Metalni spoj je. Vrste kemijskih veza: ionske, kovalentne, metalne. Mehanizam metalne veze

Rijetko kemijske tvari sastoje se od pojedinačnih, nepovezanih atoma kemijskih elemenata. U normalnim uvjetima takvu strukturu ima samo mali broj plinova koji se nazivaju plemeniti plinovi: helij, neon, argon, kripton, ksenon i radon. Najčešće se kemijske tvari ne sastoje od različitih atoma, već od njihovih kombinacija u različite skupine. Takve kombinacije atoma mogu uključivati nekoliko jedinica, stotine, tisuće ili čak više atoma. Sila koja drži te atome u takvim skupinama naziva se kemijska veza .

Drugim riječima, možemo reći da je kemijska veza interakcija koja osigurava povezivanje pojedinih atoma u složenije strukture (molekule, ione, radikale, kristale itd.).

Razlog nastanka kemijske veze je taj što je energija složenijih struktura manja od ukupne energije pojedinačnih atoma koji je tvore.

Dakle, konkretno, ako se molekula XY formira tijekom interakcije atoma X i Y, to znači da je unutarnja energija molekula te tvari niža od unutarnje energije pojedinačnih atoma iz kojih je nastala:

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

Iz tog razloga, kada se kemijske veze formiraju između pojedinih atoma, oslobađa se energija.

U stvaranju kemijskih veza, elektroni vanjskog elektronskog sloja s najmanjom energijom vezanja s jezgrom, tzv. valencija. Na primjer, u boru su to elektroni 2. energetske razine - 2 elektrona po 2 s- orbitale i 1 sa 2 str-orbitale:

Kada se formira kemijska veza, svaki atom nastoji dobiti elektroničku konfiguraciju atoma plemenitog plina, tj. tako da se u njegovom vanjskom elektronskom sloju nalazi 8 elektrona (2 za elemente prve periode). Taj se fenomen naziva pravilom okteta.

Moguće je da atomi postignu elektroničku konfiguraciju plemenitog plina ako u početku pojedinačni atomi dijele dio svojih valentnih elektrona s drugim atomima. U tom slučaju nastaju zajednički elektronski parovi.

Ovisno o stupnju socijalizacije elektrona, razlikuju se kovalentne, ionske i metalne veze.

kovalentna veza

Kovalentna veza najčešće se javlja između atoma elemenata nemetala. Ako atomi nemetala koji tvore kovalentnu vezu pripadaju različitim kemijskim elementima, takva se veza naziva kovalentna polarna veza. Razlog za ovaj naziv leži u činjenici da atomi različitih elemenata također imaju različitu sposobnost privlačenja zajedničkog elektronskog para za sebe. Očito, to dovodi do pomaka zajedničkog elektronskog para prema jednom od atoma, zbog čega se na njemu stvara djelomični negativni naboj. S druge strane, djelomični pozitivni naboj nastaje na drugom atomu. Na primjer, u molekuli klorovodika, elektronski par je pomaknut s atoma vodika na atom klora:

Primjeri tvari s kovalentnom polarnom vezom:

SCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 itd.

Kovalentna nepolarna veza nastaje između atoma nemetala istog kemijski element. Budući da su atomi identični, njihova sposobnost privlačenja zajedničkih elektrona je ista. S tim u vezi, ne opaža se pomak elektronskog para:

Gornji mehanizam za stvaranje kovalentne veze, kada oba atoma daju elektrone za formiranje zajedničkih elektronskih parova, naziva se izmjena.

Postoji i mehanizam donor-akceptor.

Pri formiranju kovalentne veze donor-akceptorskim mehanizmom nastaje zajednički elektronski par zbog popunjene orbitale jednog atoma (s dva elektrona) i prazne orbitale drugog atoma. Atom koji daje nepodijeljeni elektronski par naziva se donor, a atom sa slobodnom orbitalom naziva se akceptor. Donori elektronskih parova su atomi koji imaju sparene elektrone, na primjer N, O, P, S.

Na primjer, prema donor-akceptorskom mehanizmu, četvrta N-H kovalentna veza nastaje u amonijevom kationu NH 4 +:

Osim polarnosti, kovalentne veze karakterizira i energija. Energija veze je minimalna energija potrebna za prekid veze između atoma.

Energija vezanja opada s povećanjem polumjera vezanih atoma. Budući da znamo da atomski polumjeri rastu niz podskupine, možemo, na primjer, zaključiti da se snaga veze halogen-vodik povećava u nizu:

BOK< HBr < HCl < HF

Također, energija veze ovisi o njenoj višestrukosti – što je veća višestrukost veze, veća je i njena energija. Višestrukost veze je broj zajedničkih elektronskih parova između dva atoma.

Ionska veza

Ionska veza može se smatrati graničnim slučajem kovalentne polarne veze. Ako je u kovalentno-polarnoj vezi zajednički elektronski par djelomično pomaknut na jedan od para atoma, onda je u ionskoj vezi gotovo potpuno "predan" jednom od atoma. Atom koji je donirao elektron(e) dobiva pozitivan naboj i postaje kation, a atom koji mu je uzeo elektrone dobiva negativan naboj i postaje anion.

Dakle, ionska veza je veza nastala uslijed elektrostatskog privlačenja kationa prema anionima.

Stvaranje ove vrste veze karakteristično je za međudjelovanje atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Na primjer, kalijev fluorid. Kation kalija nastaje kao rezultat odvajanja jednog elektrona od neutralnog atoma, a ion fluora nastaje spajanjem jednog elektrona na atom fluora:

Između nastalih iona nastaje sila elektrostatskog privlačenja, uslijed čega nastaje ionski spoj.

Prilikom stvaranja kemijske veze elektroni s atoma natrija prelaze na atom klora i nastaju suprotno nabijeni ioni koji imaju završenu vanjsku energetsku razinu.

Utvrđeno je da se elektroni ne odvajaju potpuno od atoma metala, već samo pomiču prema atomu klora, kao kod kovalentne veze.

Većina binarnih spojeva koji sadrže metalne atome su ionski. Na primjer, oksidi, halogenidi, sulfidi, nitridi.

Ionska veza također se javlja između jednostavnih kationa i jednostavnih aniona (F -, Cl -, S 2-), kao i između jednostavnih kationa i složenih aniona (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Stoga u ionske spojeve spadaju soli i baze (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH).

metalni spoj

Ova vrsta veze nastaje u metalima.

Atomi svih metala imaju elektrone na vanjskom elektronskom sloju koji imaju nisku energiju vezanja s atomskom jezgrom. Za većinu metala gubitak vanjskih elektrona je energetski povoljan.

S obzirom na tako slabu interakciju s jezgrom, ti su elektroni u metalima vrlo pokretljivi, au svakom metalnom kristalu kontinuirano se odvija sljedeći proces:

M 0 - ne - \u003d M n +, gdje je M 0 neutralni atom metala, a M n + kation istog metala. Donja slika prikazuje ilustraciju procesa koji su u tijeku.

To jest, elektroni "jure" duž metalnog kristala, odvajaju se od jednog metalnog atoma, stvarajući od njega kation, pridružujući se drugom kationu, tvoreći neutralni atom. Taj je fenomen nazvan “elektronički vjetar”, a skup slobodnih elektrona u kristalu atoma nemetala nazvan je “elektronski plin”. Ova vrsta interakcije između metalnih atoma naziva se metalna veza.

vodikova veza

Ako je atom vodika u bilo kojoj tvari vezan na element s visokom elektronegativnošću (dušik, kisik ili fluor), takva je tvar karakterizirana takvim fenomenom kao što je vodikova veza.

Budući da je atom vodika vezan na elektronegativni atom, na atomu vodika nastaje djelomični pozitivni naboj, a na elektronegativnom atomu nastaje djelomični negativni naboj. U tom smislu, elektrostatsko privlačenje postaje moguće između djelomično pozitivno nabijenog atoma vodika jedne molekule i elektronegativnog atoma druge. Na primjer, vodikova veza opažena je za molekule vode:

Vodikova veza objašnjava abnormalno visoko talište vode. Osim u vodi, jake vodikove veze stvaraju se i u tvarima kao što su fluorovodik, amonijak, kiseline koje sadrže kisik, fenoli, alkoholi, amini.

Metalni spoj. Svojstva metalne veze.

Metalna veza je kemijska veza zbog prisutnosti relativno slobodnih elektrona. Tipično je i za čiste metale i za njihove legure i intermetalne spojeve.

Mehanizam metalne veze

Na svim čvorovima kristalna rešetka nalaze se pozitivni ioni metala. Između njih se nasumično, poput molekula plina, kreću valentni elektroni, otkačeni od atoma tijekom stvaranja iona. Ovi elektroni igraju ulogu cementa, držeći pozitivne ione zajedno; inače bi se rešetka raspala pod djelovanjem odbojnih sila između iona. U isto vrijeme, elektrone također drže ioni unutar kristalne rešetke i ne mogu je napustiti. Komunikacijske snage nisu lokalizirane i neusmjerene. Zbog toga se u većini slučajeva pojavljuju visoki koordinacijski brojevi (npr. 12 ili 8). Kada se dva metalna atoma približe jedan drugome, njihove orbitale vanjske ljuske preklapaju se i tvore molekularne orbitale. Ako se pojavi treći atom, njegova se orbitala preklapa s orbitalama prva dva atoma, dajući još jednu molekularnu orbitalu. Kada postoji mnogo atoma, postoji ogroman broj trodimenzionalnih molekularnih orbitala koje se protežu u svim smjerovima. Zbog višestrukog preklapanja orbitala, valentni elektroni svakog atoma su pod utjecajem mnogih atoma.

Karakteristične kristalne rešetke

Većina metala tvori jednu od sljedećih visoko simetričnih tijesno pakiranih rešetki: kubičnu s središtem tijela, kubičnu s središtem na plohi i heksagonalnu.

U kubičnoj tjelesno centriranoj rešetki (bcc), atomi se nalaze na vrhovima kocke, a jedan atom se nalazi u središtu volumena kocke. Metali imaju kubičnu tijelocentriranu rešetku: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba itd.

U kubičnoj rešetki usmjerenoj na lice (fcc), atomi su smješteni na vrhovima kocke iu središtu svake plohe. Metali ovog tipa imaju rešetku: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co itd.

U heksagonalnoj rešetki atomi se nalaze u vrhovima i središtu šesterokutnih baza prizme, a tri atoma nalaze se u srednjoj ravnini prizme. Takvo pakiranje atoma imaju metali: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca itd.

Ostala svojstva

Elektroni koji se slobodno kreću uzrokuju visoku električnu i toplinsku vodljivost. Tvari s metalnom vezom često kombiniraju čvrstoću s rastezljivošću, jer kada se atomi pomaknu jedan u odnosu na drugi, veze se ne prekidaju. Drugo važno svojstvo je metalna aromatičnost.

Metali dobro provode toplinu i elektricitet, dovoljno su jaki, mogu se deformirati bez loma. Neki metali su savitljivi (mogu se kovati), neki su savitljivi (mogu se izvlačiti u žicu). Ova jedinstvena svojstva objašnjavaju se posebnom vrstom kemijske veze koja međusobno povezuje atome metala - metalna veza.

Metali u čvrstom stanju postoje u obliku kristala pozitivnih iona, kao da "plutaju" u moru elektrona koji se slobodno kreću između njih.

Metalna veza objašnjava svojstva metala, posebice njihovu čvrstoću. Pod djelovanjem deformirajuće sile metalna rešetka može promijeniti svoj oblik bez pucanja, za razliku od ionskih kristala.

Visoka toplinska vodljivost metala objašnjava se činjenicom da ako se komad metala zagrije s jedne strane, tada će se povećati kinetička energija elektrona. Ovo povećanje energije širit će se u "elektroničkom moru" kroz uzorak velikom brzinom.

Električna vodljivost metala također postaje jasna. Ako se razlika potencijala primijeni na krajeve metalnog uzorka, tada će se oblak delokaliziranih elektrona pomaknuti u smjeru pozitivnog potencijala: ovaj tok elektrona koji se kreće u istom smjeru je poznata električna struja.

Metalni spoj. Svojstva metalne veze. - pojam i vrste. Klasifikacija i značajke kategorije "Metalna veza. Svojstva metalne veze." 2017., 2018. godine.

Svi metali imaju sljedeće karakteristike:

Mali broj elektrona na vanjskoj energetskoj razini (osim nekih izuzetaka, koji mogu imati 6,7 i 8);

Velik atomski radijus;

Niska energija ionizacije.

Sve to doprinosi lakom odvajanju vanjskih nesparenih elektrona od jezgre. U ovom slučaju atom ima mnogo slobodnih orbitala. Shema za stvaranje metalne veze samo će pokazati međusobno preklapanje brojnih orbitalnih stanica različitih atoma, koje kao rezultat toga tvore zajednički intrakristalni prostor. Iz svakog atoma u njega se unose elektroni koji počinju slobodno lutati u različitim dijelovima rešetke. Povremeno se svaki od njih veže za ion na kristalnom mjestu i pretvara ga u atom, zatim se ponovno odvaja, stvarajući ion.

Na ovaj način, metalna veza je veza između atoma, iona i slobodnih elektrona u zajedničkom metalnom kristalu. Elektronski oblak koji se slobodno kreće unutar strukture naziva se "elektronski plin". Oni objašnjavaju većinu fizička svojstva metali i njihove legure.

Kako se točno ostvaruje metalna kemijska veza? Mogu se navesti različiti primjeri. Pokušajmo razmotriti komad litija. Čak i ako ga uzmete veličine graška, bit će tisuće atoma. Zamislimo da svaki od tih tisuća atoma donira svoj pojedinačni valentni elektron zajedničkom kristalnom prostoru. Istodobno znajući elektronička zgrada dati element, možete vidjeti broj praznih orbitala. Litij će ih imati 3 (p-orbitale druge energetske razine). Tri za svaki atom od desetaka tisuća - to je zajednički prostor unutar kristala, u kojem se "elektronski plin" slobodno kreće.

Tvar s metalnom vezom uvijek je jaka. Uostalom, elektronski plin ne dopušta da se kristal uruši, već samo pomiče slojeve i odmah se obnavlja. Sjaji, ima određenu gustoću (najčešće visoku), topljivost, savitljivost i plastičnost.

Gdje se još ostvaruje metalna veza? Primjeri tvari:

Metali u obliku jednostavnih struktura;

Sve metalne legure jedna s drugom;

Svi metali i njihove legure u tekućem i čvrstom stanju.

Postoji samo nevjerojatan broj konkretnih primjera, jer postoji više od 80 metala u periodnom sustavu!

Mehanizam obrazovanja u opći pogled izražava se sljedećim zapisom: Me 0 - e - ↔ Me n+. Iz dijagrama je vidljivo koje su čestice prisutne u metalnom kristalu.

Svaki metal je sposoban donirati elektrone, pretvarajući se u pozitivno nabijen ion.

Na primjeru željeza: Fe 0 -2e - = Fe 2+

Gdje se nalaze odvojene negativno nabijene čestice – elektroni? Minus uvijek privlači plus. Elektrone privlači drugi (pozitivno nabijeni) ion željeza u kristalnoj rešetki: Fe 2+ + 2e - \u003d Fe 0

Ion postaje neutralni atom. I taj se proces ponavlja mnogo puta.

Ispada da su slobodni elektroni željeza u stalnom kretanju kroz cijeli volumen kristala, odvajajući se i spajajući ione na mjestima rešetke. Drugi naziv za ovu pojavu je delokalizirani elektronski oblak. Izraz "delokaliziran" znači - slobodan, nevezan.

Metalna veza je kemijska veza zbog prisutnosti relativno slobodnih elektrona. Tipično je i za čiste metale i za njihove legure i intermetalne spojeve.

Mehanizam metalne veze

U svim čvorovima kristalne rešetke nalaze se pozitivni metalni ioni. Između njih se nasumično, poput molekula plina, kreću valentni elektroni, otkačeni od atoma tijekom stvaranja iona. Ovi elektroni igraju ulogu cementa, držeći pozitivne ione zajedno; inače bi se rešetka raspala pod djelovanjem odbojnih sila između iona. U isto vrijeme, elektrone također drže ioni unutar kristalne rešetke i ne mogu je napustiti. Komunikacijske snage nisu lokalizirane i neusmjerene.

Stoga se u većini slučajeva pojavljuju visoki koordinacijski brojevi (na primjer 12 ili 8). Kada se dva metalna atoma približe jedan drugome, njihove orbitale vanjske ljuske preklapaju se i tvore molekularne orbitale. Ako se pojavi treći atom, njegova se orbitala preklapa s orbitalom prva dva atoma, što rezultira drugom molekularnom orbitalom. Kada postoji mnogo atoma, postoji ogroman broj trodimenzionalnih molekularnih orbitala koje se protežu u svim smjerovima. Zbog višestrukog preklapanja orbitala, valentni elektroni svakog atoma su pod utjecajem mnogih atoma.

Karakteristične kristalne rešetke

Većina metala tvori jednu od sljedećih visoko simetričnih, zbijenih rešetki: kubičnu s središtem tijela, kubičnu s središtem na licu i heksagonalnu.

U tjelesno centriranoj kubičnoj rešetki (bcc), atomi se nalaze na vrhovima kocke, a jedan atom se nalazi u središtu volumena kocke. Metali imaju kubičnu tijelocentriranu rešetku: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba itd.

Ostala svojstva

Metali u čvrstom stanju postoje u obliku kristala pozitivnih iona, kao da "plutaju" u moru elektrona koji se slobodno kreću između njih.

Metalna veza objašnjava svojstva metala, posebice njihovu čvrstoću. Pod djelovanjem deformirajuće sile metalna rešetka može promijeniti svoj oblik bez pucanja, za razliku od ionskih kristala.

Visoka toplinska vodljivost metala objašnjava se činjenicom da ako zagrijete komad metala s jedne strane, tada će se kinetička energija elektrona povećati. Ovo povećanje energije širit će se u "elektroničkom moru" kroz uzorak velikom brzinom.

Električna vodljivost metala također postaje jasna. Ako se razlika potencijala primijeni na krajeve uzorka metala, tada će se oblak delokaliziranih elektrona pomaknuti u smjeru pozitivnog potencijala: ovaj tok elektrona koji se kreće u istom smjeru je poznata električna struja.

169957 0

Svaki atom ima određeni broj elektrona.

Ulazak u kemijske reakcije, atomi doniraju, dobivaju ili socijaliziraju elektrone, postižući najstabilniju elektroničku konfiguraciju. Konfiguracija s najnižom energijom je najstabilnija (kao u atomima plemenitog plina). Taj se uzorak naziva "pravilo okteta" (slika 1).

Riža. jedan.

Ovo pravilo vrijedi za sve vrste veze. Elektroničke veze između atoma omogućuju im stvaranje stabilnih struktura, od najjednostavnijih kristala do složenih biomolekula koje na kraju tvore žive sustave. Od kristala se razlikuju po kontinuiranom metabolizmu. Međutim, mnoge kemijske reakcije odvijaju se prema mehanizmima elektronički prijenos, koji imaju važnu ulogu u energetskim procesima u tijelu.

Kemijska veza je sila koja drži zajedno dva ili više atoma, iona, molekula ili bilo koju njihovu kombinaciju..

Priroda kemijske veze je univerzalna: to je elektrostatska sila privlačenja između negativno nabijenih elektrona i pozitivno nabijenih jezgri, određena konfiguracijom elektrona u vanjskoj ljusci atoma. Sposobnost atoma da stvara kemijske veze naziva se valencija, ili oksidacijsko stanje. Koncept valentni elektroni- elektroni koji tvore kemijske veze, odnosno oni koji se nalaze u orbitalama s najviše energije. Prema tome, vanjska ljuska atoma koja sadrži ove orbitale naziva se valentna ljuska. Trenutno nije dovoljno naznačiti prisutnost kemijske veze, već je potrebno razjasniti njen tip: ionski, kovalentni, dipol-dipol, metalni.

Prva vrsta veze jeionski veza

Prema Lewisovoj i Kosselovoj elektronskoj teoriji valencije, atomi mogu postići stabilnu elektroničku konfiguraciju na dva načina: prvo, gubljenjem elektrona, postajući kationi, drugo, stjecanje ih, pretvaranje u anioni. Kao rezultat prijenosa elektrona zbog elektrostatske sile privlačenja između iona s nabojima suprotnog predznaka stvara se kemijska veza, nazvana Kossel " elektrovalentni(sada se zove ionski).

U ovom slučaju, anioni i kationi tvore stabilnu elektroničku konfiguraciju s ispunjenim vanjskim dijelom elektronska ljuska. Tipično ionske veze nastaju od kationa T i II skupine periodni sustav i anioni nemetalnih elemenata skupine VI i VII (16 i 17 podskupine - respektivno, halkogeni i halogeni). Veze u ionskim spojevima su nezasićene i neusmjerene, pa zadržavaju mogućnost elektrostatske interakcije s drugim ionima. Na sl. Slike 2 i 3 prikazuju primjere ionskih veza koje odgovaraju Kosselovom modelu prijenosa elektrona.

Riža. 2.

Riža. 3. Ionska veza u molekuli natrijeva klorida (NaCl).

Ovdje je prikladno prisjetiti se nekih svojstava koja objašnjavaju ponašanje tvari u prirodi, posebno razmotriti koncept kiseline i osnove.

Vodene otopine svih ovih tvari su elektroliti. Mijenjaju boju na različite načine. indikatori. Mehanizam djelovanja indikatora otkrio je F.V. Ostwald. Pokazao je da su indikatori slabe kiseline ili baze, čija je boja u nedisociranom i disociranom stanju različita.

Baze mogu neutralizirati kiseline. Nisu sve baze topljive u vodi (na primjer, neke organski spojevi, posebno ne sadrže - OH skupine, trietilamin N (C 2 H 5) 3); topljive baze nazivaju se lužine.

Vodene otopine kiselina stupaju u karakteristične reakcije:

a) s metalnim oksidima - uz stvaranje soli i vode;

b) s metalima - uz stvaranje soli i vodika;

c) s karbonatima - uz stvaranje soli, CO 2 i H 2 O.

Svojstva kiselina i baza opisuju nekoliko teorija. U skladu s teorijom S.A. Arrheniusa, kiselina je tvar koja disocira i stvara ione H+ , dok baza tvori ione ON- . Ova teorija ne uzima u obzir postojanje organske baze bez hidroksilnih grupa.

U skladu s proton Prema teoriji Bronsteda i Lowryja, kiselina je tvar koja sadrži molekule ili ione koji doniraju protone ( donatori protoni), a baza je tvar koja se sastoji od molekula ili iona koji prihvaćaju protone ( akceptori protoni). Imajte na umu da u vodenim otopinama vodikovi ioni postoje u hidratiziranom obliku, odnosno u obliku hidronijevih iona H3O+ . Ova teorija opisuje reakcije ne samo s vodom i hidroksidnim ionima, već i one koje se provode u odsutnosti otapala ili s nevodenim otapalom.

Na primjer, u reakciji između amonijaka NH 3 (slaba baza) i klorovodika u plinovitoj fazi nastaje kruti amonijev klorid, a u ravnotežnoj smjesi dviju tvari uvijek postoje 4 čestice od kojih su dvije kiseline, a druge dvije baze:

Ova ravnotežna smjesa sastoji se od dva konjugirana para kiselina i baza:

1)NH 4+ i NH 3

2) HCl i Cl ‑

Ovdje se u svakom konjugiranom paru kiselina i baza razlikuju za jedan proton. Svaka kiselina ima konjugiranu bazu. jaka kiselina odgovara slaboj konjugiranoj bazi, i slaba kiselina je jaka konjugirana baza.

Bronsted-Lowryjeva teorija omogućuje objašnjenje jedinstvene uloge vode za vitalnu aktivnost biosfere. Voda, ovisno o tvari koja s njom stupa u interakciju, može pokazivati svojstva kiseline ili baze. Na primjer, u reakcijama sa vodene otopine octena kiselina voda je baza, a kod vodenih otopina amonijaka je kiselina.

1) CH3COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . Ovdje molekula octene kiseline predaje proton molekuli vode;

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + ON- . Ovdje molekula amonijaka prihvaća proton od molekule vode.

Dakle, voda može formirati dva konjugirana para:

1) H 2 O(kiselina) i ON- (konjugirana baza)

2) H 3 O+ (kiselina) i H 2 O(konjugirana baza).

U prvom slučaju voda daje proton, au drugom ga prihvaća.

Takvo se svojstvo naziva amfiprotonost. Nazivaju se tvari koje mogu reagirati i kao kiseline i kao baze amfoteran. U prirodi se takve tvari često nalaze. Na primjer, aminokiseline mogu tvoriti soli i s kiselinama i s bazama. Stoga peptidi lako tvore koordinacijske spojeve s prisutnim metalnim ionima.

Dakle, karakteristično svojstvo ionske veze je potpuno premještanje skupine veznih elektrona na jednu od jezgri. To znači da između iona postoji područje u kojem je gustoća elektrona gotovo nula.

Druga vrsta veze jekovalentni veza

Atomi mogu formirati stabilne elektroničke konfiguracije dijeljenjem elektrona.

Takva veza nastaje kada se par elektrona dijeli jedan po jedan. od svake atom. U ovom slučaju, elektroni socijalizirane veze ravnomjerno su raspoređeni među atomima. Primjer kovalentne veze je homonuklearni dvoatomski H molekule 2 , N 2 , F 2. Alotropi imaju istu vrstu veze. O 2 i ozon O 3 i za poliatomsku molekulu S 8 i također heteronuklearne molekule klorovodik HCl, ugljični dioksid CO 2, metan CH 4, etanol IZ 2 H 5 ON, sumporov heksafluorid SF 6, acetilen IZ 2 H 2. Sve ove molekule imaju iste zajedničke elektrone, a njihove veze su zasićene i usmjerene na isti način (slika 4).

Za biologe je važno da su kovalentni radijusi atoma u dvostrukim i trostrukim vezama smanjeni u usporedbi s jednostrukom vezom.

Riža. četiri. Kovalentna veza u molekuli Cl 2.

Ionski i kovalentne vrste veze su dva ograničavajuća slučaja mnogih postojećih vrsta kemijskih veza, au praksi je većina veza međusrednje.

Veze dvaju elemenata smještenih na suprotnim krajevima jednog ili različita razdoblja sustavi Mendeljejeva, pretežno tvore ionske veze. Kako se elementi približavaju jedan drugome unutar perioda, ionska priroda njihovih spojeva se smanjuje, dok se kovalentni karakter povećava. Na primjer, halogenidi i oksidi elemenata na lijevoj strani periodnog sustava tvore pretežno ionske veze ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), a isti spojevi elemenata na desnoj strani tablice su kovalentni ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glukoza C6H1206, etanol C2H5OH).

Kovalentna veza, pak, ima još jednu modifikaciju.

U poliatomskim ionima iu složenim biološkim molekulama, oba elektrona mogu doći samo iz jedan atom. To se zove donator elektronski par. Atom koji socijalizira ovaj par elektrona s donorom naziva se akceptor elektronski par. Ova vrsta kovalentne veze naziva se koordinacija (donor-akceptor, ilidativ) komunikacija(slika 5). Ova vrsta veze je najvažnija za biologiju i medicinu, budući da je kemija najvažnijih d-elemenata za metabolizam uvelike opisana koordinacijskim vezama.

slika 5.

U pravilu, u složenom spoju atom metala djeluje kao akceptor elektronskog para; naprotiv, u ionskim i kovalentnim vezama atom metala je donor elektrona.

Bit kovalentne veze i njezine raznolikosti - koordinacijske veze - može se razjasniti uz pomoć druge teorije kiselina i baza, koju je predložio GN. Lewis. Donekle je proširio semantički koncept pojmova "kiselina" i "baza" prema Bronsted-Lowry teoriji. Lewisova teorija objašnjava prirodu stvaranja kompleksnih iona i sudjelovanje tvari u reakcijama nukleofilne supstitucije, odnosno u stvaranju CS.

Prema Lewisu, kiselina je tvar sposobna formirati kovalentnu vezu prihvaćanjem elektronskog para od baze. Lewisova baza je tvar koja ima usamljeni par elektrona, koji doniranjem elektrona stvara kovalentnu vezu s Lewisovom kiselinom.

Odnosno, Lewisova teorija proširuje raspon kiselo-baznih reakcija i na reakcije u kojima protoni uopće ne sudjeluju. Štoviše, sam proton, prema ovoj teoriji, također je kiselina, budući da može prihvatiti elektronski par.

Stoga su prema ovoj teoriji kationi Lewisove kiseline, a anioni Lewisove baze. Sljedeće reakcije su primjeri:

Gore je navedeno da je podjela tvari na ionske i kovalentne relativna, budući da u kovalentnim molekulama ne postoji potpuni prijenos elektrona s atoma metala na atome akceptora. U spojevima s ionskom vezom svaki se ion nalazi u električnom polju iona suprotnog predznaka pa su oni međusobno polarizirani, a ljuske su im deformirane.

Polarizabilnost određeno elektronskom strukturom, nabojem i veličinom iona; veća je za anione nego za katione. Najveću polarizabilnost među kationima imaju kationi većeg naboja i manje veličine, npr. for Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Ima snažan polarizirajući učinak H+ . Budući da je učinak polarizacije iona dvosmjeran, značajno mijenja svojstva spojeva koje oni tvore.

Treća vrsta veze -dipol-dipol veza

Osim navedenih vrsta komunikacije postoje i dipol-dipol intermolekularni interakcije, poznate i kao van der Waals .

Snaga ovih interakcija ovisi o prirodi molekula.

Postoje tri vrste interakcija: permanentni dipol - permanentni dipol ( dipol-dipol privlačnost); trajni dipol - inducirani dipol ( indukcija privlačnost); trenutni dipol - inducirani dipol ( disperzija privlačnost, ili londonske sile; riža. 6).

Riža. 6.

Samo molekule s polarnom kovalentnom vezom imaju dipol-dipolni moment ( HCl, NH3, SO2, H20, C6H5Cl), a čvrstoća veze je 1-2 debye(1D \u003d 3,338 × 10 -30 kulonskih metara - C × m).

U biokemiji se razlikuje još jedna vrsta veze - vodik veza, što je ograničavajući slučaj dipol-dipol privlačnost. Ova veza nastaje privlačenjem između atoma vodika i malog elektronegativnog atoma, najčešće kisika, fluora i dušika. Kod velikih atoma koji imaju sličnu elektronegativnost (npr. kod klora i sumpora) vodikova veza je mnogo slabija. Atom vodika odlikuje se jednom bitnom značajkom: kada se vezni elektroni povuku, njegova jezgra - proton - biva izložena i prestaje biti zaklonjena elektronima.

Zbog toga se atom pretvara u veliki dipol.

Vodikova veza, za razliku od van der Waalsove veze, nastaje ne samo tijekom međumolekulskih interakcija, već i unutar jedne molekule - intramolekularni vodikova veza. Vodikove veze imaju važnu ulogu u biokemiji, na primjer, za stabilizaciju strukture proteina u obliku α-heliksa ili za stvaranje dvostruke spirale DNA (slika 7).

sl.7.

Vodikove i van der Waalsove veze mnogo su slabije od ionskih, kovalentnih i koordinacijskih veza. Energija međumolekulskih veza prikazana je u tablici. jedan.

Stol 1. Energija međumolekulskih sila

Bilješka: Stupanj međumolekulskih interakcija odražava entalpiju taljenja i isparavanja (vrenja). Ionski spojevi zahtijevaju mnogo više energije za odvajanje iona nego za odvajanje molekula. Entalpije taljenja ionskih spojeva puno su veće od onih molekulskih spojeva.

Četvrta vrsta veze -metalna veza

Konačno, postoji još jedna vrsta međumolekulskih veza - metal: veza pozitivnih iona rešetke metala sa slobodnim elektronima. Ova vrsta veze ne pojavljuje se u biološkim objektima.

Iz pregled vrste veza, pojašnjen je jedan detalj: važan parametar atoma ili iona metala - elektron donora, kao i atoma - akceptora elektrona je njegov veličina.

Ne ulazeći u detalje, napominjemo da se kovalentni radijusi atoma, ionski radijusi metala i van der Waalsovi radijusi molekula u interakciji povećavaju kako se povećava njihov atomski broj u grupama periodnog sustava. U ovom slučaju, vrijednosti ionskih radijusa su najmanje, a van der Waalsovi radijusi su najveći. U pravilu, pri kretanju niz skupinu, radijusi svih elemenata rastu, kako kovalentni tako i van der Waalsovi.

Za biologe i liječnike najvažniji su koordinacija(donor-akceptor) veze koje razmatra koordinacijska kemija.

Medicinski bioanorganici. G.K. Barashkov