Legătură chimică

O legătură chimică este o interacțiune între mai mulți atomi, ioni sau molecule, la distanță permițând stabilizarea sistemului și formarea unui agregat sau a unei substanțe chimice. Această noțiune pare simplă, dar în realitate ascunde o mare diversitate de fenomene care modelează materia. Astfel, legătura chimică poate fi covalentă (normală sau coordonată ), ionică , metalică , banană , (a) polară , (de) localizată , (nedirecțională), slabă, puternică, simplă , dublă , triplă , σ , π , δ , φ , un singur electron , trei centri (cu doi electroni sau patru electroni ), patru centri , hidrogen , halogen , π-π, cation-π, anion-π, van der Waals etc. Acest soi aduce cu sine dubla problemă a clasificării dificile și neuniforme și a descrierii legăturilor chimice. Noțiunea de legătură chimică este, în consecință, deosebit de complicată de abordat în totalitate și generează multe preconcepții false la elevi, în timpul învățării lor.

Există multe modele pentru a descrie aceste interacțiuni. De exemplu, legătura chimică dintre doi atomi dintr-o moleculă poate fi descrisă cu modelul Lewis sau cu un model cuantic, cum ar fi teoria orbitalilor moleculari . În ambele cazuri, originea interacțiunii este împărțirea electronilor între cei doi atomi. Prin urmare, descrierea unei legături chimice trebuie să specifice modelul utilizat și energia legăturii .

Legăturile mai slabe sunt explicate, în general, prin polaritățile dintre molecule. Acesta este cazul cu interacțiuni foarte slabe, cum ar fi forțele londoneze care fac parte din forțele van der Waals . Astfel de forțe interpretează menținerea într-o stare solidă sau lichidă condensată a compușilor moleculari, cum ar fi diodul sau hidrocarburile .

Prezentare generală

Descriind de ce atomii de molecule sau cristale rămâne în contact este obiectul studiului bonding chimice. Dacă legăturile chimice nu ar exista (sau atunci când nu sunt suficient de puternice în raport cu energia de temperatură), atomii nu ar rămâne în contact. Este starea lichidă, chiar gazoasă. Înțelegerea a ceea ce este o legătură chimică ne permite să interpretăm reacția chimică . Într-adevăr, o reacție chimică nu este altceva decât transformarea legăturilor chimice.

Există o serie de moduri de a descrie legăturile chimice. Pe de o parte, fiecare tip de link utilizează un model diferit:

Model pentru legătură covalentă ;
Model pentru conexiune metalică ;
Model pentru legarea hidrogenului ;

etc.

Pe de altă parte, pentru un anumit tip de legătură, există mai multe modele:

Pentru legătura covalentă:
- Modelul lui Lewis
- Modelul orbitalilor moleculari .
Pentru legătura dintre un ligand și un ion metalic într-un complex :
- Modelul câmpului de cristal
- Model de câmp ligand
- Ca să nu mai vorbim de modelele care nu mai sunt folosite ca modelul legăturilor dative și altele.

etc.

Interesul de a avea mai multe modele pentru același tip de conexiune provine adesea din istoria științei. De exemplu, modelul Lewis a venit foarte devreme (1916), în timp ce modelul orbitalilor moleculari (de exemplu, LCAO-MO, care înseamnă combinația liniară a atomului orbital atomic [pentru a face] orbitali moleculari ) a fost introdus mai recent. Este mult mai complex de utilizat, dar oferă multe informații despre legătura covalentă pe care modelul Lewis nu le oferă, de exemplu, permite prezicerea, prin calcul, a energiei legăturii sau a prognozei spectrului de electroni. Atunci când astfel de informații nu sunt utile, modelul Lewis este suficient și este utilizat, deși mai puțin eficient și mai vechi.

Cea mai reușită dezvoltare teoretică, utilizată pentru a descrie o legătură chimică, este teoria orbitalilor moleculari. Aceasta descrie atomii prin funcții numite orbitali atomici . Combinațiile liniare ale acestor funcții alcătuiesc orbitalii moleculari care descriu moleculele. Acești orbitali moleculari pot fi:

lianți; în acest caz, electronii de legătură au cea mai mare probabilitate de a fi între nuclei decât în altă parte; orbitalul tinde apoi să mențină nucleii împreună; acești orbitali sunt echivalentul legăturilor covalente ale teoriei lui Lewis;
fără legare: în acest caz, este mai probabil ca electronii să fie găsiți mai aproape de unul dintre nuclei; acești orbitali sunt echivalentul dubletelor nelegante ale teoriei lui Lewis.
antilianți: în acest caz, este mai probabil ca electronii să nu se afle între doi atomi legați; acești orbitali nu au echivalent în teoria lui Lewis.

Legătura ionică este interpretată diferit. Se găsește într-un cristal și menține anioni (negativi) și cationi (pozitivi) în contact. Forțele electrostatice păstrează contactul ionilor semnelor opuse, în timp ce forțele de aceeași natură între ionii acelorași semne tind să „spargă” cristalul. Se pare că suma forțelor de atracție este mai mare decât suma forțelor respingătoare; cristalul poate exista astfel.

Pentru modelele care oferă acces la energia atomilor și moleculelor, se formează legături (și, prin urmare, clădirile pe care le constituie există) dacă energia clădirii (moleculă, cristal) este mai mică decât atomii de energie sau ionii luați separat. Astfel, energia H 2 molecula este mai mică decât energia a doi atomi de H. H 2 Molecula de aceea există. În schimb, energia moleculei He 2 este mai mare decât energia a doi atomi de heliu luate separat. Acest lucru explică de ce molecula He 2 nu există.

Poveste

Explicarea modului în care sunt uniți atomii este la fel de veche ca și noțiunea de atom în sine. Filosofii și alchimiștii au evocat noțiunea de atomi agățați (astfel încât aceștia să se agațe unul de celălalt), la fel cum aciditatea a fost explicată prin atomi ascuțiți și alcalinitate prin prezența atomilor răzuitori.

Alte interpretări ale legăturii chimice, de la începutul XII - lea secol , presupunea că anumite tipuri de specii chimice au fost legate de anumite tipuri de afinitate chimică . Câteva secole mai târziu, fizicianul englez Isaac Newton a pus problema forțelor care asamblează atomii în faimoasa „întrebare 31” din tratatul său Opticks . Astfel, el scrie: „Particulele se atrag reciproc prin forțe care, în apropierea lor, sunt puternice și permit operațiuni chimice”.

Antoine Lavoisier , Claude Louis Berthollet și mai ales Pierre-Simon de Laplace au clarificat noțiunea de afinitate chimică bazându-se pe existența forțelor de aceeași natură cu forțele gravitaționale (pe care viitorul nu se va dovedi a fi corecte).). Acestea sunt descoperirile despre electricitate și primele electrolize ale lui Humphry Davy care au făcut posibilă orientarea reflecției către interacțiuni de natură electrică (și nu gravitaționale). Pentru Davy, afinitatea dintre atomi a fost rezultatul sarcinilor electrice opuse, pe care Jöns Jacob Berzelius le-a generalizat în 1812. Nu a fost până la mai mult de un secol pentru ca această cale să se materializeze, dar nu în direcția preconizată de autorii săi. Într-adevăr, teoria lor nu ar putea explica legătura dintre doi atomi identici ca în H 2 , Cl 2 , O 2 etc. Astfel am ajuns să se facă distincția între compușii polari , cum ar fi NaCI și compuși nepolari precum CH 4 , cu tot felul de intermediari prost definite, de exemplu HCI.

În mijlocul XIX E secolului , Edward Frankland , FA Kekule , AS Couper , AM Boutlerov și Hermann Kolbe , construirea teoria radicalilor, a dezvoltat teoria valențelor, numit la început „puterea de a combina“ , în care compușii au fost legate datorită atracției polilor pozitivi și negativi.

În 1916, chimistul Gilbert Lewis a dezvoltat ideea legării prin punerea în comun a electronilor. Această pereche de electroni constituie o legătură chimică reprezentată de o linie.

Walter Heitler și Fritz London sunt autorii primei explicații de mecanică cuantică a legăturilor chimice, în special a hidrogenului molecular, în 1927, folosind teoria legăturilor de valență. În 1930, prima descriere cuantică a legăturii chimice simple a fost dezvoltată în teza de doctorat a lui Edward Teller .

În 1931, chimistul Linus Pauling a publicat ceea ce este uneori considerat cel mai important text din istoria chimiei: „Despre natura legăturii chimice”. În acest articol, bazat pe lucrările lui Lewis, Heitler și Londra, și pe propria sa lucrare, el prezintă șase reguli pentru legarea cu electroni comuni; primele trei erau în general cunoscute:

legătura de partajare a electronilor se formează prin interacțiunea unui singur electron din fiecare dintre cei doi atomi
a spinii celor doi electroni trebuie să fie opuse
odată împerecheați, cei doi electroni nu pot intra în altă legătură

Celelalte trei reguli ale sale erau noi:

schimbul de electroni pentru legătură include o funcție de undă unică pentru fiecare electron,
electronii disponibili în nivelul inferior de energie formează cele mai puternice legături,
din doi orbitați ai unui atom, este cel care poate fi cel mai suprapus pe orbitalul unui alt atom care va forma cea mai puternică legătură.

Calculul energiei de legătură a moleculei de hidrogen

Primul calcul al energiei unei legături chimice, fondatorul chimiei cuantice este cel al celei mai simple molecule, cea a hidrogenului de către Bohr în 1913. Este, fără îndoială, singurul calcul al legăturii chimice accesibil unui nespecialist.

Acesta constă în aplicarea modelului Bohr al atomului pe o moleculă. Presupunem că electronii au o mișcare circulară de rază în jurul axei protonilor p + p +, presupusă a fi staționară și îndepărtată de R. Distanța electron-proton e-p + este . Folosind formula modelului Bohr al atomului pentru starea de bază: $r_ {0}$ $r_1$

pr_ {0} = \ hbar

unde p = mv este impulsul și constanta Planck redusă, energia cinetică a electronilor este scrisă: $\ hbar = \ frac {h} {2 \ pi}$

E_ {C} = 2 {\ frac {p ^ {2}} {2m_ {e}}} = {\ frac {1} {m_ {e}}} \ left ({\ frac {h} {2 \ pi r_ {0}}} \ right) ^ {2} = {\ frac {h ^ {2}} {4 \ pi ^ {2} m_ {e} \ left (r_ {1} ^ {2} - {\ frac {R ^ {2}} {4}} \ right)}}

Potențialul V este atractiv între electroni și protoni și constă din cele patru legături electron-proton. Există repulsie între electroni distanți și protoni distanți de R. Energia potențială este scrisă: $2r_ {0}$

{\ displaystyle E_ {P} = {\ frac {e ^ {2}} {4 \ pi \ epsilon _ {0}}} \ left (- {\ frac {4} {r_ {1}}} + {\ frac {1} {2r_ {0}}} + {\ frac {1} {R}} \ right) = {\ frac {e ^ {2}} {4 \ pi \ epsilon _ {0}}} \ left (- {\ frac {4} {r_ {1}}} + {\ frac {1} {2 {\ sqrt {r_ {1} ^ {2} - {\ frac {R ^ {2}} {4} }}}}} + {\ frac {1} {R}} \ right)}

Energia totală este:

{\ displaystyle E_ {T} = E_ {C} + E_ {P} = {\ frac {h ^ {2}} {4 \ pi ^ {2} m_ {e} \ left (r_ {1} ^ {2 } - {\ frac {R ^ {2}} {4}} \ right)}} + {\ frac {e ^ {2}} {4 \ pi \ epsilon _ {0}}} \ left (- {\ frac {4} {r_ {1}}} + {\ frac {1} {2 {\ sqrt {r_ {1} ^ {2} - {\ frac {R ^ {2}} {4}}}}} } + {\ frac {1} {R}} \ right)}

Într-un atom de hidrogen, egalitatea dintre forța electrostatică și forța centrifugă poate fi scrisă:

{\ frac {h ^ {2}} {4 \ pi ^ {2} m_ {e} a_ {0} ^ {2}}} = {\ frac {e ^ {2}} {4 \ pi \ epsilon _ {0} a_ {0}}} = 2R_ {H}

unde este constanta Rydberg, Å raza Bohr al atomului de hidrogen și constantei dielectrice . $R_ {H} = 13,6 \ eV$ $a_ {0} = 0,53 \$ $\ epsilon _ {0}$

Prin scăderea energiei de legătură a doi atomi de hidrogen izolați, energia totală a moleculei devine: $-2R_ {H}$

E_ {T} = 2R_ {H} \ left ({\ frac {1} {x ^ {2} - {\ frac {y ^ {2}} {4}}}} - {\ frac {4} {x }} + {\ frac {1} {2 {\ sqrt {x ^ {2} - {\ frac {y ^ {2}} {4}}}}}} + {\ frac {1} {y}} +1 \ dreapta)

unde și . $x = r_ {1} / a_ {0}$ $y = R / a_ {0}$

Această ecuație este rezolvată grafic prin variația x, astfel încât energia minimului să fie minimă. Obținem astfel x = 1,15 și y = 2,7, care dă valorile găsite de Bohr în 1913 de 2,7 eV pentru energia de legare și 0,6 Å pentru distanța dintre protoni. Precizia calculului este, desigur, mediocru, deoarece valorile experimentale sunt, respectiv, 4,5 eV și 0,74 Å . Pot fi găsite metode mai sofisticate bazate pe orbitali moleculari .

Legături în formule chimice

Conexiune	Lungime (pm)	Energie (kJ / mol)
Lungimea legăturii în pm și energiile legăturii în kJ / mol. Lungimea obligațiunii poate fi convertită la Å împărțind la 100 ( 1 Å = 100 pm ). Sursă.
H - Hidrogen
H - H	74	436
H - C	109	413
H - N	101	391
H - O	96	366
M - F	92	568
Acid clorhidric	127	432
H - fr	141	366
C - Carbon
C - H	109	413
CC	154	348
C = C	134	614
C≡C	120	839
C - N	147	308
CO	143	360
C - F	135	488
C - Cl	177	330
C - fr	194	288
ACEST	214	216
C - S	182	272
N - azot
N - H	101	391
N - C	147	308
N - N	145	170
N≡N	110	945
O - Oxigen
OH	96	366
O - C	143	360
O - O	148	145
O = O	121	498
F, Cl, Br, I - Halogeni
F H	92	568
F - F	142	158
F - C	135	488
Cl - H	127	432
Cl - C	177	330
Cl - Cl	199	243
Br - H	141	366
Br - C	194	288
Fr - Fr	228	193
Eu - H	161	298
IC	214	216
Eu - eu	267	151
S - Sulful
C - S	182	272

Deoarece atomii, moleculele și orbitalii lor sunt tridimensionali, este dificil să se utilizeze tehnici simple pentru a le reprezenta. În formulele moleculare , legătura chimică (orbital de legare) între doi atomi este indicată în moduri diferite, după cum este necesar.

Uneori este total ignorat. De exemplu, în chimia organică , chimiștii sunt uneori interesați de grupul funcțional al moleculei. Deci, în funcție de nevoie, formula moleculară a etanolului poate fi scrisă pe hârtie

în funcție de configurație ,
în trei dimensiuni,
în totalitate bidimensională sau în formulă structurală (indicând toate legăturile fără să vă faceți griji cu privire la direcțiile tridimensionale (forma 3D)). Exemplu:
în două dimensiuni comprimate sau în formulă semi-structurală (legăturile cu atomii de hidrogen sunt comprimate: HCH dă CH 2 ). Exemplu: (CH 3- CH 2 -OH),
prin separarea grupului funcțional de restul moleculei. Exemplu: C 2 H 5 OH
sau prin constituenți atomici (formula brută). Exemplu: C 2 H 6 O

Uneori este indicat chiar și norul de electroni care nu se leagă. . (Cu direcții în două dimensiuni De exemplu , atomii elementale aproximative :: . „ C . “ Unii chimiști , de asemenea , indică orbital, de exemplu, ipotetic anion etanul -4 ( \ / C = C / \ -4 ) , care indică posibilitatea de lipire Instruire.

Legături chimice puternice

Aceste legături chimice sunt forțe intramoleculare care țin atomi împreună în molecule și solide. Aceste legături pot fi simple, duble sau triple, adică numărul de electroni participanți (sau conținut în legătura orbitală) este de doi, patru sau șase. Un număr par de electroni este obișnuit, deoarece electronii asociați au energie mai mică. De fapt, teorii mai avansate asupra legăturilor arată că legăturile nu sunt întotdeauna cauzate de un număr întreg de electroni și, aceasta depinde de distribuția acestora în fiecare atom în cauză în legătură. De exemplu, carbonii din benzen sunt legați între ei prin aproximativ 1,5 legături și cei doi atomi din oxidul azotic NO sunt conectați prin aproximativ 2,5 legături. Legăturile cvadruple nu sunt imposibile, dar sunt foarte rare.

Tipul legăturii depinde de diferența de electronegativitate și de distribuția orbitalilor posibili în atomii legați. Cu cât electronegativitatea este mai mare, cu atât electronul este atras de un anumit atom și cu atât legătura are un caracter ionic . Dacă electronegativitatea este scăzută, legătura este covalentă .

Legătură covalentă

Legătura covalentă este interacțiunea dintre atomi dintr-o moleculă. Această legătură poate fi nepolarizată, dacă atomii au practic aceeași electronegativitate, sau polarizată dacă diferența dintre electronegativitățile lor rămâne mai mică de 1,7 (valoare convențională). Dincolo de această valoare, se spune că interacțiunea este ionică. O legătură covalentă (polarizată sau nu) poate fi simplă, dublă sau triplă.

În modelul Lewis, aceste legături sunt reprezentate respectiv de una, două sau trei linii.
- Exemplu de legătură covalentă nepolară: Cl-Cl, CH, C = C.
- Exemplu de legătură covalentă polarizată: H-Cl, CN, C = O.
În modelul orbital molecular, aceste legături sunt descrise prin suprapuneri de funcții numite orbitali atomici (OA). Aceste suprapuneri au ca rezultat matematic combinații liniare ale acestor OA pentru a forma orbitali moleculari (OM). Aceste OM sunt soluții ale ecuației Schrödinger referitoare la această moleculă.

Consultați articolele σ Bond și π Bond pentru explicația obișnuită CLOA a legăturilor nepolare.

Legătură covalentă coordonativă

Legătura covalentă coordonativă este o legătură specială în care electronii de legătură provin doar din unul dintre atomi, dar sunt aproximativ împărțiți în mod egal de ambii într-un orbital. Această configurație este diferită de o legătură ionică cu o diferență mică de electronegativitate.

Legături chimice relocate

Există diferite situații pentru care modelul Lewis cu punerea în comun a unui dublet de electroni nu este relevant. Acesta este cazul moleculelor care au electroni delocalizați sau cazul legăturii metalice.

Forme de rezonanță

Anumite molecule și anumiți ioni sunt slab reprezentați de o formulă Lewis, iar proprietățile lor nu sunt cele așteptate în ceea ce privește formula Lewis. Acesta este cazul, în chimia organică, a butadienei CH 2 = CH-CH = CH 2 pentru care lungimile legăturilor CC și C = C nu corespund acelorași legături în etan și etilenă. Acesta este și cazul, în chimia anorganică, cu ionul sulfat SO 4 2− care conține două legături S = O și două legături SO - în timp ce cele patru legături se dovedesc a fi identice.

În modelul Lewis, este necesar să se scrie mai multe reprezentări (numite forme de rezonanțe).
Modelul orbitalilor moleculari explică aceste fenomene; calculele arată că nivelurile de energie OM arată stabilități de rezonanță. ; arată o distribuție a taxelor (nu întregi) care nu corespunde cu cea oferită de modelul Lewis.

Legătură aromatică

În cazul moleculelor care respectă regula lui Hückel (moleculă ciclică care posedă 4n + 2 electroni delocalizați pe parcursul întregului ciclu), structura prezintă nu numai o stabilitate corespunzătoare existenței mai multor forme de rezonanță, ci și o stabilitate suplimentară numită aromaticitate.

Acesta este cazul benzenului , având 6 electroni delocalizați pe întregul ciclu. Aceștia sunt cei 6 electroni reprezentați de cele trei legături duble ale modelului Lewis. Cele 6 legături ale inelului au aceeași lungime în timp ce formula Lewis prezice că cele 3 legături CC sunt mai lungi decât cele trei legături C = C. Din punct de vedere istoric, chimiștii au văzut acest fenomen cu diclorobenzen. Luând în considerare formula Lewis, ar trebui să existe doi orto-diclorobenzen (cei doi atomi de clor fiind transportați fie printr-o legătură C = C, fie printr-o legătură CC) în timp ce experimental, a fost observat doar un orto-diclorobenzen.

În modelul Lewis, este mai bine să se reprezinte benzenul cu un cerc, mai degrabă decât cu legături simple și duble pentru a compune inelul.
În modelul OM, calculul arată o stabilitate mare a OM-urilor obligatorii.

În cazul compusului aromatic heterociclic și al benzenului substituit, diferențele de electronegativitate a părților inelului influențează comportamentul chimic care altfel ar fi echivalent.

Legătură metalică

Menținerea atomilor în contact într-un metal poate fi interpretată în funcție de mai multe modele.

Cel mai simplu model consideră că metalul nu este format din atomi M, ci din cationi M + , fiecare dintre aceștia având un electron în comun. Această grupare, cu o delocalizare asupra întregului cristal metalic, este cea care asigură stabilitatea cristalului.
Teoria benzilor folosește teoria mai elaborată a orbitalilor atomici. Putem înțelege această teorie luând în considerare:
- în primul rând, molecula Li 2 descrisă prin suprapunerea orbitalilor atomici 2s ai fiecărui litiu. Se formează astfel un OM de legare și un OM anti-legare. Fiecare electron 2s se găsește în OM de legare, de unde stabilitatea structurii.
- în al doilea rând, considerăm molecula Li 3 în care 3 OA 2 sunt grupate. 3 OM se formează, cu aceleași concluzii ca și pentru Li 2 .
- în cele din urmă, cu molecula Li n , n foarte mare, se formează OM-uri de legare n / 2 și OM-uri n-2 anti-legare. Aceste grupuri de OM fiind într-un număr foarte mare într-un spațiu energetic limitat, formează o bandă de OM-uri obligatorii și o bandă de OM-uri anti-legare.

Această teorie explică nu numai stabilitatea cristalului metalic, ci și puterea conductoare electric a metalului, electronii care se deplasează în benzi delocalizate peste tot cristalul.

Legături intermoleculare

Aceste legături sunt, de asemenea, cunoscute sub numele de legături slabe sau legături secundare.

Legătură de hidrogen

Legătura de hidrogen ( HB ) sau puntea de hidrogen este o legătură slabă care leagă moleculele. Acesta implică un atom de hidrogen și un atom destul de electronegativ (cum ar fi oxigenul de exemplu).

Legături ionice

Legarea ionică este o interacțiune electrostatică între ioni, de exemplu Na + și Cl - într-un cristal ionic. Diferența de electronegativitate între atomii corespunzători este mai mare de 1,7 (această limită este convențională; pentru acest exemplu, χ (Na) = 0,93 și χ (Cl) = 3,16). Această interacțiune este considerată puternică, temperaturile de topire ale acestor cristale fiind în general ridicate.

Se pot exercita, de asemenea, interacțiuni între ioni poliatomici. Electronegativitatea acestor ioni rezultă dintr-o definiție mai elaborată decât cea a atomilor, dar principiul interacțiunilor lor în cadrul unui cristal ionic este același.

Legătură halogenă

Legătura halogenă ( XB ) este o legătură slabă care se poate forma între un atom de halogen cu deficit de densitate electronică ( acid Lewis ) ( I > Br > Cl > F ) și un alt atom bogat în electroni ( O = N > S ) ( baza Lewis ). Există un număr mare de exemple de legături halogene în sistemele biologice. De exemplu, interacțiunea dintre tiroxină și receptorul acesteia este de tip legătură halogenă .

Van der Waals bond

Legătura Van der Waals este o interacțiune de intensitate redusă între atomi, molecule sau o moleculă și un cristal. Se datorează interacțiunilor dintre momentele dipolare electrice ale celor doi atomi implicați. Niciun electron nu este grupat între cei doi atomi.

Interacțiuni între cationi și legături pi

Electroni în legături chimice

Există trei tipuri de legături chimice: sunt legături simple, legături duble și legături triple. Într-adevăr, tipul unei legături chimice depinde de numărul de electroni împărțiți între atomii legați:

Legăturile simple au 2 electroni comuni.
Legăturile duble au 4 electroni împărțiți.
Legăturile triple au 6 electroni comuni.

Acest număr de electroni împărțiți între atomi depinde de structura electronică a acestor atomi și, prin urmare, de regulile octetului și duetului .

Note și referințe

Callaerts N. și Dehon J., „ Legătura chimică conform curenților epistemologici ”, Chimie Nouvelle nr. 131 ,noiembrie 2019, p. 19 ( citește online )
Roger L. DeKock , „ Legătura chimică ” , Journal of Chemical Education , vol. 64, nr . 11,1 st noiembrie 1987, p. 934 ( ISSN 0021-9584 , DOI 10.1021 / ed064p934 , citit online , accesat la 19 decembrie 2019 )
(în) Georgios Tsaparlis Eleni T. Pappa și Bill Byers , „ Predarea și învățarea legături chimice: dovezi bazate pe cercetare pentru concepții greșite conceptuale și dificultățile întâmpinate de elevi în școlile secundare superioare și efectul unui text îmbogățit “ , Chimie Educație și Cercetare Practică , vol. 19, nr . 4,2 octombrie 2018, p. 1253–1269 ( ISSN 1756-1108 , DOI 10.1039 / C8RP00035B , citit online , accesat la 19 decembrie 2019 )
Pannetier G. (1969). Chimie fizică generală. Atomistică, legături chimice și structuri moleculare. Ed. Masson. p. 309 .
Pannetier G. (1969). Chimie fizică generală. Atomistică, legături chimice și structuri moleculare. Ed. Masson. p. 310 .
Modelul molecular al lui Bohr din 1913 revizuit, PNAS 23 august 2005 vol. 102 nr. 34, 11985–11988
http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/bondel.html

Vezi și tu

Articole similare

Component chimic
Legătură covalentă :
Legarea la un electron
Legătură cu trei centri și doi electroni
Legătură cu trei electroni
Legătură cu trei centri și patru electroni
Legătură de hidrogen
Legătură halogenă
Legătură ionică
Legătură metalică
Van der Waals bond
Energie de legătură

linkuri externe

Instrument didactic pentru învățarea chimiei