiași electroni comuni, iar legăturile lor sunt saturate și direcționate în același mod (Fig. 4).

Pentru biologi, este important ca razele covalente ale atomilor din legături duble și triple să fie reduse în comparație cu o singură legătură.

Orez. patru. Legătura covalentă în molecula de Cl2.

Tipurile ionice și covalente de legături sunt două cazuri limitative ale multor tipuri existente de legături chimice, iar în practică majoritatea legăturilor sunt intermediare.

Compușii a două elemente situate la capete opuse ale aceleiași perioade sau perioade diferite ale sistemului Mendeleev formează predominant legături ionice. Pe măsură ce elementele se apropie unele de altele într-o perioadă, natura ionică a compușilor lor scade, în timp ce caracterul covalent crește. De exemplu, halogenurile și oxizii elementelor din partea stângă a tabelului periodic formează predominant legături ionice ( NaCl, AgBr, BaS04, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), și aceiași compuși ai elementelor din partea dreaptă a tabelului sunt covalenti ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glucoza C6H12O6, etanol C2H5OH).

Legătura covalentă, la rândul ei, are o altă modificare.

În ionii poliatomici și în moleculele biologice complexe, ambii electroni pot proveni doar din unu atom. Se numeste donator pereche de electroni. Se numește un atom care socializează această pereche de electroni cu un donor acceptor pereche de electroni. Acest tip de legătură covalentă se numește coordonare (donator-acceptator, saudativ) comunicare(Fig. 5). Acest tip de legătură este cel mai important pentru biologie și medicină, deoarece chimia celor mai importante elemente d pentru metabolism este descrisă în mare măsură de legăturile de coordonare.

Pic. 5.

De regulă, într-un compus complex, un atom de metal acționează ca un acceptor de pereche de electroni; dimpotrivă, în legăturile ionice și covalente, atomul de metal este donor de electroni.

Esența legăturii covalente și varietatea acesteia - legătura de coordonare - poate fi clarificată cu ajutorul unei alte teorii a acizilor și bazelor, propusă de GN. Lewis. El a extins oarecum conceptul semantic al termenilor „acid” și „bază” conform teoriei Bronsted-Lowry. Teoria Lewis explică natura formării ionilor complecși și participarea substanțelor la reacțiile de substituție nucleofilă, adică la formarea CS.

Potrivit lui Lewis, un acid este o substanță capabilă să formeze o legătură covalentă prin acceptarea unei perechi de electroni dintr-o bază. O bază Lewis este o substanță care are o singură pereche de electroni, care, donând electroni, formează o legătură covalentă cu acidul Lewis.

Adică, teoria Lewis extinde gama reacțiilor acido-bazice și la reacții în care protonii nu participă deloc. În plus, protonul însuși, conform acestei teorii, este și un acid, deoarece este capabil să accepte o pereche de electroni.

Prin urmare, conform acestei teorii, cationii sunt acizi Lewis și anionii sunt baze Lewis. Următoarele reacții sunt exemple:

S-a remarcat mai sus că subdiviziunea substanțelor în ionice și covalente este relativă, deoarece nu există o tranziție completă a unui electron de la atomii de metal la atomii acceptori în moleculele covalente. În compușii cu o legătură ionică, fiecare ion se află în câmpul electric al ionilor de semn opus, deci sunt polarizați reciproc, iar învelișurile lor sunt deformate.

Polarizabilitate determinat de structura electronică, sarcina și dimensiunea ionului; este mai mare pentru anioni decât pentru cationi. Cea mai mare polarizabilitate dintre cationi este pentru cationii cu sarcină mai mare și dimensiuni mai mici, de exemplu, pentru Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Are un puternic efect de polarizare H+ . Deoarece efectul polarizării ionilor este bifax, schimbă semnificativ proprietățile compușilor pe care îi formează.

Al treilea tip de conexiune -dipol-dipol conexiune

Pe lângă tipurile de comunicare enumerate, există și dipol-dipol intermolecular interacțiuni, cunoscute și ca van der Waals .

Puterea acestor interacțiuni depinde de natura moleculelor.

Există trei tipuri de interacțiuni: dipol permanent - dipol permanent ( dipol-dipol atracţie); dipol permanent - dipol indus ( inducţie atracţie); dipol instantaneu - dipol indus ( dispersie atracție sau forțe londoneze; orez. 6).

Orez. 6.

Doar moleculele cu legături covalente polare au un moment dipol-dipol ( HCI, NH3, S02, H20, C6H5CI), iar puterea de legătură este 1-2 la revedere(1D \u003d 3,338 × 10 -30 metri coulomb - C × m).

În biochimie, se distinge un alt tip de legătură - hidrogen conexiune, care este un caz limitativ dipol-dipol atracţie. Această legătură se formează prin atracția dintre un atom de hidrogen și un mic atom electronegativ, cel mai adesea oxigen, fluor și azot. Cu atomi mari care au o electronegativitate similară (de exemplu, cu clor și sulf), legătura de hidrogen este mult mai slabă. Atomul de hidrogen se distinge printr-o caracteristică esențială: atunci când electronii de legare sunt îndepărtați, nucleul său - protonul - este expus și încetează să fie ecranat de electroni.

Prin urmare, atomul se transformă într-un dipol mare.

O legătură de hidrogen, spre deosebire de o legătură van der Waals, se formează nu numai în timpul interacțiunilor intermoleculare, ci și în cadrul unei molecule - intramolecular legătură de hidrogen. Legăturile de hidrogen joacă un rol important în biochimie, de exemplu, pentru stabilizarea structurii proteinelor sub formă de α-helix sau pentru formarea unei duble helix ADN (Fig. 7).

Fig.7.

Legăturile de hidrogen și van der Waals sunt mult mai slabe decât legăturile ionice, covalente și de coordonare. Energia legăturilor intermoleculare este indicată în tabel. unu.

Tabelul 1. Energia forțelor intermoleculare

Notă: Gradul de interacțiuni intermoleculare reflectă entalpia de topire și evaporare (fierbere). Compușii ionici necesită mult mai multă energie pentru a separa ionii decât pentru a separa molecule. Entalpiile de topire ale compuşilor ionici sunt mult mai mari decât cele ale compuşilor moleculari.

Al patrulea tip de conexiune -legatura metalica

În cele din urmă, există un alt tip de legături intermoleculare - metal: legătura ionilor pozitivi ai rețelei de metale cu electronii liberi. Acest tip de conexiune nu apare la obiectele biologice.

Dintr-o scurtă trecere în revistă a tipurilor de legături, reiese un detaliu: un parametru important al unui atom sau ion al unui metal - un donor de electroni, precum și un atom - un acceptor de electroni este marimea.

Fără a intra în detalii, observăm că razele covalente ale atomilor, razele ionice ale metalelor și razele van der Waals ale moleculelor care interacționează cresc pe măsură ce numărul lor atomic în grupurile sistemului periodic crește. În acest caz, valorile razelor ionice sunt cele mai mici, iar razele van der Waals sunt cele mai mari. De regulă, la deplasarea în jos a grupului, razele tuturor elementelor cresc, atât covalente, cât și van der Waals.

Cele mai importante pentru biologi și medici sunt coordonare(donator-acceptator) legături considerate de chimia coordonării.

Bioanorganice medicale. G.K. Barașkov

În exemplele considerate de formare a unei legături chimice, a luat parte o pereche de electroni. Se numește o astfel de conexiune singur. Uneori se numește obișnuit, adică. comun. Acest tip de conexiune este de obicei notat printr-o singură linie care conectează simbolurile atomilor care interacționează.

Nori de electroni suprapusi într-o linie dreaptă care leagă două nuclee duce la legături sigma(o-bond). O singură legătură este în cele mai multe cazuri o legătură a.

Legătura formată prin suprapunerea regiunilor laterale ale norilor de electroni p se numește pi-bond(i-bond). Dublași triplu legăturile se formează cu participarea a două și, respectiv, trei perechi de electroni. O legătură dublă este o legătură a și o legătură i, o legătură triplă este o legătură a și două legături i.

Să discutăm despre formarea legăturilor în moleculele de etan C 2 H 6 , etilenă C 2 H 4 , acetilenă C 2 H 2 şi benzen C 6 H b.

Unghiurile dintre legăturile dintr-o moleculă etan DE LA.; H (. aproape exact egale între ele (Fig. 1.18, A)și nu diferă de unghiurile dintre legăturile C-H din molecula de metan. Prin urmare, se poate presupune că învelișurile de electroni exterioare ale atomilor de carbon sunt într-o stare de hibridizare $p 3. Molecula C 2 H 6 este diamagnetică și nu are un moment de dipol electric. Energia legăturii C-C este de -335 kJ/mol. Toate legăturile din molecula C9H6 sunt legături a.

Într-o moleculă etilenă Unghiurile de legătură C2H4 sunt de aproximativ 120° fiecare. Din aceasta putem concluziona că hibridizarea $ p 2 a orbitalilor electronilor exteriori ai atomului de carbon (Fig. 1.18, b). Legăturile C-H se află în același plan la unghiuri de aproximativ 120°. Fiecare atom de carbon are un orbital p non-hibrid care conține

Orez. 1.18. Modele de molecule de etan ( A ), etilenă (b) și acetilenă (c)

deținând un electron. Acești orbitali sunt situați perpendicular pe planul figurii.

Energia de legătură între atomii de carbon dintr-o moleculă de etilenă C 2 H 4 este de -592 kJ/mol. Dacă atomii de carbon ar fi legați prin aceeași legătură ca în molecula de etan, atunci energiile de legare din aceste molecule ar fi apropiate.

Cu toate acestea, energia de legare între atomii de carbon din etan este de 335 kJ/mol, care este de aproape două ori mai mică decât în ​​etilenă. O astfel de diferență semnificativă în energiile de legare dintre atomii de carbon din moleculele de etilenă și etan este explicată prin posibila interacțiune a orbitalilor p nehibrizi, care în Fig. 1.18 , b înfățișat cu linii ondulate. Legătura formată în acest fel se numește conexiune I.

În molecula de etilenă C 2 H 4, patru legături CH, ca și în molecula de metan CH 4, sunt legături a, iar legătura dintre atomii de carbon este o legătură a și o legătură p, adică. dublă legătură, iar formula etilenei este scrisă ca H2C=CH2.

Molecula de acetilenă C 2 H 2 este liniară (Fig. 1.18, în ), care vorbește în favoarea hibridizării sp. Energia de legătură dintre atomii de carbon este de -811 kJ/mol, ceea ce sugerează existența unei legături a și a două legături n, adică. este o triplă legătură. Formula acetilenei se scrie ca HC=CH.

Una dintre întrebările dificile ale chimiei este stabilirea naturii legăturilor dintre atomii de carbon din așa-numita compuși aromatici , în special, în molecula de benzen C 6 H (.. Molecula de benzen este plată, unghiurile dintre legăturile atomilor de carbon sunt egale în

Orez. 1.19.

A - modelul formulei: 6 - ^-orbitalii atomilor de carbon și legăturile a dintre atomii de carbon și atomii de carbon și hidrogen; în- p-locuitori și l-conexiuni între

atomi de carbon

120°, ceea ce ne permite să presupunem ^-hibridarea orbitalilor exteriori ai atomilor de carbon. De obicei, molecula de benzen este descrisă așa cum se arată în orez. 1.19, A.

S-ar părea că în benzen legătura dintre atomii de carbon ar trebui să fie mai lungă decât legătura dublă C=C, deoarece este mai puternică. Cu toate acestea, studiul structurii moleculei de benzen arată că toate distanțele dintre atomii de carbon din inelul de benzen sunt aceleași.

Această caracteristică a moleculei este cel mai bine explicată prin faptul că orbitalii p nehibrizi ai tuturor atomilor de carbon sunt suprapuse de părți „laterale” (Fig. 1.19, b) prin urmare, toate distanțele internucleare dintre atomii de carbon sunt egale. Pe fig. 1.19 în prezintă legături a între atomii de carbon formate prin suprapunere sp2- orbitali hibrizi.

Energia de legătură între atomi carbonîn molecula de benzen C 6 H 6 este -505 kJ / mol, iar acest lucru sugerează că aceste legături sunt intermediare între legături simple și duble. Rețineți că electronii orbitalilor p din molecula de benzen se mișcă de-a lungul unei linii închise hexagon, si ei delocalizat(nu se referă la niciun loc anume).

Forțele care leagă atomii între ei sunt de aceeași natură electrică. Dar datorită diferenței în mecanismul de formare și manifestare a acestor forțe, legăturile chimice pot fi de diferite tipuri.

Distinge Trei major tipvalenţă legătură chimică: covalent, ionic și metalic.

Pe lângă acestea, de mare importanță și distribuție sunt: hidrogen conexiune care poate fi valenţă și non-valent, și nevalent legătură chimică - m intermolecular ( sau van der Waalsow), formând asociații relativ mici de molecule și ansambluri moleculare uriașe - nanostructuri super- și supramoleculare.

legătură chimică covalentă (atomic, homeopolar) -

aceasta este legătură chimică realizată general pentru atomi care interacționează unu-Treiperechi de electroni .

Această conexiune este cu doi electroniși două centre(leagă 2 nuclee atomice).

În acest caz, legătura covalentă este cel mai comun și cel mai comun tip legătura chimică de valență în compuși binari - intre a) atomi de nemetale și b) atomi de metale amfotere și nemetale.

Exemple: H-H (în molecula de hidrogen H2); patru legături S-O (în ion SO 4 2-); trei legături Al-H (în molecula AlH3); Fe-S (în molecula FeS), etc.

Particularități legătură covalentă - orientareși saturabilitate.

Orientare - cea mai importantă proprietate a unei legături covalente, din

care depinde de structura (configurația, geometria) moleculelor și compușilor chimici. Orientarea spațială a legăturii covalente determină structura chimică și cristalo-chimică a substanței. legătură covalentă întotdeauna îndreptată în direcția suprapunerii maxime a orbitalilor atomici ai electronilor de valență atomi care interacționează, cu formarea unui nor de electroni comun și a celei mai puternice legături chimice. Orientare exprimată sub formă de unghiuri între direcţiile de legătură ale atomilor în molecule de diferite substanţe şi cristale de solide.

Saturabilitatea este o proprietate, care distinge legătura covalentă de toate celelalte tipuri de interacțiuni ale particulelor, manifestate în capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături covalente, deoarece fiecare pereche de electroni de legare este formată numai valenţă electroni cu spini orientați opus, al căror număr într-un atom este limitat valență, 1 - 8.În acest caz, este interzisă utilizarea aceluiași orbital atomic de două ori pentru a forma o legătură covalentă (principiul Pauli).

Valenţă - aceasta este capacitatea unui atom de a atașa sau înlocui un anumit număr de alți atomi cu formarea de legături chimice de valență.

Conform teoriei spinului legătură covalentă valenţă determinat numărul de electroni nepereche dintr-un atom în stare fundamentală sau excitată .

Astfel, pentru diferite elemente capacitatea de a forma un anumit număr de legături covalente limitat la primire numărul maxim de electroni nepereche în starea excitată a atomilor lor.

Starea excitată a unui atom - aceasta este starea unui atom cu energie suplimentară primită de acesta din exterior, provocând aburire electroni antiparaleli care ocupă un orbital atomic, adică tranziția unuia dintre acești electroni de la o stare pereche la un orbital liber (vacant). aceeași sau închide nivel de energie.

De exemplu, sistem umplere s-, r-AOși valenţă (LA) la atomul de calciu Sa Mai ales și stare de excitat următoarele:

Trebuie remarcat faptul că atomii cu legături de valență saturate se poate forma legături covalente suplimentare printr-un donor-acceptor sau alt mecanism (ca, de exemplu, în compușii complecși).

legătură covalentă poatepolar șinepolar .

legătură covalentă nepolar , e dacă electroni de valență socializați uniform distribuită între nucleele atomilor care interacționează, regiunea orbitalilor atomici care se suprapun (norii de electroni) este atrasă de ambele nuclee cu aceeași forță și deci cu maximul densitatea totală de electroni nu este influențată de niciunul dintre ei.

Acest tip de legătură covalentă apare atunci când doi identic atomi de element. Legătura covalentă între atomi identici numit si atomic sau homeopolar .

Polar conexiune apare în timpul interacțiunii a doi atomi de elemente chimice diferite, dacă unul dintre atomi datorită unei valori mai mari electronegativitatea atrage electronii de valență mai puternic și apoi densitatea totală de electroni este mai mult sau mai puțin deplasată către acest atom.

Cu o legătură polară, probabilitatea de a găsi un electron la nucleul unuia dintre atomi este mai mare decât cea a celuilalt.

Caracteristica calitativă a polarului comunicatii -

diferența de electronegativitate relativă (|‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE |)‌‌‌ legate de atomi : cu cât este mai mare, cu atât legătura covalentă este mai polară.

Caracteristicile cantitative ale polarului comunicatii, acestea. o măsură a polarității unei legături și a unei molecule complexe - moment electric dipol μ Sf. , egal cu muncăsarcina efectivă δ pe lungimea dipolului l d : μ Sf. = δ ∙ l d . unitate de măsură μ Sf.- La revedere. 1 La revedere = 3,3.10 -30 C/m.

dipol electric - acesta este un sistem neutru din punct de vedere electric de două sarcini electrice egale și opuse în semnul + δ și - δ .

Moment dipol (momentul electric al dipolului μ Sf. ) – cantitate vectorială . Este general acceptat că direcția vectorială de la (+) la (-) chibrituri cu direcția de deplasare a regiunii de densitate totală a electronilor(nor total de electroni) atomi polarizați.

Momentul dipol general al unei molecule poliatomice complexe depinde de numărul și orientarea spațială a legăturilor polare din acesta. Astfel, determinarea momentelor dipolului face posibilă judecarea nu numai a naturii legăturilor din molecule, ci și a locației acestora în spațiu, adică. despre configurația spațială a moleculei.

Cu o creștere a diferenței de electronegativitate | ‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE|‌‌‌ atomii formând o legătură, momentul electric al dipolului crește.

Trebuie remarcat faptul că determinarea momentului dipol al legăturii este o problemă complexă și nu întotdeauna rezolvabilă (interacțiunea legăturii, direcția necunoscută μ Sf. etc.).

Metode mecanice cuantice pentru descrierea unei legături covalente – explica mecanismul de formare a unei legături covalente.

Dirijată de W. Geytler și F. London, germană. oamenii de știință (1927), calculul bilanţului energetic al formării unei legături covalente în molecula de hidrogen H 2 a făcut posibilă realizarea concluzie: natura legăturii covalente, ca orice alt tip de legătură chimică, se află îninteracțiune electrică care are loc în condițiile unui microsistem mecanic cuantic.

Pentru a descrie mecanismul de formare a unei legături chimice covalente, folosiți două metode aproximative de mecanică cuantică :

legături de valență și orbitali moleculari – nu exclusiv, ci complementar reciproc.

2.1. Metoda legăturii de valență (MVS sauperechi de electroni localizate ), propus de W. Geytler și F. London în 1927, se bazează pe următoarele prevederi :

1) o legătură chimică între doi atomi apare ca urmare a suprapunerii parțiale a orbitalilor atomici cu formarea unei densități electronice comune a unei perechi comune de electroni cu spini opuși, mai mare decât în ​​alte regiuni ale spațiului din jurul fiecărui nucleu;

2) covalent o legătură se formează numai atunci când interacționează electronii cu spin antiparalel, adică cu numere cuantice de spin opus m S = + 1/2 ;

3) se determină caracteristicile unei legături covalente (energie, lungime, polaritate etc.). vedere conexiuni (σ –, π –, δ –), gradul de suprapunere AO(cu cât este mai mare, cu atât legătura chimică este mai puternică, adică cu atât energia legăturii este mai mare și lungimea este mai mică), electronegativitatea atomi care interacționează;

4) prin MVS se poate forma o legătură covalentă două căi (două mecanisme) , fundamental diferit, dar având același rezultat – socializarea unei perechi de electroni de valență de către ambii atomi care interacționează: a) schimb, datorită suprapunerii orbitalilor atomici cu un electron cu spini opuși ai electronilor, când fiecare atom contribuie la suprapunere cu un electron per legătură - legătura poate fi polară sau nepolară, b) donor-acceptor, datorită AO cu doi electroni a unui atom și orbitalului liber (vacant) al celuilalt, pe la care un atom (donator) asigură legarea unei perechi de electroni în orbital într-o stare pereche, iar celălalt atom (acceptor) asigură un orbital liber. Aceasta dă naștere la legătura polară.

2.2. Complex compuși (de coordonare)., mulți ioni moleculari care sunt complexi,(amoniu, tetrahidrură de bor etc.) se formează în prezența unei legături donor-acceptor - cu alte cuvinte, o legătură de coordonare.

De exemplu, în reacția de formare a unui ion de amoniu NH 3 + H + = NH 4 + molecula de amoniac NH 3 este un donor de pereche de electroni, iar protonul H + este un acceptor.

În reacția ВН 3 + Н - = ВН 4 - ionul hidrură Н - joacă rolul unui donor de pereche de electroni, iar molecula de hidrură de bor ВН 3, în care există un AO vacant, joacă rolul unui acceptor.

Multiplicitatea legăturii chimice. Conexiuni σ -, π – , δ –.

Suprapunerea maximă a AO de diferite tipuri (cu stabilirea celor mai puternice legături chimice) se realizează cu orientarea lor specifică în spațiu, datorită formei diferite a suprafeței lor energetice.

Tipul de AO și direcția de suprapunere a acestora determină σ -, π – , δ - conexiuni:

σ (sigma) – conexiune – E mereu despredinar (simplu) bond care rezultă din suprapunerea parțială o pereche s -, p X -, d - SAde-a lungul axei , conectarea miezului atomi care interacționează.

Obligațiuni simple mereu sunteți σ - conexiuni.

Legături multiple – π (pi) - (de asemenea δ (delta )–conexiuni),dubla sau triplu legături covalente efectuate respectivDouă sautrei cupluri electroni când orbitalii lor atomici se suprapun.

π (pi) - conexiune realizat prin suprapunere R y -, p z - și d - SA pe ambele părți ale axei care leagă nucleele atomi, în planuri reciproc perpendiculare ;

δ (delta )- conexiune apare la suprapunere doi orbitali d situat în planuri paralele .

Cel mai durabil dintre σ -, π – , δ – conexiuni este σ– legătura , dar π - conexiuni bazate pe σ – legătură, formă și mai puternică legături multiple: duble și triple.

Orice legătură dublă cuprinde unu σ – și unu π – conexiuni, triplu - de la unuσ – și Douăπ – conexiuni.