Vrste kemijskih veza

Svaki atom ima određeni broj elektrona. Ulazi u kemijskim reakcijama atoma dobije stjecalo ili socialises elektrone postizanja najstabilniji elektronsku konfiguraciju. Najstabilniji je konfiguracija sa niskoenergetske (kao u plemenitih plinova atoma). Ovaj obrazac se zove "pravilo okteta" (Sl. 1).

Sl. 1. pravilo okteta

Ovo pravilo vrijedi za sve vrste veza. Elektronsku komunikaciju između atoma im omogućuje da se dobije stabilne strukture, od jednostavnijih do složenih biomolekula kristali formiraju, na kraju živi sustav. Oni se razlikuju od kristala kontinuiranog metabolizam. Međutim, mnogi kemijske reakcije javljaju mehanizmima prijenos elektrona, koji igraju ključnu ulogu u energetskim procesima u tijelu.

Kemijska veza - je sila drži zajedno dva ili više atoma, iona, molekule, ili bilo koju njihovu kombinaciju. Priroda kemijske veze univerzalna: to je elektrostatska sila privlačenja između negativno nabijenih elektrona i pozitivno nabijenih jezgara, definiranim vanjskim ljuske elektrona konfiguraciju atoma. Sposobnost oblik atom kemijske veze se nazivaju valencija, ili oksidacijsko stanje. Uz koncept valencije povezan valentni elektroni - oblikovanje elektrona kemijske veze, koji se nalazi na većini visokoenergetskih orbitala. Prema tome, vanjska ljuska atomom orbitalne nazivom valentna ljuska. Trenutno nije dovoljno ukazati na prisutnost kemijske veze, a potrebno je navesti tip: ionske, kovalentne, dipol-dipol, metal.

Prvi tip veze - ion veza

Prema teoriji elektron valentne Lewis i Kossel atoma može postići stabilan elektronsku konfiguraciju na dva načina: prvo, gubitak elektrone, pretvara kationi, drugo, stjecanje ih pretvara u anioni. Kao rezultat prijenosa elektrona nastaje kemijskog vezivanja elektrostatskog atraktivne sile između iona s optužbama suprotnog predznaka, pod nazivom Kossel "electrovalent„(Sad se zove ion). U ovom slučaju, su anioni i kationi se formirala stabilna elektronsku konfiguraciju sa završenom vanjske ljuske elektrona. Tipični ionski veze formirane od kationa T i II periodnog sustava elemenata i nemetalnih anioni VI i VII skupine (16 i 17 u pod -, odnosno, halogenog i halogena). Linkovi u ionskim spojevima i nezasićene ne-pravac, tako da je mogućnost elektrostatske interakcije s drugim ionima, oni su spašeni. Sl. 2 i 3 prikazuju primjere ionske veze odgovaraju modelu prijenosa elektrona Kossel.

Sl. 2. ionske veze

Sl. 3. Ionske veze u molekuli soli (NaCl)

To je prikladno podsjetiti neke od osobina koje objašnjavaju ponašanje materije u prirodi, posebno uzeti u obzir ideju kiseline i teren. Vodene otopine ovih tvari je elektrolite. Oni imaju različite promjene boje pokazatelji. Mehanizam djelovanja je otkrio pokazatelji FV Ostwald. On je pokazao da su pokazatelji slabe kiseline ili baze, koje farbanje u nerazdvojenih i disocijativnih država razlikuje.

Temelji mogućnosti neutralizirala kiselina. Nisu svi topljivi u vodi baze (na primjer, neki netopljivi organski spojevi koji ne sadrže OH skupina, osobito, trietilamin N (Ci₂H₅)₃)- topiv baza poziv lužine.

Vodene otopine kiselina dolaze u karakterističnim reakcijama:

a) metalni oksid - da tvore soli i vode;

b) metalne - da se dobije sol i vodik;

c) sa karbonatima - da se formira sol, CO₂ i H₂O.

Svojstva kiselina i baza opisati nekoliko teorija. U skladu s teorijom SA Arrhenius kiselina je tvar koja se odvajaju tako da tvore ione H⁺, dok se bazične oblike iona OH . Ova teorija ne uzima u obzir postojanje organskih baza koje nemaju hidroksilne skupine.

U skladu s proton Teorija Bronsted Lowry kiselina je tvar koja sadrži molekula ili iona doniranja protona (donatori protoni), i baza - tvar koja se sastoji od molekula ili iona uzimaju protona (akceptori protoni). Imajte na umu da se u vodenim otopinama vodikovih iona postoji u hidratiranom obliku, to jest, u obliku iona hydronium H₃O⁺. Ova teorija opisuje reakciju ne samo s vodom i hidroksidnih iona, nego također provesti u odsutnosti otapala ili nevodenom otapalu. Na primjer, u reakciji između amonijaka NH₃ (A slaba baza) i kruti amonijev klorid klorovodik formirana u plinskoj fazi u ravnoteži sa smjesom dvije tvari 4 čestice uvijek prisutna, od kojih su dva - kiselina i druga dva - baze:

To ravnotežna smjesa sastoji od dva para konjugirana kiselina i baza:

1) NH₄⁺ i NH₃

2) HCl i cl

Ovdje, svaki od konjugata kiseline i para baza razlikuju jedan proton. Svaka kiselina ima njenu konjugiranu bazu. Jaka kiselina koja odgovara slabe konjugata baze i slabe kiseline - jake baze konjugata.

Teorija Bronstedovom Lowry pomaže objasniti jedinstvenost ulogu vode za biosfere života. Voda, ovisno o tvari u interakciji s njim, može pokazivati ​​svojstva ili kiseline ili baze. Na primjer, u reakcijama octene kiseline vodene otopine podzemne vode i s vodenom otopinom amonijaka - kiselina.

1) CH₃COOH + H₂O &harr- H₃O⁺ + CH₃COO . Ovdje, molekula octena kiselina donira molekule protona vode;

2) NH₃ + H₂O &harr- NH₄⁺ + OH . Tu amonijaka molekula prihvaća proton iz molekule vode.

Video: Video lekcija iz kemije "Vrste kemijskih veza. Kovalentna i ionska veza"

Tako, voda se može formirati dva para konjugat:

1) H₂O (Kiselina) i OH (Konjugata baze)

2) H₃oh⁺ (Kiselina) i H₂O (Konjugirana baza).

U prvom slučaju, voda donira proton, a drugi - to prihvaća. Ova nekretnina se zove amfiprotonnostyu. Tvari koje mogu reagirati kao i kiseline i baze, pod nazivom amfoterni. U divljači takve tvari su zajedničke. Na primjer, amino kiseline koje mogu tvoriti soli s kiselinama i bazama. Dakle peptidi pripravljeni oblik kompleksi s metalnim ionima prisutnim.

Tako je karakteristično svojstvo ionske veze - ukupni pomaka Nara spajanja elektrona na jedan od jezgre. To znači da između iona postoji područje gdje je gustoća elektrona je gotovo na nulu.

Druga vrsta veze - kovalentna veza

Atomi mogu formirati stabilne elektronske konfiguracije dijeljenjem elektrona. Takva veza nastaje kada jedan elektronski par socijalizirani jedni atom. U tom slučaju, dijele elektrone između atoma zbog distribuirane jednako. Primjeri kovalentne veze može nazvati Homonuklearne dijatomički Molekule H₂, N₂, F₂. Ista vrsta komunikacije je dostupan za allotropes O₂ i ozon O₃ i poliatomske molekule S₈, kao iu heteronuklearnog molekule klorovodik HCl, ugljični dioksid CO₂, metan CH₄, etanol C₂H₅OH, sumporov heksafluorid SF₆, acetilen C₂H₂. Sve ove molekule jednako podijeljene elektrona, i njihov odnos zasićeni i u istom smjeru (Sl. 4). Za biolozi, važno je da su dvostruke i trostruke veze, kovalentna polumjeri atoma u odnosu na jednostruku vezu sniženim.

Sl. 4. Kovalentna veza u molekuli Cl₂.

Vrste ionska i kovalentna veza - dva ograničavajući slučajevi mnogih postojećih vrsta kemijskih veza, koja je, u praksi, većina veza srednje. Spojevi dvaju elemenata koji se nalaze na suprotnim krajevima istih ili različitih perioda periodičkog sistema, ponajprije tvore ionske veze. Kao konvergencije elemenata u razdoblju njihove ionske prirodi spojeva smanjen, i kovalentne - povećava. Na primjer, halogenidi i oksidi elemenata periodnog sustava lijevi dio ponajprije tvore ionske veze (NaCl, AgBr, BaSO₄, CaCO₃, kno₃, CaO, NaOH) I spojevi elemenata, kao što su s desne strane stola - (kovalentnaH₂O, CO₂, NH₃, NE₂, CH₄, fenol C₆H₅OH, glukoza C₆H₁₂oh₆, etanol C₂H₅OH).

Kovalentna veza, pak, ima još jedan modifikacije. U poliatomske iona u složenim biološkim molekulama, oba elektroni mogu samo doći od jedan atom. on se zove donor elektronski par. Atom, druženje s donatorom, elektron par naziva primalac elektronski par. Ova vrsta kovalentnih veza se zove koordinira (donor-akceptor, ili dativ) komunikacija (Sl. 5). Ova vrsta komunikacije je najvažnije za biologiju i medicinu, kemiju, jer je najvažnije za metabolizam d-elementima uglavnom opisao koordinacije obveznice.

Pic. 5. koordinacija veza

Tipično, u kompleksu spoja iz metalnih atoma djeluje kao primaoca elektrona pary- obrnuto, kada ionskih i kovalentnih veza metalnog atoma elektron donor.

Suština kovalentne veze i njegove varijante - koordinacija obveznica - može biti protumačena uz pomoć druge teorije kiselina i baza, predložen od strane GN. Lewis. On je nešto proširen semantički pojam pojmova „kiseline” i „baza” teorije Bronstedovom Lowry. Lewisova teorija objašnjava prirodu stvaranja kompleksnih iona i tvari koje sudjeluju u nukleofilnim supstitucijskim reakcijama, odnosno formiranje KS.

Prema Lewisove kiseline, - tvar sposobna za tvorbu kovalentne veze, čistiti elektronski par od baze. Lewis baza naslovnog spoja koji nepodijeljenim elektronskim parom koji doniruya elektrona tvori kovalentnu vezu s Lewisovom kiselinom. To jest, teorija Lewis proširuje raspon kiseline baznih reakcije kao reakcije u kojoj protoni nisu uključeni uopće. Nadalje se protona, prema ovoj teoriji, kao kiselina, kao što je sposoban prihvatiti par elektrona.

Stoga, prema ovom teoriji, Lewisove kiseline su kationi i anioni - Lewisove baze. Primjer je slijedeća reakcija:

Gore navedeno je da se dogodi podjela na supstance ionskih i kovalentnih usporedbi, jer potpuni prijenos elektrona iz atoma metala u akceptorske atoma u kovalentnim molekula. U spojevima s ionski svaki ion nalazi se u električnom polju suprotnim predznakom iona, tako da se međusobno su polarizirane i njihove školjke deformirano.

polarizabilnost odrediti elektronskom strukturu, punjenja i veličina su anioni iona- je veći od kationa. Većina polarizabilnosti među kationa - kationi imaju veći naboj i manju veličinu, na primjer, Hg²⁺, CD²⁺, Pb²⁺, al³⁺, Tl³⁺. Snažan polarizacijom učinak ima H⁺. Budući da je utjecaj iona, polarizacija bilateralno, što znatno utječe na svojstva spojeva dobivenih po njima.

Treći tip komunikacije - dipol-dipol veza

Osim ove vrste komunikacije razlikuju više dipol-dipol intermolekulska interakcija, koji se nazivaju vandervaalsovymi. Snaga tih interakcija ovisi o prirodi molekula. Dodijeliti interakciju tri vrste: trajno dipol - trajni dipol (dipol-dipol privlačnost) - trajno dipol - dipol inducirane (indukcija privlačnost) - trenutno dipol - dipol inducirani (disperzija atrakcija ili isključivanje London sl. 6).

Sl. 6. Van der Waalsove veza

Dipola-dipolni moment posjeduju samo molekule s polarnim kovalentne veze (HCl, NH₃, SO₂, H₂O, C₆H₅cl) Snaga spojka je 1-2 Debye (1D = 3,338 10 ³⁰ Coulomb metara - Cl m).

U biokemiji luče neku drugu vrstu veze - hidrogen veza ograničavajući slučaj dipol-dipol atrakcija. Ova veza nastaje privlačnost između atoma vodika i atoma elektronegativna mala, češće - kisik, fluor i dušika. S velikim atoma koji Elektronegativnost slično (na primjer, klor i sumpor), vodikove veze znatno slabija. atom vodika razlikuje jednu bitnu značajku: povlačenjem elektrona iz veze njegov kernel - proton - ogoljena i prestaje se štititi elektrona. Stoga atom pretvara u veliku dipola.

Vodikove veze, van der Waalsove formira razliku ne samo u interakcijama, ali u istoj molekuli - intramolekulsko vodikova veza. Vodikove veze imaju važnu ulogu u biokemiji, na primjer, za stabilizaciju strukture proteina u obliku spirale, ili da formiraju dvostruku uzvojnicu DNA (Sl. 7).

Slika 7. vodikova veza

Vodik i van der Waalsove veze mnogo je slabija nego ionske, kovalentne i koordinacije. Energija medumolekulranih obveznica uvrštenih u tablici. 1.

Tablica 1. Energija međumolekulskim silama

primjedba: Stupanj interakcijama odražava entalpiji taljenja i isparljivost parametara (bp). Ionski spojevi potrebni za moći razdvajanja ion znatno veći nego za razdvajanje molekula. entalpija taljenja ionskih spojeva znatno je veća od molekularne mase.

Četvrti tip komunikacije - metalni veza

Konačno, tu je još jedna vrsta međumolekulskim obveznica - metalni: Povratne informacije metalna rešetka pozitivnih iona i slobodnih elektrona. U biološkim sustavima, ovaj tip veze nije pronađen.

Od kratak pregled vrsta obveznica ispada jedan detalj: važan parametar atoma ili iona metala - elektron-donor, a atom - elektron je njegova aktseptopa veličina. Ne ulazeći u detalje, napominjemo da je kovalentna polumjer atoma, ionski polumjer metala i van der Waalsove polumjer molekula koje međusobno djeluju povećava s povećanjem atomskog broja skupina u periodnom sustavu. Vrijednosti radijusa iona - najmanji, a van der Waalsove radijusi - najveći. Općenito, kada vozite skupinu radijuse svih elemenata povećava, kako kovalentnih i van der Waalsove.

Najveća vrijednost za biologe i liječnici koordinacija (donor-akceptor) Komunikacija, koordinacija kemija u obzir.

Medicinska bioneorganika. GK ovca