1. CuprinsCuprins
1.1. DefiniţiDefiniţiee
2.2. ClasificareClasificarea legăturilor chimicea legăturilor chimice
3.3. LegLegăătura ionictura ionicăă
4.4. Legătura covalentăLegătura covalentă
55.. LegLegătura covalent-coordinativăătura covalent-coordinativă
6. Legături intermoleculare6. Legături intermoleculare
77.. ConcluziiConcluzii
88. Bibliografie. Bibliografie
LEGLEGĂĂTURITURI CHIMICECHIMICE

2. 1. Definiţie1. Definiţie
• Legătura chimică este forţa exercitată între grupuri de atomi sau ioni
care determină formarea unei unităţi stabile, care reacţionează ca
grupare sau specie de sine stătătoare.
• G.N.Lewis, W.Kossel şi I. Langmuir explică natura legăturilor chimice
ca fiind dată de electronii necuplaţi de pe stratul exterior al învelişului
electronic al atomilor care reacţionează în procesul chimic respectiv.
• Majoritatea atomilor tind către configuraţia de octet (regula
octetului), fie prin cedare sau acceptare de electroni (electrovalenţa),
fie prin punere de electroni în comun (covalenţa ).

3. 2.Clasificarea
legăturilor
chimice
 Legătura ionică
 Legătura covalentă
 Legătura covalent-coordinativă
 Legătura metalică
 Legături intermoleculare

4. 3.3. Legătura ionicăLegătura ionică
• Legătura ionicăLegătura ionică se realizează prinse realizează prin transfertransfer de electroni saude electroni sau cedare-cedare-
acceptareacceptare dede electroni de la un element cu caracter electropozitiv(electroni de la un element cu caracter electropozitiv(metalmetal) la) la
un element cu caracterun element cu caracter electronegativelectronegativ ((nemetalnemetal) urmată de atracţia) urmată de atracţia
electrostatică dintre ionii formaţi.electrostatică dintre ionii formaţi.

6. • Atomii elementelor din grupele IA şi IIA pierd cu uşurinţă electronii de pe ultimul
strat, devenind ioni pozitivi (cationi) cu cofiguraţia electronică a gazul rar precedent:
11Na [1s2
2s2
2p6
3s1
] 10Na+
[1s2
2s2
2p6
]
• Atomii elementelor din grupeleVA, VIA şi VIIA acceptă electroni devenind ioni
negativi (anioni) cu configuraţia electronică a gazului rar ce urmează:
17Cl [1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
] 18Cl-
[1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
]
Sau
Na
..
:
..
Cl:
+
+
- forte
electrostatice
Na Cl
+ -
Na .
..
:
..
Cl Na
..
:
..
Cl:.+
+
+
- forte
electrostatice
Na Cl
+ -

7. • legătura ionică din compusul MgO.
• legătura ionică din compusul MgCl2.
• Formula unui compus ionic indică raportul în care se găsesc ionii în
reţeaua ionică (de exemplu in reţeaua NaCl sau MgO raportul în care
se găsesc ionii în reţea este de 1:1; în reţeaua MgCl2 raportul între ionii
de Mg+2
şi Cl-
este de 1:2).
:Mg
..
:
..
Mg
..
:
..
: MgO
O O MgO+
forte
electrostatice+
+2 - +22 -2
..
:
..
Cl
:Mg
..
:
..
Cl
Mg
..
:
..
Cl:
..
:
..
Cl:
Mg MgCl2
.
+
forte
electrostatice
.
+
-+2
-
-
+2
Cl 2

8. 3.1. Reţele ionice
• Legăturile ionice nu conduc la molecule. Ele conduc la un ansamblu de ioni pozitivi
şi negativi între care se exercită atracţii electrostatice. Ansamblul formează o
structură geometrică spaţială, regulată, numită reţea ionică.
• Cea mai mică porţiune dintr-o reţea ionică care prin repetare generează întreg
cristalul e numeşte celulă elementară.
• Clorura de sodiu prezintă o reţea cubică.
• Ionii de Na+ se găsesc în centrul şi pe mijlocul laturilor unui cub, iar ionii de Cl- se
găsesc în nodurile cubului şi pe centrul feţelor cubului.
• Fiecare ion de Na+
este înconjurat de 6 ioni Cl-
, şi fiecare ion Cl-
este înconjurat de 6
ioni Na+
. (N.C.NaCl= 6)

9. 3.2.Proprietăţile compuşilor ionici
• au temperaturi de topire şi fierbere ridicate, ce scad pe măsura creşterii
razelor ionilor şi cresc pe măsura creşterii sarcinilor electrice.
• sunt solubile în solvenţi polari (în special apă) şi greu solubile în solvenţi
nepolari, datorită slăbirii forţelor electrostatice ce reţin ionii în reţeaua
cristalină, ca urmare a hidratării ionilor.
• nu conduc curentul electric în stare solidă, ci numai în soluţie apoasă şi în
topitură (sunt electroliţi tari).
• sunt casante, se sparg dacă sunt lovite.
3.3.Importanţa practică a NaCl
• Constituie substanţa de bază pentru obţinerea sodiului, clorului, acidului clorhidric,
hidroxidului de sodiu, carbonatului de sodiu etc.
• NaCl este utilizată şi în industria farmaceutică, în industria lacurilor, vopselelor,
hârtiei, maselor plastice, textilă şi altele.
• În industria alimentară drept conservant şi codiment.

10. 4. Legătura covalentă4. Legătura covalentă
• Definiţie1 : Legătura covalentă se realizează prin punere şi folosire în
comun de electroni între două elemente cu caracter electronegativ
(nemetale).

12. • Definiţie 2 : Legătura covalentă se realizează prin acoperirea reciprocă a
orbitalilor atomici monoelectronici cu formarea unui orbital molecular.

13. 4.1.Clasificarea legăturii covalente
• După natura atomilor care îşi punDupă natura atomilor care îşi pun
în comun electroniîn comun electroni
• După numărul de electroni puşi înDupă numărul de electroni puşi în
comun de fiecare atomcomun de fiecare atom
• După natura orbitalilor care seDupă natura orbitalilor care se
întrepătrundîntrepătrund
• Legătura covalentă nepolarăLegătura covalentă nepolară
• Legătură covalentă polarăLegătură covalentă polară
• Legătura covalentă simplăLegătura covalentă simplă
• Legătura covalentă dublăLegătura covalentă dublă
• Legătura covalentă triplăLegătura covalentă triplă
• Legătura covalentă sigma (Legătura covalentă sigma (σσ))
• Legătura covalentă pi (Legătura covalentă pi (ππ))

14. Legătura covalentăLegătura covalentă nepolarnepolarăă care secare se
stabileşte între atomi de acelaşi fel, cândstabileşte între atomi de acelaşi fel, când
perechea de electroni aparţine în modperechea de electroni aparţine în mod
egal celor doi atomi legaţi: moleculele deegal celor doi atomi legaţi: moleculele de
HH22, F, F22,, ClCl22, N, N22
Legătura covalentă polarăLegătura covalentă polară care secare se
stabileşte între două specii diferite destabileşte între două specii diferite de
atomi, fapt ce permite deplasareaatomi, fapt ce permite deplasarea
electronilor de legătură către atomulelectronilor de legătură către atomul
elementului mai electronegativelementului mai electronegativ:: HF,HF,
HH22O, NHO, NH33..

15. • Legătura covalentă nepolarăLegătura covalentă nepolară
• Legătura covalentă polarăLegătura covalentă polară

16. • Legătura covalentă simplă se realizează prin punerea şi folosirea în comun a
câte un electron de la fiecare atom
• Legătura covalentă dublă se realizează prin punerea şi folosirea în comun a
câte doi electroni de la fiecare atom
• Legătura covalentă triplă se realizează prin punerea şi folosirea în comun a
câte trei electroni de la fiecare atom

17. • Legătura covalentă sigma (σ)
• Legătura covalentă pi (π)

18. 4.2. Caracteristicile legăturii covalente
Legătura covalentă se caracterizează prin:Legătura covalentă se caracterizează prin:
• tărie (energie de legătură);tărie (energie de legătură);
• lungime (rază covalentă);lungime (rază covalentă);
• unghi de valenţă (determinat de orientarea în spaţiu a orbitalilor atomiciunghi de valenţă (determinat de orientarea în spaţiu a orbitalilor atomici
puri sau hibrizi);puri sau hibrizi);
• polaritate.polaritate.
4.3. Reţele covalente (atomice)
• Reţelele atomice au în noduri atomi uniţi prin legături covalente.
• Substanţe care prezintă reţele atomice sunt: carbon, germaniu, borul, etc.
• Tăria deosebită a legăturii covalente conferă reţelelor atomice proprietăţi
caracteristice: duritate excepţională (diamant, carbura de siliciu), puncte de
topire înalte, călduri latente de topire înalte, reactivitate chimică scăzută,
conductibilitate electrică şi termică foarte mică.

19. 5. Legătura covalent-coordinativă5. Legătura covalent-coordinativă
• Legătura coordinativă reprezintă un caz particular al legăturii covalente
deoarece, punerea în comun a unei perechi de electroni se realizează de către
un singur atom (donor) celălalt (acceptor), doar îi foloseşte.
Donor :Donor : →→ AcceptorAcceptor
• legătura covalentă coordinativă (donor-acceptor) explică formarea unor ionilegătura covalentă coordinativă (donor-acceptor) explică formarea unor ioni
anorganici (Hanorganici (H33OO++
, NH, NH44
++
) şi formarea combinaţiilor complexe:) şi formarea combinaţiilor complexe:
++
←→→+ ]NHAgN[HNH:2Ag 333

20. 6. Legături intermoleculare
(forţe care se stabilesc între molecule sau atomi ai gazelor rare)
Legături de H Forţe van der Waals
Forţe dipol-dipol
(Debye)
Forţe de dispersie London
Forţe de inducţie (Kessom)

21. 6.1. Legături de H
se stabilesc între
molecule care conţin
atomi de H şi atomi de
nemetal cu volum mic
şi caracter
electronegativ
pronunţat (F, O, N)

22. 6.2.Forţe van der Waals

23. 7.7. ConcluziiConcluzii
. Pentru disciplina chimie, există lecţii cu suficiente noţiuni noi ,ce pot
fi transmise folosind metodele colaborative, prin care se asigura o
participare activă a elevului la predare şi o înţelegere mai rapida a
celor prezentate .
. În cazul în care fenomenul chimic, este imposibil de pus în evidenţă
pe cale experimentală, se poate apela la simularea sa cu ajutorul
calculatorului, prin animaţie, grafică, sunet.

24. 8.8. BibliografieBibliografie
1.1. Suport de cursSuport de curs ProiectProiect POSDRU ,,Să ne pregătim penru BAC!POSDRU ,,Să ne pregătim penru BAC!
Modul 1 – Platforme educa ionale – EasyClassț
Modul 2 – Tehnologii moderne utile în activitatea didactică
2.2. LecLecţţiile digitizate din platforma AeLiile digitizate din platforma AeL
3.3. https://www.youtube.com/watch?v=2Tp6DUsFh1ghttps://www.youtube.com/watch?v=2Tp6DUsFh1g
4.4. www.didactic.rowww.didactic.ro
5.5. C.Nenitescu, Chimie Anorganică, Editura Didactică i Pedagogică ,ș
Bucuresti 1980
6. L.Vlădescu,I.A.Badea,Manual de Chimie clasa a IX- a,Grup Editorial Art
2006