Legătura chimică

Regula octetului

Atomii tind să atingă 8 electroni pe ultimul strat (configurație de gaz nobil) prin:

• cedare de electroni → cationi
• acceptare de electroni → anioni
• punere în comun de electroni → legături covalente

Excepție: H (vrea 2e⁻), Be (4e⁻), B (6e⁻), elemente din perioada 3+ pot depăși octetul.

---

Legătura ionică

Formată între un metal (cedează e⁻) și un nemetal (acceptă e⁻).

Forță electostatică între ioni de semne opuse.

Exemple:

• NaCl: Na → Na⁺ + e⁻; Cl + e⁻ → Cl⁻; Na⁺ + Cl⁻ → NaCl
• MgO: Mg → Mg²⁺ + 2e⁻; O + 2e⁻ → O²⁻
• CaCl₂: Ca²⁺ + 2Cl⁻

Proprietăți compuși ionici:

• Punct de topire și fierbere ridicate
• Conduită electrică: în soluție sau topit (NU în stare solidă)
• Solubili în apă (polar)

---

Legătura covalentă

Formată între nemetale prin punerea în comun a perechilor de electroni.

Tipuri:

• Simplă (σ): 1 pereche comună — H−H, H−Cl
• Dublă (σ + π): 2 perechi — O=O, C=O, C=C
• Triplă (σ + 2π): 3 perechi — N≡N, C≡C, C≡N

Legătură covalentă coordonată (dativă): ambii electroni provin de la același atom (ex: NH₃ + H⁺ → NH₄⁺).

Structuri Lewis (puncte)

H₂O: H–Ö–H (O are 2 perechi neparticipante)

NH₃: N cu 3 legături N–H și 1 pereche neparticipantă

CO₂: O=C=O (liniară)

Metan CH₄: C cu 4 legături simple → tetraedric

---

Polaritatea legăturii

Legătură nepolară: Δχ < 0,4 → electroni repartizați egal (H−H, Cl−Cl)

Legătură polară: 0,4 ≤ Δχ < 1,7 → dipol electric (H−Cl, H−O)

Legătură ionică: Δχ ≥ 1,7 → transfer complet de electroni

χ = electronegativitate

---

Polaritatea moleculei

O moleculă poate fi nepolar chiar dacă are legături polare, dacă geometria anulează momentele dipolare.

Moleculă	Formă	Polară?
H₂O	angulară	DA
NH₃	piramidală	DA
CO₂	liniară	NU
CH₄	tetraedrică	NU
HCl	lineară diatomică	DA

---

Geometria moleculelor (VSEPR)

Teoria VSEPR: perechile de electroni (participante + neparticipante) se resping → geometrie care minimizează repulsia.

Perechi totale	Perechi neparticipante	Geometrie	Exemple
2	0	liniară (180°)	CO₂, BeCl₂
3	0	triunghi plan (120°)	BF₃, SO₃
4	0	tetraedrică (109,5°)	CH₄, CCl₄
4	1	piramidală (107°)	NH₃
4	2	angulară (104,5°)	H₂O

---

Legătura metalică

Ionii pozitivi ai metalului sunt înconjurați de un „nor” de electroni liberi (electroni delocalizați).

Explică:

• Conductivitate electrică și termică ridicată
• Maleabilitate și ductilitate
• Lustru metalic

---

Interacțiuni intermoleculare

Legătura de hidrogen (cea mai puternică): X−H···Y, unde X și Y sunt N, O sau F.

• Explică punctul de fierbere ridicat al H₂O, NH₃, HF față de analogii din grupă

Forțe van der Waals (dipol−dipol, dipol−dipol indus, London):

• Mai slabe decât legătura de H
• Prezente în toate substanțele

---

La examen

• Legătură ionică: metal + nemetal; Δχ ≥ 1,7
• Legătură covalentă: nemetal + nemetal; punere în comun de electroni
• Numărul de legături = 8 − (electroni de valență) pentru nemetale din blocul p
• H₂O are 2 perechi neparticipante pe O → formă angulară → moleculă polară
• Legătura de hidrogen explică anomaliile fizice ale apei (densitate maximă la 4°C, punctul de fierbere ridicat)