Метална връзка е. Видове химични връзки: йонна, ковалентна, метална. Метален свързващ механизъм

Рядко химически веществасе състоят от отделни, несвързани атоми на химични елементи. При нормални условия само малък брой газове, наречени благородни газове, имат такава структура: хелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Най-често химическите вещества не се състоят от различни атоми, а от техните комбинации в различни групи. Такива комбинации от атоми могат да включват няколко единици, стотици, хиляди или дори повече атоми. Силата, която поддържа тези атоми в такива групи, се нарича химическа връзка .

С други думи, можем да кажем, че химичната връзка е взаимодействие, което осигурява свързването на отделни атоми в по-сложни структури (молекули, йони, радикали, кристали и др.).

Причината за образуването на химична връзка е, че енергията на по-сложните структури е по-малка от общата енергия на отделните атоми, които я образуват.

Така че, по-специално, ако по време на взаимодействието на атомите X и Y се образува молекула XY, това означава, че вътрешната енергия на молекулите на това вещество е по-ниска от вътрешната енергия на отделните атоми, от които е образувана:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Поради тази причина, когато се образуват химични връзки между отделните атоми, се освобождава енергия.

При образуването на химични връзки електроните на външния електронен слой с най-ниска енергия на свързване с ядрото, т.нар. валентност. Например в бора това са електрони от 2-ро енергийно ниво - 2 електрона на 2 с-орбитали и 1 по 2 стр-орбитали:

Когато се образува химическа връзка, всеки атом има тенденция да получи електронна конфигурация от атоми на благороден газ, т.е. така че във външния му електронен слой има 8 електрона (2 за елементи от първия период). Това явление се нарича октетно правило.

Възможно е атомите да постигнат електронната конфигурация на благороден газ, ако първоначално единични атоми споделят някои от своите валентни електрони с други атоми. В този случай се образуват общи електронни двойки.

В зависимост от степента на социализация на електроните могат да се разграничат ковалентни, йонни и метални връзки.

ковалентна връзка

Ковалентната връзка възниква най-често между атомите на неметалните елементи. Ако атомите на неметалите, образуващи ковалентна връзка, принадлежат към различни химични елементи, такава връзка се нарича ковалентна полярна връзка. Причината за това име се крие във факта, че атомите на различните елементи също имат различна способност да привличат обща електронна двойка към себе си. Очевидно това води до изместване на общата електронна двойка към един от атомите, в резултат на което върху него се образува частичен отрицателен заряд. На свой ред върху другия атом се образува частичен положителен заряд. Например, в молекула на хлороводород, електронната двойка се измества от водородния атом към хлорния атом:

Примери за вещества с ковалентна полярна връзка:

СCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 и др.

Ковалентна неполярна връзка се образува между атоми на неметали от същия химичен елемент. Тъй като атомите са идентични, способността им да изтеглят споделени електрони е еднаква. В тази връзка не се наблюдава изместване на електронната двойка:

Горният механизъм за образуване на ковалентна връзка, когато и двата атома осигуряват електрони за образуването на общи електронни двойки, се нарича обмен.

Съществува и донорно-акцепторен механизъм.

Когато се образува ковалентна връзка по донорно-акцепторния механизъм, се образува обща електронна двойка поради запълнената орбитала на един атом (с два електрона) и празната орбитала на друг атом. Атом, който осигурява неподелена електронна двойка, се нарича донор, а атом със свободна орбитала се нарича акцептор. Донорите на електронни двойки са атоми, които имат сдвоени електрони, например N, O, P, S.

Например, според донорно-акцепторния механизъм, четвъртата N-H ковалентна връзка се образува в амониевия катион NH 4 +:

Освен с полярност, ковалентните връзки се характеризират и с енергия. Енергията на връзката е минималната енергия, необходима за прекъсване на връзката между атомите.

Енергията на свързване намалява с увеличаване на радиусите на свързаните атоми. Тъй като знаем, че атомните радиуси се увеличават надолу по подгрупите, можем например да заключим, че силата на връзката халоген-водород нараства в серията:

здрасти< HBr < HCl < HF

Също така енергията на връзката зависи от нейната множественост - колкото по-голяма е множествеността на връзката, толкова по-голяма е нейната енергия. Множеството на връзката е броят на общите електронни двойки между два атома.

Йонна връзка

Йонната връзка може да се разглежда като граничен случай на ковалентна полярна връзка. Ако в ковалентно-полярната връзка общата електронна двойка е частично изместена към един от двойката атоми, тогава в йонната тя е почти напълно „отдадена“ на един от атомите. Атомът, който е дал електрон(и), придобива положителен заряд и става катион, а атомът, който е взел електрони от него, придобива отрицателен заряд и става анион.

По този начин йонната връзка е връзка, образувана поради електростатичното привличане на катиони към аниони.

Образуването на този тип връзка е характерно за взаимодействието на атомите на типичните метали и типичните неметали.

Например, калиев флуорид. Калиевият катион се получава в резултат на отделянето на един електрон от неутрален атом, а флуорен йон се образува чрез прикрепване на един електрон към флуорен атом:

Между получените йони възниква сила на електростатично привличане, в резултат на което се образува йонно съединение.

При образуването на химична връзка електроните от натриевия атом преминават към хлорния атом и се образуват противоположно заредени йони, които имат завършено външно енергийно ниво.

Установено е, че електроните не се отделят напълно от металния атом, а само се изместват към хлорния атом, както при ковалентна връзка.

Повечето бинарни съединения, които съдържат метални атоми, са йонни. Например оксиди, халогениди, сулфиди, нитриди.

Йонна връзка възниква и между прости катиони и прости аниони (F -, Cl -, S 2-), както и между прости катиони и сложни аниони (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Следователно йонните съединения включват соли и основи (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH).

метална връзка

Този тип връзка се образува в металите.

Атомите на всички метали имат електрони във външния електронен слой, които имат ниска енергия на свързване с атомното ядро. За повечето метали загубата на външни електрони е енергийно благоприятна.

С оглед на такова слабо взаимодействие с ядрото, тези електрони в металите са много подвижни и във всеки метален кристал непрекъснато протича следният процес:

M 0 - ne - \u003d M n +, където M 0 е неутрален метален атом и M n + катион на същия метал. Фигурата по-долу показва илюстрация на текущите процеси.

Тоест, електроните „бързат“ по металния кристал, отделят се от един метален атом, образувайки катион от него, присъединявайки се към друг катион, образувайки неутрален атом. Това явление беше наречено „електронен вятър“, а наборът от свободни електрони в кристала на неметален атом беше наречен „електронен газ“. Този тип взаимодействие между металните атоми се нарича метална връзка.

водородна връзка

Ако водороден атом в дадено вещество е свързан с елемент с висока електроотрицателност (азот, кислород или флуор), веществото се характеризира с феномена на водородна връзка.

Тъй като водороден атом е свързан с електроотрицателен атом, върху водородния атом се образува частичен положителен заряд, а върху електроотрицателния атом се образува частичен отрицателен заряд. В това отношение става възможно електростатично привличане между частично положително заредения водороден атом на една молекула и електроотрицателния атом на друга. Например, водородна връзка се наблюдава за водни молекули:

Именно водородната връзка обяснява необичайно високата точка на топене на водата. Освен във водата силни водородни връзки се образуват и във вещества като флуороводород, амоняк, кислородсъдържащи киселини, феноли, алкохоли, амини.

Метална връзка. Свойства на метална връзка.

Металната връзка е химическа връзка поради наличието на относително свободни електрони. Характерен е както за чистите метали, така и за техните сплави и интерметални съединения.

Метален свързващ механизъм

На всички възли кристална решеткаса разположени положителни метални йони. Между тях хаотично, като газови молекули, се движат валентни електрони, откачени от атомите по време на образуването на йони. Тези електрони играят ролята на цимент, задържайки положителните йони заедно; в противен случай решетката би се разпаднала под действието на отблъскващи сили между йоните. В същото време електроните също се задържат от йони в кристалната решетка и не могат да я напуснат. Комуникационните сили не са локализирани и ненасочвани. Поради тази причина в повечето случаи се появяват високи координационни числа (например 12 или 8). Когато два метални атома се доближат един до друг, орбиталите на външната им обвивка се припокриват, за да образуват молекулни орбитали. Ако се появи трети атом, неговата орбитала се припокрива с орбиталите на първите два атома, давайки още една молекулна орбитала. Когато има много атоми, възникват огромен брой триизмерни молекулни орбитали, които се простират във всички посоки. Поради многократното припокриване на орбиталите, валентните електрони на всеки атом се влияят от много атоми.

Характерни кристални решетки

Повечето метали образуват една от следните силно симетрични, плътно опаковани решетки: обемно-центрирана кубична, лицево-центрирана кубична и шестоъгълна.

В кубична тялоцентрирана решетка (bcc) атомите са разположени във върховете на куба и един атом е разположен в центъра на обема на куба. Металите имат кубична тялоцентрирана решетка: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba и др.

В лицево-центрирана кубична решетка (fcc) атомите са разположени във върховете на куба и в центъра на всяко лице. Металите от този тип имат решетка: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co и др.

В шестоъгълна решетка атомите са разположени във върховете и центъра на шестоъгълните основи на призмата, а три атома са разположени в средната равнина на призмата. Металите имат такава опаковка от атоми: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca и др.

Други имоти

Свободно движещите се електрони причиняват висока електрическа и топлопроводимост. Веществата с метална връзка често съчетават сила с пластичност, тъй като когато атомите се изместват един спрямо друг, връзките не се разпадат. Друго важно свойство е металната ароматичност.

Металите провеждат добре топлина и електричество, те са достатъчно здрави, могат да се деформират, без да се счупят. Някои метали са ковки (те могат да бъдат изковани), други са ковки (те могат да бъдат изтеглени в тел). Тези уникални свойства се обясняват със специален тип химична връзка, която свързва металните атоми един с друг - метална връзка.

Металите в твърдо състояние съществуват под формата на кристали от положителни йони, сякаш „плуват“ в море от електрони, свободно движещи се между тях.

Металната връзка обяснява свойствата на металите, по-специално тяхната здравина. Под действието на деформираща сила металната решетка може да промени формата си без да се напука, за разлика от йонните кристали.

Високата топлопроводимост на металите се обяснява с факта, че ако нагреете парче метал от едната страна, тогава кинетичната енергия на електроните ще се увеличи. Това увеличение на енергията ще се разпространи в "електронното море" в пробата с голяма скорост.

Става ясна и електропроводимостта на металите. Ако се приложи потенциална разлика към краищата на метална проба, тогава облакът от делокализирани електрони ще се измести в посоката на положителния потенциал: този поток от електрони, движещ се в същата посока, е познатият електрически ток.

Метална връзка. Свойства на метална връзка. - понятие и видове. Класификация и характеристики на категорията "Метална връзка. Свойства на металната връзка." 2017 г., 2018 г.

Всички метали имат следните характеристики:

Малък брой електрони във външното енергийно ниво (с изключение на някои изключения, които могат да имат 6,7 и 8);

Голям атомен радиус;

Ниска енергия на йонизация.

Всичко това допринася за лесното отделяне на външните несдвоени електрони от ядрото. В този случай атомът има много свободни орбитали. Схемата за образуване на метална връзка просто ще покаже припокриването на множество орбитални клетки от различни атоми една с друга, които в резултат на това образуват общо вътрекристално пространство. В него се подават електрони от всеки атом, които започват да се скитат свободно в различни части на решетката. Периодично всеки от тях се прикрепя към йон на място на кристал и го превръща в атом, след което отново се отделя, образувайки йон.

По този начин, метална връзка е връзка между атоми, йони и свободни електрони в общ метален кристал. Електронен облак, който се движи свободно в структурата, се нарича "електронен газ". Те обясняват повечето физични свойстваметали и техните сплави.

Как точно се реализира метална химическа връзка? Могат да се дадат различни примери. Нека се опитаме да разгледаме парче литий. Дори да го вземете с размера на грахово зърно, ще има хиляди атоми. Нека си представим, че всеки от тези хиляди атоми отдава своя единствен валентен електрон на общото кристално пространство. В същото време знаейки електронна сградададен елемент, можете да видите броя на празните орбитали. Литият ще има 3 от тях (p-орбитали на второ енергийно ниво). Три за всеки атом от десетки хиляди - това е общото пространство вътре в кристала, в което "електронният газ" се движи свободно.

Вещество с метална връзка винаги е силно. В края на краищата, електронният газ не позволява на кристала да се срине, а само измества слоевете и веднага се възстановява. Той блести, има определена плътност (най-често висока), плавимост, ковкост и пластичност.

Къде другаде се реализира метална връзка? Примери за вещества:

Метали под формата на прости структури;

Всички метални сплави една с друга;

Всички метали и техните сплави в течно и твърдо състояние.

Има просто невероятен брой конкретни примери, защото в периодичната система има повече от 80 метала!

Механизмът на образованието в общ изгледсе изразява със следната нотация: Me 0 - e - ↔ Me n+. От диаграмата е очевидно кои частици присъстват в металния кристал.

Всеки метал е способен да отдава електрони, превръщайки се в положително зареден йон.

На примера на желязото: Fe 0 -2e - = Fe 2+

Къде са отделените отрицателно заредени частици – електрони? Минусът винаги се привлича към плюса. Електроните се привличат към друг (положително зареден) железен йон в кристалната решетка: Fe 2+ + 2e - \u003d Fe 0

Йонът става неутрален атом. И този процес се повтаря многократно.

Оказва се, че свободните електрони на желязото са в постоянно движение по целия обем на кристала, откъсвайки се и свързвайки йоните в местата на решетката. Друго име за това явление е делокализиран електронен облак. Терминът "делокализиран" означава - свободен, необвързан.

Металната връзка е химическа връзка поради наличието на относително свободни електрони. Характерно е както за чистите метали, така и за техните сплави и интерметални съединения.

Метален свързващ механизъм

Във всички възли на кристалната решетка има положителни метални йони. Между тях хаотично, като газови молекули, се движат валентни електрони, откачени от атомите по време на образуването на йони. Тези електрони играят ролята на цимент, задържайки положителните йони заедно; в противен случай решетката би се разпаднала под действието на отблъскващи сили между йоните. В същото време електроните също се задържат от йони в кристалната решетка и не могат да я напуснат. Комуникационните сили не са локализирани и ненасочвани.

Следователно в повечето случаи се появяват високи координационни числа (например 12 или 8). Когато два метални атома се доближат един до друг, орбиталите на външната им обвивка се припокриват, за да образуват молекулни орбитали. Ако се появи трети атом, неговата орбитала се припокрива с тези на първите два атома, което води до друга молекулна орбитала. Когато има много атоми, има огромен брой триизмерни молекулни орбитали, простиращи се във всички посоки. Поради многократното припокриване на орбиталите, валентните електрони на всеки атом се влияят от много атоми.

Характерни кристални решетки

В центрирана кубична решетка (bcc) атомите са разположени във върховете на куба и един атом е разположен в центъра на обема на куба. Металите имат кубична тялоцентрирана решетка: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba и др.

Други имоти

169957 0

Всеки атом има определен брой електрони.

Влизайки в химична реакция, атомите даряват, придобиват или социализират електрони, достигайки най-стабилната електронна конфигурация. Конфигурацията с най-ниска енергия е най-стабилна (както в атомите на благородния газ). Този модел се нарича "октетно правило" (фиг. 1).

Ориз. един.

Това правило важи за всички видове връзки. Електронните връзки между атомите им позволяват да образуват стабилни структури, от най-простите кристали до сложни биомолекули, които в крайна сметка образуват живи системи. Те се различават от кристалите по непрекъснатия си метаболизъм. Много химични реакции обаче протичат според механизмите електронен трансфер, които играят важна роля в енергийните процеси в организма.

Химическата връзка е сила, която държи заедно два или повече атома, йони, молекули или произволна комбинация от тях..

Природата на химическата връзка е универсална: тя е електростатична сила на привличане между отрицателно заредени електрони и положително заредени ядра, определена от конфигурацията на електроните във външната обвивка на атомите. Способността на атома да образува химични връзки се нарича валентност, или степен на окисление. Концепцията за валентни електрони- електрони, които образуват химични връзки, тоест тези, които се намират в най-високоенергийните орбитали. Съответно се нарича външната обвивка на атом, съдържаща тези орбитали валентна обвивка. Понастоящем не е достатъчно да се посочи наличието на химична връзка, но е необходимо да се изясни нейният тип: йонна, ковалентна, дипол-диполна, метална.

Първият тип връзка ейонни Връзка

Според електронната теория на Луис и Косел за валентността, атомите могат да постигнат стабилна електронна конфигурация по два начина: първо, чрез загуба на електрони, превръщайки се в катиони, второ, придобивайки ги, превръщайки се в аниони. В резултат на пренос на електрони поради електростатичната сила на привличане между йони със заряди противоположен знакобразува се химична връзка, наречена Косел " електровалентен(сега се нарича йонни).

В този случай анионите и катионите образуват стабилна електронна конфигурация със запълнена външна част електронна обвивка. Типично йонни връзкисе образуват от катиони Т и II групи периодична системаи аниони на неметални елементи от групи VI и VII (съответно 16 и 17 подгрупи, халкогении халогени). Връзките в йонните съединения са ненаситени и ненасочени, така че те запазват възможността за електростатично взаимодействие с други йони. На фиг. 2 и 3 показват примери за йонни връзки, съответстващи на модела на електронен трансфер на Косел.

Ориз. 2.

Ориз. 3.Йонна връзка в молекулата на натриев хлорид (NaCl).

Тук е уместно да си припомним някои от свойствата, които обясняват поведението на веществата в природата, по-специално да разгледаме концепцията за киселинии основания.

Водните разтвори на всички тези вещества са електролити. Те променят цвета си по различни начини. показатели. Механизмът на действие на индикаторите е открит от F.V. Оствалд. Той показа, че индикаторите са слаби киселини или основи, чийто цвят в недисоциираните и дисоциираните състояния е различен.

Основите могат да неутрализират киселините. Не всички основи са разтворими във вода (например някои органични съединения, по-специално несъдържащи -ОН групи, триетиламин N (C 2 H 5) 3); разтворимите основи се наричат алкали.

Водните разтвори на киселини влизат в характерни реакции:

а) с метални оксиди - с образуване на сол и вода;

б) с метали - с образуване на сол и водород;

в) с карбонати - с образуване на сол, CO 2 и з 2 О.

Свойствата на киселините и основите се описват от няколко теории. В съответствие с теорията на S.A. Арениус, киселината е вещество, което се дисоциира, за да образува йони з+ , докато основата образува йони ТОЙ- . Тази теория не отчита съществуването органични основибез хидроксилни групи.

В съответствие с протонСпоред теорията на Бронстед и Лоури киселината е вещество, съдържащо молекули или йони, които отдават протони ( донорипротони), а основата е вещество, състоящо се от молекули или йони, които приемат протони ( акцепторипротони). Обърнете внимание, че във водните разтвори водородните йони съществуват в хидратирана форма, тоест под формата на хидрониеви йони H3O+ . Тази теория описва реакции не само с вода и хидроксидни йони, но и проведени в отсъствието на разтворител или с неводен разтворител.

Например при реакцията между амоняк NH 3 (слаба основа) и хлороводород в газовата фаза се образува твърд амониев хлорид и в равновесна смес от две вещества винаги има 4 частици, две от които са киселини, а другите две са основи:

Тази равновесна смес се състои от две спрегнати двойки киселини и основи:

1)NH 4+ и NH 3

2) НС1и кл ‑

Тук във всяка спрегната двойка киселината и основата се различават с един протон. Всяка киселина има спрегната основа. силна киселинасъответства на слаба конюгирана основа и слаба киселинае силна конюгирана основа.

Теорията на Бронстед-Лоури дава възможност да се обясни уникалната роля на водата за живота на биосферата. Водата, в зависимост от веществото, което взаимодейства с нея, може да проявява свойствата на киселина или основа. Например при реакции с водни разтвори оцетна киселинаводата е основа, а с водните разтвори на амоняка е киселина.

1) CH3COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . Тук молекулата на оцетната киселина отдава протон на водната молекула;

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + ТОЙ- . Тук молекулата на амоняка приема протон от водната молекула.

Така водата може да образува две конюгирани двойки:

1) H 2 O(киселина) и ТОЙ- (конюгирана основа)

2) H 3 O+ (киселина) и H 2 O(конюгирана основа).

В първия случай водата отдава протон, а във втория го приема.

Такова свойство се нарича амфипротонност. Наричат се вещества, които могат да реагират както на киселини, така и на основи амфотерни. Такива вещества често се срещат в природата. Например, аминокиселините могат да образуват соли както с киселини, така и с основи. Следователно пептидите лесно образуват координационни съединения с наличните метални йони.

По този начин характерното свойство на йонната връзка е пълното изместване на куп свързващи електрони към едно от ядрата. Това означава, че между йоните има област, където електронната плътност е почти нулева.

Вторият тип връзка ековалентен Връзка

Атомите могат да образуват стабилни електронни конфигурации чрез споделяне на електрони.

Такава връзка се образува, когато двойка електрони се споделя един по един. от всякаатом. В този случай социализираните електрони на връзката се разпределят по равно между атомите. Пример за ковалентна връзка е хомонуклеарендвуатомна H молекули 2 , н 2 , Е 2. Алотропите имат един и същи тип връзка. О 2 и озон О 3 и за многоатомна молекула С 8 и също хетероядрени молекулихлороводород НС1, въглероден двуокис CO 2, метан CH 4, етанол ОТ 2 з 5 ТОЙ, серен хексафлуорид SF 6, ацетилен ОТ 2 з 2. Всички тези молекули имат еднакви общи електрони, а връзките им са наситени и насочени по един и същи начин (фиг. 4).

За биолозите е важно ковалентните радиуси на атомите в двойните и тройните връзки да бъдат намалени в сравнение с единичната връзка.

Ориз. четири.Ковалентна връзка в Cl 2 молекулата.

Йонни и ковалентни типовевръзките са двата ограничаващи случая на многото съществуващи видове химични връзки и на практика повечето от връзките са междинни.

Връзки на два елемента, разположени в противоположните краища на един или различни периодисистеми на Менделеев, образуват предимно йонни връзки. Тъй като елементите се приближават един към друг в рамките на период, йонният характер на техните съединения намалява, докато ковалентният характер се увеличава. Например халогенидите и оксидите на елементите от лявата страна на периодичната таблица образуват предимно йонни връзки ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), а същите съединения на елементите от дясната страна на таблицата са ковалентни ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, фенол C6H5OH, глюкоза C6H12O6, етанол C2H5OH).

Ковалентната връзка от своя страна има друга модификация.

В многоатомните йони и в сложните биологични молекули и двата електрона могат да идват само от единатом. Нарича се донорелектронна двойка. Нарича се атом, който социализира тази двойка електрони с донор акцепторелектронна двойка. Този вид ковалентна връзка се нарича координация (донор-акцептор, илидателен падеж) комуникация(фиг. 5). Този тип връзка е най-важен за биологията и медицината, тъй като химията на най-важните d-елементи за метаболизма се описва до голяма степен от координационните връзки.

Снимка 5.

По правило в сложно съединение метален атом действа като акцептор на електронна двойка; напротив, при йонните и ковалентните връзки металният атом е донор на електрони.

Същността на ковалентната връзка и нейната разновидност - координационната връзка - може да се изясни с помощта на друга теория за киселините и основите, предложена от Г.Н. Люис. Той донякъде разшири семантичната концепция на термините "киселина" и "основа" според теорията на Бронстед-Лоури. Теорията на Люис обяснява естеството на образуването на сложни йони и участието на веществата в реакциите на нуклеофилно заместване, т.е. в образуването на CS.

Според Луис киселината е вещество, способно да образува ковалентна връзка чрез приемане на електронна двойка от основа. Базата на Люис е вещество, което има несподелена електронна двойка, която, като отдава електрони, образува ковалентна връзка с киселината на Луис.

Тоест, теорията на Луис разширява обхвата на киселинно-базовите реакции и до реакции, в които протоните изобщо не участват. Освен това самият протон, според тази теория, също е киселина, тъй като е в състояние да приеме електронна двойка.

Следователно, според тази теория, катионите са киселини на Луис, а анионите са бази на Люис. Следните реакции са примерни:

По-горе беше отбелязано, че подразделението на веществата на йонни и ковалентни е относително, тъй като в ковалентните молекули няма пълен трансфер на електрон от метални атоми към акцепторни атоми. В съединения с йонна връзка всеки йон е в електрическото поле на йони с противоположен знак, така че те са взаимно поляризирани и черупките им са деформирани.

Поляризираемостопределя се от електронната структура, заряда и размера на йона; тя е по-висока за аниони, отколкото за катиони. Най-високата поляризуемост сред катионите е за катиони с по-голям заряд и по-малък размер, например за Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Има силен поляризиращ ефект з+ . Тъй като ефектът от поляризацията на йони е двупосочен, той значително променя свойствата на съединенията, които образуват.

Третият тип връзка -дипол-дипол Връзка

В допълнение към изброените видове комуникация, има и дипол-дипол междумолекуленвзаимодействия, известни още като ван дер Ваалс .

Силата на тези взаимодействия зависи от природата на молекулите.

Има три вида взаимодействия: постоянен дипол - постоянен дипол ( дипол-диполатракция); постоянен дипол - индуциран дипол ( индукцияатракция); мигновен дипол - индуциран дипол ( дисперсияпривличане или лондонски сили; ориз. 6).

Ориз. 6.

Само молекули с полярни ковалентни връзки имат дипол-диполен момент ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), а силата на свързване е 1-2 дебай(1D \u003d 3,338 × 10 -30 кулонови метра - C × m).

В биохимията се разграничава друг вид връзка - водород връзка, което е ограничителен случай дипол-диполатракция. Тази връзка се образува от привличането между водороден атом и малък електроотрицателен атом, най-често кислород, флуор и азот. При големи атоми, които имат подобна електроотрицателност (например при хлор и сяра), водородната връзка е много по-слаба. Водородният атом се отличава с една съществена характеристика: когато свързващите електрони се отдръпнат, неговото ядро - протонът - се разкрива и престава да бъде екранирано от електрони.

Следователно атомът се превръща в голям дипол.

Водородната връзка, за разлика от връзката на Ван дер Ваалс, се образува не само по време на междумолекулни взаимодействия, но и в рамките на една молекула - вътрешномолекуленводородна връзка. Водородните връзки играят важна роля в биохимията, например за стабилизиране на структурата на протеини под формата на α-спирала или за образуване на двойна спирала на ДНК (фиг. 7).

Фиг.7.

Водородните и ван дер Ваалсовите връзки са много по-слаби от йонните, ковалентните и координационните връзки. Енергията на междумолекулните връзки е посочена в табл. един.

Маса 1.Енергия на междумолекулните сили

Забележка: Степента на междумолекулни взаимодействия отразява енталпията на топене и изпаряване (кипене). Йонните съединения изискват много повече енергия за отделяне на йони, отколкото за разделяне на молекули. Енталпиите на топене на йонните съединения са много по-високи от тези на молекулярните съединения.

Четвъртият тип връзка -метална връзка

И накрая, има друг тип междумолекулни връзки - метал: свързване на положителните йони на решетката на металите със свободни електрони. Този тип връзка не се среща в биологични обекти.

от прегледвидове връзки, се изяснява една подробност: важен параметър на атом или йон на метал - донор на електрони, както и на атом - акцептор на електрони е неговата размерът.

Без да навлизаме в подробности, отбелязваме, че ковалентните радиуси на атомите, йонните радиуси на металите и радиусите на Ван дер Ваалс на взаимодействащите молекули се увеличават с увеличаване на техния атомен номер в групите на периодичната система. В този случай стойностите на йонните радиуси са най-малки, а радиусите на Ван дер Ваалс са най-големи. Като правило, при движение надолу по групата, радиусите на всички елементи се увеличават, както ковалентни, така и ван дер Ваалсови.

Най-важните за биолозите и медиците са координация(донор-акцептор) връзки, разглеждани от координационната химия.

Медицинска бионеорганика. Г.К. Баръшков