Legătura ionică Elementele din grupele IA şi IIA pierd uşor 1 respectiv 2 electroni în timp ce elementele grupelor VIIA şi

VIA câştigă 1 respectiv 2 electroni realizând configuraţii stabile de octet. În urma transferului de electroni de la un element electropozitiv la un element electronegativ rezultă ioni

de semn contrar care se atrag prin forţe electrostatice până la distanţa minimă permisă de repulsiile între învelişurile lor electronice.

Se poate considera că formarea legăturii ionice decurge în două etape:1. formarea ionilor de semn contrar;2. atracţia ionilor prin forţe electrostatice rezultând compusul ionic.

Ionii participanţi la legătura ionică pot fi monoatomici sau poliatomici.

Ex: reacţia dintre un halogen şi un metal alcalin :

Na, Z=11 Na – 1e- → Na+

1s 2 2s2 2p6 3s1 – 1e- → 1s2 2s2 2p6

Cl, Z=17Cl + 1e - → Cl-

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 → 1s 2 2s 2 2p6 3s2 3p6

Na + Cl Na+ + Cl- Na+Cl-

Spre grupele centrale ale sistemului periodic deosebirile între caracterul electrochimic al elementelor se atenuează ceea ce conduce la diminuarea caracterului ionic al legăturilor în combinaţiile elementelor respective.

Combinaţiile ionice tipice sunt sărurile (NaCl, KCl), unii oxizi bazici (Na2O, K2O, CaO) şi unele baze (NaOH, KOH, Ca(OH)2.

Combinaţiile ionice nu sunt molecule ci reţele ionice datorită atracţiei electrostatice dintre ioni (forţe fizice nedirijate în spaţiu) care determină ansamblul să adopte o dispoziție regulată corespunzătoare unei reţelei cristaline.

Ionii se află în nodurile reţelei cristaline şi fiecare ion tinde să se înconjoare cu un număr maxim de ioni de semn opus. Formulele brute atribuite combinaţiilor ionice (NaCl, NaF, CaCl2 etc.) nu reprezintă compoziţia adevărată a substanţei ci raportul de combinare a ionilor într-un cristal..

În cazul NaCl – fiecare ion este înconjurat de alţi 6 ioni de semn contrar amplasaţi în vârfurile unui octaedru regulat. Unitatea repetitivă dintr-un cristal de NaCl este un cub cu feţe centrate, cu ionii de un tip ocupand varfurile cubuluiI, iar ionii de celălalt tip amplasaţi la jumătatea fiecărei laturi.

Legătura ionică nu este dirijată în spaţiu, nu este rigidă permiţând dizolvarea compuşilor ionici în solvenţi polari şi înlocuirea uşoară a ionilor din reţea cu alţi ioni.

Legătura metalică

73 din elementele din sistemul periodic sunt sunt metale. Acestea sunt amplasate în sistemul periodic atât în grupele principale cât si în grupele secundare si au o serie de caracteristici generale specifice:

prezintă puncte de topire şi de fierbere neobişnuit de ridicate (formează o legătură puternică)au însusiri mecanice specifice: maleabilitate (pot fi bãtute sub formã de foi) şi ductilitate (pot fi trase

sub formã de fire) (formează o legătură puternică)conductibilitate electricã şi termicã ridicatã (contin electroni ''liberi'')au luciu metaliccaracter chimic puternic electropozitiv (cedeazã usor electroni de pe stratul de valentã

transformându-se în ioni pozitivi)

Aceste caracteristici le sunt conferite metalelor de tipul special de legãturã existentã în structura lor – legãtura metalicã.

A. Modelul ''mării de electroni''

- la baza legăturii stă punerea în comun (suprapunerea) orbitalilor atomici (similar cu formarea legăturii covalente)

- în molecula de metal, fiecare atom pune în comun orbitalii săi cu toţi atomii din jurul său - se formează astfel un ''orbital gigant'' ce acoperă toată molecula de metal (fragmentul metalic) - electronii se pot misca liber în cadrul acestui orbital metalic astfel încât ei nu mai sunt ataşaţi unui atom

specific – electronii sunt delocalizaţi - molecula metalică este stabilizată prin interacţiunea dintre nucleii pozitiv şi norul de electroni delocalizaţi

(''marea de lectroni'')

B. Legãtura metalicã şi metodei Orbitalilor Moleculari – MOM.

1. când atomii metalici se apropie unul de altul, are loc combinarea orbitalilor atomici din straturile de valenţã ai acestora, cu formarea orbitalilor moleculari. 2. jumãtate din orbitali au de energie joasã (orbitali de legãturã) iar jumãtate au energie ridicatã (orbitali deantilegãturã). 3. pe mãsurã ce numãrul atomilor metalici implicati în reţea creşte, numãrul orbitalilor moleculari formaţi creşte şi concomitent, scade diferenţa energeticã dintre orbitalii de legãturã şi cei de antilegãturã. 4. totalitatea nivelurilor energetice care se gãsesc într-o succesiune foarte strânsã formeazã o bandã de energie.5. Benzile pot fi de douã categorii, în functie de energia lor : a) benzi electronice permise (nivele energetice joase, respectiv orbitali moleculari de legãturã) şi b) benzile electronice interzise (energie ridicatã, respectiv orbitali moleculari de antilegãturã).

Ene

rgie

Banda 3s

Legături chimice: - tari (ionică, covalentă, metalică)

- slabe (legătura de hidrogen, legătura van der Waals, interacţiuni hidrofobe)Legături chimice slabe

Legătura de hidrogen - formă de atracţie, relativ puternică ce se manifestă datorită unor forţe de natură electrostatică între molecule identice, între molecule diferite, între molecule şi ioni sau în interiorul unor molecule; este prezentă în combinaţii care conţin în moleculă atomi de hidrogen legaţi covalent cu atomi puternic electronegativi (Cl, N, O, F). În aceste condiţii, norul de electroni σ este atras mai puternic de elementul electronegativ ceea ce conferă legăturii de hidrogen caracter parţial ionic.

După modul de realizare:

♦ intermoleculară – (între molecule diferite) conduce la formarea de asociaţii moleculare.

Ex. - substanţe anorganice (H3PO4, , H3BO3, Al(OH)3 etc.) şi organice (alcool metilic, acid oxalic etc.).

Importanţă biologică prezintă legăturile de hidrogen care se realizează între grupe hidroxil şi apă (A) , între grupe carbonil şi apă (B), între două lanţiri peptidice (C) sau între două perechi de baze complementare din structura ADN-ului (D).

Moleculele de apă în stare solidă şi lichidă, sunt asociate prin legături de hidrogen. În stare de vapori, legăturile de hidrogen se desfac.

Timina

Adenina

♦ intramoleculară – (în cadrul aceleiaşi molecule) conduce la formarea heterociclurilor, în cazul substanţelor care conţin în moleculă hidrogen şi un element ce poate genera legături de hidrogen, aflat în poziţii care să permită interacţiunea. Este cea mai stabilă legătură de hidrogen atunci când determină închiderea unor cicluri de şase atomi.

Ex:

o-nitrofenol aldehidă salicilică

Energia legăturilor de hidrogen este mai mică decât a legăturilor covalentă sau ionică, dar mai mare decât a legăturilor prin forţe van der Waals şi depinde de natura atomilor de care este legat hidrogenul.

Interacţiunea van der Waals' este suma forţelor de atracţie sau respingere, altele decât legăturile de hidrogen, ionică sau covalentă, dintre molecule identice sau diferite sau părţi ale aceleaşi molecule. Această interacţiune include:

- forţe care se manifestă între doi dipoli permanenţi;

- forţe care se manifestă între un dipol permanent şi un dipol indus;

- forţe care se manifestă între doi dipoli induşi instantaneu.

Legăturile van der Waals' determină multe proprietăţi ale compuşilor organici incluzând aici şi solubilitatea lor în medii polare şi nepolare.

N

O

O

H

O

C

O

H

O

H

Interacţiunile hidrofobe – interacţiuni ce apar între moleculele de apă şi substanţele hidrofobe şi duc la aglomerarea acestora din urmâ pentru a minimiza suprafaţa de contact cu apa.

Compuşi hidrofobi sau lipofili – compuşi ce nu au afinitate faţă de apă reprezentaţi în general de molecule ce conţin preponderent legături nepolare. Exemplul tipic de molecule nepolare sunt cele ce conţin lanturi lungi de atomi de C. (Exemple ???)

8 H2O 8 H2O

10 H2O

Interacţiunile hidrofobe sunt legături mai tari decât forţele Van der Waals şi legăturile de H.

Tăria legăturii variază funcţie de:

- temperatură – pe măsură ce temeratura creşte, tăria interacţiunilor hidrofobe creşte. La o temperatură mare critică, foţele hidrofobe se vor denatura.

- numărul de atomi de C - moleculele cu un număr mare de atomi de carbon vor realiza interacţiuni mai puternice

- forma moleculei – moleculele alifatice interacţionează mai puternic decât cele aromatice. Ramificarea catenei de C duce la scăderea forţei interacţiunilor hidrofobe (Catena laterală este forţată să se apropie şi apar imiedicări sterice)

Implicaţii în biologie:

- formarea membranelor celulare şi a veziculelor

- împachetarea proteinelor şi realizarea structurii tridimensionale şi formei moleculare specifice;

- asocierea proteinelor.

Compuşii amfifili – molecule ce contin două zone distincte, una hidrofilă (polară, ce interacţioneză cu apa) şi una hidrofobă (nepolară, ce nu interacţioneză cu apa). (Ex: Detergenţii și fosfolipidele)

Zonă polară

Zonă nepolară,hidrofobă

Zonă nepolară