Málokedy chemických látok pozostávajú z jednotlivých, nesúvisiacich atómov chemických prvkov. Za normálnych podmienok má takúto štruktúru len malý počet plynov nazývaných vzácne plyny: hélium, neón, argón, kryptón, xenón a radón. Chemické látky najčastejšie nepozostávajú z nesúrodých atómov, ale z ich kombinácií do rôznych skupín. Takéto kombinácie atómov môžu zahŕňať niekoľko jednotiek, stovky, tisíce alebo dokonca viac atómov. Sila, ktorá udržuje tieto atómy v takýchto zoskupeniach, sa nazýva chemická väzba .
Inými slovami môžeme povedať, že chemická väzba je interakcia, ktorá zabezpečuje spájanie jednotlivých atómov do zložitejších štruktúr (molekuly, ióny, radikály, kryštály a pod.).
Dôvodom vzniku chemickej väzby je, že energia zložitejších štruktúr je menšia ako celková energia jednotlivých atómov, ktoré ju tvoria.
Ak teda najmä pri interakcii atómov X a Y vznikne molekula XY, znamená to, že vnútorná energia molekúl tejto látky je nižšia ako vnútorná energia jednotlivých atómov, z ktorých vznikla:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Z tohto dôvodu sa pri vytváraní chemických väzieb medzi jednotlivými atómami uvoľňuje energia.
Pri tvorbe chemických väzieb sú elektróny vonkajšej elektrónovej vrstvy s najnižšou väzbovou energiou s jadrom, tzv. valencia. Napríklad v bóre sú to elektróny 2. energetickej úrovne - 2 elektróny na 2 s- orbitály a 1 x 2 p- orbitály:
Keď sa vytvorí chemická väzba, každý atóm má tendenciu získať elektrónovú konfiguráciu atómov vzácneho plynu, t.j. tak, že v jeho vonkajšej elektrónovej vrstve je 8 elektrónov (2 pre prvky prvej periódy). Tento jav sa nazýva oktetové pravidlo.
Pre atómy je možné dosiahnuť elektrónovú konfiguráciu vzácneho plynu, ak pôvodne jednotlivé atómy zdieľajú niektoré zo svojich valenčných elektrónov s inými atómami. V tomto prípade sa vytvárajú spoločné elektrónové páry.
V závislosti od stupňa socializácie elektrónov možno rozlíšiť kovalentné, iónové a kovové väzby.
kovalentná väzba
Kovalentná väzba vzniká najčastejšie medzi atómami nekovových prvkov. Ak atómy nekovov tvoriacich kovalentnú väzbu patria k rôznym chemickým prvkom, takáto väzba sa nazýva kovalentná polárna väzba. Dôvod tohto názvu spočíva v tom, že atómy rôznych prvkov majú tiež rôznu schopnosť priťahovať k sebe spoločný elektrónový pár. Je zrejmé, že to vedie k posunu spoločného elektrónového páru smerom k jednému z atómov, v dôsledku čoho sa na ňom vytvorí čiastočný záporný náboj. Na druhej strane sa na druhom atóme vytvorí čiastočný kladný náboj. Napríklad v molekule chlorovodíka je elektrónový pár posunutý z atómu vodíka na atóm chlóru:
Príklady látok s kovalentnou polárnou väzbou:
Cl4, H2S, CO2, NH3, Si02 atď.
Medzi atómami nekovov toho istého vzniká kovalentná nepolárna väzba chemický prvok. Keďže atómy sú identické, ich schopnosť ťahať zdieľané elektróny je rovnaká. V tomto ohľade nie je pozorovaný žiadny posun elektrónového páru:
Vyššie uvedený mechanizmus tvorby kovalentnej väzby, kedy oba atómy poskytujú elektróny na tvorbu spoločných elektrónových párov, sa nazýva výmena.
Existuje tiež mechanizmus donor-akceptor.
Keď sa kovalentná väzba vytvorí mechanizmom donor-akceptor, vytvorí sa spoločný elektrónový pár v dôsledku vyplneného orbitálu jedného atómu (s dvoma elektrónmi) a prázdneho orbitálu iného atómu. Atóm, ktorý poskytuje nezdieľaný elektrónový pár, sa nazýva donor a atóm s voľným orbitálom sa nazýva akceptor. Donory elektrónových párov sú atómy, ktoré majú spárované elektróny, napríklad N, O, P, S.
Napríklad podľa mechanizmu donor-akceptor sa štvrtá kovalentná väzba N-H tvorí v amónnom katióne NH4+:
Kovalentné väzby sa okrem polarity vyznačujú aj energiou. Energia väzby je minimálna energia potrebná na prerušenie väzby medzi atómami.
Väzbová energia klesá so zväčšujúcim sa polomerom viazaných atómov. Keďže vieme, že atómové polomery sa v podskupinách zväčšujú, môžeme napríklad dospieť k záveru, že sila väzby halogén-vodík rastie v sérii:
AHOJ< HBr < HCl < HF
Taktiež energia väzby závisí od jej násobnosti – čím väčšia násobnosť väzby, tým väčšia je jej energia. Väzbová multiplicita je počet spoločných elektrónových párov medzi dvoma atómami.
Iónová väzba
Iónová väzba môže byť považovaná za obmedzujúci prípad kovalentnej polárnej väzby. Ak je v kovalentnej-polárnej väzbe spoločný elektrónový pár čiastočne posunutý k jednému z páru atómov, potom v iónovej je takmer úplne „predaný“ jednému z atómov. Atóm, ktorý daroval elektrón (elektróny), získava kladný náboj a stáva sa katión a atóm, ktorý z neho zobral elektróny, získa záporný náboj a stane sa anión.
Iónová väzba je teda väzba vytvorená v dôsledku elektrostatickej príťažlivosti katiónov k aniónom.
Tvorba tohto typu väzby je charakteristická pre interakciu atómov typických kovov a typických nekovov.
Napríklad fluorid draselný. Draslíkový katión sa získa ako výsledok oddelenia jedného elektrónu od neutrálneho atómu a fluórový ión sa vytvorí pripojením jedného elektrónu k atómu fluóru:
Medzi výslednými iónmi vzniká sila elektrostatickej príťažlivosti, v dôsledku čoho vzniká iónová zlúčenina.
Pri tvorbe chemickej väzby prešli elektróny z atómu sodíka na atóm chlóru a vznikli opačne nabité ióny, ktoré majú dotvorenú vonkajšiu energetickú hladinu.
Zistilo sa, že elektróny sa úplne neoddeľujú od atómu kovu, ale posúvajú sa iba smerom k atómu chlóru, ako pri kovalentnej väzbe.
Väčšina binárnych zlúčenín, ktoré obsahujú atómy kovov, je iónová. Napríklad oxidy, halogenidy, sulfidy, nitridy.
K iónovej väzbe dochádza aj medzi jednoduchými katiónmi a jednoduchými aniónmi (F -, Cl -, S 2-), ako aj medzi jednoduchými katiónmi a komplexnými aniónmi (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Preto medzi iónové zlúčeniny patria soli a zásady (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4, Ca (OH) 2, NaOH).
kovové spojenie
Tento typ väzby sa vytvára v kovoch.
Atómy všetkých kovov majú na vonkajšej elektrónovej vrstve elektróny, ktoré majú nízku väzbovú energiu s atómovým jadrom. Pre väčšinu kovov je strata vonkajších elektrónov energeticky priaznivá.
Vzhľadom na takú slabú interakciu s jadrom sú tieto elektróny v kovoch veľmi mobilné a v každom kovovom kryštáli nepretržite prebieha nasledujúci proces:
M 0 - ne - \u003d M n +, kde M 0 je neutrálny atóm kovu a Mn + katión toho istého kovu. Na obrázku nižšie sú znázornené prebiehajúce procesy.
To znamená, že elektróny sa „rútia“ pozdĺž kovového kryštálu, oddeľujú sa od jedného atómu kovu, vytvárajú z neho katión, spájajú sa s iným katiónom a vytvárajú neutrálny atóm. Tento jav sa nazýval „elektronický vietor“ a súbor voľných elektrónov v kryštáli nekovového atómu sa nazýval „elektrónový plyn“. Tento typ interakcie medzi atómami kovu sa nazýva kovová väzba.
vodíková väzba
Ak je atóm vodíka v akejkoľvek látke naviazaný na prvok s vysokou elektronegativitou (dusík, kyslík alebo fluór), takáto látka sa vyznačuje takým javom, ako je vodíková väzba.
Pretože atóm vodíka je naviazaný na elektronegatívny atóm, na atóme vodíka sa vytvorí čiastočný kladný náboj a na elektronegatívnom atóme sa vytvorí čiastočný negatívny náboj. V tomto ohľade je možná elektrostatická príťažlivosť medzi čiastočne kladne nabitým atómom vodíka jednej molekuly a elektronegatívnym atómom druhej molekuly. Napríklad vodíková väzba sa pozoruje pre molekuly vody:
Je to vodíková väzba, ktorá vysvetľuje abnormálne vysokú teplotu topenia vody. Okrem vody vznikajú silné vodíkové väzby aj v látkach ako fluorovodík, amoniak, kyseliny obsahujúce kyslík, fenoly, alkoholy, amíny.
Kovové spojenie. Vlastnosti kovovej väzby.
Kovová väzba je chemická väzba v dôsledku prítomnosti relatívne voľných elektrónov. Je charakteristický ako pre čisté kovy, tak aj pre ich zliatiny a intermetalické zlúčeniny.
Mechanizmus kovovej väzby
Vo všetkých uzloch kryštálová mriežka sa nachádzajú kladné ióny kovov. Medzi nimi sa náhodne, podobne ako molekuly plynu, pohybujú valenčné elektróny, uvoľnené z atómov počas tvorby iónov. Tieto elektróny zohrávajú úlohu cementu, ktorý držia kladné ióny pohromade; inak by sa mriežka pôsobením odpudivých síl medzi iónmi rozpadla. Elektróny sú zároveň držané iónmi v kryštálovej mriežke a nemôžu ju opustiť. Komunikačné sily nie sú lokalizované a nie sú usmernené. Z tohto dôvodu sa vo väčšine prípadov objavujú vysoké koordinačné čísla (napr. 12 alebo 8). Keď sa dva atómy kovu priblížia k sebe, ich orbitály vonkajšieho obalu sa prekrývajú a vytvárajú molekulárne orbitály. Ak sa objaví tretí atóm, jeho orbitál sa prekrýva s orbitálmi prvých dvoch atómov, čím vznikne jeden ďalší molekulový orbitál. Keď je veľa atómov, vzniká obrovské množstvo trojrozmerných molekulových orbitálov, ktoré sa rozprestierajú všetkými smermi. V dôsledku viacnásobného prekrývania orbitálov sú valenčné elektróny každého atómu ovplyvnené mnohými atómami.
Charakteristické kryštálové mriežky
Väčšina kovov tvorí jednu z nasledujúcich vysoko symetrických uzavretých mriežok: kubická centrovaná na telo, kubická centrovaná tvárou a šesťuholníková.
V kubickej mriežke centrovanej na telo (bcc) sú atómy umiestnené vo vrcholoch kocky a jeden atóm je umiestnený v strede objemu kocky. Kovy majú kubickú telesne centrovanú mriežku: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba atď.
V kubickej mriežke centrovanej na tvár (fcc) sú atómy umiestnené vo vrcholoch kocky a v strede každej steny. Kovy tohto typu majú mriežku: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co atď.
V šesťuholníkovej mriežke sú atómy umiestnené vo vrcholoch a strede šesťuholníkových základov hranola a tri atómy sú umiestnené v strednej rovine hranola. Kovy majú takéto balenie atómov: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca atď.
Iné vlastnosti
Voľne sa pohybujúce elektróny spôsobujú vysokú elektrickú a tepelnú vodivosť. Látky s kovovou väzbou často spájajú pevnosť s ťažnosťou, pretože keď sa atómy navzájom premiestnia, väzby sa nerozbijú. Ďalšou dôležitou vlastnosťou je kovová aromatickosť.
Kovy dobre vedú teplo a elektrinu, sú dostatočne pevné, dajú sa deformovať bez porušenia. Niektoré kovy sú kujné (dajú sa kovať), niektoré sú kujné (dajú sa ťahať do drôtu). Tieto jedinečné vlastnosti sú vysvetlené špeciálnym typom chemickej väzby, ktorá spája atómy kovov navzájom - kovovou väzbou.
Kovy v pevnom stave existujú vo forme kryštálov kladných iónov, akoby „plávali“ v mori elektrónov, ktoré sa medzi nimi voľne pohybujú.
Kovová väzba vysvetľuje vlastnosti kovov, najmä ich pevnosť. Pôsobením deformujúcej sily môže kovová mriežka zmeniť svoj tvar bez praskania, na rozdiel od iónových kryštálov.
Vysoká tepelná vodivosť kovov sa vysvetľuje skutočnosťou, že ak ohrievate kus kovu na jednej strane, kinetická energia elektrónov sa zvýši. Toto zvýšenie energie sa bude šíriť v „elektronickom mori“ vo vzorke veľkou rýchlosťou.
Vyjasní sa aj elektrická vodivosť kovov. Ak sa na konce kovovej vzorky aplikuje potenciálny rozdiel, potom sa oblak delokalizovaných elektrónov posunie v smere kladného potenciálu: tento tok elektrónov pohybujúcich sa v rovnakom smere je známy elektrický prúd.
Kovové spojenie. Vlastnosti kovovej väzby. - pojem a druhy. Klasifikácia a vlastnosti kategórie "Kovová väzba. Vlastnosti kovovej väzby." 2017, 2018.
Všetky kovy majú nasledujúce vlastnosti:
Malý počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni (okrem niektorých výnimiek, ktoré môžu mať 6,7 a 8);
Veľký atómový polomer;
Nízka ionizačná energia.
To všetko prispieva k ľahkému oddeleniu vonkajších nepárových elektrónov od jadra. V tomto prípade má atóm veľa voľných orbitálov. Schéma na vytvorenie kovovej väzby ukáže len prekrytie mnohých orbitálnych buniek rôznych atómov navzájom, ktoré v dôsledku toho tvoria spoločný intrakryštalický priestor. Z každého atómu sa do nej privádzajú elektróny, ktoré začnú voľne putovať v rôznych častiach mriežky. Každý z nich sa pravidelne pripája k iónu v mieste kryštálu a mení ho na atóm, potom sa opäť oddeľuje a vytvára ión.
Touto cestou, kovová väzba je väzba medzi atómami, iónmi a voľnými elektrónmi v bežnom kovovom kryštáli. Elektrónový oblak, ktorý sa voľne pohybuje v štruktúre, sa nazýva „elektrónový plyn“. Najviac vysvetľujú fyzikálne vlastnosti kovy a ich zliatiny.
Ako presne sa realizuje kovová chemická väzba? Možno uviesť rôzne príklady. Skúsme zvážiť kúsok lítia. Aj keď to vezmete o veľkosti hrášku, budú tam tisíce atómov. Predstavme si, že každý z týchto tisícov atómov daruje svoj jediný valenčný elektrón spoločnému kryštalickému priestoru. Zároveň s vedomím elektronická budova daný prvok, môžete vidieť počet prázdnych orbitálov. Lítium ich bude mať 3 (p-orbitály druhej energetickej hladiny). Tri pre každý atóm z desiatok tisíc – to je spoločný priestor vo vnútri kryštálu, v ktorom sa voľne pohybuje „elektrónový plyn“.
Látka s kovovou väzbou je vždy silná. Koniec koncov, elektrónový plyn neumožňuje kryštálu kolaps, ale iba posúva vrstvy a okamžite sa obnovuje. Leskne sa, má určitú hustotu (najčastejšie vysokú), tavivosť, tvárnosť a plasticitu.
Kde inde sa realizuje kovová väzba? Príklady látok:
Kovy vo forme jednoduchých štruktúr;
Všetky kovové zliatiny navzájom;
Všetky kovy a ich zliatiny v tekutom a pevnom stave.
Existuje len neuveriteľné množstvo konkrétnych príkladov, pretože v periodickom systéme je viac ako 80 kovov!
Mechanizmus výchovy v všeobecný pohľad sa vyjadruje nasledovným zápisom: Me 0 - e - ↔ Me n+. Z diagramu je zrejmé, ktoré častice sú prítomné v kovovom kryštáli.
Akýkoľvek kov je schopný darovať elektróny a zmeniť sa na kladne nabitý ión.
Na príklade železa: Feo-2e- = Fe2+
Kde sú oddelené negatívne nabité častice - elektróny? Mínus vždy priťahuje plus. Elektróny sú priťahované k inému (kladne nabitému) iónu železa v kryštálovej mriežke: Fe 2+ + 2e – \u003d Fe 0
Ión sa stáva neutrálnym atómom. A tento proces sa mnohokrát opakuje.
Ukazuje sa, že voľné elektróny železa sú v neustálom pohybe v celom objeme kryštálu, odlamujú sa a spájajú ióny v miestach mriežky. Iný názov pre tento jav je delokalizovaný elektrónový oblak. Výraz „delokalizovaný“ znamená – voľný, neviazaný.
Kovová väzba je chemická väzba v dôsledku prítomnosti relatívne voľných elektrónov. Je typický ako pre čisté kovy, tak aj pre ich zliatiny a intermetalické zlúčeniny.
Mechanizmus kovovej väzby
Vo všetkých uzloch kryštálovej mriežky sú kladné ióny kovov. Medzi nimi sa náhodne, podobne ako molekuly plynu, pohybujú valenčné elektróny, uvoľnené z atómov počas tvorby iónov. Tieto elektróny zohrávajú úlohu cementu, ktorý držia kladné ióny pohromade; inak by sa mriežka pôsobením odpudivých síl medzi iónmi rozpadla. Elektróny sú zároveň držané iónmi v kryštálovej mriežke a nemôžu ju opustiť. Komunikačné sily nie sú lokalizované a nie sú usmernené.
Preto sa vo väčšine prípadov objavujú vysoké koordinačné čísla (napríklad 12 alebo 8). Keď sa dva atómy kovu priblížia k sebe, ich orbitály vonkajšieho obalu sa prekrývajú a vytvárajú molekulárne orbitály. Ak sa objaví tretí atóm, jeho orbitál sa prekrýva s orbitálmi prvých dvoch atómov, čo vedie k inému molekulovému orbitálu. Keď existuje veľa atómov, existuje obrovské množstvo trojrozmerných molekulárnych orbitálov, ktoré sa rozprestierajú vo všetkých smeroch. V dôsledku viacnásobného prekrývania orbitálov sú valenčné elektróny každého atómu ovplyvnené mnohými atómami.
Charakteristické kryštálové mriežky
Väčšina kovov tvorí jednu z nasledujúcich vysoko symetrických, tesne uložených mriežok: kubická centrovaná na telo, kubická centrovaná tvárou a šesťuholníková.
V kubickej mriežke so stredom tela (bcc) sú atómy umiestnené vo vrcholoch kocky a jeden atóm je umiestnený v strede objemu kocky. Kovy majú kubickú telesne centrovanú mriežku: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba atď.
V kubickej mriežke centrovanej na tvár (fcc) sú atómy umiestnené vo vrcholoch kocky a v strede každej steny. Kovy tohto typu majú mriežku: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co atď.
V šesťuholníkovej mriežke sú atómy umiestnené vo vrcholoch a strede šesťuholníkových základov hranola a tri atómy sú umiestnené v strednej rovine hranola. Kovy majú takéto balenie atómov: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca atď.
Iné vlastnosti
Voľne sa pohybujúce elektróny spôsobujú vysokú elektrickú a tepelnú vodivosť. Látky s kovovou väzbou často spájajú pevnosť s ťažnosťou, pretože keď sa atómy navzájom premiestnia, väzby sa nerozbijú. Ďalšou dôležitou vlastnosťou je kovová aromatickosť.
Kovy dobre vedú teplo a elektrinu, sú dostatočne pevné, dajú sa deformovať bez porušenia. Niektoré kovy sú kujné (dajú sa kovať), niektoré sú kujné (dajú sa ťahať do drôtu). Tieto jedinečné vlastnosti sú vysvetlené špeciálnym typom chemickej väzby, ktorá spája atómy kovov navzájom - kovovou väzbou.
Kovy v pevnom stave existujú vo forme kryštálov kladných iónov, akoby „plávali“ v mori elektrónov, ktoré sa medzi nimi voľne pohybujú.
Kovová väzba vysvetľuje vlastnosti kovov, najmä ich pevnosť. Pôsobením deformujúcej sily môže kovová mriežka zmeniť svoj tvar bez praskania, na rozdiel od iónových kryštálov.
Vysoká tepelná vodivosť kovov sa vysvetľuje skutočnosťou, že ak ohrievate kus kovu na jednej strane, kinetická energia elektrónov sa zvýši. Toto zvýšenie energie sa bude šíriť v „elektronickom mori“ vo vzorke veľkou rýchlosťou.
Vyjasní sa aj elektrická vodivosť kovov. Ak sa na konce kovovej vzorky aplikuje potenciálny rozdiel, potom sa oblak delokalizovaných elektrónov posunie v smere kladného potenciálu: tento prúd elektrónov pohybujúcich sa v rovnakom smere je známy elektrický prúd.
169957 0
Každý atóm má určitý počet elektrónov.
Vstup do chemické reakcie, atómy darujú, získavajú alebo socializujú elektróny, čím dosahujú najstabilnejšiu elektronickú konfiguráciu. Konfigurácia s najnižšou energiou je najstabilnejšia (ako v atómoch vzácnych plynov). Tento vzor sa nazýva „oktetové pravidlo“ (obr. 1).
Ryža. jeden.
Toto pravidlo platí pre všetkých typy pripojenia. Elektronické väzby medzi atómami im umožňujú vytvárať stabilné štruktúry, od najjednoduchších kryštálov až po zložité biomolekuly, ktoré nakoniec tvoria živé systémy. Od kryštálov sa líšia svojim nepretržitým metabolizmom. Mnohé chemické reakcie však prebiehajú podľa mechanizmov elektronický prevod, ktoré hrajú dôležitú úlohu v energetických procesoch v tele.
Chemická väzba je sila, ktorá drží pohromade dva alebo viac atómov, iónov, molekúl alebo ich ľubovoľnú kombináciu..
Povaha chemickej väzby je univerzálna: je to elektrostatická príťažlivá sila medzi záporne nabitými elektrónmi a kladne nabitými jadrami, určená konfiguráciou elektrónov vo vonkajšom obale atómov. Schopnosť atómu vytvárať chemické väzby sa nazýva valencia, alebo oxidačný stav. Koncept valenčné elektróny- elektróny, ktoré tvoria chemické väzby, teda tie, ktoré sa nachádzajú v orbitáloch s najvyššou energiou. Podľa toho sa nazýva vonkajší obal atómu obsahujúceho tieto orbitály valenčná škrupina. V súčasnosti nestačí indikovať prítomnosť chemickej väzby, ale je potrebné objasniť jej typ: iónová, kovalentná, dipólovo-dipólová, kovová.
Prvý typ pripojenia jeiónový spojenie
Podľa Lewisovej a Kosselovej elektronickej teórie valencie môžu atómy dosiahnuť stabilnú elektronickú konfiguráciu dvoma spôsobmi: po prvé, stratou elektrónov, katiónov, po druhé, ich získanie, premena na anióny. V dôsledku prenosu elektrónov v dôsledku elektrostatickej príťažlivej sily medzi iónmi s nábojmi opačné znamenie vzniká chemická väzba nazývaná Kossel “ elektrovalentný(teraz sa volá iónový).
V tomto prípade anióny a katióny tvoria stabilnú elektronickú konfiguráciu s vyplneným vonkajším povrchom elektrónový obal. Typické iónové väzby sú tvorené z katiónov T a II skupín periodický systém a anióny nekovových prvkov skupín VI a VII (16 a 17 podskupín - v tomto poradí, chalkogény a halogény). Väzby v iónových zlúčeninách sú nenasýtené a nesmerové, takže si zachovávajú možnosť elektrostatickej interakcie s inými iónmi. Na obr. 2 a 3 sú znázornené príklady iónových väzieb zodpovedajúcich Kosselovmu modelu prenosu elektrónov.
Ryža. 2.
Ryža. 3. Iónová väzba v molekule chloridu sodného (NaCl).
Tu je vhodné pripomenúť niektoré vlastnosti, ktoré vysvetľujú správanie látok v prírode, najmä uvažovať o koncepte kyseliny a dôvodov.
Vodné roztoky všetkých týchto látok sú elektrolyty. Menia farbu rôznymi spôsobmi. ukazovatele. Mechanizmus pôsobenia indikátorov objavil F.V. Ostwald. Ukázal, že indikátormi sú slabé kyseliny alebo zásady, ktorých farba v nedisociovanom a disociovanom stave je odlišná.
Zásady môžu neutralizovať kyseliny. Nie všetky zásady sú rozpustné vo vode (napríklad niektoré Organické zlúčeniny, ktoré neobsahujú najmä OH skupiny, trietylamín N (C2H5)3); rozpustné zásady sa nazývajú alkálie.
Vodné roztoky kyselín vstupujú do charakteristických reakcií:
a) s oxidmi kovov - s tvorbou soli a vody;
b) s kovmi - s tvorbou soli a vodíka;
c) s uhličitanmi - s tvorbou soli, CO 2 a H 2 O.
Vlastnosti kyselín a zásad popisuje niekoľko teórií. V súlade s teóriou S.A. Arrhenius, kyselina je látka, ktorá disociuje za vzniku iónov H+ , pričom báza tvorí ióny ON- . Táto teória neberie do úvahy existenciu organické bázy bez hydroxylových skupín.
V súlade s protón Bronstedova a Lowryho teória, kyselina je látka obsahujúca molekuly alebo ióny, ktoré darujú protóny ( darcov protóny) a báza je látka pozostávajúca z molekúl alebo iónov, ktoré prijímajú protóny ( akceptorov protóny). Všimnite si, že vo vodných roztokoch existujú vodíkové ióny v hydratovanej forme, to znamená vo forme hydróniových iónov H3O+ . Táto teória opisuje reakcie nielen s vodou a hydroxidovými iónmi, ale tiež uskutočňované v neprítomnosti rozpúšťadla alebo s nevodným rozpúšťadlom.
Napríklad pri reakcii medzi amoniakom NH 3 (slabá zásada) a chlorovodík v plynnej fáze vzniká tuhý chlorid amónny a v rovnovážnej zmesi dvoch látok sú vždy 4 častice, z ktorých dve sú kyseliny a ďalšie dve sú zásady:
Táto rovnovážna zmes pozostáva z dvoch konjugovaných párov kyselín a zásad:
1)NH 4+ a NH 3
2) HCl a Cl ‑
Tu sa v každom konjugovanom páre kyselina a zásada líšia o jeden protón. Každá kyselina má konjugovanú zásadu. silná kyselina zodpovedá slabej konjugovanej báze a slabá kyselina je silná konjugovaná báza.
Bronsted-Lowryho teória umožňuje vysvetliť jedinečnú úlohu vody pre život biosféry. Voda, v závislosti od látky, ktorá s ňou interaguje, môže vykazovať vlastnosti kyseliny alebo zásady. Napríklad v reakciách s vodné roztoky octová kyselina voda je zásada a pri vodných roztokoch amoniaku je to kyselina.
1) CH3COOH + H20 ↔ H30 + + CH 3 SOO- . Tu molekula kyseliny octovej daruje protón molekule vody;
2) NH3 + H20 ↔ NH4 + + ON- . Tu molekula amoniaku prijíma protón z molekuly vody.
Voda teda môže tvoriť dva konjugované páry:
1) H20(kyselina) a ON- (konjugovaná báza)
2) H30+ (kyselina) a H20(konjugovaná báza).
V prvom prípade voda daruje protón a v druhom ho prijíma.
Takáto vlastnosť je tzv amfiprotonita. Látky, ktoré môžu reagovať ako kyseliny aj zásady, sa nazývajú amfotérny. Takéto látky sa často nachádzajú v prírode. Napríklad aminokyseliny môžu tvoriť soli s kyselinami aj zásadami. Preto peptidy ľahko tvoria koordinačné zlúčeniny s prítomnými iónmi kovov.
Charakteristickou vlastnosťou iónovej väzby je teda úplné vytesnenie zväzku väzbových elektrónov k jednému z jadier. To znamená, že medzi iónmi existuje oblasť, kde je hustota elektrónov takmer nulová.
Druhým typom pripojenia jekovalentný spojenie
Atómy môžu vytvárať stabilné elektronické konfigurácie zdieľaním elektrónov.
Takáto väzba sa vytvorí, keď sa pár elektrónov zdieľa jeden po druhom. z každého atóm. V tomto prípade sú socializované väzbové elektróny rozdelené medzi atómy rovnomerne. Príkladom kovalentnej väzby je homonukleárne diatomické H molekuly 2 , N 2 , F 2. Allotropy majú rovnaký typ väzby. O 2 a ozón O 3 a pre polyatómovú molekulu S 8 a tiež heteronukleárne molekuly chlorovodík HCl, oxid uhličitý CO 2, metán CH 4, etanol OD 2 H 5 ON fluorid sírový SF 6, acetylén OD 2 H 2. Všetky tieto molekuly majú rovnaké spoločné elektróny a ich väzby sú nasýtené a smerované rovnakým spôsobom (obr. 4).
Pre biológov je dôležité, že kovalentné polomery atómov v dvojitých a trojitých väzbách sú v porovnaní s jednoduchou väzbou znížené.
Ryža. štyri. Kovalentná väzba v molekule Cl 2.
Iónové a kovalentné typy väzby sú dva obmedzujúce prípady mnohých existujúcich typov chemických väzieb a v praxi je väčšina väzieb prechodná.
Spojenia dvoch prvkov umiestnených na opačných koncoch jedného resp rôzne obdobia Mendelejevove systémy tvoria prevažne iónové väzby. Keď sa prvky v určitom období navzájom približujú, iónový charakter ich zlúčenín klesá, zatiaľ čo kovalentný charakter sa zvyšuje. Napríklad halogenidy a oxidy prvkov na ľavej strane periodickej tabuľky tvoria prevažne iónové väzby ( NaCl, AgBr, BaS04, CaC03, KN03, CaO, NaOH), a rovnaké zlúčeniny prvkov na pravej strane tabuľky sú kovalentné ( H20, CO2, NH3, N02, CH4 fenol C6H5OH glukóza C6H1206 etanol C2H5OH).
Kovalentná väzba má zasa ďalšiu modifikáciu.
V polyatomárnych iónoch a v zložitých biologických molekulách môžu oba elektróny pochádzať iba z jeden atóm. To sa nazýva darcu elektrónový pár. Atóm, ktorý spája tento pár elektrónov s donorom, sa nazýva akceptor elektrónový pár. Tento typ kovalentnej väzby sa nazýva koordinácia (darca-akceptor, alebodatív) komunikácia(obr. 5). Tento typ väzby je najdôležitejší pre biológiu a medicínu, pretože chémia najdôležitejších d-prvkov pre metabolizmus je do značnej miery opísaná koordinačnými väzbami.
Obr. 5.
V komplexnej zlúčenine spravidla pôsobí atóm kovu ako akceptor elektrónového páru; naopak, v iónových a kovalentných väzbách je atóm kovu donorom elektrónov.
Podstatu kovalentnej väzby a jej rozmanitosť - koordinačnú väzbu - možno objasniť pomocou ďalšej teórie kyselín a zásad, ktorú navrhol GN. Lewis. Trochu rozšíril sémantický koncept pojmov „kyselina“ a „zásada“ podľa Bronsted-Lowryho teórie. Lewisova teória vysvetľuje podstatu tvorby komplexných iónov a účasť látok na nukleofilných substitučných reakciách, teda na tvorbe CS.
Podľa Lewisa je kyselina látka schopná vytvoriť kovalentnú väzbu prijatím elektrónového páru zo zásady. Lewisova báza je látka, ktorá má osamelý elektrónový pár, ktorý darovaním elektrónov vytvára kovalentnú väzbu s Lewisovou kyselinou.
To znamená, že Lewisova teória rozširuje rozsah acidobázických reakcií aj na reakcie, na ktorých sa protóny vôbec nezúčastňujú. Okrem toho samotný protón je podľa tejto teórie tiež kyselinou, pretože je schopný prijať elektrónový pár.
Preto podľa tejto teórie sú katióny Lewisovými kyselinami a anióny sú Lewisovými zásadami. Príkladom sú nasledujúce reakcie:
Vyššie bolo uvedené, že rozdelenie látok na iónové a kovalentné je relatívne, pretože v kovalentných molekulách nedochádza k úplnému prenosu elektrónu z atómov kovu na akceptorové atómy. V zlúčeninách s iónovou väzbou je každý ión v elektrickom poli iónov opačného znamienka, preto sú navzájom polarizované a ich obaly sú deformované.
Polarizovateľnosť určená elektrónovou štruktúrou, nábojom a veľkosťou iónu; je vyššia pre anióny ako pre katióny. Najvyššia polarizácia medzi katiónmi je pre katióny s väčším nábojom a menšou veľkosťou, napr Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Má silný polarizačný efekt H+ . Keďže vplyv polarizácie iónov je obojstranný, výrazne mení vlastnosti zlúčenín, ktoré tvoria.
Tretí typ pripojenia -dipól-dipól spojenie
Okrem uvedených typov komunikácie existujú aj dipól-dipól intermolekulárne interakcie, známe aj ako van der Waals .
Sila týchto interakcií závisí od povahy molekúl.
Existujú tri typy interakcií: permanentný dipól - permanentný dipól ( dipól-dipól príťažlivosť); permanentný dipól - indukovaný dipól ( indukcia príťažlivosť); okamžitý dipól - indukovaný dipól ( disperzia príťažlivosť alebo londýnske sily; ryža. 6).
Ryža. 6.
Len molekuly s polárnymi kovalentnými väzbami majú dipólovo-dipólový moment ( HCl, NH3, S02, H20, C6H5Cl) a pevnosť spoja je 1-2 debye(1D \u003d 3,338 × 10 -30 coulomb metrov - C × m).
V biochémii sa rozlišuje iný typ väzby - vodík pripojenie, čo je limitujúci prípad dipól-dipól príťažlivosť. Táto väzba vzniká príťažlivosťou medzi atómom vodíka a malým elektronegatívnym atómom, najčastejšie kyslíkom, fluórom a dusíkom. Pri veľkých atómoch, ktoré majú podobnú elektronegativitu (napríklad s chlórom a sírou), je vodíková väzba oveľa slabšia. Atóm vodíka sa vyznačuje jedným podstatným znakom: keď sa väzbové elektróny odtiahnu, jeho jadro - protón - sa obnaží a prestane byť tienené elektrónmi.
Preto sa atóm zmení na veľký dipól.
Vodíková väzba, na rozdiel od van der Waalsovej väzby, vzniká nielen počas medzimolekulových interakcií, ale aj v rámci jednej molekuly – intramolekulárne vodíková väzba. Vodíkové väzby zohrávajú významnú úlohu v biochémii, napríklad pri stabilizácii štruktúry proteínov vo forme α-závitnice, alebo pri tvorbe dvojzávitnice DNA (obr. 7).
Obr.7.
Vodíkové a van der Waalsove väzby sú oveľa slabšie ako iónové, kovalentné a koordinačné väzby. Energia medzimolekulových väzieb je uvedená v tabuľke. jeden.
Stôl 1. Energia medzimolekulových síl
Poznámka: Stupeň medzimolekulových interakcií odráža entalpiu topenia a vyparovania (varu). Iónové zlúčeniny vyžadujú oveľa viac energie na oddelenie iónov ako na oddelenie molekúl. Entalpie topenia iónových zlúčenín sú oveľa vyššie ako entalpie molekulárnych zlúčenín.
Štvrtý typ pripojenia -kovová väzba
Nakoniec existuje ďalší typ medzimolekulových väzieb - kov: spojenie kladných iónov mriežky kovov s voľnými elektrónmi. Tento typ spojenia sa v biologických objektoch nevyskytuje.
Od prehľad typy väzieb, je objasnený jeden detail: dôležitým parametrom atómu alebo iónu kovu - donor elektrónu, ako aj atóm - akceptor elektrónu je jeho veľkosť.
Bez toho, aby sme zachádzali do detailov, poznamenávame, že kovalentné polomery atómov, iónové polomery kovov a van der Waalsove polomery interagujúcich molekúl sa zvyšujú so zvyšujúcim sa ich atómovým číslom v skupinách periodického systému. V tomto prípade sú hodnoty polomerov iónov najmenšie a polomery van der Waals najväčšie. Spravidla sa pri pohybe po skupine zväčšujú polomery všetkých prvkov, kovalentných aj van der Waalsových.
Najdôležitejšie pre biológov a lekárov sú koordinácia(darca-akceptor) väzby uvažované koordinačnou chémiou.
Lekárska bioanorganika. G.K. Baraškov
