Ritkán vegyi anyagok kémiai elemek egyedi, egymással nem rokon atomjaiból állnak. Normál körülmények között a nemesgázoknak nevezett gázok kis része rendelkezik ilyen szerkezettel: hélium, neon, argon, kripton, xenon és radon. A kémiai anyagok leggyakrabban nem különböző atomokból állnak, hanem azok különböző csoportokba való kombinációiból. Az atomok ilyen kombinációi tartalmazhatnak több egységet, több száz, ezer vagy még több atomot. Azt az erőt, amely ezeket az atomokat ilyen csoportokban tartja, ún kémiai kötés .
Más szóval azt mondhatjuk, hogy a kémiai kötés olyan kölcsönhatás, amely biztosítja az egyes atomok bonyolultabb struktúrákba (molekulák, ionok, gyökök, kristályok stb.) való kötődését.
A kémiai kötés kialakulásának oka, hogy a bonyolultabb szerkezetek energiája kisebb, mint az azt alkotó egyes atomok összenergiája.
Tehát különösen, ha egy XY molekula képződik az X és Y atomok kölcsönhatása során, ez azt jelenti, hogy ennek az anyagnak a molekuláinak belső energiája alacsonyabb, mint azon egyes atomok belső energiája, amelyekből létrejött:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Emiatt, amikor az egyes atomok között kémiai kötések jönnek létre, energia szabadul fel.
A kémiai kötések kialakulásában a külső elektronréteg legkisebb kötési energiájú elektronjai a maggal, ún. vegyérték. Például a bórban ezek a 2. energiaszintű elektronok - 2 elektron per 2 s- pályák és 1 x 2 p-pályák:
Amikor egy kémiai kötés képződik, minden atom hajlamos a nemesgázatomok elektronikus konfigurációjára, pl. hogy a külső elektronrétegében 8 elektron legyen (2 az első periódus elemeinél). Ezt a jelenséget oktettszabálynak nevezzük.
Lehetséges, hogy az atomok elérjék a nemesgáz elektronikus konfigurációját, ha kezdetben az egyes atomok vegyértékelektronjaik egy részét megosztják más atomokkal. Ebben az esetben közös elektronpárok jönnek létre.
Az elektronok szocializációs fokától függően kovalens, ionos és fémes kötések különböztethetők meg.
kovalens kötés
A kovalens kötés leggyakrabban nemfémes elemek atomjai között fordul elő. Ha a kovalens kötést alkotó nemfémek atomjai különböző kémiai elemekhez tartoznak, az ilyen kötést kovalens poláris kötésnek nevezzük. Ennek az elnevezésnek az oka abban rejlik, hogy a különböző elemek atomjai is eltérően képesek egy közös elektronpárt magukhoz vonzani. Ez nyilván a közös elektronpár eltolódásához vezet az egyik atom felé, aminek következtében részleges negatív töltés keletkezik rajta. A másik atomon viszont részleges pozitív töltés képződik. Például egy hidrogén-klorid molekulában az elektronpár a hidrogénatomról a klóratomra tolódik el:
Példák kovalens poláris kötéssel rendelkező anyagokra:
СCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 stb.
Kovalens nem poláris kötés jön létre ugyanazon nemfémek atomjai között kémiai elem. Mivel az atomok azonosak, a közös elektronok húzására való képességük azonos. Ebben a tekintetben nem figyelhető meg az elektronpár elmozdulása:
A kovalens kötés kialakulásának fenti mechanizmusát, amikor mindkét atom elektronokat biztosít a közös elektronpárok kialakulásához, cserének nevezzük.
Létezik donor-akceptor mechanizmus is.
Ha kovalens kötés jön létre a donor-akceptor mechanizmussal, akkor az egyik atom (két elektronnal) töltött pályája és egy másik atom üres pályája miatt közös elektronpár jön létre. A meg nem osztott elektronpárt biztosító atomot donornak, a szabad pályával rendelkező atomot pedig akceptornak nevezzük. Az elektronpárok donorai olyan atomok, amelyeknek elektronjaik vannak, például N, O, P, S.
Például a donor-akceptor mechanizmus szerint a negyedik N-H kovalens kötés az NH 4 + ammóniumkationban jön létre:
A kovalens kötésekre a polaritáson kívül az energia is jellemző. A kötés energiája az a minimális energia, amely az atomok közötti kötés megszakításához szükséges.
A kötési energia a kötött atomok sugarának növekedésével csökken. Mivel tudjuk, hogy az atomi sugarak az alcsoportokban lefelé nőnek, például arra a következtetésre juthatunk, hogy a halogén-hidrogén kötés erőssége növekszik a sorozatban:
SZIA< HBr < HCl < HF
Ezenkívül a kötés energiája a többszörösségétől függ - minél nagyobb a kötési sokszínűség, annál nagyobb az energiája. A kötési multiplicitás a két atom közötti közös elektronpárok száma.
Ionos kötés
Az ionos kötés a kovalens poláris kötés határesetének tekinthető. Ha kovalens-poláris kötésben a közös elektronpár részben eltolódik az egyik atompárhoz, akkor az ionosban szinte teljesen „átadja” az egyik atomnak. Az elektron(oka)t adományozó atom pozitív töltést kap, és azzá válik kation, és az atom, amely elektronokat vett belőle, negatív töltést kap, és azzá válik anion.
Így az ionos kötés olyan kötés, amely a kationok anionokhoz való elektrosztatikus vonzása következtében jön létre.
Az ilyen típusú kötések kialakulása a tipikus fémek és tipikus nemfémek atomjainak kölcsönhatására jellemző.
Például kálium-fluorid. A semleges atomról egy elektron leválása következtében káliumkation keletkezik, és egy elektron fluoratomhoz való kapcsolásával fluorion keletkezik:
A keletkező ionok között elektrosztatikus vonzási erő keletkezik, melynek eredményeként ionos vegyület keletkezik.
A kémiai kötés kialakulása során a nátriumatom elektronjai átjutottak a klóratomhoz, és ezzel ellentétes töltésű ionok keletkeztek, amelyek teljes külső energiaszinttel rendelkeznek.
Megállapítást nyert, hogy az elektronok nem válnak le teljesen a fématomról, hanem csak a klóratom felé tolódnak el, mint egy kovalens kötésben.
A legtöbb fématomot tartalmazó bináris vegyület ionos. Például oxidok, halogenidek, szulfidok, nitridek.
Ionos kötés is létrejön egyszerű kationok és egyszerű anionok (F -, Cl -, S 2-), valamint egyszerű kationok és összetett anionok (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) között. . Ezért az ionos vegyületek közé tartoznak a sók és bázisok (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4, Ca (OH) 2, NaOH).
fém csatlakozás
Ez a fajta kötés fémekben jön létre.
Az összes fém atomjainak a külső elektronrétegen vannak elektronjai, amelyeknek alacsony a kötési energiája az atommaggal. A legtöbb fém esetében a külső elektronok elvesztése energetikailag kedvező.
Az atommaggal való ilyen gyenge kölcsönhatás miatt ezek az elektronok a fémekben nagyon mozgékonyak, és minden fémkristályban folyamatosan a következő folyamat megy végbe:
M 0 - ne - \u003d M n +, ahol M 0 egy semleges fématom, és ugyanannak a fémnek M n + kationja. Az alábbi ábra szemlélteti a folyamatban lévő folyamatokat.
Vagyis az elektronok „száguldanak” végig a fémkristályon, leválanak az egyik fématomról, kationt képeznek belőle, egy másik kationhoz csatlakoznak, semleges atomot képezve. Ezt a jelenséget „elektronikus szélnek”, a nemfém atom kristályában lévő szabad elektronok halmazát pedig „elektrongáznak” nevezték. A fématomok közötti ilyen típusú kölcsönhatást fémes kötésnek nevezik.
hidrogén kötés
Ha egy anyagban egy hidrogénatom egy nagy elektronegativitású elemhez (nitrogén, oxigén vagy fluor) kapcsolódik, akkor egy ilyen anyagra a hidrogénkötés jelensége jellemző.
Mivel a hidrogénatom egy elektronegatív atomhoz kötődik, a hidrogénatomon részleges pozitív töltés, az elektronegatív atomon pedig részleges negatív töltés képződik. Ebben a tekintetben elektrosztatikus vonzás válik lehetővé az egyik molekula részlegesen pozitív töltésű hidrogénatomja és egy másik molekula elektronegatív atomja között. Például a vízmolekuláknál hidrogénkötés figyelhető meg:
A hidrogénkötés magyarázza a víz abnormálisan magas olvadáspontját. A víz mellett erős hidrogénkötések jönnek létre olyan anyagokban is, mint a hidrogén-fluorid, ammónia, oxigéntartalmú savak, fenolok, alkoholok, aminok.
Fém csatlakozás. A fémes kötés tulajdonságai.
A fémes kötés egy kémiai kötés, amely viszonylag szabad elektronok jelenlétének köszönhető. A tiszta fémekre és ötvözeteikre és intermetallikus vegyületekre egyaránt jellemző.
Fém kötés mechanizmus
Minden csomóponton kristályrács pozitív fémionok helyezkednek el. Közöttük véletlenszerűen, mint a gázmolekulák, vegyértékelektronok mozognak, lekapcsolva az atomokról az ionok képződése során. Ezek az elektronok a cement szerepét töltik be, összetartva a pozitív ionokat; különben a rács szétesne az ionok közötti taszító erők hatására. Ugyanakkor az elektronokat ionok is tartják a kristályrácson belül, és nem tudnak elhagyni azt. A kommunikációs erők nem lokalizáltak és nem irányítottak. Emiatt a legtöbb esetben magas koordinációs számok (pl. 12 vagy 8) jelennek meg. Amikor két fématom közeledik egymáshoz, a külső héj pályái átfedik egymást, és molekulapályákat alkotnak. Ha felbukkan egy harmadik atom, annak pályája átfedésben van az első két atom pályájával, így még egy molekulapályát kap. Ha sok atom van, hatalmas számú háromdimenziós molekulapálya létezik, amelyek minden irányban kiterjednek. A pályák többszörös átfedése miatt az egyes atomok vegyértékelektronjait sok atom befolyásolja.
Jellegzetes kristályrácsok
A legtöbb fém a következő erősen szimmetrikus, szorosan egymásra épülő rácsok egyikét alkotja: testközpontú köbös, arcközpontú köbös és hatszögletű.
A köbös testközpontú rácsban (bcc) az atomok a kocka csúcsaiban, egy atom pedig a kocka térfogatának közepén helyezkednek el. A fémeknek köbös testközpontú rácsuk van: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba stb.
Az arcközpontú kockarácsban (fcc) az atomok a kocka csúcsaiban és az egyes lapok közepén helyezkednek el. Az ilyen típusú fémek rácsosak: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co stb.
A hatszögletű rácsban az atomok a prizma hatszögletű alapjainak csúcsaiban és középpontjában, három atom pedig a prizma középső síkjában található. A fémek ilyen atomcsomaggal rendelkeznek: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca stb.
Egyéb tulajdonságok
A szabadon mozgó elektronok magas elektromos és hővezető képességet okoznak. A fémes kötéssel rendelkező anyagok gyakran egyesítik az erőt a hajlékonysággal, mivel amikor az atomok egymáshoz képest elmozdulnak, a kötések nem szakadnak meg. Egy másik fontos tulajdonság a fémes aromás.
A fémek jól vezetik a hőt és az elektromosságot, elég erősek, törés nélkül deformálódhatnak. Egyes fémek képlékenyek (kovácsolhatók), vannak, amelyek képlékenyek (huzalba húzhatók). Ezeket az egyedi tulajdonságokat egy speciális kémiai kötés magyarázza, amely összeköti a fématomokat egymással - egy fémes kötés.
A szilárd állapotban lévő fémek pozitív ionok kristályai formájában léteznek, mintha „lebegnének” a közöttük szabadon mozgó elektrontengerben.
A fémes kötés megmagyarázza a fémek tulajdonságait, különösen azok szilárdságát. A deformáló erő hatására a fémrács repedés nélkül képes megváltoztatni alakját, ellentétben az ionos kristályokkal.
A fémek magas hővezető képessége azzal magyarázható, hogy ha egy fémdarabot az egyik oldalon felmelegítenek, akkor az elektronok mozgási energiája megnő. Ez az energianövekedés nagy sebességgel fog terjedni az "elektronikus tengerben" a mintában.
Világossá válik a fémek elektromos vezetőképessége is. Ha egy fémminta végeire potenciálkülönbséget alkalmazunk, akkor a delokalizált elektronok felhője a pozitív potenciál irányába tolódik el: ez az azonos irányba mozgó elektronáramlás az ismerős elektromos áram.
Fém csatlakozás. A fémes kötés tulajdonságai. - koncepció és típusok. A "Fémkötés. Fémkötés tulajdonságai" kategória besorolása és jellemzői. 2017, 2018.
Minden fém a következő tulajdonságokkal rendelkezik:
Kis számú elektron a külső energiaszinten (kivéve néhány kivételt, amely 6,7 és 8 lehet);
Nagy atomsugár;
Alacsony ionizációs energia.
Mindez hozzájárul a külső párosítatlan elektronok könnyű elválasztásához az atommagtól. Ebben az esetben az atomnak sok szabad pályája van. A fémes kötés kialakításának sémája csak azt mutatja, hogy számos különböző atomból álló orbitális sejt átfedésben van egymással, amelyek ennek eredményeként közös intrakristályos teret alkotnak. Minden atomból elektronokat táplálnak be, amelyek a rács különböző részein szabadon vándorolnak. Időnként mindegyik ionhoz kapcsolódik egy kristályhelyen, és atommá alakítja, majd ismét leválik, iont képezve.
Ily módon a fémes kötés atomok, ionok és szabad elektronok közötti kötés egy közös fémkristályban. A szerkezeten belül szabadon mozgó elektronfelhőt "elektrongáznak" nevezzük. Ők magyarázzák a legtöbbet fizikai tulajdonságok fémek és ötvözeteik.
Hogyan valósul meg pontosan egy fémes kémiai kötés? Különféle példákat lehet mondani. Próbáljunk meg fontolóra venni egy darab lítiumot. Még ha borsó nagyságúra vesszük is, akkor is több ezer atom lesz. Képzeljük el, hogy az atomok ezrei mindegyike egyetlen vegyértékelektronját adományozza a közös kristálytérnek. Ugyanakkor tudva elektronikus épület adott elemnél láthatja az üres pályák számát. A lítiumban 3 lesz (a második energiaszint p-pályái). Három minden atomra a tízezerből - ez a kristály belsejében lévő közös tér, amelyben az "elektrongáz" szabadon mozog.
A fémes kötéssel rendelkező anyag mindig erős. Hiszen az elektrongáz nem engedi a kristály összeomlását, hanem csak eltolja a rétegeket és azonnal helyreáll. Ragyog, van egy bizonyos sűrűsége (leggyakrabban magas), olvaszthatósága, alakíthatósága és plaszticitása.
Hol máshol valósul meg a fémes kötés? Példák az anyagokra:
Fémek egyszerű szerkezetek formájában;
Minden fémötvözet egymással;
Minden fém és ötvözeteik folyékony és szilárd állapotban.
Hihetetlenül sok konkrét példa van, mert a periódusos rendszerben több mint 80 fém található!
Az oktatás mechanizmusa in Általános nézet a következő jelöléssel fejezzük ki: Me 0 - e - ↔ Me n+. A diagramból nyilvánvaló, hogy mely részecskék vannak jelen a fémkristályban.
Bármely fém képes elektronokat adni, pozitív töltésű ionokká alakulni.
A vas példáján: Fe 0 -2e - = Fe 2+
Hol vannak az elválasztott negatív töltésű részecskék - elektronok? A mínusz mindig a pluszhoz vonzódik. Az elektronok egy másik (pozitív töltésű) vasionhoz vonzódnak a kristályrácsban: Fe 2+ + 2e - \u003d Fe 0
Az ion semleges atommá válik. És ez a folyamat sokszor megismétlődik.
Kiderült, hogy a vas szabad elektronjai állandó mozgásban vannak a kristály teljes térfogatában, elszakadnak és összekapcsolódnak az ionokkal a rács helyein. Ennek a jelenségnek egy másik neve delokalizált elektronfelhő. A „delokalizált” kifejezés azt jelenti: szabad, nem kötött.
A fémes kötés egy kémiai kötés, amely viszonylag szabad elektronok jelenlétének köszönhető. A tiszta fémekre és ötvözeteikre és intermetallikus vegyületekre egyaránt jellemző.
Fém kötés mechanizmus
A kristályrács minden csomópontjában pozitív fémionok találhatók. Közöttük véletlenszerűen, mint a gázmolekulák, vegyértékelektronok mozognak, lekapcsolva az atomokról az ionok képződése során. Ezek az elektronok a cement szerepét töltik be, összetartva a pozitív ionokat; különben a rács szétesne az ionok közötti taszító erők hatására. Ugyanakkor az elektronokat ionok is tartják a kristályrácson belül, és nem tudnak elhagyni azt. A kommunikációs erők nem lokalizáltak és nem irányítottak.
Ezért a legtöbb esetben magas koordinációs számok jelennek meg (például 12 vagy 8). Amikor két fématom közeledik egymáshoz, a külső héj pályái átfedik egymást, és molekulapályákat alkotnak. Ha felbukkan egy harmadik atom, annak pályája átfedésbe kerül az első két atom pályájával, ami egy másik molekulapályát eredményez. Ha sok atom van, hatalmas számú háromdimenziós molekulapálya van, amelyek minden irányban kiterjednek. A pályák többszörös átfedése miatt az egyes atomok vegyértékelektronjait sok atom befolyásolja.
Jellegzetes kristályrácsok
A legtöbb fém a következő erősen szimmetrikus, szorosan egymásra épülő rácsok valamelyikét alkotja: testközpontú köbös, arcközpontú köbös és hatszögletű.
Egy testközpontú kockarácsban (bcc) az atomok a kocka csúcsaiban, egy atom pedig a kocka térfogatának közepén helyezkednek el. A fémeknek köbös testközpontú rácsuk van: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba stb.
Az arcközpontú kockarácsban (fcc) az atomok a kocka csúcsaiban és az egyes lapok közepén helyezkednek el. Az ilyen típusú fémek rácsosak: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co stb.
A hatszögletű rácsban az atomok a prizma hatszögletű alapjainak csúcsaiban és középpontjában, három atom pedig a prizma középső síkjában található. A fémek ilyen atomcsomaggal rendelkeznek: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca stb.
Egyéb tulajdonságok
A szabadon mozgó elektronok magas elektromos és hővezető képességet okoznak. A fémes kötéssel rendelkező anyagok gyakran egyesítik az erőt a hajlékonysággal, mivel amikor az atomok egymáshoz képest elmozdulnak, a kötések nem szakadnak meg. Egy másik fontos tulajdonság a fémes aromás.
A fémek jól vezetik a hőt és az elektromosságot, elég erősek, törés nélkül deformálódhatnak. Egyes fémek képlékenyek (kovácsolhatók), vannak, amelyek képlékenyek (huzalba húzhatók). Ezeket az egyedi tulajdonságokat egy speciális kémiai kötés magyarázza, amely összeköti a fématomokat egymással - egy fémes kötés.
A szilárd állapotban lévő fémek pozitív ionok kristályai formájában léteznek, mintha „lebegnének” a közöttük szabadon mozgó elektrontengerben.
A fémes kötés megmagyarázza a fémek tulajdonságait, különösen azok szilárdságát. A deformáló erő hatására a fémrács repedés nélkül képes megváltoztatni alakját, ellentétben az ionos kristályokkal.
A fémek magas hővezető képessége azzal magyarázható, hogy ha egy fémdarabot az egyik oldalán melegítünk, akkor az elektronok kinetikus energiája megnő. Ez az energianövekedés nagy sebességgel fog terjedni az "elektronikus tengerben" a mintában.
Világossá válik a fémek elektromos vezetőképessége is. Ha egy fémminta végeire potenciálkülönbséget alkalmazunk, akkor a delokalizált elektronok felhője a pozitív potenciál irányába tolódik el: ez az azonos irányba mozgó elektronfolyam az ismerős elektromos áram.
169957 0
Minden atomnak van bizonyos számú elektronja.
Belépés kémiai reakciók, az atomok elektronokat adnak, szereznek vagy szocializálnak, elérve a legstabilabb elektronikus konfigurációt. A legalacsonyabb energiájú konfiguráció a legstabilabb (mint a nemesgáz atomoknál). Ezt a mintát "oktett szabálynak" nevezik (1. ábra).
Rizs. egy.
Ez a szabály mindenkire vonatkozik csatlakozási típusok. Az atomok közötti elektronikus kötések lehetővé teszik számukra, hogy stabil struktúrákat alakítsanak ki, a legegyszerűbb kristályoktól az összetett biomolekulákig, amelyek végül élő rendszereket alkotnak. Folyamatos anyagcseréjükben különböznek a kristályoktól. Sok kémiai reakció azonban a mechanizmusok szerint megy végbe elektronikus átutalás, amelyek fontos szerepet játszanak a szervezet energiafolyamataiban.
A kémiai kötés olyan erő, amely két vagy több atomot, iont, molekulát vagy ezek kombinációját tartja össze..
A kémiai kötés természete univerzális: a negatív töltésű elektronok és a pozitív töltésű atommagok közötti elektrosztatikus vonzási erő, amelyet az atomok külső héjában lévő elektronok konfigurációja határoz meg. Az atom azon képességét, hogy kémiai kötéseket hozzon létre, ún vegyérték, vagy oxidációs állapot. A koncepció vegyérték elektronok- kémiai kötéseket alkotó elektronok, vagyis azok, amelyek a legnagyobb energiájú pályákon helyezkednek el. Ennek megfelelően az ezeket a pályákat tartalmazó atom külső héját ún vegyértékhéj. Jelenleg nem elég jelezni a kémiai kötés jelenlétét, hanem pontosítani kell annak típusát: ionos, kovalens, dipól-dipólus, fémes.
Az első típusú kapcsolat azión kapcsolat
Lewis és Kossel elektronikai vegyértékelmélete szerint az atomok kétféleképpen érhetnek el stabil elektronkonfigurációt: először is, elektronok elvesztésével, kationok, másodszor, ezek megszerzése, átalakulása anionok. A töltésekkel rendelkező ionok közötti elektrosztatikus vonzási erő hatására bekövetkező elektrontranszfer eredményeként ellentétes jel kémiai kötés jön létre, amelyet Kossel-nek hívnak. elektrovalens(most hívják ión).
Ebben az esetben az anionok és kationok stabil elektronikus konfigurációt alkotnak töltött külsővel elektronhéj. Tipikus ionos kötések kationok T és II csoportból jönnek létre periodikus rendszerés a VI. és VII. csoport nemfémes elemeinek anionjai (16, illetve 17 alcsoport, kalkogéneketés halogének). Az ionos vegyületek kötései telítetlenek és nem irányítottak, így megmarad az elektrosztatikus kölcsönhatás lehetősége más ionokkal. ábrán. A 2. és 3. ábra a Kossel-elektronátviteli modellnek megfelelő ionos kötésekre mutat példákat.
Rizs. 2.
Rizs. 3. Ionos kötés a nátrium-klorid (NaCl) molekulában
Itt érdemes felidézni néhány olyan tulajdonságot, amelyek megmagyarázzák az anyagok viselkedését a természetben, különös tekintettel a fogalmára savakés okokból.
Mindezen anyagok vizes oldatai elektrolitok. Különböző módon változtatják a színüket. mutatók. Az indikátorok hatásmechanizmusát F.V. Ostwald. Megmutatta, hogy az indikátorok gyenge savak vagy bázisok, amelyek színe nem disszociált és disszociált állapotban eltérő.
A bázisok semlegesíthetik a savakat. Nem minden bázis oldódik vízben (például néhány szerves vegyületek nem tartalmaz -OH csoportokat, különösen, trietil-amin N (C 2 H 5) 3); oldható bázisokat nevezzük lúgok.
A savak vizes oldatai jellegzetes reakciókba lépnek:
a) fém-oxidokkal - só és víz képződésével;
b) fémekkel - só és hidrogén képződésével;
c) karbonátokkal - sóképzéssel, CO 2 és H 2 O.
A savak és bázisok tulajdonságait több elmélet írja le. Az S.A. elméletének megfelelően Az Arrhenius, egy sav olyan anyag, amely disszociálva ionokat képez H+ , míg a bázis ionokat képez Ő- . Ez az elmélet nem veszi figyelembe a létezést szerves bázisok hidroxilcsoportok nélkül.
Összhangban a proton Bronsted és Lowry elmélete szerint a sav olyan anyag, amely olyan molekulákat vagy ionokat tartalmaz, amelyek protonokat adnak át. adományozók protonok), a bázis pedig egy olyan anyag, amely olyan molekulákból vagy ionokból áll, amelyek protonokat fogadnak el ( elfogadók protonok). Vegye figyelembe, hogy vizes oldatokban a hidrogénionok hidratált formában, azaz hidrogénionok formájában léteznek H3O+ . Ez az elmélet nemcsak vízzel és hidroxidionokkal, hanem oldószer hiányában vagy nem vizes oldószerrel végbemenő reakciókat is leírja.
Például az ammónia közötti reakcióban NH 3 (gyenge bázis) és hidrogén-klorid gázfázisban szilárd ammónium-klorid képződik, és két anyag egyensúlyi keverékében mindig 4 részecske van, ebből kettő sav, a másik kettő bázis:
Ez az egyensúlyi keverék két konjugált pár savból és bázisból áll:
1)NH 4+ és NH 3
2) HClés Cl ‑
Itt minden konjugált párban a sav és a bázis egy protonban különbözik. Minden savnak van konjugált bázisa. erős sav gyenge konjugált bázisnak felel meg, és gyenge sav erős konjugált bázis.
A Bronsted-Lowry elmélet lehetővé teszi a víz egyedülálló szerepének magyarázatát a bioszféra életében. A víz a vele kölcsönhatásba lépő anyagtól függően akár sav, akár bázis tulajdonságait mutathatja. Például a reakciókban vizes oldatok ecetsav a víz bázis, vizes ammóniaoldatokkal pedig sav.
1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Itt egy ecetsavmolekula protont adományoz egy vízmolekulának;
2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + Ő- . Itt az ammónia molekula protont fogad el a vízmolekulától.
Így a víz két konjugált párt alkothat:
1) H 2 O(sav) és Ő- (konjugált bázis)
2) H3O+ (sav) és H 2 O(konjugált bázis).
Az első esetben a víz protont adományoz, a második esetben pedig elfogadja.
Az ilyen tulajdonságot ún amfiprotonitás. Azokat az anyagokat, amelyek savként és bázisként is reagálhatnak, nevezzük amfoter. Az ilyen anyagok gyakran megtalálhatók a természetben. Például az aminosavak savakkal és bázisokkal egyaránt sókat képezhetnek. Ezért a peptidek könnyen alkotnak koordinációs vegyületeket a jelenlévő fémionokkal.
Így az ionos kötés jellemző tulajdonsága egy csomó kötőelektron teljes eltolódása az egyik atommaghoz. Ez azt jelenti, hogy az ionok között van egy tartomány, ahol az elektronsűrűség közel nulla.
A második típusú kapcsolat azkovalens kapcsolat
Az atomok az elektronok megosztásával stabil elektronikus konfigurációkat alkothatnak.
Ilyen kötés akkor jön létre, ha egy-egy elektronpáron osztoznak. mindegyiktől atom. Ebben az esetben a szocializált kötéselektronok egyenlően oszlanak el az atomok között. A kovalens kötésre példa az homonukleáris kétatomos H molekulák 2 , N 2 , F 2. Az allotrópok azonos típusú kötésekkel rendelkeznek. O 2 és ózon O 3. ábra és egy többatomos molekula esetében S 8 és szintén heteronukleáris molekulák hidrogén klorid HCl, szén-dioxid CO 2, metán CH 4, etanol TÓL TŐL 2 H 5 Ő, kén hexafluorid SF 6, acetilén TÓL TŐL 2 H 2. Ezeknek a molekuláknak ugyanazok a közös elektronjai vannak, és kötéseik azonos módon telítettek és irányítottak (4. ábra).
A biológusok számára fontos, hogy a kettős és hármas kötésben lévő atomok kovalens sugara csökkenjen az egyszeres kötéshez képest.
Rizs. négy. Kovalens kötés a Cl 2 molekulában.
Ionos és kovalens típusok A kötések a létező kémiai kötések számos típusának két korlátozó esete, és a gyakorlatban a kötések többsége közbenső.
Két elem kapcsolatai, amelyek az egyik, ill különböző időszakok Mengyelejev rendszerei túlnyomórészt ionos kötéseket képeznek. Ahogy az elemek egy perióduson belül közelednek egymáshoz, vegyületeik ionos jellege csökken, míg kovalens jellege nő. Például a periódusos rendszer bal oldalán lévő elemek halogenidjei és oxidjai túlnyomórészt ionos kötéseket alkotnak ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), és a táblázat jobb oldalán lévő elemek azonos vegyületei kovalensek ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glükóz C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5OH).
A kovalens kötésnek viszont van egy másik módosulása.
A többatomos ionokban és az összetett biológiai molekulákban mindkét elektron csak innen származhat egy atom. Ez az úgynevezett donor elektronpár. Egy olyan atomot, amely ezt az elektronpárt donorral szocializálja, ún elfogadó elektronpár. Ezt a típusú kovalens kötést ún koordináció (donor-elfogadó, vagyrészeshatározó) kommunikáció(5. ábra). Ez a fajta kötés a biológia és az orvostudomány számára a legfontosabb, mivel az anyagcsere szempontjából legfontosabb d-elemek kémiáját nagyrészt koordinációs kötések írják le.
kép 5.
Általában egy összetett vegyületben egy fématom elektronpár akceptorként működik; ellenkezőleg, ionos és kovalens kötésekben a fématom elektrondonor.
A kovalens kötés lényege és változata - a koordinációs kötés - egy másik, a GN által javasolt savak és bázisok elmélete segítségével tisztázható. Lewis. Némileg kibővítette a "sav" és a "bázis" kifejezések szemantikai fogalmát a Bronsted-Lowry elmélet szerint. A Lewis-elmélet megmagyarázza a komplex ionok képződésének természetét és az anyagok részvételét a nukleofil szubsztitúciós reakciókban, azaz a CS képződésében.
Lewis szerint a sav olyan anyag, amely képes kovalens kötést létrehozni egy bázis elektronpárjának elfogadásával. A Lewis-bázis olyan anyag, amely magányos elektronpárral rendelkezik, amely elektronok adományozásával kovalens kötést hoz létre Lewis-savval.
Vagyis a Lewis-elmélet kiterjeszti a sav-bázis reakciók körét azokra a reakciókra is, amelyekben a protonok egyáltalán nem vesznek részt. Sőt, maga a proton ezen elmélet szerint szintén sav, mivel képes elektronpárt fogadni.
Ezért ezen elmélet szerint a kationok Lewis-savak, az anionok pedig Lewis-bázisok. A következő reakciók példák:
Fentebb megjegyeztük, hogy az anyagok ionosra és kovalensre való felosztása relatív, mivel a kovalens molekulákban nincs teljes elektronátvitel a fématomokról az akceptor atomokra. Az ionos kötéssel rendelkező vegyületekben minden ion az ellenkező előjelű ionok elektromos mezőjében van, így kölcsönösen polarizálódnak, héjaik deformálódnak.
Polarizálhatóság az ion elektronszerkezete, töltése és mérete határozza meg; az anionoknál magasabb, mint a kationoknál. A kationok közül a legnagyobb a polarizálhatóság a nagyobb töltésű és kisebb méretű kationok esetében, pl Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Erős polarizáló hatása van H+ . Mivel az ionpolarizáció hatása kétirányú, jelentősen megváltoztatja az általuk képződött vegyületek tulajdonságait.
A harmadik típusú kapcsolat azdipólus-dipólus kapcsolat
A felsorolt kommunikációs típusok mellett léteznek dipólus-dipólusok is intermolekuláris interakciók, más néven van der Waals .
Ezen kölcsönhatások erőssége a molekulák természetétől függ.
Háromféle kölcsönhatás létezik: permanens dipólus - permanens dipólus ( dipólus-dipólus vonzerő); állandó dipólus által indukált dipólus ( indukció vonzerő); pillanatnyi dipólus által indukált dipólus ( diszperzió vonzás, vagy a londoni erők; rizs. 6).
Rizs. 6.
Csak a poláris kovalens kötésekkel rendelkező molekulák rendelkeznek dipólus-dipólus momentummal ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), a kötési szilárdság pedig 1-2 debye(1D \u003d 3,338 × 10 -30 coulombméter - C × m).
A biokémiában egy másik típusú kötést különböztetnek meg - hidrogén kapcsolat, ami korlátozó eset dipólus-dipólus vonzerő. Ez a kötés egy hidrogénatom és egy kis elektronegatív atom, leggyakrabban oxigén, fluor és nitrogén között jön létre. A hasonló elektronegativitással rendelkező nagy atomoknál (például klórral és kénnel) a hidrogénkötés sokkal gyengébb. A hidrogénatomot egy lényeges tulajdonság különbözteti meg: a megkötő elektronok elhúzásakor magja – a proton – szabaddá válik, és megszűnik az elektronok általi átvilágítása.
Ezért az atom nagy dipólussá válik.
A hidrogénkötés a van der Waals-kötéssel ellentétben nemcsak intermolekuláris kölcsönhatások során jön létre, hanem egy molekulán belül is. intramolekuláris hidrogén kötés. A hidrogénkötések fontos szerepet játszanak a biokémiában, például a fehérjék szerkezetének stabilizálásában α-hélix formájában, vagy a DNS kettős hélix kialakításában (7. ábra).
7. ábra.
A hidrogén- és a van der Waals kötések sokkal gyengébbek, mint az ionos, kovalens és koordinációs kötések. Az intermolekuláris kötések energiáját a táblázat tartalmazza. egy.
Asztal 1. Intermolekuláris erők energiája
jegyzet: Az intermolekuláris kölcsönhatások mértéke az olvadás és a párolgás (forrás) entalpiáját tükrözi. Az ionos vegyületek sokkal több energiát igényelnek az ionok szétválasztásához, mint a molekulák elválasztásához. Az ionos vegyületek olvadási entalpiája sokkal magasabb, mint a molekuláris vegyületeké.
A negyedik típusú kapcsolat -fémes kötés
Végül van egy másik típusú intermolekuláris kötés - fém: fémek rácsának pozitív ionjainak összekapcsolása szabad elektronokkal. Ez a fajta kapcsolat nem fordul elő biológiai objektumokban.
Tól től áttekintés A kötéstípusok esetében egy részletet tisztázunk: egy fém atomjának vagy ionjának fontos paramétere - elektrondonor, valamint atom - elektronakceptor a méret.
Anélkül, hogy részleteznénk, megjegyezzük, hogy az atomok kovalens sugarai, a fémek ionos sugarai és a kölcsönható molekulák van der Waals sugarai növekszenek, ahogy a periódusos rendszer csoportjaiban növekszik az atomszámuk. Ebben az esetben az ionsugár értékei a legkisebbek, és a van der Waals sugarak a legnagyobbak. Általános szabály, hogy a csoportban lefelé haladva minden elem sugara nő, mind a kovalens, mind a van der Waals.
A biológusok és az orvosok számára a legfontosabbak koordináció(donor-elfogadó) koordinációs kémia által figyelembe vett kötések.
Orvosi bioszervetlen anyagok. G.K. Baraskov
