Legătura ionică și covalentă la BAC: comparație

Legătura ionică este descrisă prin atracția dintre ioni de semne opuse, iar legătura covalentă prin punerea în comun a electronilor între atomi. Pentru chimie BAC, comparația trebuie legată de particulele existente și structura substanței, nu doar de eticheta „metal” sau „nemetal”.

Lecția aparține variantei chimie anorganică și generală. Folosim exemplele școlare NaCl, H₂, Cl₂, N₂, HCl și H₂O. Separăm legătura din interiorul unei molecule de interacțiunile dintre molecule și evităm să descriem cristalul ionic ca pe o colecție de molecule independente.

Legătura ionică: formarea ionilor și atracția lor

Atomul de sodiu are un electron pe stratul exterior. În modelul formării ionului, cedează acel electron și devine Na⁺. Atomul de clor poate accepta un electron, devenind Cl⁻. Transferul explică obținerea sarcinilor opuse în schema școlară.

După formarea ionilor, atracția electrostatică dintre sarcini opuse contribuie la stabilitatea structurii ionice. În cristalul de clorură de sodiu, fiecare ion interacționează cu mai mulți vecini. Nu există doar perechi izolate Na–Cl care să se comporte ca molecule separate.

Formula NaCl exprimă raportul unu la unu dintre ionii de sodiu și clorură. Acest raport asigură neutralitatea electrică a cristalului: o sarcină pozitivă este compensată de o sarcină negativă. Formula nu spune că întregul cristal conține numai doi ioni.

Cum stabilești formula unui compus ionic

Pentru Mg²⁺ și Cl⁻, o singură clorură nu compensează sarcina magneziului. Sunt necesari doi ioni clorură pentru un ion magneziu, deci formula este MgCl₂. Suma sarcinilor este +2 + 2·(−1) = 0.

Pentru Al³⁺ și O²⁻, cel mai mic total comun al sarcinilor este șase. Doi ioni de aluminiu oferă +6, iar trei ioni oxid oferă −6. Formula este Al₂O₃, cu raportul doi la trei.

Regula practică a „încrucișării” numerelor poate ajuta, dar verificarea prin neutralitate este justificarea reală. Pentru Mg²⁺ și O²⁻, raportul se simplifică la unu la unu, deci scrii MgO, nu Mg₂O₂ ca formulă empirică uzuală.

De ce solidul ionic și soluția au comportamente diferite

Într-un cristal ionic solid obișnuit, ionii sunt localizați în rețea și nu se deplasează liber prin întregul material. De aceea, simpla existență a sarcinilor nu este suficientă pentru o conductibilitate electrică bună în această stare.

În topitură, ionii pot deveni mobili. În soluție apoasă, dacă substanța se dizolvă, ionii hidratați pot transporta sarcină. Explicația privește mobilitatea purtătorilor, nu transformarea ionilor în electroni liberi.

Nu presupune că orice compus ionic este foarte solubil în apă. Solubilitatea depinde de echilibrul interacțiunilor și de natura substanței. Clasificarea legăturii nu înlocuiește datele despre dizolvare.

Legătura covalentă simplă: H₂ și Cl₂

În molecula H₂, cei doi atomi de hidrogen participă la o pereche comună de electroni. Perechea aparține legăturii dintre atomi și permite descrierea unei legături covalente simple. Fiecare hidrogen este asociat cu un duet electronic în modelul Lewis.

În Cl₂, fiecare atom de clor contribuie cu câte un electron la perechea comună. Pe fiecare clor rămân și perechi neparticipante. O pereche neparticipantă este prezentă pe un atom fără să reprezinte o legătură către celălalt.

Pentru că atomii din fiecare dintre aceste molecule sunt identici, atragerea electronilor legăturii este simetrică. Legăturile sunt covalente nepolare. Numărul total de electroni al moleculei este diferit de numărul electronilor din perechea de legătură.

Legătura triplă: molecula de azot

În modelul Lewis pentru N₂, atomii de azot pun în comun trei perechi de electroni. Scriem N≡N pentru a reprezenta o legătură triplă. Fiecare atom păstrează și o pereche neparticipantă.

Trei perechi comune înseamnă șase electroni de legătură, nu trei. Molecula conține în total zece electroni de valență: șase în legătura triplă și patru în cele două perechi neparticipante.

Legătura este nepolară deoarece unește atomi identici. Ordinul legăturii și polaritatea sunt criterii diferite: o legătură poate fi simplă sau multiplă, iar separat polară sau nepolară. Nu deduce polaritatea numai din numărul liniilor desenate.

Legătura covalentă polară: HCl și apă

În HCl, clorul atrage mai puternic electronii legăturii decât hidrogenul. Distribuția este inegală și apar sarcini parțiale: hidrogenul este parțial pozitiv, iar clorul parțial negativ. Molecula rămâne neutră electric în ansamblu.

O sarcină parțială nu este identică unei sarcini ionice întregi. Scrierea HCl ca moleculă covalentă polară nu este aceeași descriere cu H₃O⁺ și Cl⁻ din soluția apoasă după reacția cu apa.

În H₂O, legăturile O–H sunt covalente polare. Forma unghiulară contribuie la polaritatea moleculei. Legăturile de hidrogen dintre moleculele apei sunt interacțiuni distincte de legăturile covalente O–H din interiorul fiecărei molecule.

Tabel pentru diferențiere

Criteriu	Exemplu ionic: NaCl	Exemplu covalent molecular: HCl
Unități structurale urmărite	Ioni în rețea	Molecule
Originea descrierii școlare	Ioni de sarcini opuse	Pereche de electroni comună
Semnificația formulei	Raportul ionilor	Compoziția moleculei
Sarcini în descriere	Sarcini ionice întregi	Sarcini parțiale în molecula polară

Comparația se referă la exemplele alese, nu la toate proprietățile tuturor substanțelor covalente. Există și solide covalente cu rețele extinse. De aceea, afirmația „toate substanțele covalente sunt gaze” este greșită.

Exemplu rezolvat: identificarea a trei erori

Un elev scrie: „NaCl este o moleculă formată din doi atomi neutri; în H₂ fiecare atom primește definitiv electronul celuilalt; N₂ are trei electroni de legătură”. Fiecare propoziție schimbă un aspect esențial.

Pentru NaCl solid, descrierea corectă urmărește ionii și rețeaua. Pentru H₂, electronii formează o pereche comună, nu două transferuri definitive care ar produce doi ioni negativi. Pentru N₂, trei perechi comune înseamnă șase electroni de legătură.

O astfel de corectare cere înțelegerea termenilor, nu înlocuirea arbitrară a unui cuvânt. În subiectele BAC, verifică dacă se cere tipul legăturii, particula sau proprietatea substanței.

Exerciții cu soluții

1. Ce formulă rezultă din Ca²⁺ și Cl⁻? CaCl₂. Doi anioni cu sarcina minus unu compensează un cation cu sarcina plus doi.

2. Câți electroni formează două perechi comune? Patru. Perechea reprezintă doi electroni, indiferent de modul de desenare.

3. H–Cl este o legătură nepolară deoarece molecula este neutră? Nu. Neutralitatea globală nu exclude distribuția inegală a electronilor și sarcinile parțiale.

4. De ce NaCl solid și NaCl topit pot conduce diferit curentul? Mobilitatea ionilor diferă. În topitură, purtătorii de sarcină se pot deplasa prin material.

Întrebări frecvente

Orice legătură între nemetale este nepolară?

Nu. Atomii diferiți pot atrage inegal electronii comuni. HCl și O–H sunt exemple de legături polare.

Perechile neparticipante sunt inutile?

Nu. Ele fac parte din structura electronică și pot influența geometria și interacțiunile. Termenul indică doar că nu formează legătura covalentă analizată.

Cum verific o formulă ionică?

Calculează suma sarcinilor pentru cel mai simplu raport întreg. Dacă rezultatul nu este zero pentru compusul neutru, revizuiește indicii. Un profesor de chimie poate verifica împreună cu tine această justificare.

Reper curricular: programa oficială de chimie, legătură ionică și legături covalente polare și nepolare.