enlace covalente(enlace atómico, enlace homeopolar) - enlace químico, formado por la superposición (socialización) de nubes de electrones paravalentes. Las nubes electrónicas (electrones) que permiten la comunicación se denominan par de electrones común.
Las propiedades características de un enlace covalente (direccionalidad, saturación, polaridad, polarizabilidad) determinan la química y propiedades físicas conexiones
La dirección del enlace se debe a la estructura molecular de la sustancia y la forma geométrica de su molécula. Los ángulos entre dos enlaces se llaman ángulos de enlace.
Saturación: la capacidad de los átomos para formar un número limitado de enlaces covalentes. El número de enlaces formados por un átomo está limitado por el número de sus orbitales atómicos externos.
La polaridad del enlace se debe a la distribución desigual de la densidad electrónica debido a las diferencias en la electronegatividad de los átomos. Sobre esta base, los enlaces covalentes se dividen en no polares y polares (no polares: una molécula diatómica consta de átomos idénticos (H 2, Cl 2, N 2) y las nubes de electrones de cada átomo se distribuyen simétricamente con respecto a estos átomos; polar - una molécula diatómica consta de átomos de diferentes elementos químicos, y la nube de electrones general se desplaza hacia uno de los átomos, formando así una asimetría de distribución carga eléctrica en la molécula, generando un momento dipolar de la molécula).
La polarizabilidad de un enlace se expresa en el desplazamiento de los electrones del enlace bajo la influencia de un elemento externo. campo eléctrico, incluida otra partícula reactiva. La polarizabilidad está determinada por la movilidad de los electrones. La polaridad y la polarizabilidad de los enlaces covalentes determinan la reactividad de las moléculas con respecto a los reactivos polares.
educación en comunicación
Un enlace covalente está formado por un par de electrones compartidos entre dos átomos, y estos electrones deben ocupar dos orbitales estables, uno de cada átomo.
A + B → A: B
Como resultado de la socialización, los electrones forman un nivel de energía lleno. Se forma un enlace si su energía total en este nivel es menor que en el estado inicial (y la diferencia de energía no será más que la energía del enlace).
Llenado de electrones de orbitales atómicos (en los bordes) y moleculares (en el centro) en la molécula de H 2 . El eje vertical corresponde al nivel de energía, los electrones se indican mediante flechas que reflejan sus espines.
De acuerdo con la teoría de los orbitales moleculares, la superposición de dos orbitales atómicos conduce en el caso más simple a la formación de dos orbitales moleculares (OM): MO vinculante Y antienlace (aflojamiento) MO. Los electrones compartidos se encuentran en un OM de enlace de menor energía.
Tipos de enlace covalente
Hay tres tipos de enlaces químicos covalentes que difieren en el mecanismo de formación:
1. enlace covalente simple. Para su formación, cada uno de los átomos aporta un electrón desapareado. Cuando se forma un enlace covalente simple, las cargas formales de los átomos permanecen sin cambios.
Si los átomos que forman un enlace covalente simple son los mismos, entonces las cargas verdaderas de los átomos en la molécula también son las mismas, ya que los átomos que forman el enlace están en Igualmente posee un par de electrones compartidos. Tal conexión se llama enlace covalente no polar. Tal conexión tiene sustancias simples, por ejemplo: O 2, N 2, Cl 2. Pero no solo los no metales del mismo tipo pueden formar un enlace covalente no polar. Los elementos no metálicos cuya electronegatividad es de igual valor también pueden formar un enlace covalente no polar, por ejemplo, en la molécula de PH 3, el enlace es covalente no polar, ya que el EO del hidrógeno es igual al EO del fósforo.
· Si los átomos son diferentes, entonces el grado de posesión de un par de electrones socializado está determinado por la diferencia en la electronegatividad de los átomos. Un átomo con mayor electronegatividad atrae hacia sí un par de electrones de enlace con más fuerza y su verdadera carga se vuelve negativa. Un átomo con menor electronegatividad adquiere, respectivamente, la misma carga positiva. Si un compuesto se forma entre dos no metales diferentes, entonces dicho compuesto se llama enlace covalente polar.
2. Vínculo donante-aceptor. Para formar este tipo de enlace covalente, ambos electrones proporcionan uno de los átomos: donante. El segundo de los átomos involucrados en la formación de un enlace se llama aceptador. En la molécula resultante, la carga formal del donante aumenta en uno, mientras que la carga formal del aceptor disminuye en uno.
3. Conexión semipolar. Se puede considerar como un enlace polar donante-aceptor. Este tipo de enlace covalente se forma entre un átomo que tiene un par de electrones no compartido (nitrógeno, fósforo, azufre, halógenos, etc.) y un átomo con dos electrones no apareados (oxígeno, azufre). La formación de un enlace semipolar se produce en dos etapas:
1. Transferencia de un electrón de un átomo con un par de electrones no compartido a un átomo con dos electrones no apareados. Como resultado, un átomo con un par de electrones no compartidos se convierte en un catión radical (una partícula cargada positivamente con un electrón desapareado), y un átomo con dos electrones desapareados en un anión radical (una partícula cargada negativamente con un electrón desapareado).
2. Socialización de electrones desapareados (como en el caso de un enlace covalente simple).
Cuando se forma un enlace semipolar, un átomo con un par de electrones no compartidos aumenta su carga formal en uno, y un átomo con dos electrones no apareados disminuye su carga formal en uno.
enlace σ y enlace π
Enlaces sigma (σ), pi (π): una descripción aproximada de los tipos de enlaces covalentes en las moléculas de varios compuestos, el enlace σ se caracteriza por el hecho de que la densidad de la nube de electrones es máxima a lo largo del eje que conecta los núcleos de los átomos. Cuando se forma un enlace, se produce el llamado solapamiento lateral de las nubes de electrones, y la densidad de la nube de electrones es máxima "por encima" y "por debajo" del plano del enlace σ. Por ejemplo, tome etileno, acetileno y benceno.
En la molécula de etileno C 2 H 4 hay un doble enlace CH 2 \u003d CH 2, su fórmula electrónica es: H: C:: C: H. Los núcleos de todos los átomos de etileno están ubicados en el mismo plano. Tres nubes de electrones de cada átomo de carbono forman tres enlaces covalentes con otros átomos en el mismo plano (con ángulos entre ellos de unos 120°). La nube del cuarto electrón de valencia del átomo de carbono se encuentra por encima y por debajo del plano de la molécula. Estas nubes de electrones de ambos átomos de carbono, superpuestas parcialmente por encima y por debajo del plano de la molécula, forman un segundo enlace entre los átomos de carbono. El primer enlace covalente más fuerte entre los átomos de carbono se llama enlace σ; el segundo enlace covalente menos fuerte se llama enlace.
En una molécula de acetileno lineal
H-S≡S-N (N: S::: S: N)
hay enlaces σ entre átomos de carbono e hidrógeno, un enlace σ entre dos átomos de carbono y dos enlaces σ entre los mismos átomos de carbono. Dos enlaces están ubicados por encima de la esfera de acción del enlace σ en dos planos perpendiculares entre sí.
Los seis átomos de carbono de la molécula de benceno cíclico C 6 H 6 se encuentran en el mismo plano. Los enlaces σ actúan entre átomos de carbono en el plano del anillo; existen los mismos enlaces para cada átomo de carbono con átomos de hidrógeno. Cada átomo de carbono gasta tres electrones para formar estos enlaces. Las nubes de los cuartos electrones de valencia de los átomos de carbono, que tienen forma de ocho, se ubican perpendiculares al plano de la molécula de benceno. Cada una de esas nubes se superpone igualmente con las nubes de electrones de los átomos de carbono vecinos. En la molécula de benceno, no se forman tres enlaces separados, sino un sistema de un solo electrón de seis electrones, común a todos los átomos de carbono. Los enlaces entre los átomos de carbono en la molécula de benceno son exactamente los mismos.
Ejemplos de sustancias con enlace covalente
Los átomos en las moléculas están conectados por un enlace covalente simple gases simples(H 2, Cl 2, etc.) y compuestos (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl, etc.). Compuestos con un enlace donador-aceptor -amonio NH 4 +, anión tetrafluoroborato BF 4 - y otros Compuestos con un enlace semipolar - óxido nitroso N 2 O, O - -PCl 3 +.
Los cristales con un enlace covalente son dieléctricos o semiconductores. Ejemplos típicos de cristales atómicos (los átomos en los que están interconectados por enlaces covalentes (atómicos) son el diamante, el germanio y el silicio.
La única sustancia conocida por el hombre con un ejemplo de enlace covalente entre un metal y el carbono es la cianocobalamina, conocida como vitamina B12.
Enlace iónico- un enlace químico muy fuerte formado entre átomos con una gran diferencia (> 1,5 en la escala de Pauling) de electronegatividad, en el que el par de electrones común pasa completamente a un átomo con una electronegatividad más alta. Esta es la atracción de iones como cuerpos de carga opuesta. . Un ejemplo es el compuesto CsF, en el que el "grado de ionicidad" es del 97%. Considere el método de formación usando el ejemplo de cloruro de sodio NaCl. La configuración electrónica de los átomos de sodio y cloro se puede representar como: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Estos son átomos con niveles de energía incompletos. Evidentemente, para completarlos, es más fácil que un átomo de sodio ceda un electrón que sumar siete, y es más fácil que un átomo de cloro sume un electrón que ceda siete. En una interacción química, el átomo de sodio cede por completo un electrón y el átomo de cloro lo acepta. Esquemáticamente, esto se puede escribir como: Na. - l e -> Na + ion sodio, capa estable de ocho electrones 1s2 2s2 2p6 debido al segundo nivel de energía. :Cl + 1e --> .Cl - ion de cloro, capa estable de ocho electrones. Las fuerzas de atracción electrostática surgen entre los iones Na+ y Cl-, como resultado de lo cual se forma un compuesto. Un enlace iónico es un caso extremo de la polarización de un enlace polar covalente. Formado entre metal típico y no metal. En este caso, los electrones del metal pasan completamente al no metal. Se forman iones.
Si se forma un enlace químico entre átomos que tienen una diferencia de electronegatividad muy grande (EO > 1,7 según Pauling), entonces el par de electrones compartido se transfiere completamente al átomo con un EO más grande. El resultado de esto es la formación de un compuesto de iones de carga opuesta:
Entre los iones formados existe una atracción electrostática, que se denomina enlace iónico. Más bien, tal vista es conveniente. De hecho, el enlace iónico entre los átomos en su forma pura no se realiza en ninguna parte o casi en ninguna; por lo general, de hecho, el enlace es en parte iónico y en parte covalente. Al mismo tiempo, el enlace de iones moleculares complejos a menudo se puede considerar puramente iónico. Las diferencias más importantes entre los enlaces iónicos y otros tipos de enlaces químicos son la no direccionalidad y la insaturación. Es por eso que los cristales formados por enlaces iónicos gravitan hacia varios empaques cercanos de los iones correspondientes.
característica de tales compuestos es buena solubilidad en solventes polares (agua, ácidos, etc.). Esto se debe a las partes cargadas de la molécula. En este caso, los dipolos del solvente son atraídos hacia los extremos cargados de la molécula y, como resultado del movimiento browniano, “arrancan” la molécula de la sustancia en partes y las rodean, impidiendo que se reúnan. El resultado son iones rodeados por dipolos del solvente.
Cuando tales compuestos se disuelven, por regla general, se libera energía, ya que la energía total de los enlaces solvente-ion formados es mayor que la energía del enlace anion-cation. Las excepciones son muchas sales. Ácido nítrico(nitratos), que absorben calor cuando se disuelven (las soluciones se enfrían). Este último hecho se explica sobre la base de las leyes que se consideran en la química física.
Un enlace químico es la interacción de partículas (iones o átomos), que se lleva a cabo en el proceso de intercambio de electrones ubicados en el último nivel electrónico. Hay varios tipos de dicho enlace: covalente (se divide en no polar y polar) e iónico. En este artículo, nos detendremos con más detalle en el primer tipo de enlaces químicos: covalentes. Y para ser más precisos, en su forma polar.
Un enlace polar covalente es un enlace químico entre las nubes de electrones de valencia de los átomos vecinos. El prefijo "ko-" - significa en este caso "juntos", y la base de "valencia" se traduce como fuerza o habilidad. Esos dos electrones que se unen entre sí se llaman par de electrones.
Historia
El término fue utilizado por primera vez en un contexto científico por el químico ganador del Premio Nobel Irving Lenngryum. Ocurrió en 1919. En su trabajo, el científico explicó que el enlace en el que se observan los electrones comunes a dos átomos difiere del metálico o iónico. Por lo tanto, requiere un nombre separado.Posteriormente, ya en 1927, F. London y W. Heitler, tomando como ejemplo la molécula de hidrógeno como el modelo química y físicamente más sencillo, describieron un enlace covalente. Se pusieron manos a la obra desde el otro extremo y corroboraron sus observaciones utilizando la mecánica cuántica.
La esencia de la reacción.
El proceso de conversión de hidrógeno atómico en hidrógeno molecular es una reacción química típica, cuya característica cualitativa es una gran liberación de calor cuando se combinan dos electrones. Se parece a esto: dos átomos de helio se acercan entre sí, con un electrón en su órbita. Luego, estas dos nubes se acercan y forman una nueva, similar a una capa de helio, en la que ya giran dos electrones.
Las capas de electrones completas son más estables que las incompletas, por lo que su energía es significativamente menor que la de dos átomos separados. Durante la formación de una molécula, el exceso de calor se disipa en el medio ambiente.
Clasificación
En química, hay dos tipos de enlaces covalentes:
- Un enlace covalente no polar formado entre dos átomos del mismo elemento no metálico, como oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, carbono.
- Un enlace polar covalente ocurre entre átomos de diferentes no metales. buen ejemplo puede servir como una molécula de cloruro de hidrógeno. Cuando los átomos de dos elementos se combinan entre sí, el electrón desapareado del hidrógeno pasa parcialmente al último nivel electrónico del átomo de cloro. Así, se forma una carga positiva en el átomo de hidrógeno y una carga negativa en el átomo de cloro.
Vínculo donante-aceptor es también un tipo de enlace covalente. Consiste en que un átomo de un par proporciona ambos electrones, convirtiéndose en donante, y el átomo que los acepta, respectivamente, se considera aceptor. Cuando se forma un enlace entre átomos, la carga del donante aumenta en uno y la carga del aceptor disminuye.
Enlace semipolar - e Se puede considerar una subespecie de donante-aceptor. Solo en este caso, los átomos se unen, uno de los cuales tiene un orbital de electrones completo (halógenos, fósforo, nitrógeno) y el segundo tiene dos electrones desapareados (oxígeno). La comunicación se forma en dos etapas:
- primero, se quita un electrón del par solitario y se une a los no apareados;
- la unión de los restantes electrodos no apareados, es decir, se forma un enlace polar covalente.
Propiedades
El enlace covalente polar tiene su propio físico. Propiedades químicas tales como directividad, saturación, polaridad, polarizabilidad. Determinan las características de las moléculas resultantes.
La dirección del enlace depende de la futura estructura molecular de la sustancia resultante, es decir, de la forma geométrica que forman dos átomos al sumarse.
La saturación muestra cuántos enlaces covalentes puede formar un átomo de una sustancia. Este número está limitado por el número de orbitales atómicos exteriores.
La polaridad de la molécula surge porque la nube de electrones, formada por dos electrones diferentes, es desigual en toda su circunferencia. Esto se debe a la diferencia de carga negativa en cada uno de ellos. Esta propiedad es la que determina si un enlace es polar o no polar. Cuando dos átomos del mismo elemento se combinan, la nube de electrones es simétrica, lo que significa que el enlace es covalente no polar. Y si se combinan átomos de diferentes elementos, se forma una nube de electrones asimétrica, el llamado momento dipolar de la molécula.
La polarizabilidad refleja qué tan activamente se desplazan los electrones en una molécula bajo la acción de agentes físicos o químicos externos, como los eléctricos o campo magnético, otras partículas.
Las dos últimas propiedades de la molécula resultante determinan su capacidad para reaccionar con otros reactivos polares.
Enlace sigma y enlace pi
La formación de estos enlaces depende de la densidad de distribución de electrones en la nube de electrones durante la formación de la molécula.
El enlace sigma se caracteriza por la presencia de una densa acumulación de electrones a lo largo del eje que conecta los núcleos de los átomos, es decir, en el plano horizontal.
El enlace pi se caracteriza por la compactación de nubes de electrones en el punto de su intersección, es decir, por encima y por debajo del núcleo de un átomo.
Visualización de relaciones en una entrada de fórmula
Tomemos el átomo de cloro como ejemplo. Su nivel electrónico exterior contiene siete electrones. En la fórmula, están dispuestos en tres pares y un electrón desapareado alrededor de la designación del elemento en forma de puntos.
Si la molécula de cloro se escribe de la misma forma, se verá que dos electrones desapareados han formado un par común a dos átomos, se llama compartido. Además, cada uno de ellos recibió ocho electrones.
Regla del octeto-doblete
El químico Lewis, quien propuso cómo se forma un enlace covalente polar, fue el primero de sus colegas en formular una regla que explica la estabilidad de los átomos cuando se combinan en moléculas. Su esencia radica en el hecho de que los enlaces químicos entre los átomos se forman en el caso cuando se socializan. suficiente electrones para obtener una configuración electrónica que se repite de forma similar a los átomos de los elementos nobles.
Es decir, cuando se forman las moléculas, para su estabilización es necesario que todos los átomos tengan un nivel electrónico externo completo. Por ejemplo, los átomos de hidrógeno, al unirse en una molécula, repiten la capa de electrones del helio, los átomos de cloro adquieren similitud a nivel electrónico con el átomo de argón.
Longitud del enlace
Un enlace polar covalente, entre otras cosas, se caracteriza por una cierta distancia entre los núcleos de los átomos que forman la molécula. Están ubicados a una distancia tal que la energía de la molécula es mínima. Para lograr esto, es necesario que las nubes de electrones de los átomos se superpongan entre sí tanto como sea posible. Existe un patrón directamente proporcional entre el tamaño de los átomos y el enlace largo. Cuanto más grande es el átomo, más largo es el enlace entre los núcleos.
Una variante es posible cuando un átomo no forma uno, sino varios covalentes. enlaces polares. Luego se forman los llamados ángulos de valencia entre los núcleos. Pueden ser de noventa a ciento ochenta grados. Determinan la fórmula geométrica de la molécula.
Por primera vez sobre un concepto como enlace covalente Los científicos químicos comenzaron a hablar después del descubrimiento de Gilbert Newton Lewis, quien lo describió como la socialización de dos electrones. Estudios posteriores permitieron describir el principio mismo del enlace covalente. Palabra covalente puede considerarse dentro del marco de la química como la capacidad de un átomo para formar enlaces con otros átomos.
Expliquemos con un ejemplo:
Hay dos átomos con ligeras diferencias en electronegatividad (C y CL, C y H). Por regla general, estos son los que están lo más cerca posible de la estructura de la capa de electrones de los gases nobles.
Cuando se cumplen estas condiciones, los núcleos de estos átomos son atraídos por el par de electrones que les es común. En este caso, las nubes de electrones no se superponen simplemente entre sí, como en el caso de un enlace covalente, lo que asegura una conexión confiable de dos átomos debido al hecho de que la densidad de electrones se redistribuye y la energía del sistema cambia, lo que es causada por la "atracción" de un átomo de la nube de electrones de otro hacia el espacio internuclear. Cuanto más extensa es la superposición mutua de las nubes de electrones, más fuerte se considera la conexión.
De aquí, enlace covalente- esta es una formación que ha surgido por la socialización mutua de dos electrones pertenecientes a dos átomos.
Como regla general, las sustancias con una red cristalina molecular se forman a través de un enlace covalente. Típicos son la fusión y la ebullición a temperaturas bajas, escasa solubilidad en agua y baja conductividad eléctrica. De esto podemos concluir: la base de la estructura de elementos como el germanio, el silicio, el cloro, el hidrógeno es un enlace covalente.
Propiedades características de este tipo de conexión:
- Saturabilidad. Esta propiedad se suele entender como el número máximo de enlaces que pueden establecer átomos específicos. Este número está determinado por el número total de orbitales en el átomo que pueden participar en la formación de enlaces químicos. La valencia de un átomo, por otro lado, puede determinarse por el número de orbitales ya utilizados para este propósito.
- Orientación. Todos los átomos tienden a formar los enlaces más fuertes posibles. La mayor fuerza se logra en el caso de la coincidencia de la orientación espacial de las nubes de electrones de dos átomos, ya que se superponen entre sí. Además, es precisamente una propiedad de un enlace covalente como la direccionalidad la que afecta la disposición espacial de las moléculas, es decir, es responsable de su "forma geométrica".
- Polarizabilidad. Esta posición se basa en la idea de que hay dos tipos de enlaces covalentes:
- polares o asimétricas. Un enlace de este tipo solo puede estar formado por átomos de diferentes tipos, es decir. aquellos cuya electronegatividad difiere significativamente, o en los casos en que el par de electrones compartido no está separado simétricamente.
- surge entre los átomos, cuya electronegatividad es casi igual, y la distribución de la densidad electrónica es uniforme.
Además, hay ciertos cuantitativos:
- Energía de enlace. Este parámetro caracteriza el enlace polar en términos de su fuerza. Se entiende por energía la cantidad de calor que fue necesaria para romper el enlace de dos átomos, así como la cantidad de calor que se desprendió cuando se combinaron.
- Bajo longitud de enlace y en química molecular se entiende la longitud de una línea recta entre los núcleos de dos átomos. Este parámetro también caracteriza la fuerza de unión.
- Momento bipolar- un valor que caracteriza la polaridad del enlace de valencia.
enlace covalente(del latín "con" conjuntamente y "vales" válido) se lleva a cabo por un par de electrones pertenecientes a ambos átomos. Formado entre átomos de no metales.
La electronegatividad de los no metales es bastante grande, por lo que en la interacción química de dos átomos de no metales, la transferencia completa de electrones de uno a otro (como en el caso) es imposible. En este caso, la agrupación de electrones es necesaria para llevar a cabo.
Como ejemplo, analicemos la interacción de los átomos de hidrógeno y cloro:
H 1s 1 - un electrón
Clase 1 s 2 2 s 2 2 p6 3 s2 3 p5 - siete electrones en el nivel exterior
Cada uno de los dos átomos carece de un electrón para tener una capa de electrones externa completa. Y cada uno de los átomos asigna "en uso común” por un electrón. Por tanto, se cumple la regla del octeto. La mejor manera de representar esto es con las fórmulas de Lewis:
Formación de un enlace covalente
Los electrones compartidos ahora pertenecen a ambos átomos. El átomo de hidrógeno tiene dos electrones (el suyo propio y el electrón compartido del átomo de cloro), y el átomo de cloro tiene ocho electrones (el suyo propio más el electrón compartido del átomo de hidrógeno). Estos dos electrones compartidos forman un enlace covalente entre los átomos de hidrógeno y cloro. La partícula formada cuando dos átomos se unen se llama molécula.
Enlace covalente no polar
Se puede formar un enlace covalente entre dos lo mismoátomos Por ejemplo:
Este diagrama explica por qué el hidrógeno y el cloro existen como moléculas diatómicas. Gracias al apareamiento y socialización de dos electrones es posible cumplir la regla del octeto para ambos átomos.
Además de los enlaces simples, se puede formar un enlace covalente doble o triple, como, por ejemplo, en moléculas de oxígeno O 2 o nitrógeno N 2. Cada uno de los átomos de nitrógeno tiene cinco electrones de valencia, por lo que se requieren tres electrones más para completar la capa. Esto se logra compartiendo tres pares de electrones, como se muestra a continuación:
Compuestos covalentes: generalmente gases, líquidos o puntos de fusión relativamente bajos. sólidos. Una de las raras excepciones es el diamante, que se funde por encima de los 3500 °C. Esto se debe a la estructura del diamante, que es una red continua de átomos de carbono unidos covalentemente, y no una colección de moléculas individuales. De hecho, cualquier cristal de diamante, independientemente de su tamaño, es una molécula enorme.
Un enlace covalente ocurre cuando los electrones de dos átomos no metálicos se unen. La estructura resultante se llama molécula.
enlace covalente polar
En la mayoría de los casos, dos átomos unidos covalentemente tienen diferente la electronegatividad y los electrones compartidos no pertenecen por igual a dos átomos. La mayoría de las veces están más cerca de un átomo que de otro. En una molécula de cloruro de hidrógeno, por ejemplo, los electrones que forman un enlace covalente se encuentran más cerca del átomo de cloro, ya que su electronegatividad es mayor que la del hidrógeno. Sin embargo, la diferencia en la capacidad de atraer electrones no es tan grande como para que haya una transferencia completa de un electrón de un átomo de hidrógeno a un átomo de cloro. Por lo tanto, el enlace entre los átomos de hidrógeno y cloro puede verse como un cruce entre un enlace iónico (transferencia completa de electrones) y un enlace covalente no polar (disposición simétrica de un par de electrones entre dos átomos). La carga parcial de los átomos se denota con la letra griega δ. Tal conexión se llama covalente polar enlace, y se dice que la molécula de cloruro de hidrógeno es polar, es decir, tiene un extremo cargado positivamente (átomo de hidrógeno) y un extremo cargado negativamente (átomo de cloro).
La siguiente tabla enumera los principales tipos de enlaces y ejemplos de sustancias:
Mecanismo de intercambio y donador-aceptor de formación de enlaces covalentes
1) Mecanismo de canje. Cada átomo contribuye con un electrón desapareado a un par de electrones común.
2) Mecanismo donante-aceptor. Un átomo (donante) proporciona un par de electrones y otro átomo (aceptor) proporciona un orbital vacío para este par.
La formación de compuestos químicos se debe a la aparición de un enlace químico entre átomos en moléculas y cristales.
Un enlace químico es la adhesión mutua de átomos en una molécula y una red cristalina como resultado de la acción de fuerzas eléctricas de atracción entre átomos.
ENLACE COVALENTE.
Un enlace covalente se forma debido a pares de electrones comunes que surgen en las capas de los átomos enlazados. Puede estar formado por átomos del mismo elemento, y luego no polar; por ejemplo, tal enlace covalente existe en las moléculas de los gases de un solo elemento H2, O2, N2, Cl2, etc.
Un enlace covalente puede estar formado por átomos de diferentes elementos que son similares en naturaleza química, y luego polar; por ejemplo, tal enlace covalente existe en las moléculas de H2O, NF3, CO2. Un enlace covalente se forma entre los átomos de los elementos,
Características cuantitativas de los enlaces químicos. Energía de la comunicación. Longitud del enlace. La polaridad de un enlace químico. Ángulo de valencia. Cargas efectivas de los átomos en las moléculas. Momento dipolar de un enlace químico. Momento dipolar de una molécula poliatómica. Factores que determinan la magnitud del momento dipolar de una molécula poliatómica.
Características de un enlace covalente . Las características cuantitativas importantes de un enlace covalente son la energía del enlace, su longitud y el momento dipolar.
Energía de enlace- la energía liberada durante su formación, o necesaria para separar dos átomos enlazados. La energía de enlace caracteriza su fuerza.
Longitud del enlace es la distancia entre los centros de los átomos enlazados. Cuanto más corta es la longitud, más fuerte es el enlace químico.
Momento dipolar de enlace(metro)- cantidad vectorial que caracteriza la polaridad del enlace.
La longitud del vector es igual al producto de la longitud del enlace ly la carga efectiva q, que adquieren los átomos cuando cambia la densidad electrónica: | metro | = lhq. El vector de momento dipolar está dirigido desde Carga positiva al negativo. Con la suma vectorial de los momentos dipolares de todos los enlaces se obtiene el momento dipolar de la molécula.
Las características de los enlaces se ven afectadas por su multiplicidad.:
La energía de enlace aumenta en una fila;
La longitud del enlace crece en el orden inverso.
Energía de enlace(para un estado dado del sistema) es la diferencia entre la energía del estado en el que las partes constituyentes del sistema están infinitamente distantes entre sí y se encuentran en un estado de reposo activo y la energía total del estado ligado del sistema:
donde E es la energía de enlace de los componentes en un sistema de N componentes (partículas), Еi es la energía total del i-ésimo componente en un estado no unido (partícula en reposo infinitamente distante) y E es la energía total sistema conectado. Para un sistema formado por partículas en reposo en el infinito, se considera que la energía de enlace es cero, es decir, cuando se forma un estado ligado, se libera energía. La energía de enlace es igual al trabajo mínimo que debe gastarse para descomponer el sistema en sus partículas constituyentes.
Caracteriza la estabilidad del sistema: cuanto mayor es la energía de enlace, más estable es el sistema. Para los electrones de valencia (electrones de las capas electrónicas externas) de los átomos neutros en el estado fundamental, la energía de enlace coincide con la energía de ionización, para los iones negativos, con la afinidad electrónica. La energía de enlace químico de una molécula diatómica corresponde a la energía de su disociación térmica, que es del orden de cientos de kJ/mol. Energía de enlace de hadrones núcleo atómico determinada principalmente por la interacción fuerte. Para núcleos ligeros es ~0,8 MeV por nucleón.
Longitud del enlace químico es la distancia entre los núcleos de los átomos unidos químicamente. La longitud de un enlace químico es una cantidad física importante que determina las dimensiones geométricas de un enlace químico y su extensión en el espacio. Se utilizan varios métodos para determinar la longitud de un enlace químico. La difracción de electrones de gas, la espectroscopia de microondas, los espectros Raman y los espectros IR de alta resolución se utilizan para estimar la longitud de los enlaces químicos de moléculas aisladas en la fase de vapor (gas). Se cree que la longitud de un enlace químico es una cantidad aditiva determinada por la suma de los radios covalentes de los átomos que forman el enlace químico.
Polaridad de los enlaces químicos- una característica de un enlace químico, que muestra un cambio en la distribución de la densidad de electrones en el espacio alrededor de los núcleos en comparación con la distribución de la densidad de electrones en los átomos neutros que forman este enlace. Es posible cuantificar la polaridad de un enlace en una molécula. La dificultad de una evaluación cuantitativa precisa radica en el hecho de que la polaridad del enlace depende de varios factores: del tamaño de los átomos y los iones de las moléculas de conexión; del número y naturaleza del enlace que los átomos enlazantes ya tenían antes de su interacción dada; del tipo de estructura e incluso de las características de los defectos de sus redes cristalinas. Tales cálculos se hacen varios métodos, que generalmente dan aproximadamente los mismos resultados (valores).
Por ejemplo, para el HCl, se encontró que cada uno de los átomos de esta molécula tiene una carga igual a 0,17 de la carga de un electrón completo. En el átomo de hidrógeno +0,17 y en el átomo de cloro -0,17. Las llamadas cargas efectivas en los átomos se usan con mayor frecuencia como una medida cuantitativa de la polaridad del enlace. La carga efectiva se define como la diferencia entre la carga de los electrones ubicados en alguna región del espacio cerca del núcleo y la carga del núcleo. Sin embargo, esta medida tiene sólo un significado [relativo] condicional y aproximado, ya que es imposible señalar sin ambigüedad una región en una molécula que pertenece exclusivamente a un solo átomo, y en el caso de varios enlaces, a un enlace específico.
Ángulo de valencia- el ángulo formado por las direcciones de los enlaces químicos (covalentes) que emanan de un átomo. El conocimiento de los ángulos de enlace es necesario para determinar la geometría de las moléculas. Los ángulos de valencia dependen de ambos. características individualesátomos unidos, y de la hibridación de los orbitales atómicos del átomo central. Para moléculas simples, el ángulo de enlace, así como otros parámetros geométricos de la molécula, se pueden calcular mediante métodos de química cuántica. Experimentalmente, se determinan a partir de los valores de los momentos de inercia de las moléculas obtenidos mediante el análisis de sus espectros de rotación. El ángulo de enlace de las moléculas complejas se determina mediante los métodos de análisis estructural por difracción.
CARGA EFECTIVA DEL ÁTOMO, caracteriza la diferencia entre el número de electrones pertenecientes a un átomo dado en una sustancia química. Comm., y el número de electrones libres. átomo. Para estimaciones E. z. pero. se utilizan modelos en los que las cantidades determinadas experimentalmente se presentan como funciones de cargas puntuales no polarizables localizadas en los átomos; por ejemplo, el momento dipolar de una molécula diatómica se considera como el producto de la E. z. pero. a la distancia interatómica. Dentro de los límites de modelos similares E. z. pero. se puede calcular utilizando datos ópticos. o espectroscopia de rayos X.
Momentos dipolares de las moléculas.
Un enlace covalente ideal existe solo en partículas que consisten en átomos idénticos (H2, N2, etc.). Si se forma un enlace entre diferentes átomos, entonces la densidad electrónica se desplaza hacia uno de los núcleos de los átomos, es decir, el enlace se polariza. La polaridad de un enlace se caracteriza por su momento dipolar.
El momento dipolar de una molécula es igual a la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces químicos. Si los enlaces polares están ubicados simétricamente en la molécula, entonces las cargas positivas y negativas se compensan entre sí y la molécula en su conjunto es no polar. Esto sucede, por ejemplo, con la molécula de dióxido de carbono. Las moléculas poliatómicas con una disposición asimétrica de enlaces polares son generalmente polares. Esto se aplica en particular a la molécula de agua.
El valor resultante del momento dipolar de la molécula puede verse afectado por el par de electrones solitario. Así, las moléculas de NH3 y NF3 tienen una geometría tetraédrica (teniendo en cuenta el par de electrones solitario). Los grados de ionicidad de los enlaces nitrógeno-hidrógeno y nitrógeno-flúor son 15 y 19%, respectivamente, y sus longitudes son 101 y 137 pm, respectivamente. En base a esto, se podría concluir que el momento dipolar de NF3 es mayor. Sin embargo, el experimento muestra lo contrario. Con una predicción más precisa del momento dipolar, se debe tener en cuenta la dirección del momento dipolar del par solitario (Fig. 29).
El concepto de hibridación de orbitales atómicos y la estructura espacial de moléculas e iones. Peculiaridades de la distribución de la densidad electrónica de los orbitales híbridos. Los principales tipos de hibridación: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hibridación que involucra pares de electrones solitarios.
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS.
Para explicar la estructura de algunas moléculas en el método VS se utiliza el modelo de hibridación de orbitales atómicos (AO). Para algunos elementos (berilio, boro, carbono), tanto los electrones s como los p participan en la formación de enlaces covalentes. Estos electrones están ubicados en AO que difieren en forma y energía. A pesar de ello, los lazos formados con su participación resultan equivalentes y se ubican simétricamente.
En las moléculas de BeC12, BC13 y CC14, por ejemplo, el ángulo de enlace C1-E-C1 es 180, 120 y 109,28 o. Los valores y energías de las longitudes de enlace E-C1 son para cada una de estas moléculas mismo valor. El principio de hibridación de orbitales es que el AO original Diferentes formas y las energías, cuando se mezclan, dan nuevos orbitales de la misma forma y energía. El tipo de hibridación del átomo central determina la forma geométrica de la molécula o ion formado por él.
Consideremos la estructura de la molécula desde el punto de vista de la hibridación de los orbitales atómicos. 
Forma espacial de las moléculas..
Las fórmulas de Lewis dicen mucho sobre la estructura electrónica y la estabilidad de las moléculas, pero hasta ahora no dicen nada sobre su estructura espacial. En la teoría del enlace químico, existen dos buenos enfoques para explicar y predecir la geometría de las moléculas. Están en buen acuerdo entre sí. El primer enfoque se denomina teoría de repulsión del par de electrones de valencia (OVEP). A pesar del nombre "terrible", la esencia de este enfoque es muy simple y clara: los enlaces químicos y los pares de electrones solitarios en las moléculas tienden a ubicarse lo más lejos posible entre sí. Vamos a explicar en ejemplos concretos. Hay dos enlaces Be-Cl en la molécula BeCl2. La forma de esta molécula debe ser tal que tanto estos enlaces como los átomos de cloro en sus extremos estén lo más separados posible:
Esto es posible solo con una forma lineal de la molécula, cuando el ángulo entre enlaces (ángulo ClBeCl) es igual a 180o.
Otro ejemplo: la molécula BF3 tiene 3 conexiones B-F. Están ubicados lo más lejos posible entre sí y la molécula tiene la forma de un triángulo plano, donde todos los ángulos entre los enlaces (ángulos FBF) son iguales a 120 o:
Hibridación de orbitales atómicos.
La hibridación implica no sólo la unión de electrones, sino también pares de electrones solitarios . Por ejemplo, una molécula de agua contiene dos enlaces químicos covalentes entre un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno (Figura 21).
Además de dos pares de electrones comunes con los átomos de hidrógeno, el átomo de oxígeno tiene dos pares de electrones externos que no participan en la formación de enlaces ( pares de electrones no compartidos). Los cuatro pares de electrones ocupan ciertas regiones en el espacio alrededor del átomo de oxígeno. Dado que los electrones se repelen entre sí, las nubes de electrones se ubican lo más alejadas posible. En este caso, como resultado de la hibridación, la forma de los orbitales atómicos cambia, se alargan y se dirigen hacia los vértices del tetraedro. Por lo tanto, la molécula de agua tiene forma angular, y el ángulo entre los enlaces oxígeno-hidrógeno es 104.5 o.
La forma de moléculas e iones como AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO involucrado en la formación de enlaces σ en moléculas cuadradas planas, en moléculas octaédricas y en moléculas construidas en forma de bipirámide trigonal. Influencia de la repulsión de pares de electrones en la configuración espacial de las moléculas (el concepto de participación de pares de electrones no compartidos de KNEP).
La forma de moléculas e iones como AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Cada tipo de hibridación AO corresponde a un grupo estrictamente definido. forma geometrica, confirmado experimentalmente. Su base está formada por enlaces σ formados por orbitales híbridos; en su campo electrostático, se mueven pares deslocalizados de electrones π (en el caso de enlaces múltiples) (Tabla 5.3). hibridación sp. tipo similar la hibridación ocurre cuando un átomo forma dos enlaces debido a los electrones ubicados en los orbitales s y p y que tienen energías similares. Este tipo de hibridación es característico de las moléculas del tipo AB2 (Fig. 5.4). En la Tabla se dan ejemplos de tales moléculas e iones. 5.3 (figura 5.4).
Cuadro 5.3
Formas geométricas de moléculas.
E es un par de electrones no compartido.
Estructura de la molécula de BeCl2. El átomo de berilio en el estado normal tiene dos electrones s emparejados en la capa exterior. Como resultado de la excitación, uno de los electrones s pasa al estado p: aparecen dos electrones desapareados, que difieren en la forma del orbital y la energía. Cuando se forma un enlace químico, se convierten en dos orbitales híbridos sp idénticos dirigidos en un ángulo de 180 grados entre sí.
Be 2s2 Be 2s1 2p1 - estado excitado del átomo
Arroz. 5.4. Arreglo espacial de nubes sp-híbridas
Los principales tipos de interacciones intermoleculares. Materia en estado condensado. Factores que determinan la energía de las interacciones intermoleculares. Enlace de hidrógeno. La naturaleza del enlace de hidrógeno. Características cuantitativas del enlace de hidrógeno. Enlaces de hidrógeno inter e intramoleculares.
INTERACCIONES INTERMOLECULARES- Interacción. moléculas entre sí, sin provocar la ruptura o la formación de nuevos productos químicos. conexiones M. v. determina la diferencia entre los gases reales y los gases ideales, la existencia de los liquidos y se dice. cristales De M. a. muchos dependen. estructural, espectral, termodinámica. y etc. sv-va v-v. La aparición del concepto de M. siglo. asociado al nombre de Van der Waals, quien, para explicar St. en gases y líquidos reales, propuso en 1873 una ecuación de estado que tiene en cuenta M. v. Por lo tanto, las fuerzas de M. en. a menudo llamado van der Waals.
La base del siglo M. constituyen las fuerzas de interacción de Coulomb. entre los electrones y núcleos de una molécula y los núcleos y electrones de otra. En el St.-vahs in-va determinado experimentalmente, se manifiesta una interacción promedio, que depende de la distancia R entre las moléculas, su orientación mutua, estructura y física. (momento dipolar, polarizabilidad, etc.). En R grande, que excede significativamente las dimensiones lineales de las moléculas mismas, como resultado de lo cual las capas de electrones de las moléculas no se superponen, las fuerzas de M. v. puede subdividirse razonablemente en tres tipos: electrostática, polarización (inducción) y dispersión. Las fuerzas electrostáticas a veces se denominan orientativas, pero esto es incorrecto, ya que la orientación mutua de las moléculas también puede determinarse por polarización. fuerzas si las moléculas son anisótropas.
A pequeñas distancias entre moléculas (R ~ l) para distinguir tipos individuales de M. siglo. es posible solo aproximadamente, mientras que, además de los tres tipos mencionados, se distinguen dos más asociados con la superposición de capas de electrones: interacción de intercambio e interacciones debido a la transferencia de carga electrónica. A pesar de cierta convencionalidad, tal división en cada caso específico nos permite explicar la naturaleza del siglo M. y calcular su energía.
La estructura de la materia en estado condensado.
Dependiendo de la distancia entre las partículas que componen la sustancia, y de la naturaleza y energía de interacción entre ellas, la sustancia puede estar en una de tres estados agregados: en estado sólido, líquido y gaseoso.
A una temperatura suficientemente baja, la sustancia se encuentra en estado sólido. Distancias entre partículas sustancia cristalina son del orden del tamaño de las propias partículas. La energía potencial promedio de las partículas es mayor que su energía cinética promedio. El movimiento de las partículas que componen los cristales es muy limitado. Las fuerzas que actúan entre las partículas las mantienen cerca de sus posiciones de equilibrio. Esto explica la presencia de cuerpos cristalinos de forma y volumen propios y alta resistencia al corte.
Cuando se derriten, los sólidos se convierten en líquidos. En términos de estructura, una sustancia líquida se diferencia de una cristalina en que no todas las partículas están ubicadas a la misma distancia entre sí que en los cristales, algunas de las moléculas están separadas entre sí por largas distancias. La energía cinética promedio de las partículas de las sustancias en estado líquido es aproximadamente igual a su energía potencial promedio.
Los estados sólido y líquido a menudo se combinan bajo el término general: el estado condensado.
Tipos de interacciones intermoleculares Enlace de hidrógeno intramolecular. Los enlaces, durante cuya formación no se produce la reorganización de las capas de electrones, se denominan interacción entre moléculas . Los principales tipos de interacciones moleculares incluyen las fuerzas de van der Waals, los enlaces de hidrógeno y la interacción donante-aceptor.
Cuando las moléculas se acercan, aparece la atracción, lo que provoca la aparición de un estado condensado de la materia (líquido, sólido con una red cristalina molecular). Las fuerzas que contribuyen a la atracción de las moléculas se denominan fuerzas de van der Waals.
Se caracterizan por tres tipos interacción intermolecular :
a) interacción orientacional, que se manifiesta entre moléculas polares, tendiendo a tomar una posición en la que sus dipolos estarían enfrentados con polos opuestos, y los vectores de los momentos de estos dipolos estarían orientados a lo largo de una línea recta (es decir , se llama interacción dipolo-dipolo);
b) inducción, que ocurre entre dipolos inducidos, cuya razón de formación es la polarización mutua de los átomos de dos moléculas que se aproximan;
c) dispersión, que surge como resultado de la interacción de microdipolos formados debido a desplazamientos instantáneos de cargas positivas y negativas en moléculas durante el movimiento de electrones y vibraciones de núcleos.
Las fuerzas de dispersión actúan entre cualquier partícula. La interacción de orientación e inducción para partículas de muchas sustancias, por ejemplo: He, Ar, H2, N2, CH4, no se lleva a cabo. Para las moléculas de NH3, la interacción de dispersión representa el 50 %, la interacción de orientación el 44,6 % y la interacción de inducción el 5,4 %. La energía polar de las fuerzas de atracción de van der Waals se caracteriza por valores bajos. Así, para el hielo es de 11 kJ/mol, es decir 2,4% de energía covalente Bonos HO(456 kJ/mol). Las fuerzas de atracción de van der Waals son interacciones físicas.
enlace de hidrógeno- Este es un enlace fisicoquímico entre el hidrógeno de una molécula y el elemento EO de otra molécula. La formación de enlaces de hidrógeno se explica por el hecho de que en moléculas o grupos polares, un átomo de hidrógeno polarizado tiene propiedades únicas: la ausencia de capas internas de electrones, un cambio significativo de un par de electrones a un átomo con un alto EO y un muy pequeño Talla. Por lo tanto, el hidrógeno puede penetrar profundamente en la capa de electrones de un átomo vecino polarizado negativamente. Como muestran los datos espectrales, la interacción donante-aceptor del átomo de EO como donante y el átomo de hidrógeno como aceptor también juega un papel importante en la formación de un enlace de hidrógeno. El enlace de hidrógeno puede ser intermolecular o intramolecular.
Los enlaces de hidrógeno pueden ocurrir tanto entre diferentes moléculas como dentro de una molécula si esta molécula contiene grupos con capacidades de donante y aceptor. Por lo tanto, son los enlaces de hidrógeno intramoleculares los que juegan el papel principal en la formación de cadenas peptídicas que determinan la estructura de las proteínas. uno de los mas ejemplos famosos La influencia de los enlaces de hidrógeno intramoleculares en la estructura es el ácido desoxirribonucleico (ADN). La molécula de ADN se pliega en una doble hélice. Las dos hebras de esta doble hélice están unidas entre sí por enlaces de hidrógeno. El enlace de hidrógeno tiene un carácter intermedio entre la valencia y las interacciones intermoleculares. Está asociado con las propiedades únicas del átomo de hidrógeno polarizado, su pequeño tamaño y la ausencia de capas de electrones.
Enlace de hidrógeno intermolecular e intramolecular.
Los puentes de hidrógeno se encuentran en muchos compuestos químicos. Surgen, por regla general, entre los átomos de flúor, nitrógeno y oxígeno (los elementos más electronegativos), con menos frecuencia, con la participación de átomos de cloro, azufre y otros no metales. Los enlaces de hidrógeno fuertes se forman en sustancias líquidas como agua, fluoruro de hidrógeno, que contienen oxígeno ácidos inorgánicos, ácidos carboxílicos, fenoles, alcoholes, amoníaco, aminas. Durante la cristalización, los enlaces de hidrógeno en estas sustancias generalmente se conservan. Por lo tanto, sus estructuras cristalinas tienen forma de cadenas (metanol), capas bidimensionales planas ( ácido bórico), rejillas tridimensionales espaciales (hielo).
Si un enlace de hidrógeno une partes de una molécula, entonces hablan de intramolecular enlace de hidrógeno. Esto es especialmente característico de muchos compuestos orgánicos (Fig. 42). Si se forma un enlace de hidrógeno entre un átomo de hidrógeno de una molécula y un átomo no metálico de otra molécula (enlace de hidrógeno intermolecular), entonces las moléculas forman pares, cadenas, anillos bastante fuertes. Por lo tanto, el ácido fórmico existe tanto en estado líquido como gaseoso en forma de dímeros:
y el fluoruro de hidrógeno gaseoso contienen moléculas poliméricas, incluidas hasta cuatro partículas de HF. Se pueden encontrar fuertes enlaces entre moléculas en agua, amoníaco líquido, alcoholes. Los átomos de oxígeno y nitrógeno necesarios para la formación de enlaces de hidrógeno contienen todos los carbohidratos, proteínas, ácidos nucleicos. Se sabe, por ejemplo, que la glucosa, la fructosa y la sacarosa son perfectamente solubles en agua. Los enlaces de hidrógeno formados en solución entre las moléculas de agua y numerosos grupos OH de carbohidratos no juegan el último papel en esto.
Ley periódica. Redacción moderna ley periódica. Sistema periódico de elementos químicos - ilustración gráfica de la ley periódica. Versión moderna Sistema periódico. Características del llenado de orbitales atómicos con electrones y la formación de periodos. Elementos s-, p-, d-, f- y su ubicación en sistema periódico. Grupos, periodos. Subgrupos principal y secundario. Límites del sistema periódico.
Descubrimiento de la Ley Periódica.
La ley básica de la química - la Ley Periódica fue descubierta por D.I. Mendeleev en 1869 en un momento en que el átomo se consideraba indivisible y sobre su estructura interna no se sabía nada. La base de la Ley Periódica D.I. Mendeleev puso masas atómicas (antes - pesos atómicos) y propiedades químicas de los elementos.
Ordenando 63 elementos conocidos en ese momento en orden ascendente de sus masas atómicas, D.I. Mendeleev recibió una serie natural (natural) de elementos químicos, en la que descubrió la repetición periódica de las propiedades químicas.
Por ejemplo, las propiedades de un litio metálico típico se repitieron para los elementos sodio Na y potasio K, las propiedades de un flúor F no metálico típico se repitieron para los elementos cloro Cl, bromo Br, yodo I.
Algunos elementos de D.I. Mendeleev no encontró análogos químicos (por ejemplo, aluminio Al y silicio Si), ya que tales análogos aún se desconocían en ese momento. Para ellos, dejó lugares vacíos en la serie natural y, sobre la base de la recurrencia periódica, predijo sus propiedades químicas. Después del descubrimiento de los elementos correspondientes (un análogo de aluminio - galio Ga, un análogo de silicio - germanio Ge, etc.), las predicciones de D.I. Mendeleev fueron completamente confirmados.