Typy chemických väzieb

Každý atóm má určitý počet elektrónov. Vstup do chemickej reakcie atómov dať získať alebo socialises elektróny dosahujúci najstabilnejší elektrónovú konfiguráciu. Najstabilnejší je konfigurácia s najnižšou energiou (ako v atómy vzácneho plynu). Tento model sa nazýva "pravidlo oktet" (Obr. 1).

Obr. 1. pravidlo oktet

Toto pravidlo platí pre všetky typy pripojenia. Elektronická komunikácia medzi atómami im umožňuje vytvorenie stabilnej štruktúry, od jednoduchých až po zložité biomolekúl kryštálov, ktoré v konečnom dôsledku živej systémy. Sú odlišné od kryštálov kontinuálne metabolizmu. Avšak, veľa chemických reakcií dochádza mechanizmy prenos elektrónov, ktoré hrajú kľúčovú úlohu v energetických procesov v tele.

Chemická väzba - je sila drží dohromady dva alebo viac atómov, iónov, molekúl alebo akúkoľvek kombináciu. Povaha chemické väzby je univerzálny: je elektrostatická príťažlivá sila medzi záporne nabité elektróny a kladne nabité jadrá, vymedzenej vonkajší konfigurácia plášť elektrónové atómov. Schopnosť atóm forma chemickej väzby nazývané mocnosťou, alebo oxidačné. S pojmom valencie spojené valenčné elektróny - elektróny, ktoré tvoria chemické väzby, ktoré sa nachádza na väčšine vysoko energetických orbitálov. V súlade s tým, že vonkajší plášť atómom, ktorý má obežná nazýva valencie shell. V súčasnej dobe, a to natoľko, aby indikáciu prítomnosti chemickej väzby, a je nutné špecifikovať typ: iónovou, kovalentné, dipól-dipól, kov.

Prvý typ pripojenia - ion odkaz

Podľa teórie elektrónové valenčné Lewis a Kossel, môžu atómy dosiahnuť stabilnú elektrónovú konfiguráciu dvoma spôsobmi: po prvé, stráca elektróny, mení katióny, Po druhé, ich získanie, mení anióny. Ako výsledok prenosu elektrónov je vytvorený skrz chemické väzby elektrostatické príťažlivé sily medzi iónmi s opačným znamienkom nábojov, tzv Kossel "electrovalent"(Teraz je nazývaný ion). V tomto prípade, anióny a katióny tvoriť stabilné elektrónovú konfiguráciu s vyplneným vonkajšieho elektrónového obalu. Typické iónové väzby vytvorené z katiónov T a II periodického systému prvkov a nekovových anióny VI a VII skupín (16 a 17 sub -, v tomto poradí, chalkogény a halogény). Odkazy v iónovej zlúčeniny a nenasýtené nesmerové, takže možnosť elektrostatické interakcie s inými iónmi, majú uložené. Obr. 2 a 3 znázorňujú príklady iontových väzieb, ktoré zodpovedajú modelu prenosu elektrónov Kossel.

Obr. 2. iónová väzba

Obr. 3. Iónovou väzbu v molekule soli (NaCl)

Je vhodné pripomenúť niektoré z vlastností, ktoré vysvetľujú správanie hmoty v prírode, a to najmä, aby zvážila myšlienku kyseliny a pozemky. Vodné roztoky týchto látok je elektrolyty. Majú rôznu farebnú zmenu ukazovatele. Mechanizmus účinku bola objavená ukazovatele FV Ostwald. Ukázal, že ukazovatele sú slabými kyselinami alebo bázami, ktoré sfarbenie nedisociovaných a disociovaných štátov líšia.

Základne schopný k neutralizácii kyseliny. Nie všetky vo vode rozpustné bázy (napr. Niektoré nerozpustné organické zlúčeniny, ktoré neobsahujú OH skupiny, a to najmä, trietylamín N (C₂H₅)₃)- riediteľné základné volanie lúhy.

Vodné roztoky kyselín prichádzajú do charakteristických reakcií:

a) oxid kovu - za vzniku soli a vody;

b) kov - za vzniku soli a vodíka;

c) s uhličitany - za vzniku soli, CO₂ a H₂O.

Vlastnosti kyselín a zásad popísať niekoľko teórií. V súlade s teóriou SA kyselina Arrhenius je látka, ktorá sa odlúči tvoriť ióny H⁺, keďže, bázových foriem iónov OH . Táto teória neberie do úvahy existenciu organické bázy, ktoré nemajú žiadne hydroxylové skupiny.

V súlade s protón kyselina teória Bronstedova Lowry je látka, obsahujúca molekuly alebo ióny darovanie protóny (darcovia protóny), a základňa - látka pozostávajúca z molekúl alebo iónov, ktoré sa protóny (akceptory protóny). Všimnite si, že vo vodných roztokoch vodíkové ióny existovať v hydratovanej forme, tj. Vo forme iónov hydronium H₃O⁺. Táto teória popisuje reakciu nielen s vodou a hydroxidové ióny, ale tiež môže vykonávať v neprítomnosti rozpúšťadla alebo nevodnom rozpúšťadle. Napríklad v reakcii medzi amoniakom NH₃ (Slabou bázou), a pevný chlorid amónny chlorovodíka vznikajúceho v plynnej fáze v rovnováhe s zmesi dvoch látok 4 častice sú vždy k dispozícii, z ktorých dve - kyseliny a ostatné dva - základ:

Táto rovnováha zmes zložená z dvoch párov konjugovaných kyselín a zásad:

1) NH₄⁺ a NH₃

2) HCl a cl

Tu, každý z konjugovanej kyseliny a páru báz sa líšia od jedného protónu. Každá kyselina má jej konjugovanej bázy. silná kyselina zodpovedajúce slabé bázy konjugovanej a slabé kyseliny - silné bázy konjugované.

Teória Bronsted-Lowryho pomáha vysvetliť jedinečnosť úlohu vody pre biosféru života. Vody, v závislosti na látke interakciu s ním, môže vykazovať vlastnosti alebo kyseliny alebo bázy. Napríklad, v reakciách vodného roztoku kyseliny octovej, je podzemná voda, a s vodným amoniakom - kyselina.

1) CH₃COOH + H₂O &harr- H₃O⁺ + CH₃COO . Tu je molekula kyseliny octovej daruje molekula protón vody;

2) NH₃ + H₂O &harr- NH₄⁺ + OH . Tam molekula amoniaku prijíma protón z molekuly vody.

Video: Video lekcie v chémii "Typov chemických väzieb. Kovalentné a iónové väzby"

Tak, voda môže tvoriť dva spojené páry:

1) H₂O (Kyselina) a OH (Konjugované báza)

2) H₃ach⁺ (Kyselina) a H₂O (Konjugované báza).

V prvom prípade, voda daruje protón, a druhá - prijíma ju. Táto vlastnosť sa nazýva amfiprotonnostyu. Látky, ktoré môžu reagovať a ako kyseliny a zásady, nazývané amfotérne. U voľne žijúcich živočíchov také látky sú bežné. Napríklad, aminokyseliny, ktoré sú schopné tvoriť soli s kyselinami a bázami. Preto peptidy ľahko tvoria koordinačné zlúčeniny s kovovými iónmi prítomné.

To znamená, že charakteristická vlastnosť iónové väzby - celková objemová Nara väzobných elektrónov na jednu z jadier. To znamená, že medzi iónmi je oblasť, kde je hustota elektrónov je takmer nulová.

Druhým typom väzby, - kovalentná odkaz

Atómy môžu tvoriť stabilné elektronickej konfigurácie zdieľanie elektrónov. Takáto väzba sa vytvorí, keď elektrónový pár socialized jedno od každého atóm. V tomto prípade, zdieľa elektróny medzi atómami v dôsledku rovnomerne rozdelí. Príklady kovalentnej väzby môžu byť volané homonukleární diatomické molekuly H₂, N₂, F₂. Rovnaký typ komunikácie je k dispozícii pre allotropes O₂ a ozón O₃ a polyatomární molekuly S₈, rovnako ako v heteronuclear molekuly chlorovodík HCl, oxid uhličitý CO₂, metán CH₄, etanol C₂H₅OH, fluorid sírový SF₆, acetylén C₂H₂. Všetky z týchto molekúl sú rovnomerne zdieľa elektróny, a ich vzťah nasýtené a v rovnakom smere (viď obr. 4). Pre biology, je dôležité, aby dvojitej a trojité väzby, kovalentnej polomery atómov v porovnaní s jednoduchou väzbu zníženej.

Obr. 4. Kovalentnej väzby v molekule Cl₂.

Typy iónové a kovalentnej väzby - dva medzné prípady z mnohých existujúcich typov chemických väzieb, ktoré sa v praxi, že väčšina väzieb medziproduktov. Zlúčeniny z oboch prvkov, umiestnených na opačných koncoch rovnakých alebo rôznych obdobiach periodického systému, výhodne tvorí iónové väzby. Ako konvergencie prvkov v období ich iónovej povahy zlúčenín redukovaných a kovalentními - zvyšuje. Napríklad halogenidy a oxidy prvkov periodickej tabuľky ľavej časti s výhodou tvoria iónové väzby (NaCl, AgBr, BaSO₄, CaCO₃, KNO₃, CaO, NaOH) A zlúčeniny z prvkov, ako je na pravej strane stola - kovalentním (H₂O, CO₂, NH₃, NO₂, CH₄, fenol C₆H₅OH, glukóza C₆H₁₂ach₆, etanol C₂H₅OH).

Kovalentná väzba, podľa poradia, má ešte ďalšiu modifikáciu. V polyatomic iónov v komplexných biologických molekúl, môžu obe elektróny iba pochádzajú z jeden atóm. zavolal darcu elektrónový pár. Atom, stýkať s darcom, dvojica elektrónov sa nazýva príjemcu elektrónový pár. Tento typ kovalentnej väzby sa volá koordinácie (donor-akceptor, alebo datív) komunikácia (Obr. 5). Tento typ komunikácie je najdôležitejšia pre biológiu a medicíne, chémiu, pretože najdôležitejšie pre metabolizmus d-prvkov, sú z veľkej časti popísané koordinačnými väzbami.

Obr. 5. koordinačná väzba

Typicky, v komplexnej zlúčeniny atóm kovu pôsobí ako elektrónový akceptor páry-Naopak, keď sú iónové a kovalentnej väzby na atóm kovu je donorom elektrónov.

Podstatou kovalentná väzbu a jeho varianty - koordinačnej väzby - môže byť objasnený s pomocou inej teórie kyselín a báz, ktoré navrhol GN. Lewis. On je trochu rozšírila sémantické poňatie pojmov "kyselina" a "základné" teórie Bronsted-Lowryho. Lewisov teória vysvetľuje podstatu tvorby komplexných iónov a látok podieľajúcich sa na nukleofilní substitučnej reakcie, teda tvorbu COP.

Podľa Lewisovej kyseliny, - látky schopné tvoriť kovalentnú väzbu od upratovania elektrónový pár zo základne. Lewisova báza zlúčeniny uvedenej v názve, ktorá má unshared elektrónový pár, ktorý doniruya elektróny tvorí kovalentnú väzbu s Lewisovou kyselinou. To znamená, že teória Lewis rozširuje rozsah acidobazických reakcií, ako je reakcia, v ktorej sú protóny nie sú používané vôbec. Navyše protónovú seba, podľa tejto teórie, ako kyselina, tak, že môže prijímať elektrónový pár.

Preto sa podľa tejto teórie sú Lewisovej kyseliny sú katióny a anióny - Lewisovej bázy. Príkladom je nasledujúci reakcia:

Nad to poznamenať, že rozdelenie na látky, iónové a kovalentné vzhľadom, pretože kompletné prenos elektrónu z kovových atómov k atómom akceptora v molekulách kovalentními dôjde. V zlúčeninách sa iónová každý ión umiestnený v elektrickom poli s opačným znamienkom, iónov, a tak sa vzájomne sú polarizované a ich škrupiny sú deformované.

polarizovatelnost určí elektrónové štruktúry, náboje a veľkosti majú iona- anióny je vyššia ako katióny. Most Polarizabilita medzi katióny - katióny majú vyššie náboj a menšiu veľkosť, napríklad, Hg²⁺, CD²⁺, pb²⁺, Al³⁺, hr³⁺. Silný polarizačný efekt má H⁺. Vzhľadom k tomu, vplyv iónov, polarizácia bilaterálne, výrazne modifikuje vlastnosti zlúčenín pripravených podľa nich.

Tretím typom komunikácie - dipól-dipól odkaz

Okrem týchto typov komunikácie sa vyznačujú viac dipól-dipól intermolecular interakcie, tiež volal vandervaalsovymi. Sila týchto interakcií závisí na povahe molekúl. Prideliť interakciu troch typov: permanentný dipól - permanentný dipól (dipól-dipól atrakcia) - permanentný dipól - dipól indukovanej (indukcia atrakcia) - instantné dipól - dipól indukovanej (rozptyl príťažlivosť, alebo vypnutie Londýn Obr. 6).

Obr. 6. Van der Waalsove väzby

Dipól-dipól moment vlastnil iba molekuly s polárnymi kovalentných väzieb (HCl, NH₃, SO₂, H₂O, C₆H₅cl), Pevnosť spojky je 1-2 Debye (1D = 3,338 10 ³⁰ Coulombovho-meter - Cl m).

V biochémii vylučujú iný typ spojenia - vodík väzba je obmedzujúcim prípad dipól-dipól atrakcie. Toto spojenie je tvorené príťažlivosti medzi atómom vodíka a elektronegativní atóm malé, častejšie - kyslíka, atóm fluóru a dusíka. Vďaka veľkej atómy, ktoré majú podobné elektronegativita (napr. Chlór, a síry), vodíkové väzby je podstatne slabšia. atóm vodíka sa líšia jeden základný rys: ťahom väzobných elektrónov jeho jadro - protón - obnažená a prestáva byť chránené elektróny. Preto atóm sa prevedie do veľkej dipólu.

vodíkové väzby, van der Waalsove rozdiel je vytvorený nielen v medzimolekulových interakcií, ale aj v rámci jednej molekuly - intramolekulárna vodíková väzba. Vodíkové väzby hrajú dôležitú úlohu v biochémii, napríklad ku stabilizácii štruktúry proteínov v tvare skrutkovice, alebo pre vytvorenie dvojreťazcovej DNA (obr. 7).

Obrázok 7. vodíková väzba

Vodík a van der Waalsove spojenie je oveľa slabšie, než iónové, kovalentné a koordinácie. Energia medzimolekulových väzieb uvedených v tabuľke. 1.

Tabuľka 1. Energia medzimolekulových síl

poznámka: Stupeň medzimolekulových interakcií odráža entalpia topenia a odparovania parametrov (bp). Iónové zlúčeniny nevyhnutné pre separáciu iónov energie podstatne väčšie, než na oddeľovanie molekúl. Entalpia topenia iónových zlúčenín je podstatne vyššia ako molekulárnych druhov.

Štvrtý typ komunikácie - kovová väzba

Napokon, tam je iný typ medzimolekulových väzieb - kov: Spätná väzba kovovou mriežkou kladné ióny a voľné elektróny. V biologických systémoch, tento typ pripojenia nie je nájdený.

Z stručný prehľad typov väzieb sa ukáže jeden detail: dôležitý parameter atómu alebo iónu kovu - elektrónový donor, a atóm - elektrón je jeho aktseptopa veľkosť. Bez toho by sa informácie, možno konštatovať, že kovalentné polomery atómov, iónové polomery kovu a van der Waalsove polomery interagujúcich molekúl sa zvyšuje so zvyšujúcim sa atómovým číslom skupín periodického systému. Hodnoty polomerov iónov - najmenší a van der Waalsove polomery - najväčší. Všeobecne platí, že pri jazde zo skupinu polomery všetkých prvkov sa zvyšuje, a to ako kovalentné a van der Waalsove.

Najvyššia hodnota pre biológov a lekári koordinácia (donor-akceptor) Oznámenie, ktoré sa považujú koordinačné chémie.

Medical bioneorganika. GK ovce