Tipuri de legături chimice

Fiecare atom are un anumit număr de electroni. Introducerea în atomi reacții chimice sau dau dobândi electroni atingând socializează configurația electronică cea mai stabilă. Cel mai stabil este configurația cu cea mai mică energie (ca în atomii de gaz nobil). Acest model se numește "regula octetului" (Fig. 1).

Fig. 1. regula octetului

Această regulă se aplică tuturor tipuri de conexiuni. Comunicarea electronică între atomii ce le permite să formeze structuri stabile, de la simplu la cristale de biomolecule complexe, care formează, în cele din urmă sisteme de viață. Ele sunt diferite de cristale de metabolism continuu. Cu toate acestea, multe reacții chimice apar prin mecanisme prin transfer de electroni, care joacă un rol crucial în procesele de energie în organism.

Legătura chimică - este forța care deține împreună doi sau mai mulți atomi, ioni, molecule, sau orice combinație a acestora. Natura legăturii chimice este universal: este forța de atracție electrostatică dintre electroni încărcate negativ și nucleele încărcate pozitiv, definite printr-o configurație exterioară coajă de electroni a atomilor. Legăturile formă atom capacitatea chimice numite valență, sau starea de oxidare. Cu conceptul de valență asociată electroni de valență - electroni care formează legături chimice, care se află pe cele mai orbitalii de energie înaltă. Prin urmare, învelișul exterior al atomului având numit orbital valență coajă. In prezent, nu sunt suficiente pentru a indica prezența unei legături chimice, și este necesar să se precizeze tipul său: ionic, covalent, dipol-dipol, metal.

Primul tip de conexiune - ion legătură

Conform teoriei valență de electroni Lewis și Kossel, atomii pot realiza o configurație electronică stabilă în două moduri: în primul rând, pierderea de electroni, transformându-se în cationi, în al doilea rând, achiziționarea acestora, transformându-se în anioni. Ca urmare a transferului de electroni este format prin lipirea chimică a forței de atracție electrostatice dintre ioni cu sarcini de semn opus, numit Kossel "electrovalent„(Acum se numește ion). În acest caz, anioni și cationi formează o configurație electronică stabilă, cu un înveliș exterior de electroni finalizat. legături ionice tipice formate din cationi T și a II-a a sistemului periodic al elementelor și anioni nemetalice VI și VII grupuri (16 și 17 din sub -, respectiv, calcogen și halogeni). Legăturile din compuși ionici și nesaturați nedirecțională, astfel încât posibilitatea interacțiunii electrostatice cu alți ioni, care le-au salvat. Fig. 2 și 3 prezintă exemple de legături ionice care corespund modelului de transfer de electroni Kossel.

Fig. 2. legătură ionică

Fig. 3. legătură ionică în molecula de sare (NaCl)

Este necesar să se amintească unele dintre proprietățile care explică comportamentul materiei în natură, în special, să ia în considerare ideea acizi și motive. Soluțiile apoase ale acestor substanțe este electroliti. Ei au o schimbare de culoare diferită Indicatorii. Mecanismul de acțiune a fost descoperit indicatori FV Ostwald. El a arătat că indicatorii sunt acizi sau baze slabe, care colorație în stările nedisociat și disociat diferă.

Baze capabil de a neutraliza acidul. Nu toate bazele solubile în apă (de exemplu, unii compuși organici insolubili care nu conțin Grupe OH, în special, trietilamină N (C₂H₅)₃)- apel solubilă de bază substanțe alcaline.

Soluțiile apoase ale acizilor vin în reacții caracteristice:

a) un oxid de metal - pentru a forma o sare și apă;

b) din metal - pentru a forma sarea și hidrogen;

c) cu carbonați - pentru a forma o sare, CO₂ și H₂O.

Proprietățile acizilor și bazelor descriu câteva teorii. În conformitate cu teoria SA Acid Arrhenius este o substanță care disociază pentru a forma ioni H⁺, întrucât ionii de bază de formulare OH . Această teorie nu ține cont de existența unor baze organice care nu au grupări hidroxil.

În conformitate cu protoni Acid Teoria Bronsted Lowry este o substanță care conține molecule sau ioni donând protoni (donatori protoni), iar baza - substanță constituită din molecule sau ioni care iau protoni (acceptori protoni). Rețineți că în soluții apoase de ioni de hidrogen există într-o formă hidratată, adică sub formă de ioni hidroniu H₃O⁺. Această teorie descrie reacția nu numai cu apă și ioni de hidroxid, dar, de asemenea, efectuată în absența solventului sau solvent neapos. De exemplu, în reacția dintre amoniac NH₃ (O bază slabă) și clorură de amoniu solidă acidul clorhidric format în fază gazoasă, în echilibru cu amestecul a două substanțe 4 particule sunt prezente întotdeauna, a doua, care - acidul și celelalte două - baza:

Acest amestec echilibrat compus din două perechi de acizi si baze conjugate:

1) NH₄⁺ și NH₃

2) HCI și CI

Aici, fiecare dintre acidul conjugat și perechea de bază diferă cu un proton. Fiecare are baza de acid conjugat. acid puternic corespunzând bazei conjugate slab și acid slab - bază tare conjugat.

Teoria Bronsted-Lowry ajută la explicarea unicitatea rolului apei pentru viața biosferă. Apa, în funcție de substanță care interacționează cu ea, poate prezenta proprietăți sau un acid sau o bază. De exemplu, în reacțiile de soluție apoasă de acid acetic este apa freatică și cu amoniac apos - acidul.

1) CH₃COOH + H₂O &harr- H₃O⁺ + CH₃COO . Aici, molecula de acid acetic doneaza molecula de apa de protoni;

2) NH₃ + H₂O &harr- NH₄⁺ + OH . moleculă Există amoniac accepta un proton din molecula de apă.

Video: O lecție video în chimie "Tipuri de legături chimice. Covalentă și legături ionice"

Astfel, apa poate forma două perechi conjugate:

1) H₂O (Acid) și OH (Bază Conjugat)

2) H₃oh⁺ (Acid) și H₂O (Bază Conjugat).

În primul caz, apa donează un proton, iar al doilea - acceptă aceasta. Această proprietate se numește amfiprotonnostyu. Substanțele care pot reacționa ca și acizi și baze, numite amfoter. În viața sălbatică astfel de substanțe sunt comune. De exemplu, aminoacizii capabili să formeze săruri cu acizi și baze. De aceea, peptidele formează ușor compuși coordinativi cu ioni metalici prezenți.

Astfel, proprietatea caracteristică a legăturii ionice - total deplasare Nara lipirea electronii unul dintre miezuri. Aceasta înseamnă că între ionii există o regiune în care densitatea de electroni este aproape zero.

Al doilea tip de legătură - covalentă legătură

Atomii pot forma configurații electronice stabile prin schimbul de electroni. este format dintr-o astfel de legătură atunci când electroni pereche una socializate de la fiecare atom. În acest caz, în comun de electroni între atomii datorate distribuite în mod egal. Exemple de legătura covalentă poate fi numit homonucleare biatomic molecule de H₂, N₂, F₂. Același tip de comunicare este disponibil pentru forme alotropice O₂ și ozon O₃ și molecule poliatomice S₈, precum și în molecule heteronucleare acid clorhidric HCI, dioxid de carbon CO₂, metan CH₄, etanol C₂H₅OH, hexafluorură de sulf SF₆, acetilenă C₂H₂. Toate aceste molecule sunt împărțite în mod egal de electroni, iar relația lor saturate și aceeași direcție (fig. 4). Pentru biologi, este important ca legăturile duble și triple, raze covalentă a atomilor în comparație cu legătura simplă redusă.

Fig. 4. Legătură covalentă în molecula Cl₂.

Tipuri de Ionic și covalente obligațiuni - cele două cazuri limitative ale numeroaselor tipuri existente de legături chimice, care, în practică, cele mai multe dintre legăturile intermediare. Compușii cu cele două elemente situate la capetele opuse ale identice sau diferite perioade ale sistemului periodic, de preferință formează legături ionice. Deoarece convergența elementelor în cadrul perioadei de natura lor ionice a compușilor reduse și covalente - crește. De exemplu, halogenuri și oxizi ai elementelor din tabelul periodic din stânga parte, de preferință, formează legături ionice (NaCl, AgBr, BaSO₄, CaCC₃, KNO₃, CaO, NaOH) Și compușii de elemente, cum ar fi partea dreaptă a tabelului - covalente (H₂O, CO₂, NH₃, NU₂, CH₄, fenol C₆H₅OH, glucoză C₆H₁₂oh₆, etanol C₂H₅OH).

Legătură covalentă, la rândul său, a fost încă o altă modificare. In ioni poliatomice in molecule biologice complexe, ambii electroni poate veni numai din unul atom. el a numit donator pereche de electroni. Atom, socializa cu donatorul, perechea de electroni se numește acceptor pereche de electroni. Acest tip de legătură covalentă este numit de coordonare (donor-acceptor, sau dativ) comunicare (Fig. 5). Acest tip de comunicare este cel mai important pentru biologie si medicina, chimie, deoarece cel mai important pentru metabolismul d-elemente sunt descrise în mare măsură de coordinare.

Pic. 5. obligațiuni de coordonare

De obicei, în compusul complex al actelor atom de metal ca acceptor de electroni pary- invers, când legăturile ionice și covalente ale unui atom de metal este un donor de electroni.

Esența unei legături covalente și variantele sale - obligațiuni de coordonare - pot fi elucidate cu ajutorul unei alte teorii ale acizilor și bazelor, sugerat de GN. Lewis. El este extins oarecum noțiunea semantică a termenilor „de acid“ și „de bază“ a teoriei Bronsted-Lowry. Teoria lui Lewis explică natura formării ionilor și a substanțelor implicate în reacții de substituție nucleofilă complexe, adică formarea COP.

Conform acidul Lewis, - o substanță capabilă să formeze o legătură covalentă cu scavenging pereche de electroni dintr-o bază. Lewis bază de compus din titlu având o pereche de electroni neîmpărtășită, care doniruya electroni formează o legătură covalentă cu un acid Lewis. Aceasta este, teoria Lewis extinde gama de reacții acide ca reacția în care protonii nu sunt deloc implicați. Mai mult decât atât în ​​sine proton, potrivit acestei teorii, ca un acid, ca și capabil să accepte o pereche de electroni.

Prin urmare, potrivit acestei teorii, acizii Lewis sunt cationi și anioni - baze Lewis. Un exemplu este următoarea reacție:

Deasupra a constatat că are loc diviziunea pe relativ substanțele ionice și covalente, deoarece un transfer complet al unui electron din atomii de metal la atomii acceptoare în molecule covalente. In compușii cu ionica fiecare ion este situat într-un câmp electric de ioni de semn opus, astfel încât acestea sunt reciproc polarizată și cochiliile sunt deformate.

polarizabilitatea determinate de structura electronică, taxa și dimensiunea au anioni iona- este mai mare decât cationii. Cele mai multe dintre cationi polarizabilitatea - cationi au sarcină mai mare și de dimensiuni mai mici, de exemplu, Hg²⁺, CD²⁺, Pb²⁺, Al³⁺, tl³⁺. efect polarizator Strong are H⁺. Deoarece influența ionilor, polarizarea bilaterală, modifică în mod semnificativ proprietățile compușilor formați de aceștia.

Al treilea tip de comunicare - dipol-dipol legătură

În plus față de aceste tipuri de comunicare se disting mai dipol-dipol intermolecular interacțiune, de asemenea, numit vandervaalsovymi. Rezistența acestor interacțiuni depinde de natura moleculelor. Alocați interacțiunea dintre trei tipuri: dipol permanent - dipol permanent (dipol-dipol atracție) - dipol permanent - dipol induse (inducție atracție) - dipol instant - dipol induse (dispersare atracție sau oprire din Londra Fig. 6).

Fig. 6. Van der Waals legătura

Dipole-dipol moment, posedat doar molecule cu legături covalente polare (HCl, NH₃, SO₂, H₂O, C₆H₅CI), Rezistența de cuplare este 1-2 Debye (1D = 3338 10 ³⁰ Coulomb-metru - Cl m).

În biochimie secretă un alt tip de conexiune - hidrogen obligațiuni este un caz limitativ dipol-dipol atracție. Această conexiune este formată prin atracția dintre un atom de hidrogen și un atom electronegativ mic, cel mai adesea - oxigen, fluor și azot. Cu atomi mari, având electronegativitate similare (de exemplu, clor și sulf), legătură de hidrogen este considerabil mai slabă. un atom de hidrogen diferă o caracteristică esențială: prin tragerea bonding electroni kernel - proton - dezgolit și încetează să mai fie ecranată de electroni. De aceea atom este convertit într-un dipol mare.

Legătura de hidrogen, van der Waals, spre deosebire este format nu numai în interacțiunile intermoleculare, dar, de asemenea, în aceeași moleculă - intramoleculară legături de hidrogen. legături de hidrogen joacă un rol important în biochimie, de exemplu, pentru a stabiliza structura proteinelor sub forma unei elice, sau pentru a forma un dublu helix a ADN-ului (fig. 7).

Figura 7. legătură de hidrogen

Hidrogen și van der Waals conexiune este mult mai slabă decât ionică, covalentă și coordonare. Energia legăturilor intermoleculare listate în tabel. 1.

Tabelul 1. Energia forțelor intermoleculare

remarcă: Gradul de interacțiuni intermoleculare reflectă entalpie parametrilor de topire și vaporizare (bp). Compușii ionici necesară pentru putere de separare de ioni considerabil mai mare decât pentru separarea moleculelor. Topirea entalpie compușilor ionici este considerabil mai mare decât speciile moleculare.

Al patrulea tip de comunicare - obligațiuni metalice

În cele din urmă, există un alt tip de legături intermoleculare - metal: Feedback grilaj metalic ioni pozitivi si electroni liberi. În sistemele biologice, acest tip de conexiune nu este găsit.

Dintr-o scurtă trecere în revistă a tipurilor de obligațiuni se dovedește un detaliu: important parametru al unui atom sau un ion metalic - donor de electroni, iar atomul - electron este aktseptopa ei dimensiune. Fără a intra în detalii, observăm că razele covalentă a atomilor, razele ionice a metalului și van der Waals raze de molecule care interacționează crește odată cu creșterea numărului atomic de grupuri din sistemul periodic. Valorile razelor de ioni - cel mai mic, și van der Waals raze - cel mai mare. În general, atunci când de conducere în jos grupul de raze ale tuturor elementelor de creșteri, atât covalente și van der Waals.

Cea mai mare valoare pentru biologi si medici au coordonare (donor-acceptor) Comunicare, chimia de coordonare considerată.

bioneorganika Medical. GK oaie