Rareori substanțe chimice constau din atomi individuali, neînrudiți, ai elementelor chimice. În condiții normale, doar un număr mic de gaze numite gaze nobile au o astfel de structură: heliu, neon, argon, cripton, xenon și radon. Cel mai adesea, substanțele chimice nu constau din atomi disparați, ci din combinațiile lor în diferite grupuri. Astfel de combinații de atomi pot include mai multe unități, sute, mii sau chiar mai mulți atomi. Forța care menține acești atomi în astfel de grupări se numește legătură chimică .

Cu alte cuvinte, putem spune că o legătură chimică este o interacțiune care asigură legarea atomilor individuali în structuri mai complexe (molecule, ioni, radicali, cristale etc.).

Motivul formării unei legături chimice este că energia structurilor mai complexe este mai mică decât energia totală a atomilor individuali care o formează.

Deci, în special, dacă o moleculă XY se formează în timpul interacțiunii atomilor X și Y, aceasta înseamnă că energia internă a moleculelor acestei substanțe este mai mică decât energia internă a atomilor individuali din care s-a format:

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

Din acest motiv, atunci când se formează legături chimice între atomi individuali, se eliberează energie.

În formarea legăturilor chimice, electronii stratului exterior de electroni cu cea mai mică energie de legare cu nucleul, numiti valenţă. De exemplu, în bor, aceștia sunt electroni de al 2-lea nivel de energie - 2 electroni pe 2 s- orbitali și 1 cu 2 p-orbitali:

Când se formează o legătură chimică, fiecare atom tinde să obțină o configurație electronică a atomilor de gaz nobil, adică astfel încât în ​​stratul său exterior de electroni să fie 8 electroni (2 pentru elementele primei perioade). Acest fenomen se numește regula octetului.

Este posibil ca atomii să atingă configurația electronică a unui gaz nobil dacă inițial atomii unici își împărtășesc o parte din electronii de valență cu alți atomi. În acest caz, se formează perechi de electroni comuni.

În funcție de gradul de socializare a electronilor se pot distinge legături covalente, ionice și metalice.

legătură covalentă

O legătură covalentă apare cel mai adesea între atomii elementelor nemetalice. Dacă atomii nemetalelor care formează o legătură covalentă aparțin unor elemente chimice diferite, o astfel de legătură se numește legătură polară covalentă. Motivul pentru acest nume constă în faptul că atomii diferitelor elemente au, de asemenea, o capacitate diferită de a atrage o pereche de electroni comună către ei înșiși. Evident, acest lucru duce la o deplasare a perechii de electroni comune către unul dintre atomi, în urma căreia se formează o sarcină negativă parțială pe aceasta. La rândul său, pe celălalt atom se formează o sarcină pozitivă parțială. De exemplu, într-o moleculă de clorură de hidrogen, perechea de electroni este deplasată de la atomul de hidrogen la atomul de clor:

Exemple de substanțe cu o legătură polară covalentă:

CCI4, H2S, CO2, NH3, Si02 etc.

O legătură covalentă nepolară se formează între atomii de nemetale ale aceleiași element chimic. Deoarece atomii sunt identici, capacitatea lor de a trage electronii împărtășiți este aceeași. În acest sens, nu se observă nicio deplasare a perechii de electroni:

Mecanismul de mai sus pentru formarea unei legături covalente, când ambii atomi furnizează electroni pentru formarea perechilor de electroni comuni, se numește schimb.

Există și un mecanism donor-acceptator.

Când se formează o legătură covalentă prin mecanismul donor-acceptor, se formează o pereche de electroni comună datorită orbitalului plin al unui atom (cu doi electroni) și orbitalului gol al altui atom. Un atom care oferă o pereche de electroni neîmpărtășită se numește donor, iar un atom cu un orbital liber se numește acceptor. Donatorii perechilor de electroni sunt atomi care au electroni perechi, de exemplu, N, O, P, S.

De exemplu, conform mecanismului donor-acceptor, a patra legătură covalentă N-H se formează în cationul de amoniu NH4+:

Pe lângă polaritate, legăturile covalente se caracterizează și prin energie. Energia de legătură este energia minimă necesară pentru a rupe o legătură între atomi.

Energia de legare scade odată cu creșterea razelor atomilor legați. Deoarece știm că razele atomice cresc în jos subgrupe, putem, de exemplu, să concluzionam că puterea legăturii halogen-hidrogen crește în serie:

BUNĂ< HBr < HCl < HF

De asemenea, energia legăturii depinde de multiplicitatea sa - cu cât este mai mare multiplicitatea legăturilor, cu atât energia acesteia este mai mare. Multiplicitatea legăturilor este numărul de perechi de electroni comuni dintre doi atomi.

Legătură ionică

O legătură ionică poate fi considerată ca fiind cazul limită al unei legături polare covalente. Dacă într-o legătură covalent-polară perechea de electroni comună este parțial deplasată la unul dintre perechile de atomi, atunci în cea ionică este aproape complet „cedată” unuia dintre atomi. Atomul care a donat un electron(i) capătă o sarcină pozitivă și devine cation, iar atomul care a luat electroni din el capătă o sarcină negativă și devine anion.

Astfel, o legătură ionică este o legătură formată din cauza atracției electrostatice a cationilor către anioni.

Formarea acestui tip de legătură este caracteristică interacțiunii atomilor metalelor tipice și nemetalelor tipice.

De exemplu, fluorura de potasiu. Un cation de potasiu se obține ca urmare a detașării unui electron de la un atom neutru, iar un ion de fluor se formează prin atașarea unui electron la un atom de fluor:

Între ionii rezultați, apare o forță de atracție electrostatică, în urma căreia se formează un compus ionic.

În timpul formării unei legături chimice, electronii din atomul de sodiu au trecut la atomul de clor și s-au format ioni încărcați opus, care au un nivel de energie extern complet.

S-a stabilit că electronii nu se desprind complet de atomul de metal, ci doar se deplasează spre atomul de clor, ca într-o legătură covalentă.

Majoritatea compușilor binari care conțin atomi de metal sunt ionici. De exemplu, oxizi, halogenuri, sulfuri, nitruri.

O legătură ionică are loc și între cationi simpli și anioni simpli (F -, Cl -, S 2-), precum și între cationi simpli și anioni complecși (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Prin urmare, compușii ionici includ săruri și baze (Na2SO4, Cu (NO3)2, (NH4)2SO4), Ca (OH)2, NaOH).

conexiune metalica

Acest tip de legătură se formează în metale.

Atomii tuturor metalelor au electroni pe stratul exterior de electroni care au o energie de legare scăzută cu nucleul atomic. Pentru majoritatea metalelor, pierderea electronilor externi este favorabilă din punct de vedere energetic.

Având în vedere o astfel de interacțiune slabă cu nucleul, acești electroni din metale sunt foarte mobili și următorul proces are loc continuu în fiecare cristal de metal:

M 0 - ne - \u003d M n +, unde M 0 este un atom de metal neutru și M n + cation al aceluiași metal. Figura de mai jos prezintă o ilustrare a proceselor în curs.

Adică, electronii „se năpustesc” de-a lungul cristalului de metal, detașându-se de un atom de metal, formând un cation din acesta, unindu-se altui cation, formând un atom neutru. Acest fenomen a fost numit „vânt electronic”, iar setul de electroni liberi din cristalul unui atom nemetal a fost numit „gaz de electroni”. Acest tip de interacțiune între atomii de metal se numește legătură metalică.

legătură de hidrogen

Dacă un atom de hidrogen din orice substanță este legat de un element cu o electronegativitate ridicată (azot, oxigen sau fluor), o astfel de substanță este caracterizată de un fenomen precum o legătură de hidrogen.

Deoarece un atom de hidrogen este legat de un atom electronegativ, pe atomul de hidrogen se formează o sarcină pozitivă parțială și pe atomul electronegativ se formează o sarcină negativă parțială. În acest sens, atracția electrostatică devine posibilă între atomul de hidrogen încărcat parțial pozitiv al unei molecule și atomul electronegativ al alteia. De exemplu, se observă legături de hidrogen pentru moleculele de apă:

Legătura de hidrogen este cea care explică punctul de topire anormal de ridicat al apei. Pe lângă apă, se formează și legături puternice de hidrogen în substanțe precum fluorura de hidrogen, amoniacul, acizii care conțin oxigen, fenolii, alcoolii, aminele.

Conexiune metalica. Proprietățile unei legături metalice.

O legătură metalică este o legătură chimică datorită prezenței electronilor relativ liberi. Este tipic atât pentru metale pure, cât și pentru aliajele lor și compușii intermetalici.

Mecanism de legătură cu metal

La toate nodurile rețea cristalină sunt localizați ionii metalici pozitivi. Între ele în mod aleatoriu, ca moleculele de gaz, electronii de valență se mișcă, desprinși de atomi în timpul formării ionilor. Acești electroni joacă rolul cimentului, ținând împreună ionii pozitivi; în caz contrar, rețeaua s-ar dezintegra sub acțiunea forțelor de respingere dintre ioni. În același timp, electronii sunt deținuți și de ionii din rețeaua cristalină și nu pot părăsi aceasta. Forțele de comunicare nu sunt localizate și nu sunt dirijate. Din acest motiv, numerele de coordonare ridicate (de exemplu 12 sau 8) apar în majoritatea cazurilor. Când doi atomi de metal se apropie unul de celălalt, orbitalii lor exterioare se suprapun pentru a forma orbitali moleculari. Dacă apare un al treilea atom, orbitalul său se suprapune cu orbitalii primilor doi atomi, dând încă un orbital molecular. Când există mulți atomi, există un număr mare de orbitali moleculari tridimensionali care se extind în toate direcțiile. Datorită suprapunerii multiple a orbitalilor, electronii de valență ai fiecărui atom sunt influențați de mulți atomi.

Rețele cristaline caracteristice

Majoritatea metalelor formează una dintre următoarele rețele foarte simetrice, compacte: cubic centrat pe corp, cubic centrat pe față și hexagonal.

Într-o rețea centrată pe corpul cubic (bcc), atomii sunt localizați la vârfurile cubului și un atom este situat în centrul volumului cubului. Metalele au o rețea centrată pe corp cubic: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba etc.

Într-o rețea cubică centrată pe față (fcc), atomii sunt localizați la vârfurile cubului și în centrul fiecărei fețe. Metalele de acest tip au o rețea: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co etc.

Într-o rețea hexagonală, atomii sunt situați la vârfurile și centrul bazelor hexagonale ale prismei, iar trei atomi sunt situați în planul mijlociu al prismei. Metalele au o astfel de împachetare de atomi: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca etc.

Alte proprietăți

Electronii care se mișcă liber provoacă o conductivitate electrică și termică ridicată. Substanțele cu o legătură metalică combină adesea rezistența cu ductilitatea, deoarece atunci când atomii sunt deplasați unul față de celălalt, legăturile nu se rup. O altă proprietate importantă este aromaticitatea metalică.

Metalele conduc bine căldura și electricitatea, sunt suficient de puternice, se pot deforma fără a se rupe. Unele metale sunt maleabile (pot fi forjate), altele sunt maleabile (pot fi trase în sârmă). Aceste proprietăți unice sunt explicate printr-un tip special de legătură chimică care conectează atomii de metal între ei - o legătură metalică.

Metalele în stare solidă există sub formă de cristale de ioni pozitivi, ca și cum ar „pluti” într-o mare de electroni care se mișcă liber între ele.

Legătura metalică explică proprietățile metalelor, în special rezistența lor. Sub acțiunea unei forțe de deformare, rețeaua metalică își poate schimba forma fără a se crăpa, spre deosebire de cristalele ionice.

Conductivitatea termică ridicată a metalelor se explică prin faptul că, dacă o bucată de metal este încălzită pe o parte, atunci energia cinetică a electronilor va crește. Această creștere a energiei se va propaga în „marea electronică” în întreaga probă cu mare viteză.

Conductivitatea electrică a metalelor devine, de asemenea, clară. Dacă se aplică o diferență de potențial la capetele unei probe de metal, atunci norul de electroni delocalizați se va deplasa în direcția potențialului pozitiv: acest flux de electroni care se mișcă în aceeași direcție este curentul electric familiar.

Conexiune metalica. Proprietățile unei legături metalice. - concept și tipuri. Clasificarea și caracteristicile categoriei "Legături metalice. Proprietăți ale legăturii metalice". 2017, 2018.

Toate metalele au următoarele caracteristici:

Un număr mic de electroni în nivelul de energie exterior (cu excepția unor excepții, care pot avea 6,7 ​​și 8);

Mare raza atomică;

Energie de ionizare scăzută.

Toate acestea contribuie la separarea ușoară a electronilor exteriori nepereche de nucleu. În acest caz, atomul are o mulțime de orbiti liberi. Schema de formare a unei legături metalice va arăta doar suprapunerea a numeroase celule orbitale de atomi diferiți între ele, care, ca urmare, formează un spațiu intracristalin comun. Electronii sunt alimentați în el de la fiecare atom, care încep să rătăcească liber în diferite părți ale rețelei. Periodic, fiecare dintre ele se atașează de un ion la un loc de cristal și îl transformă într-un atom, apoi se detașează din nou, formând un ion.

În acest fel, o legătură metalică este o legătură între atomi, ioni și electroni liberi dintr-un cristal metalic comun. Un nor de electroni care se mișcă liber în interiorul unei structuri se numește „gaz de electroni”. Ei explică cele mai multe proprietăți fizice metale și aliajele lor.

Cum se realizează exact o legătură chimică metalică? Se pot da diverse exemple. Să încercăm să luăm în considerare o bucată de litiu. Chiar dacă îl iei de mărimea unui bob de mazăre, vor fi mii de atomi. Să ne imaginăm că fiecare dintre aceste mii de atomi donează singurul său electron de valență spațiului cristalin comun. În același timp, știind clădire electronică elementul dat, puteți vedea numărul de orbitali gol. Litiul va avea 3 dintre ele (orbitalii p ai celui de-al doilea nivel energetic). Trei pentru fiecare atom din zeci de mii - acesta este spațiul comun din interiorul cristalului, în care „gazul de electroni” se mișcă liber.

O substanță cu o legătură metalică este întotdeauna puternică. La urma urmei, gazul de electroni nu permite cristalului să se prăbușească, ci doar schimbă straturile și se restaurează imediat. Strălucește, are o anumită densitate (cel mai adesea mare), fuzibilitate, maleabilitate și plasticitate.

Unde altundeva se realizează o legătură metalică? Exemple de substante:

Metale sub formă de structuri simple;

Toate aliajele metalice între ele;

Toate metalele și aliajele lor în stare lichidă și solidă.

Există doar un număr incredibil de exemple specifice, deoarece există peste 80 de metale în sistemul periodic!

Mecanismul educației în vedere generala se exprimă prin următoarea notaţie: Me 0 - e - ↔ Me n+. Din diagramă este evident ce particule sunt prezente în cristalul metalic.

Orice metal este capabil să doneze electroni, transformându-se într-un ion încărcat pozitiv.

Pe exemplul fierului: Fe 0 -2e - = Fe 2+

Unde sunt particulele încărcate negativ separate - electronii? Minusul este întotdeauna atras de plus. Electronii sunt atrași de un alt ion de fier (încărcat pozitiv) din rețeaua cristalină: Fe 2+ + 2e - \u003d Fe 0

Ionul devine un atom neutru. Și acest proces se repetă de multe ori.

Se dovedește că electronii liberi ai fierului sunt în mișcare constantă pe întregul volum al cristalului, desprinzându-se și unindu-se cu ionii la nivelul rețelei. Un alt nume pentru acest fenomen este nor de electroni delocalizat. Termenul „delocalizat” înseamnă - liber, nu legat.

O legătură metalică este o legătură chimică datorită prezenței electronilor relativ liberi. Este tipic atât pentru metale pure, cât și pentru aliajele lor și compușii intermetalici.

Mecanism de legătură cu metal

În toate nodurile rețelei cristaline există ioni metalici pozitivi. Între ele în mod aleatoriu, ca moleculele de gaz, electronii de valență se mișcă, desprinși de atomi în timpul formării ionilor. Acești electroni joacă rolul cimentului, ținând împreună ionii pozitivi; în caz contrar, rețeaua s-ar dezintegra sub acțiunea forțelor de respingere dintre ioni. În același timp, electronii sunt deținuți și de ionii din rețeaua cristalină și nu pot părăsi aceasta. Forțele de comunicare nu sunt localizate și nu sunt dirijate.

Prin urmare, în majoritatea cazurilor, apar numere de coordonare ridicate (de exemplu, 12 sau 8). Când doi atomi de metal se apropie unul de celălalt, orbitalii lor exterioare se suprapun pentru a forma orbitali moleculari. Dacă apare un al treilea atom, orbitalul său se suprapune cu cele ale primilor doi atomi, rezultând un alt orbital molecular. Când există mulți atomi, există un număr mare de orbitali moleculari tridimensionali, extinzându-se în toate direcțiile. Datorită suprapunerii multiple a orbitalilor, electronii de valență ai fiecărui atom sunt influențați de mulți atomi.

Rețele cristaline caracteristice

Majoritatea metalelor formează una dintre următoarele rețele foarte simetrice, compacte: cubic centrat pe corp, cubic centrat pe față și hexagonal.

Într-o rețea cubică centrată pe corp (bcc), atomii sunt localizați la vârfurile cubului și un atom este situat în centrul volumului cubului. Metalele au o rețea centrată pe corp cubic: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba etc.

Într-o rețea cubică centrată pe față (fcc), atomii sunt localizați la vârfurile cubului și în centrul fiecărei fețe. Metalele de acest tip au o rețea: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co etc.

Într-o rețea hexagonală, atomii sunt situați la vârfurile și centrul bazelor hexagonale ale prismei, iar trei atomi sunt situați în planul mijlociu al prismei. Metalele au o astfel de împachetare de atomi: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca etc.

Alte proprietăți

Electronii care se mișcă liber provoacă o conductivitate electrică și termică ridicată. Substanțele cu o legătură metalică combină adesea rezistența cu ductilitatea, deoarece atunci când atomii sunt deplasați unul față de celălalt, legăturile nu se rup. O altă proprietate importantă este aromaticitatea metalică.

Metalele conduc bine căldura și electricitatea, sunt suficient de puternice, se pot deforma fără a se rupe. Unele metale sunt maleabile (pot fi forjate), altele sunt maleabile (pot fi trase în sârmă). Aceste proprietăți unice sunt explicate printr-un tip special de legătură chimică care conectează atomii de metal între ei - o legătură metalică.

Metalele în stare solidă există sub formă de cristale de ioni pozitivi, ca și cum ar „pluti” într-o mare de electroni care se mișcă liber între ele.

Legătura metalică explică proprietățile metalelor, în special rezistența lor. Sub acțiunea unei forțe de deformare, rețeaua metalică își poate schimba forma fără a se crăpa, spre deosebire de cristalele ionice.

Conductivitatea termică ridicată a metalelor se explică prin faptul că, dacă încălziți o bucată de metal pe o parte, atunci energia cinetică a electronilor va crește. Această creștere a energiei se va propaga în „marea electronică” în întreaga probă cu mare viteză.

Conductivitatea electrică a metalelor devine, de asemenea, clară. Dacă se aplică o diferență de potențial la capetele unei probe de metal, atunci norul de electroni delocalizați se va deplasa în direcția potențialului pozitiv: acest flux de electroni care se mișcă în aceeași direcție este curentul electric familiar.

169957 0

Fiecare atom are un anumit număr de electroni.

Intrând în reacții chimice, atomii donează, dobândesc sau socializează electroni, atingând cea mai stabilă configurație electronică. Configurația cu cea mai mică energie este cea mai stabilă (ca în atomii de gaz nobil). Acest model este numit „regula octetului” (Fig. 1).

Orez. unu.

Această regulă se aplică tuturor tipuri de conexiuni. Legăturile electronice dintre atomi le permit să formeze structuri stabile, de la cele mai simple cristale până la biomolecule complexe care în cele din urmă formează sisteme vii. Ele diferă de cristale prin metabolismul lor continuu. Cu toate acestea, multe reacții chimice au loc în funcție de mecanisme transfer electronic, care joacă un rol important în procesele energetice din organism.

O legătură chimică este o forță care ține împreună doi sau mai mulți atomi, ioni, molecule sau orice combinație a acestora..

Natura legăturii chimice este universală: este o forță electrostatică de atracție între electronii încărcați negativ și nucleele încărcate pozitiv, determinată de configurația electronilor din învelișul exterior al atomilor. Capacitatea unui atom de a forma legături chimice se numește valenţă, sau starea de oxidare. Conceptul de electroni de valență- electroni care formează legături chimice, adică cei localizați în cei mai mari orbitali de energie. În consecință, învelișul exterior al unui atom care conține acești orbitali se numește coajă de valență. În prezent, nu este suficientă indicarea prezenței unei legături chimice, dar este necesară clarificarea tipului acesteia: ionic, covalent, dipol-dipol, metalic.

Primul tip de conexiune esteionic conexiune

Conform teoriei electronice a valenței a lui Lewis și Kossel, atomii pot obține o configurație electronică stabilă în două moduri: în primul rând, prin pierderea de electroni, devenind cationi, în al doilea rând, dobândirea lor, transformându-se în anionii. Ca rezultat al transferului de electroni din cauza forței electrostatice de atracție între ionii cu sarcini semnul opus se formează o legătură chimică, numită Kossel " electrovalent(acum numit ionic).

În acest caz, anionii și cationii formează o configurație electronică stabilă cu un exterior umplut învelișul de electroni. Tipic legături ionice sunt formate din grupările T și II de cationi sistem periodicși anionii elementelor nemetalice din grupele VI și VII (16 și, respectiv, 17 subgrupe, calcogeniși halogeni). Legăturile din compușii ionici sunt nesaturate și nedirecționale, deci păstrează posibilitatea interacțiunii electrostatice cu alți ioni. Pe fig. 2 și 3 prezintă exemple de legături ionice corespunzătoare modelului de transfer de electroni Kossel.

Orez. 2.

Orez. 3. Legătura ionică în molecula de clorură de sodiu (NaCl).

Aici este oportun să reamintim unele dintre proprietățile care explică comportamentul substanțelor în natură, în special să luăm în considerare conceptul de aciziși temeiuri.

Soluțiile apoase ale tuturor acestor substanțe sunt electroliți. Își schimbă culoarea în moduri diferite. indicatori. Mecanismul de acțiune al indicatorilor a fost descoperit de F.V. Ostwald. El a arătat că indicatorii sunt acizi sau baze slabe, a căror culoare în stările nedisociate și disociate este diferită.

Bazele pot neutraliza acizii. Nu toate bazele sunt solubile în apă (de exemplu, unele compusi organici, care nu conțin grupări - OH, în special, trietilamină N (C2H5)3); se numesc baze solubile alcalii.

Soluțiile apoase de acizi intră în reacții caracteristice:

a) cu oxizi metalici - cu formare de sare si apa;

b) cu metale - cu formarea de sare si hidrogen;

c) cu carbonați - cu formarea de sare, CO 2 și H 2 O.

Proprietățile acizilor și bazelor sunt descrise de mai multe teorii. În conformitate cu teoria S.A. Arrhenius, un acid este o substanță care se disociază pentru a forma ioni H+ , în timp ce baza formează ioni EL- . Această teorie nu ține cont de existență baze organice fără grupări hidroxil.

In linie cu proton Teoria lui Bronsted și Lowry, un acid este o substanță care conține molecule sau ioni care donează protoni ( donatori protoni), iar baza este o substanță formată din molecule sau ioni care acceptă protoni ( acceptori protoni). Rețineți că în soluțiile apoase, ionii de hidrogen există într-o formă hidratată, adică sub formă de ioni de hidroniu H3O+ . Această teorie descrie reacții nu numai cu ioni de apă și hidroxid, ci și efectuate în absența unui solvent sau cu un solvent neapos.

De exemplu, în reacția dintre amoniac NH 3 (bază slabă) și clorură de hidrogen în fază gazoasă, se formează clorură de amoniu solidă, iar într-un amestec de echilibru de două substanțe există întotdeauna 4 particule, dintre care două sunt acizi, iar celelalte două sunt baze:

Acest amestec de echilibru constă din două perechi conjugate de acizi și baze:

1)NH 4+ și NH 3

2) acid clorhidricși Cl ‑

Aici, în fiecare pereche conjugată, acidul și baza diferă cu un proton. Fiecare acid are o bază conjugată. acid puternic corespunde unei baze conjugate slabe și acid slab este o bază conjugată puternică.

Teoria Bronsted-Lowry face posibilă explicarea rolului unic al apei pentru viața biosferei. Apa, în funcție de substanța care interacționează cu ea, poate prezenta proprietățile fie ale unui acid, fie ale unei baze. De exemplu, în reacțiile cu solutii apoase acid acetic apa este o bază, iar cu soluții apoase de amoniac este un acid.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Aici molecula de acid acetic donează un proton moleculei de apă;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + EL- . Aici molecula de amoniac acceptă un proton din molecula de apă.

Astfel, apa poate forma două perechi conjugate:

1) H2O(acid) și EL- (bază conjugată)

2) H3O+ (acid) și H2O(bază conjugată).

În primul caz, apa donează un proton, iar în al doilea, îl acceptă.

O astfel de proprietate se numește amfiprotonitate. Sunt numite substanțe care pot reacționa atât ca acizi, cât și ca baze amfoter. Astfel de substanțe se găsesc adesea în natură. De exemplu, aminoacizii pot forma săruri atât cu acizi, cât și cu baze. Prin urmare, peptidele formează cu ușurință compuși de coordonare cu ionii metalici prezenți.

Astfel, proprietatea caracteristică a unei legături ionice este deplasarea completă a unui grup de electroni de legare la unul dintre nuclee. Aceasta înseamnă că există o regiune între ioni în care densitatea electronilor este aproape zero.

Al doilea tip de conexiune estecovalent conexiune

Atomii pot forma configurații electronice stabile prin împărțirea electronilor.

O astfel de legătură se formează atunci când o pereche de electroni este împărțită pe rând. de la fiecare atom. În acest caz, electronii de legătură socializați sunt distribuiți în mod egal între atomi. Un exemplu de legătură covalentă este homonuclear diatomic molecule H 2 , N 2 , F 2. Alotropii au același tip de legătură. O 2 și ozon O 3 și pentru o moleculă poliatomică S 8 și de asemenea molecule heteronucleare acid clorhidric acid clorhidric, dioxid de carbon CO 2, metan CH 4, etanol DIN 2 H 5 EL, hexafluorură de sulf SF 6, acetilena DIN 2 H 2. Toate aceste molecule au aceiași electroni comuni, iar legăturile lor sunt saturate și direcționate în același mod (Fig. 4).

Pentru biologi, este important ca razele covalente ale atomilor din legături duble și triple să fie reduse în comparație cu o singură legătură.

Orez. patru. Legătura covalentă în molecula de Cl2.

ionic şi tipuri covalente legăturile sunt cele două cazuri limitative ale numeroaselor tipuri de legături chimice existente, iar în practică majoritatea legăturilor sunt intermediare.

Conexiuni a două elemente situate la capete opuse ale unuia sau perioade diferite sistemele lui Mendeleev, formează predominant legături ionice. Pe măsură ce elementele se apropie unele de altele într-o perioadă, natura ionică a compușilor lor scade, în timp ce caracterul covalent crește. De exemplu, halogenurile și oxizii elementelor din partea stângă a tabelului periodic formează predominant legături ionice ( NaCl, AgBr, BaS04, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), și aceiași compuși ai elementelor din partea dreaptă a tabelului sunt covalenti ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glucoza C6H12O6, etanol C2H5OH).

Legătura covalentă, la rândul ei, are o altă modificare.

În ionii poliatomici și în moleculele biologice complexe, ambii electroni pot proveni doar din unu atom. Se numeste donator pereche de electroni. Se numește un atom care socializează această pereche de electroni cu un donor acceptor pereche de electroni. Acest tip de legătură covalentă se numește coordonare (donator-acceptator, saudativ) comunicare(Fig. 5). Acest tip de legătură este cel mai important pentru biologie și medicină, deoarece chimia celor mai importante elemente d pentru metabolism este în mare măsură descrisă de legăturile de coordonare.

Pic. 5.

De regulă, într-un compus complex, un atom de metal acționează ca un acceptor de pereche de electroni; dimpotrivă, în legăturile ionice și covalente, atomul de metal este donor de electroni.

Esența legăturii covalente și varietatea acesteia - legătura de coordonare - poate fi clarificată cu ajutorul unei alte teorii a acizilor și bazelor, propusă de GN. Lewis. El a extins oarecum conceptul semantic al termenilor „acid” și „bază” conform teoriei Bronsted-Lowry. Teoria Lewis explică natura formării ionilor complecși și participarea substanțelor la reacțiile de substituție nucleofilă, adică la formarea CS.

Potrivit lui Lewis, un acid este o substanță capabilă să formeze o legătură covalentă prin acceptarea unei perechi de electroni dintr-o bază. O bază Lewis este o substanță care are o pereche singură de electroni, care, donând electroni, formează o legătură covalentă cu acidul Lewis.

Adică, teoria Lewis extinde gama reacțiilor acido-bazice și la reacții în care protonii nu participă deloc. În plus, protonul însuși, conform acestei teorii, este și un acid, deoarece este capabil să accepte o pereche de electroni.

Prin urmare, conform acestei teorii, cationii sunt acizi Lewis și anionii sunt baze Lewis. Următoarele reacții sunt exemple:

S-a remarcat mai sus că subdiviziunea substanțelor în ionice și covalente este relativă, deoarece nu există un transfer complet al unui electron de la atomii de metal la atomii acceptori din moleculele covalente. În compușii cu o legătură ionică, fiecare ion se află în câmpul electric al ionilor de semn opus, deci sunt polarizați reciproc, iar învelișurile lor sunt deformate.

Polarizabilitate determinat de structura electronică, sarcina și dimensiunea ionului; este mai mare pentru anioni decât pentru cationi. Cea mai mare polarizabilitate dintre cationi este pentru cationii cu sarcină mai mare și dimensiuni mai mici, de exemplu, pentru Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Are un puternic efect de polarizare H+ . Deoarece efectul polarizării ionilor este bifax, schimbă semnificativ proprietățile compușilor pe care îi formează.

Al treilea tip de conexiune -dipol-dipol conexiune

Pe lângă tipurile de comunicare enumerate, există și dipol-dipol intermolecular interacțiuni, cunoscute și ca van der Waals .

Puterea acestor interacțiuni depinde de natura moleculelor.

Există trei tipuri de interacțiuni: dipol permanent - dipol permanent ( dipol-dipol atracţie); dipol permanent - dipol indus ( inducţie atracţie); dipol instantaneu - dipol indus ( dispersie atracție sau forțe londoneze; orez. 6).

Orez. 6.

Doar moleculele cu legături covalente polare au un moment dipol-dipol ( HCI, NH3, S02, H20, C6H5CI), iar puterea de legătură este 1-2 la revedere(1D \u003d 3,338 × 10 -30 metri coulomb - C × m).

În biochimie, se distinge un alt tip de legătură - hidrogen conexiune, care este un caz limitativ dipol-dipol atracţie. Această legătură se formează prin atracția dintre un atom de hidrogen și un mic atom electronegativ, cel mai adesea oxigen, fluor și azot. Cu atomi mari care au o electronegativitate similară (de exemplu, cu clor și sulf), legătura de hidrogen este mult mai slabă. Atomul de hidrogen se distinge printr-o caracteristică esențială: atunci când electronii de legare sunt îndepărtați, nucleul său - protonul - este expus și încetează să fie ecranat de electroni.

Prin urmare, atomul se transformă într-un dipol mare.

O legătură de hidrogen, spre deosebire de o legătură van der Waals, se formează nu numai în timpul interacțiunilor intermoleculare, ci și în cadrul unei molecule - intramolecular legătură de hidrogen. Legăturile de hidrogen joacă un rol important în biochimie, de exemplu, pentru stabilizarea structurii proteinelor sub formă de α-helix sau pentru formarea unei duble helix ADN (Fig. 7).

Fig.7.

Legăturile de hidrogen și van der Waals sunt mult mai slabe decât legăturile ionice, covalente și de coordonare. Energia legăturilor intermoleculare este indicată în tabel. unu.

Tabelul 1. Energia forțelor intermoleculare

Notă: Gradul de interacțiuni intermoleculare reflectă entalpia de topire și evaporare (fierbere). Compușii ionici necesită mult mai multă energie pentru a separa ionii decât pentru a separa molecule. Entalpiile de topire ale compuşilor ionici sunt mult mai mari decât cele ale compuşilor moleculari.

Al patrulea tip de conexiune -legatura metalica

În cele din urmă, există un alt tip de legături intermoleculare - metal: legătura ionilor pozitivi ai rețelei de metale cu electronii liberi. Acest tip de conexiune nu apare la obiectele biologice.

Din Prezentare generală tipuri de legături, un detaliu este clarificat: un parametru important al unui atom sau ion al unui metal - un donor de electroni, precum și un atom - un acceptor de electroni este marimea.

Fără a intra în detalii, observăm că razele covalente ale atomilor, razele ionice ale metalelor și razele van der Waals ale moleculelor care interacționează cresc pe măsură ce numărul lor atomic în grupurile sistemului periodic crește. În acest caz, valorile razelor ionice sunt cele mai mici, iar razele van der Waals sunt cele mai mari. De regulă, la deplasarea în jos a grupului, razele tuturor elementelor cresc, atât covalente, cât și van der Waals.

Cele mai importante pentru biologi și medici sunt coordonare(donator-acceptator) legături considerate de chimia coordonării.

Bioanorganice medicale. G.K. Barașkov