CHIMIE Curs 2-Legatura covalenta Conf. dr. ing. Nicoleta Badea
Legătura covalentă - este legătura chimică formată prin punerea de electroni în comun de către atomi, atomii având poziţii fixe unii faţă de alţii. Prin punerea în comun de electroni se formează realizând structuri stabile de d u b l e t (H (H2) sau o c t e t
Exemple de formare a legăturii covalente. H:H H2 H• + H•
molecule,
atomii
Legătura covalentă - este legătura chimică formată prin punerea de electroni în comun de către atomi, atomii având poziţii fixe unii faţă de alţii. Prin punerea în comun de electroni se formează realizând structuri stabile de d u b l e t (H (H2) sau o c t e t
Exemple de formare a legăturii covalente. H:H H2 H• + H•
molecule,
atomii
Atomii pot forma legături covalente simple sau multiple: - legături covalente simple H – F; H –O –H; :NH3; CH4; - legături covalente multiple între atomi de acelaşi fel (a) sau între atomi diferiţi (b) (a) :Ö=Ö: :N≡N: =C=C= (b) O=C=O, O=S=O, H –C≡N.
-C≡C-
Legătura covalentă poate fi de trei feluri, după modalitatea de punere în
comun a electronilor:
polară, nepolară; coordinativă
Legătura covalentă nepolară se
formează între atomii de aceeaşi specie sau între atomii de specii diferite care au electronegativităţi foarte apropiate (aceştia fiind C şi H); perechea
de electroni care formează legătura covalentă aparţine în egală măsura ambilor atomi; centrul
sarcinilor pozitive coincide cu centrul sarcinilor negative;
exemple
de molecule nepolare: H2, Cl2, O2, N2.
De asemenea, molecule nepolare mai pot fi date moleculele de CH4, CCl4, formate din atomi diferiţi, dar având o structură simetrică. H
C
H
H
H
Legătura covalentă polară - se formează doar între atomi ai nemetalelor din specii diferite. Fiecare dintre cei doi atomi pune în comun câte un electron, dar atomul care are electronegativitatea mai mare atrage mai puternic perechea formată. - centrul sarcinilor pazitive nu mai coincide cu centrul sarcinilor negative; -
exemplu de molecule polare: NH3, H2O, HCl, etc. molecula polara este un dipol care se simbolizeaza:
H Cl
- un dipol este caracterizat prin momentul de dipol (apare fenomenul de polarizare ) :
q d
10
29
C m
Legătura coordinativă ( d o n o r – a c c e p t o r ) este o legătură covalentă în care perechea de electroni de legătură provine de la un singur atom – d o n o r , iar atomul care acceptă perechea de electroni – acceptor.
Exemplu :NH3 + BF3 = H3N → BF3 Săgeata indică o legătura donor-acceptor, amoniacul fiind donorul iar atomul de bor (B) care are în BF3 doar 6 electroni de legătură în jurul său este acceptorul.
Combinaţiile formate prin legături coordinative – denumite
combinaţii c o m p l e x e – sunt formate dintr-un ion central (metal) şi ligan zi. Lig anzii
pot fi molecule neutre sau anioni.
Exemple de liganzi: [Cu(NH3)4]2+ + 2Cl- - clorură tetraaminocupru(II) [Co(NH3)6]2+ + 2Cl- - clorură hexaaminocobalt(II) Na+ + [Ag(CN)2]- - dicianoargintat de sodiu 4K+ + [Fe(CN)6]4- - ferocianură de potasiu Formarea legăturilor chimice se poate explica prin hibridizare. Hibridizarea are loc în procesul formării legăturii chimice.
Configuratia atomului de C este: 1s2 2s2 2p2
Tipuri de orbitali hibridizaţi
sp
sp2
Structură
Geometrie
liniară
triunghiulară
sp3
tetraedrică
dsp3
Unghiuri
Exemple
180o
C2H2, CO, CO2, N2
120o
C2H4, CH2O, COCl2
109,28o
CH4, CCl4, SiF4,
90o , 120o
PCl5, Fe(CO)5
90o
SF6, [Fe(CN)6]3-
bipiramidă trigonală
d2sp3
octaedrică
Caracteristicile legaturii covalente
orientată în spaţiu dupa unghiuri bine stabilite;
este
rigidă (atomii ocupă poziţii fixe);
stabila,
energia care se degaja la formarea legaturii covalente este egala dar de semn contrar cu energiile furnizate pentru ruperea legaturii covalente; este
foarte puternică;
au
puncte de topire scazute, duritate mica datorita legaturilor intermoleculare (leg. de hidrogen, leg. dipol – dipol; bune
izolatoare ( nu exista purtatori de sarcini);
Substanţe covalente, ionice. Corelaţie dintre structura şi proprietăţile acestora
Diamantul - În structura diamantului fiecare atom de carbon aflat în starea de hibridizare sp3 este legat prin 4 covalenţe de alţi 4 atomi de carbon după o orientare tetraedrică (fig. 1). Unghiul dintre două valenţe este de 109o28’, iar distanţele interatomice sunt de 1,54 Ao. -
Celula elementară a diamantului este cubică.
Fig. 1 Structura chimică a diamantului
Proprietăţile d i am a n t u l u i
starea de agregare – solid transparent, strălucitor, in stare pura este
incolor şi străveziu. sublimează,
la temperaturi de aproximativ 4000o C.
duritatea - cea mai dură substanţă naturală cunoscută, duritatea
acestuia fiind de 10 pe scara Mohs, variind în funcţie de gradul de puritate a cristalului. Duritatea diamantului este explicată prin energiile de legătură C-C foarte mari; densitatea
diamantului este 3,51g/cm3;
proprietăţile optice - indicele de refracţie mare (n = 2,407 pentru lumina roşie şi 2,465 cea violetă);
proprietăţi electrice - izolator electric si termic, datorită faptului că toţi electronii de valenţă sunt localizaţi în cadrul legăturii covalente, ei neputându - se mişca liber;
reactivitate chimică
– diamantului este o substanţă inertă.
- nu se aprinde, în oxigen molecular, decât pe la 800o C; - diamantul este insolubil în toţi solvenţii;
poliformismul
diamant - grafit .
- in condiţii standard, diamantul este forma alotropică nestabilă, iar grafitul cea stabilă. - prin încălzire îndelungată la 1500o, în absenţa oxigenului, diamantul se transformă în grafit.
Aplicaţiile industriale ale diamantului sunt: în
industria bijuteriilor; în tehnologia semiconductorilor; în industria electronică prin aplicarea de straturi pe electrozi; în industria instrumentelor de tăiat sau găurit fiind un material abraziv; în medicină (chirurgie); în chimie.
Grafitul • Celula elementară a grafitului este de tip hexagonal. • În structura grafitului atomii de carbon se găsesc în starea de hibridizare sp2, formând o reţea bidimensională.
•
Fig. 2. Structura chimică a grafitului Cristalul
de grafit este format din straturi plane de atomi de carbon, care
sunt aranjaţi în hexagoane sub formă de faguri şi legaţi între ei prin legături slabe, de tip van der Waals.
Proprietăţile grafitului • stare de agregare – grafitul este un solid de culoare neagră, care sublimează la o temperatură de 3825°C, energia necesară ruperii legăturilor de C fiind foarte mare; • duritate mică – 1 pe scara Mohs, sub acţiunea unor forţe mecanice straturile hexagonale putând fi presate uşor proprietatea de clivaj.
• densitatea grafitului - mică de 2,26 g/cm3, datorită structurii stratificate; • proprietăţile electrice ale grafitului pot fi explicate pe baza anizotropie (variaţia proprietăţilor în funcţie de direcţie). Astfel, în plan paralel cu atomii, grafitul se comportă ca un conductor metalic, în timp ce perpendicular pe planuri, grafitul secomportă ca un semiconductor. • proprietăţile termica sunt influenţate de anizotropie, astfel conductibilitatea termicăeste de 200 ori mai mare în planurile paralele, decât în plan perpendicular.
• proprietăţi magnetice – grafitul după o tratare pirolitică (încălzire);
devine magnetic bipolar numai
• proprietăţile lubrifiante ale grafitului pot fi explicate datorită clivajului uşor al cristalelor, straturile de atomi pot aluneca unul în
raport cu altul; • proprietăţi optice- indice de refracţie n = 1,93-2,07 (roşu). Grafitul absoarbe lumina datorită electronilor delocalizaţi (culoare neagră); • reactivitate chimică – grafitul este mai reactiv decât diamantul. Este insolubil în acizi, apă sau alţi solvenţi nepolari;
Sintetic grafitul se obţine prin coxificarea (încălzirea sub un curent de aer la 3000 °C) a materialelor bogate în C, cum sunt cărbunele brun,
antracenul , petrolul).
Fulerena •
reprezintă cea de-a treia formă alotropică a carbonului;
a fost descoperita în anul 1985 în timpul unor experimente de spectroscopie laser de la Rice University de către profesori Robert F. Curl Jr., Richard E. Smalley şi Sir Harold Kroto W. •
În anul 1996 pentru această descoperire cercetătorii au primit Premiul Nobel pentru chimie. •
Fulerenele sferice arată ca o minge de fotbal, în timp fullerene cilindrice sunt cunoscute sub denumirea de nanotuburi de carbon •
Structura chimică a grafitului şi a fulerenei
Fulerena are forma unei mingi de fotbal în care atomii de carbon formează un icosaedru regulat, cu vârfurile tăiate. Atomi de carbon care formează fulerena se găsesc în starea de hibridizare sp2. Din punct de vedere al legăturilor chimice dintre atomii de carbon constitueți, fulerenele sunt înrudite structural cu grafitul.
Proprietăţile fulerenelor: • starea de agregare -la temperatura ambiantă C60 este o pulbere neagră, fotosensibilă care îşi schimbă culoarea sub acţiunea radiaţiilor UV medii. - sublimează, la temperaturi mai mici decât –183oC, moleculele C60 se organizează într-un solid cristalin cu reţea cubică care se dizolvă în toluen formând o soluţie de culoare roz. - sub acţiunea radiaţiilor laser polimerizează, polimerul nemaifiind solubil în toluen. • proprietăţi electrice - în forma cristalină, fulerena C60 este un izolator electric şi termic, asemănător diamantului. •proprietăţi chimice - fulerenele sunt specii reactive, având tendinţa de a accepta electroni de la metale electropozitive (alcaline, alcalino pamântoase sau chiar lanthanide);
Cei mai cunoscuţi compuşi metalici ai fulerenei sunt cunoscuţi sub denumirea de A3C60, în care unei molecule C60 îi corespund trei atomi metalici (în special K sau Rb). Aceşti compuşi sunt supraconductori la temperaturi cuprinse în intervalul 19 - 40K. - Fulerena este solubile în benzină, toluen, etc.
Posibile aplicaţii ale fulerenelor : •
în industria electronică (supraconductori de tipul A3C60);
• în fotolitografie, la obţinerea unor lacuri fotosensibile (datorită proprităţilor lor de a schimba culoarea la iradiere);
în industria chimică la ranforsarea polimerilor cu ajutorul nanotuburilor; •
în industria energetică (pentru furnizarea sau stocarea energie, în pile solare şi baterii, sau chiar drept combustibil de racheta); •
în medicină: imagistica, drug delivery. Cercetările în domeniul medical au dovedit că moleculele de fulerena au capacitatea, în anumite condiţii, de a bloca virusul HIV. •
Nanotuburi de carbon -fac parte din clasa fulerenelor şi pot prezenta proprietăţi electrice şi de semiconductori. Aplicaţii ale nanotuburilor de carbon:
- ecrane pentru TV, calculatoare, telefoane mobile; - celule solare, baterii (sub formă de foi de celuloză armate cu nanotuburi de carbon); - tranzistoare; - sisteme nanoelectromecanice, etc.
Graphenele - substante descoperite recent; - In 2010 Andre Geim and Konstantin Novoselov (University of Manchester) – au primit Premiul Nobel pentru Fizica; - sunt substanţe compuse din C pur, în starea de hibridizare sp 2, cu atomi aranjaţi într-un model hexagonal, similar cu grafit, aşezaţi într-un singur plan.
-
legatura C-C din grafen este de aproximativ 0.142 nm, iar distanta interplanara de 0.335 nm.
• Proprietati electrice – semiconductor; •
Proprietati optice - prezinta o opacitate mare (absoarbe ≈ 2,3% din lumină albă ); - prezinta proprietati fotoconductoare
Proprietati chimice – slab reactiv; - reactioneaza cu amestec de acizi (H2SO4 si HNO3) Proprietati termice - coeficientul de conductivitatea = 4.84 - 5.30 × 10 3 W · m-1 · K-1), este mai mare decât pentru nanotuburi de carbon sau diamant.
•
Proprietati mecanice - graphenele au rezistență la rupere de peste 100 de ori mai mare decât un film de oțel
Aplicatii - pentru electrozi transparenţi, necesari în aplicaţii cum ar fi: touchscreen, display-uri cu cristale lichide, celule fotovoltaice organice, şi organice emiţătoare de lumină cu diode (OLED), dispozitive de diagnostic; - circuitele integrate - grafenele prezinta o mobilitate mare şi zgomot redus, putând fi folosite ca într-un canal tranzistor cu efect de câmp. În iunie 2011, cercetatorii IBM au creeat primul grafen bazat pe circuit integrat, un radio de bandă largă, ce poate fi utilizat la frecvențe de până la 10 GHz, precum şi temperaturi de pana la 127 de grade Celsius
Dioxidul de siliciu (SiO 2) - se găseşte în natură sub trei forme cristaline: cuarţul (sistem hexagonal), cristobalita (sistem cubic) şi tridinitul (sistem cubic).
a) cuarţ
Proprietate a SiO2 de a se găsi sub mai multe forme cristaline se numeşte polimorfism.
b) tridinit
c) cristobalit Structura chimică a SiO 2: (a) cuarţ, (b)tridinit; (c) cristobalit
Reţeaua cristalină a cuarţului: reţea atomică în care fiecare atom de Si se leagă covalent cu patru atomi de O dispuşi tetraedric, iar fiecare atom de O se leagă de cei
doi atomi de O vecini. formă elicoidală - reaţea este formată din tetraedre SiO4 cu fiecare atom de O reprezentând un colţ comun a două astfel de tetraedre;
Proprietăţile cuarţului sunt corelate cu structura lui cristalină: culoare
- în stare pură cuarțul este incolor, impuritățile din cristal determină culoarea mineralului. duritatea
cuarţului are valoarea 7 pe scara Mohs;
densitate
mică de 2,65 g/cm3 datorită structurii afânate;
temperatura
de topire ridicată cuprinsă între 1600o –1670o C, din
cauza transformărilor polimorfe prezente în diferite proporţii;
reactivitate chimică redusă, fiind atacat la temperatura camerii de
HF, fiind utilizat la fabricarea vaselor pentru reactivi.
proprietăţi optice – cuarţul este o substanţă optic activă: după comportarea lui în lumina liniar polarizată, poate fi dextrogir, care roteşte lumina spre dreapta, sau levogir, care roteşte lumina spre stânga. Cuarţul fiind transparent la radiaţiile UV, se foloseşte pentru construirea lentilelor, cuvelor utilizate în spectroscopie.
Piezoelectricitate,
cuarţul manifestă fenomenul de piezoelectricitate, care constă în polarizarea electrică a unor substanţe cristaline în urma unor deformări mecanice (efectul piezoelectric direct)
sau modificarea dimensiunilor într-un câmp electric variabil (efect piezoelectric invers).
Oxidul de aluminiu În natură oxidul de aluminiu se găseşte în două forme cristaline: forma α, sistem hexagonal şi forma γ, sistem cubic. Cea mai răspândită formă cristalină este forma α, aceasta fiind numită şi corindon.
Culoare: -
- roşie numite rubine, ce conţin impurităţi de oxid de crom; albastre numite safire, ce conţin impurităţi de oxid de titan şi fier.
Structura - corindonul prezintă o reţea cristalină ionică, însă legătura ionică prezintă un caracter parţial covalent.
Proprietăţile corindonului temperatură de topire ridicată de 2050o C datorită energiilor mari de reţea;
duritate mare - 9 pe scara Mohs r ezistenţă mare la uzură;
conductibilitate electrică şi termică
redusă (constanta sa
dielectrică fiind 7,5);
Ceramica pe bază de oxid de aluminiu la temperaturi joase este dielectrică fiind folosită în industrie şi tehnică ca izolatori.
proprietati optice - corindoritul este transparent pentru radiaţiile
UV şi VIS şi parţial pentru IR, find folosit la fabricarea pismelor şi lentilelor.
proprietatea de anizotropie optică - transmite lumina în mod diferit, în funcţie de direcţia de propagare a acesteia. Un obiect privit prin corindion apare dublu datorită fenomenului acestuia de birefrigenţă (de dublă refracţie).
proprietati chimice - reactivitate chimică redusă, doar HF îl atacă la temperatura de cca 300 o C.
Aplicatii: rubinul
şi safirul se utilizează în mecanica fină pentru construirea lagărelor pentru ceasornice şi aparatele de mare precizie, cuţitelor pentru balanţe şi acelor pentru pick-uri. în industria abrazivelor (pietre de polizor şi şmilgher şi ca, corpuri de măcinare, cuţite de strung, lagăre, matriţe. in
industria electrotehnica - izolator
