Arhitectura atomului și legăturile chimice
Cum se construiește materia. Capitolul pornește de la configurațiile electronice ale elementelor organogene, explică legătura ionică și cele trei tipuri de legătură covalentă (nepolară, polară, coordinativă), detaliază hibridizarea carbonului (sp³, sp², sp) — cheia geometriei organice — și încheie cu forțele intermoleculare care determină proprietățile fizice ale substanțelor.
Structura atomului și configurațiile electronice ale elementelor organogene
Proprietățile chimice ale elementelor organogene (C, H, O, N, S, P, halogenii) depind în mod direct de structura ultimului lor strat electronic (numit și strat de valență) și de tendința naturală a atomilor de a realiza pe acest strat o configurație stabilă de gaz nobil, prin formarea de legături chimice:
Configurație de dublet (2 electroni): specifică atomului de hidrogen (₁H) — cel mai apropiat gaz nobil este heliul (2He), cu doar 2 electroni pe primul strat.
Configurație de octet (8 electroni): specifică tuturor celorlalte elemente organogene (C, N, O, S, P, halogeni), al căror strat de valență se completează la 8 electroni.
Configurațiile electronice ale principalelor elemente organogene
| Element chimic | Z | Configurație (strat de valență) | Covalență | Electroni neparticipanți | Perechi neparticipante |
|---|---|---|---|---|---|
| Hidrogen (H) | 1 | 1s¹ | 1 | 0 | 0 |
| Carbon (C) | 6 | 1s² 2s² 2p² | 4 (tetravalent) | 0 | 0 |
| Azot (N) | 7 | 1s² 2s² 2p³ | 3 | 2 | 1 |
| Oxigen (O) | 8 | 1s² 2s² 2p⁴ | 2 | 4 | 2 |
| Fosfor (P) | 15 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ | 3 (uzual) | 2 | 1 |
| Sulf (S) | 16 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ | 2 (uzual) | 4 | 2 |
| Halogeni (F,Cl,Br,I) | 9,17,35,53 | ns² np⁵ (ex. F: 2s² 2p⁵) | 1 | 6 | 3 |
Atomul de carbon în starea sa fundamentală are doar doi electroni neîmperecheați, în orbitalii 2p (orbitalul 2s este complet ocupat, cu doi electroni de spin opus). Teoretic, în această stare, carbonul ar trebui să aibă valența II. Pentru a-și manifesta proprietatea sa definitorie de tetravalență în compușii organici, carbonul trece din starea fundamentală în starea de valență prin fenomenul de hibridizare (detaliat în secțiunea 4): combinarea orbitalilor puri s și p din stratul de valență, pentru a forma orbitali hibrizi noi, identici ca formă și energie, care permit realizarea unor legături mult mai stabile.
Legătura ionică (electrovalența) — forțele electrostatice
Legătura ionică reprezintă atracția electrostatică puternică ce se manifestă în toate direcțiile spațiului, între ioni de semn contrar (cationi și anioni) — spre deosebire de legătura covalentă, ea nu este orientată/dirijată în spațiu.
Caracteristicile fundamentale ale legăturii ionice
Se formează, în general, prin transfer de electroni între elemente cu caracter electropozitiv (metale) și elemente cu caracter electronegativ (nemetale sau grupuri de nemetale).
Ionii pozitivi (cationi) se formează din atomi prin cedare de electroni; ionii negativi (anioni) se formează din atomi prin acceptare de electroni.
Orice compus ionic este format atât din ioni pozitivi, cât și din ioni negativi, și este neutru din punct de vedere electric ca ansamblu.
În stare solidă, ionii de semn contrar se organizează într-o rețea cristalină ionică, ordonată, în care fiecare ion este înconjurat de mai mulți ioni de semn opus (ex. în NaCl, fiecare ion Na⁺ este înconjurat de 6 ioni Cl⁻ și invers).
Proprietățile fizice ale compușilor ionici
| Proprietate | Explicație |
|---|---|
| Stare de agregare | Solizi cristalini, în condiții obișnuite de temperatură și presiune. |
| Puncte de topire/fierbere | Ridicate, adesea foarte ridicate — atracția electrostatică dintre ionii de semn contrar, care acționează în toate direcțiile prin toată rețeaua, este puternică și trebuie învinsă integral. |
| Conductibilitate electrică | Nu conduc curentul electric în stare solidă (ionii au poziții fixe în rețea, sunt imobili). Conduc curentul electric în topitură sau în soluție apoasă, unde ionii devin mobili — sunt electroliți. |
| Duritate/fragilitate | Sunt dure, dar casante (friabile) — o deplasare mică a unui plan de ioni aduce față în față ioni de același semn, care se resping și fac cristalul să se fisureze. |
| Solubilitate | În general, solubile în solvenți polari (mai ales apă), prin hidratarea ionilor; există și excepții (unele sulfați, carbonați, halogenuri de argint și de plumb, unii hidroxizi și sulfuri sunt practic insolubili). |
Există o categorie de substanțe care, deși nu conțin niciun atom de metal, sunt pur ionice și formează rețele cristaline de tip ionic. Acestea sunt combinațiile de amoniu (sau de amine protonate), stabilizate prin ionul poliatomic de amoniu (NH₄⁺).
Exemple: clorura de amoniu (NH₄⁺Cl⁻), azotatul de amoniu (NH₄⁺NO₃⁻), sulfatul de amoniu ((NH₄)₂SO₄), carbonatul acid de amoniu (NH₄⁺HCO₃⁻). Nu te lăsa păcălit de absența metalului: acești compuși sunt ionici, au puncte de topire mari și sunt electroliți tari!
🧪 Structuri chimice implicate — compuși ionici
Legătura covalentă — parteneriatul de electroni
Spre deosebire de legătura ionică, legătura covalentă este bine orientată (dirijată) în spațiu și este, în majoritatea cazurilor, mai puternică. Ea se formează prin punerea în comun a unui număr egal de electroni necuplați de pe stratul de valență al atomilor de nemetale (cu excepția legăturii covalente coordinative, unde ambii electroni provin de la un singur atom).
Particula fundamentală ce caracterizează substanțele formate prin legături covalente este molecula — un ansamblu de atomi de nemetale, uniți prin legături covalente, stabil și neutru din punct de vedere electric.
I. Clasificarea legăturilor covalente după electronegativitatea atomilor
1. Legătură covalentă nepolară (omogenă / simetrică)
Se formează între atomi identici (ai aceluiași element), cu electronegativitate mare și de aceeași valoare — norul electronic comun este distribuit simetric, exact la mijlocul distanței dintre cei doi nuclei.
Structurile de mai jos sunt desenate ca diagrame Lewis (puncte de electroni), nu ca simple linii de legătură — culoarea punctelor arată originea electronilor: albastru pentru electronii proprii ai atomului din stânga, galben pentru cei ai atomului din dreapta, iar verde pentru electronii puși în comun (legătura propriu-zisă), plasați între cei doi atomi.
🧪 Structuri chimice implicate — legături covalente nepolare (diagrame Lewis, color-codate)
2. Legătură covalentă polară (heterogenă / nesimetrică)
Se formează între atomi diferiți de nemetale, cu electronegativități diferite. Perechea de electroni comună este atrasă mai puternic de atomul mai electronegativ, care capătă o sarcină parțială negativă (δ⁻), în timp ce celălalt atom rămâne cu o sarcină parțială pozitivă (δ⁺). Exemple: C–O, H–Cl, O–H, C=N.
Nu orice moleculă cu legături polare este, ea însăși, o moleculă polară. Dacă legăturile polare sunt distribuite simetric în jurul unui atom central, momentele de dipol individuale se anulează reciproc, iar molecula rezultată are moment de dipol total zero — este o moleculă nepolară, deși conține legături polare. Așa se explică de ce CO₂ (liniar, O=C=O), CCl₄ (tetraedric) sau CS₂ (liniar) sunt molecule nepolare, spre deosebire de H₂O, HCl sau NH₃, unde distribuția asimetrică a legăturilor polare lasă un moment de dipol total diferit de zero (molecule polare, numite și dipoli).
🧪 Structuri chimice implicate — legături polare și polaritatea moleculei
3. Legătură covalentă coordinativă (donor-acceptor / dativă)
Este tot o legătură covalentă polară, simplă, dar în care ambii electroni comuni provin de la un singur atom — cel care are cel puțin o pereche de electroni neparticipanți, numit donor. Celălalt atom, care are deficit de electroni (poate accepta perechea), se numește acceptor. Să analizăm mecanismele de formare pentru cele mai importante specii din programă:
a) Formarea ionului hidroniu (H₃O⁺) din apă
Atomul de oxigen din molecula de apă (H₂O) are două perechi de electroni neparticipanți. Un ion de hidrogen (H⁺ — proton, rezultat prin disocierea unui acid) nu are niciun electron, fiind un acceptor ideal (orbitalul 1s este complet gol). Oxigenul donează o pereche de electroni, formând legătura coordinativă.
Bilanț structural: ionul hidroniu conține 2 legături covalente polare clasice și 1 legătură covalentă polară coordinativă; oxigenul mai păstrează, după coordinare, o singură pereche de electroni neparticipanți.
b) Alte specii formate prin același mecanism: ionul de amoniu și ionii de alchiloxoniu
Prin exact același mecanism donor-acceptor descris mai sus se formează și ionul de amoniu (NH₄⁺) — azotul din amoniac (NH₃), cu perechea sa de electroni neparticipanți, este donorul pentru un proton H⁺ — și ionii de alchiloxoniu, din alcooli și un proton H⁺ (donorul fiind, de această dată, oxigenul grupării -OH). Cel mai important, din programă, este ionul de etiloxoniu (C₂H₅OH₂⁺), un intermediar esențial în deshidratarea acidă a alcoolilor.
Oxoniu este denumirea generică pentru orice cation în care oxigenul formează trei legături (R₃O⁺); hidroniu este cazul particular — cel mai important pentru admitere — în care toți cei trei substituenți sunt atomi de hidrogen (H₃O⁺). Ionul de etiloxoniu de mai sus este, la rândul lui, un ion oxoniu (un alchiloxoniu), nu un hidroniu. Nu confunda niciunul dintre acești cationi cu hidroxidul (HO⁻) — o specie complet diferită, un anion, format prin pierderea unui proton de la apă, nu prin acceptarea unuia.
🧪 Structuri chimice implicate — legătura covalentă coordinativă
Legătura coordinativă este de multe ori confundată cu una „specială", dar din punct de vedere al tăriei și al lungimii, o legătură coordinativă este identică cu o legătură covalentă polară clasică — singura diferență este originea celor doi electroni puși în comun (ambii de la același atom, donorul), nu structura sau tăria legăturii rezultate. De aceea, în NH₄⁺, toate cele 4 legături N–H sunt echivalente, deși una dintre ele s-a format prin mecanism coordinativ.
II. Clasificarea legăturilor covalente după numărul de electroni puși în comun
În funcție de numărul de electroni puși în comun de fiecare atom, legăturile covalente pot fi:
| Tip | Electroni puși în comun | Compoziție | Simbol | Exemplu |
|---|---|---|---|---|
| Simplă | 1 electron | 1 legătură σ | „ – ” | H–H, Cl–Cl |
| Dublă | 2 electroni | 1 legătură σ + 1 legătură π | „ = ” | O=O |
| Triplă | 3 electroni | 1 legătură σ + 2 legături π | „ ≡ ” | N≡N |
Legătura σ (sigma) rezultă prin întrepătrunderea maximă, frontală (coaxială) a orbitalilor implicați și permite rotația liberă a atomilor în jurul axei legăturii. Lungimea legăturii scade în ordinea: legătură simplă > legătură dublă > legătură triplă.
Proprietățile fizico-chimice ale legăturii de tip π (pi)
| Caracteristică | Legătura σ | Legătura π |
|---|---|---|
| Mod de formare | Întrepătrundere maximă, frontală (coaxială) a orbitalilor | Întrepătrundere parțială, laterală, a orbitalilor p puri, nehibridizați |
| Tărie | Legătură puternică | Legătură mai slabă decât σ |
| Localizarea electronilor | Electroni bine localizați, între cei doi nuclei | Electroni mai puțin localizați, mai mobili — reactivitate crescută a legăturilor duble/triple |
| Rotația liberă | Permite rotația liberă a atomilor legați | Blochează rotația liberă (rigidizează molecula, plană în jurul legăturii duble) — cauzează izomeria geometrică |
Hibridizarea carbonului — cheia geometriei organice
Hibridizarea orbitalilor explică de ce atomul de carbon manifestă întotdeauna valența IV în compușii organici și definește cu precizie geometria spațială a moleculelor. Hibridizarea reprezintă combinarea orbitalilor puri s și p din stratul de valență, pentru a forma orbitali hibrizi noi, identici ca formă și energie între ei, dar diferiți de orbitalii din care provin — acești orbitali hibrizi se întrepătrund mai bine în formarea legăturilor, dând legături mai stabile, cu energie mai mică.
1. Hibridizarea sp³ (tetraedrică)
Se formează prin contopirea unui orbital 2s cu toți cei trei orbitali 2p ai carbonului, rezultând 4 orbitali hibrizi sp³, identici ca formă și energie. Aceștia sunt orientați în spațiu sub unghiuri de 109°28′ (109,5°), corespunzând direcțiilor vârfurilor unui tetraedru regulat, cu nucleul carbonului în centru. Cu acești orbitali, carbonul formează exclusiv legături σ simple (C–C și C–H), care permit rotația liberă a atomilor unul față de celălalt — un carbon hibridizat sp³ este un carbon saturat. Exemplul clasic este metanul (CH₄).
2. Hibridizarea sp² (trigonală)
Se formează prin contopirea orbitalului 2s cu doi orbitali 2p ai carbonului, rezultând 3 orbitali hibrizi sp², situați în același plan, cu o distribuție trigonală, la unghiuri de 120° unul față de celălalt. Al patrulea orbital, 2p, rămâne nehibridizat (pur) și este orientat perpendicular pe planul celor trei orbitali hibrizi, cu câte un lob deasupra și dedesubtul planului. Cu orbitalii sp² carbonul formează 3 legături σ simple; cu orbitalul p pur, rămas nehibridizat, formează o legătură π (prin întrepătrundere laterală cu orbitalul p al atomului vecin, tot nehibridizat). Un carbon hibridizat sp² este implicat într-o legătură dublă (C=C, C=O, C=N) — exemplul clasic este etena (CH₂=CH₂).
3. Hibridizarea sp (liniară / digonală)
Se formează prin contopirea unui orbital 2s cu un singur orbital 2p, rezultând 2 orbitali hibrizi sp, coliniari, la un unghi de 180° între ei. Ceilalți doi orbitali 2p rămân nehibridizați (puri), sunt perpendiculari între ei și perpendiculari pe axa celor doi orbitali hibrizi sp. Cu orbitalii sp, carbonul formează 2 legături σ; cu cei doi orbitali p puri, formează 2 legături π — fie ambele către același atom vecin (legătură triplă, ca în acetilenă, HC≡CH, sau HCN), fie câte una către doi atomi vecini diferiți (legături duble cumulate, ca în CO₂, O=C=O).
| Hibridizare | Orbitali hibrizi | Unghi | Geometrie | Legături σ/π | Tip de carbon | Exemplu |
|---|---|---|---|---|---|---|
| sp³ | 1s + 3p → 4 orbitali sp³ | 109°28′ | Tetraedrică | 4σ / 0π | Saturat | CH₄ |
| sp² | 1s + 2p → 3 orbitali sp² (+ 1 p pur) | 120° | Trigonală (plană) | 3σ / 1π | Nesaturat sau aromatic | CH₂=CH₂ |
| sp | 1s + 1p → 2 orbitali sp (+ 2 p puri) | 180° | Liniară | 2σ / 2π | Nesaturat | HC≡CH, CO₂ |
🧪 Structuri chimice implicate — hibridizarea carbonului
Forțele intermoleculare — liantul proprietăților fizice
Spre deosebire de legăturile chimice (ionice sau covalente), care sunt forțe intramoleculare puternice și determină formarea substanțelor, forțele intermoleculare sunt de natură fizică, mult mai slabe, și definesc proprietățile fizice ale substanțelor (puncte de topire, de fierbere, solubilitate, vâscozitate, stare de agregare).
I. Legătura de hidrogen
Este cea mai puternică dintre forțele intermoleculare. Se manifestă între molecule unite prin legături covalente polare (sau, uneori, în interiorul aceleiași molecule, între grupe funcționale). Este orientată în spațiu, de aceea se numește tot „legătură", deși nu este o legătură chimică propriu-zisă: constă în atracția electrostatică dintre atomul de hidrogen, parțial dezgolit de electroni (legat de O, N sau F la o moleculă) și o pereche de electroni neparticipanți ai unui atom de O, N sau F (atomi mici și foarte electronegativi) de la molecula vecină.
Condiții obligatorii de formare a legăturii de hidrogen
Substanță pură (moleculele sunt identice): moleculele trebuie să conțină cel puțin o legătură H–O, H–N sau H–F.
Amestec de substanțe diferite: cel puțin un tip de moleculă trebuie să conțină o legătură H–O, H–N sau H–F, iar celălalt tip de moleculă trebuie să aibă cel puțin un atom de O, N sau F implicat în legături polare (poate juca rol de acceptor, chiar dacă nu are H legat direct de el).
Exemple de substanțe la care se manifestă legături de hidrogen: apa (H₂O), acidul fluorhidric (HF), alcoolii (R–OH), fenolii (Ar–OH), aminele (R–NH₂), acizii carboxilici (R–COOH), aminoacizii.
Consecințele fizice majore ale asocierii prin legături de hidrogen
Puncte de topire și de fierbere mult mai mari decât ale substanțelor cu masă moleculară comparabilă, dar fără legături de hidrogen — o parte din energia furnizată la încălzire se consumă pentru a rupe legăturile de hidrogen dintre molecule.
Solubilitate crescută în apă a substanțelor capabile să lege hidrogen cu ea (alcooli, acizi carboxilici, amine inferioare).
Vâscozitate mai mare a lichidelor asociate prin legături de hidrogen.
Anomalii de densitate — de exemplu, gheața (unde fiecare moleculă de apă este legată prin 4 legături de hidrogen, într-o rețea rigidă, mai puțin compactă) este mai puțin densă decât apa lichidă, motiv pentru care plutește.
În cazul acizilor carboxilici, legăturile de hidrogen sunt atât de puternice încât aceștia se organizează, în stare lichidă și chiar în stare de vapori, sub formă de dimeri ciclici stabili (două molecule de acid își pun în comun reciproc grupele carboxil, formând un inel stabil prin două legături de hidrogen). Aceasta explică de ce acizii carboxilici au puncte de fierbere chiar mai mari decât alcoolii cu masă moleculară comparabilă.
Legăturile de hidrogen sunt esențiale pentru arhitectura moleculelor vieții: ele mențin cele două catene ale ADN-ului împreună (între bazele azotate complementare A–T și G–C) și stabilizează structurile secundare ale proteinelor (α-helix, foaie β pliată), prin legături de hidrogen între grupele –NH și –C=O ale scheletului peptidic. Ruperea reversibilă a acestor legături, sub acțiunea căldurii, stă la baza denaturării termice a proteinelor și a separării (denaturării) catenelor de ADN.
II. Forțele Van der Waals
Sunt forțe intermoleculare de natură electrostatică, considerabil mai slabe decât legăturile de hidrogen. Se împart în:
1. Forțe dipol-dipol
Sunt caracteristice moleculelor polare și se manifestă prin atracție electrostatică între polii de semn contrar a două molecule vecine. Intensitatea lor depinde de polaritatea și de forma moleculei — cu cât momentul de dipol este mai mare, cu atât forțele dipol-dipol sunt mai puternice.
2. Forțe de dispersie (London)
Se manifestă între toate tipurile de molecule (polare sau nepolare) și între atomii gazelor nobile — sunt cele mai slabe forțe intermoleculare, dar sunt și singurele care apar între moleculele nepolare. Intensitatea lor crește odată cu masa moleculară (numărul de electroni polarizabili) și depinde de forma moleculei (suprafață de contact mai mare → forțe mai puternice). Apar prin formarea unor dipoli instantanei, temporari, care induc dipoli complementari în moleculele vecine.
| Tip de forță | Se manifestă la | Tărie relativă | Ce influențează |
|---|---|---|---|
| Legătura de hidrogen | Molecule cu H legat de O, N sau F | Cea mai puternică forță intermoleculară | p.f./p.t. mari, solubilitate în apă, vâscozitate |
| Van der Waals — dipol-dipol | Molecule polare (fără legături de hidrogen) | Medie | p.f./p.t. mai mari decât ale moleculelor nepolare de masă comparabilă |
| Van der Waals — dispersie London | Toate moleculele; exclusiv la cele nepolare și la gazele nobile | Cea mai slabă, dar crește cu masa moleculară | p.f./p.t. cresc odată cu masa moleculară în serii omoloage nepolare |
Integrare digitală, aplicații clinice și activități interactive
În hemoglobină, atomul de fier (Fe²⁺) din centrul grupării hem formează cu molecula de O₂ o legătură covalentă coordinativă: oxigenul, care are perechi de electroni neparticipanți, joacă rolul de donor, iar Fe²⁺, cu orbitali liberi, este acceptorul — exact același tip de mecanism donor-acceptor descris la formarea ionilor complecși (ex. [Ag(NH₃)₂]⁺, unde Ag⁺ este acceptor, iar moleculele de NH₃ sunt donori). Legătura este suficient de slabă încât să fie reversibilă (O₂ este eliberat la nivel tisular) și suficient de puternică încât să lege oxigenul stabil în plămâni.
Monoxidul de carbon (CO) se leagă de Fe²⁺ prin același tip de legătură coordinativă, dar cu o afinitate de zeci de ori mai mare decât O₂. CO ocupă situsul de legare al fierului, blochează transportul de oxigen și produce hipoxie tisulară severă — mecanismul molecular al intoxicației cu monoxid de carbon.
În mediu apos, fosfolipidele se organizează spontan într-un dublu strat: cozile nepolare se ascund în interiorul membranei (evitând apa, cu care nu pot forma legături de hidrogen — doar forțe de dispersie London, slabe), iar capetele polare/ionice sunt orientate spre exterior, în contact direct cu mediul celular apos, unde formează legături de hidrogen și interacțiuni ion-dipol. Acest fenomen se numește efect hidrofob și este esențial nu doar pentru stabilitatea membranelor, ci și pentru replierea proteinelor globulare solubile în forma lor biologic activă.
Experiment de gândire: testul solubilității și „asemănătorul dizolvă asemănătorul"
| Eprubetă | Substanță | Predicție | Mecanism |
|---|---|---|---|
| A | Etanol (C₂H₅OH) | Se dizolvă complet, formând un amestec omogen (soluție). | Grupa polară –OH formează legături puternice de hidrogen cu moleculele de apă. |
| B | Benzen (C₆H₆) | Nu se dizolvă; se formează două straturi lichide nemiscibile, benzenul plutind la suprafață. | Benzenul este o hidrocarbură complet nepolară, care nu poate forma legături de hidrogen cu apa; moleculele de apă se atrag mult mai puternic între ele, „excluzând" moleculele de benzen. |
| C | Stearat de sodiu (C₁₇H₃₅COONa, săpun) | Se dizolvă, formând o soluție coloidală (emulsie) care spumează la agitare. | Molecula are caracter dublu: capătul ionic (–COO⁻Na⁺) leagă apa prin interacțiuni ion-dipol, iar coada lungă, nepolară, se grupează în interiorul unor sfere microscopice numite micelii. |
| D | Clorură de sodiu (NaCl) | Se dizolvă rapid și complet. | Cristalul ionic este distrus de moleculele polare de apă, prin formarea de interacțiuni ion-dipol extrem de puternice, care hidratează ionii Na⁺ și Cl⁻. |
🧪 Structuri chimice implicate — testul solubilității
Exerciții grilă de antrenament (tip admitere)
1. Care dintre următoarele specii chimice conține cel puțin o legătură covalentă coordinativă?
A. H₂O B. CH₄ C. NH₄⁺ D. NaCl E. CH₃–OH
Vezi răspunsul și explicația
Răspuns corect: C.
Ionul amoniu se formează prin protonarea amoniacului, în care perechea de electroni neparticipanți ai azotului este donată protonului H⁺, acceptor — un mecanism donor-acceptor, specific legăturii covalente coordinative.
2. Alegeți afirmația incorectă referitoare la atomul de carbon hibridizat sp³:
A. Are o geometrie tetraedrică în spațiu.
B. Unghiul dintre valențe este de 109°28′.
C. Permite rotația liberă a atomilor în jurul legăturilor simple σ formate.
D. Este prezent în molecula de etenă.
E. Lungimea legăturii simple C–C formate este de 1,54 Å.
Vezi răspunsul și explicația
Răspuns corect: D.
În etenă, atomii de carbon sunt implicați într-o legătură dublă, fiind hibridizați sp² (3 legături σ + 1 legătură π), nu sp³.
3. Care este singurul tip de forțe intermoleculare care se manifestă în cazul metanului (CH₄) în stare lichidă?
A. Legături de hidrogen B. Forțe dipol-dipol C. Forțe de dispersie London D. Legături ionice E. Legături coordinative
Vezi răspunsul și explicația
Răspuns corect: C.
Metanul este o moleculă complet nepolară și simetrică (geometrie tetraedrică, 4 legături C–H identice), prin urmare, între moleculele sale acționează exclusiv forțele slabe de dispersie London (atracții între dipoli instantanei și induși).
4. Care dintre următoarele afirmații despre clorura de amoniu (NH₄Cl) este corectă?
A. Este un compus covalent, deoarece nu conține niciun atom de metal.
B. Este un compus ionic, stabilizat prin ionul poliatomic de amoniu, deși nu conține niciun atom de
metal.
C. Conduce curentul electric în stare solidă, la fel ca metalele.
D. Nu poate fi electrolit, indiferent de starea de agregare.
E. Se formează exclusiv prin legături covalente nepolare.
Vezi răspunsul și explicația
Răspuns corect: B.
NH₄Cl este format din ionul poliatomic NH₄⁺ (cation) și ionul Cl⁻ (anion), fiind un compus pur ionic, deși nu conține niciun atom de metal — o capcană frecventă la examen. Ca orice compus ionic, nu conduce curentul electric în stare solidă (ionii sunt fixați în rețea), dar este electrolit tare în topitură sau în soluție apoasă.
De reținut
Harta legăturilor chimice și a forțelor intermoleculare
| Categorie | Tip / subtip | Caracteristici cheie | Exemple |
|---|---|---|---|
| Legături chimice (intramoleculare, tari) | Ionică | Transfer de electroni; neorientată în spațiu; electroliți în topitură/soluție | NaCl, NH₄Cl |
| Covalentă nepolară | Punere în comun de electroni, între atomi identici; orientată în spațiu | H₂, Cl₂, N₂ (și C–C, C–H) | |
| Covalentă polară | Distribuție asimetrică a electronilor, sarcini parțiale δ⁺/δ⁻ | H–Cl, C=O | |
| Covalentă coordinativă | Ambii electroni de la un singur atom (donor) → acceptor | H₃O⁺, NH₄⁺ | |
| Forțe intermoleculare (fizice, slabe) | Legătura de hidrogen | H legat de O, N sau F; determină p.f./p.t. mari, solubilitate, vâscozitate | H₂O, alcooli, acizi carboxilici |
| Van der Waals — dipol-dipol | Molecule polare | HCl | |
| Van der Waals — dispersie London | Toate moleculele; exclusiv la cele nepolare | CH₄, gaze nobile |
Elementele organogene ating configurație stabilă de gaz nobil (dublet — H; octet — restul) prin formarea de legături chimice.
Legătura ionică (transfer de electroni, neorientată) formează rețele cristaline solide, cu puncte de topire mari, care conduc curentul electric doar în topitură/soluție. Sărurile de amoniu sunt ionice, deși nu conțin metal.
Legătura covalentă (punere în comun de electroni, orientată în spațiu) se clasifică după electronegativitate (nepolară / polară / coordinativă) și după numărul de electroni puși în comun (simplă–σ / dublă–σ+π / triplă–σ+2π).
Hibridizarea carbonului (sp³ tetraedric 109°28′, sp² trigonal 120°, sp liniar 180°) explică valența IV și geometria compușilor organici; legătura π (laterală, mai slabă) blochează rotația liberă și crește reactivitatea legăturilor duble/triple.
Forțele intermoleculare (fizice, mult mai slabe decât legăturile chimice) determină proprietățile fizice ale substanțelor: legătura de hidrogen (H–O/N/F) e cea mai puternică, urmată de forțele Van der Waals dipol-dipol (molecule polare) și de dispersie London (toate moleculele, exclusiv la cele nepolare, crescând cu masa moleculară).