170955 0
Každý atom má určitý počet elektronů.
Vstup do chemické reakce atomy darují, získávají nebo socializují elektrony a dosahují nejstabilnější elektronické konfigurace. Konfigurace s nejnižší energií je nejstabilnější (jako u atomů vzácných plynů). Tento vzor se nazývá „pravidlo oktetu“ (obr. 1).
Rýže. jeden.
Toto pravidlo platí pro všechny typy připojení. Elektronické vazby mezi atomy jim umožňují vytvářet stabilní struktury, od nejjednodušších krystalů až po složité biomolekuly, které nakonec tvoří živé systémy. Od krystalů se liší svým nepřetržitým metabolismem. Mnoho chemických reakcí však probíhá podle mechanismů elektronický převod, které hrají důležitou roli v energetických procesech v těle.
Chemická vazba je síla, která drží pohromadě dva nebo více atomů, iontů, molekul nebo jakékoli jejich kombinace..
Příroda chemická vazba univerzální: je to elektrostatická přitažlivá síla mezi záporně nabitými elektrony a kladně nabitými jádry, určená konfigurací elektronů ve vnějším obalu atomů. Schopnost atomu vytvářet chemické vazby se nazývá mocenství nebo oxidačním stavu. Koncept valenční elektrony- elektrony, které tvoří chemické vazby, to znamená ty, které se nacházejí v nejvíce vysokoenergetických orbitalech. V souladu s tím se nazývá vnější obal atomu obsahujícího tyto orbitaly valenční skořápka. V současné době nestačí indikovat přítomnost chemické vazby, ale je nutné objasnit její typ: iontová, kovalentní, dipól-dipólová, kovová.
První typ připojení jeiontový spojení
Podle Lewisovy a Kosselovy elektronické teorie valence mohou atomy dosáhnout stabilní elektronické konfigurace dvěma způsoby: za prvé tím, že ztratí elektrony, stanou se kationtů, za druhé, jejich získání, proměna v anionty. V důsledku přenosu elektronů, v důsledku elektrostatické přitažlivé síly mezi ionty s náboji opačného znaménka, vzniká chemická vazba zvaná Kossel " elektrovalentní(nyní nazýván iontový).
V tomto případě anionty a kationty tvoří stabilní elektronovou konfiguraci s vyplněným vnějším elektronovým obalem. Typické iontové vazby jsou tvořeny kationty skupin T a II periodického systému a anionty nekovových prvků skupin VI a VII (16 a 17 podskupin - resp. chalkogeny a halogeny). Vazby v iontových sloučeninách jsou nenasycené a nesměrové, takže si zachovávají možnost elektrostatické interakce s jinými ionty. Na Obr. 2 a 3 ukazují příklady iontových vazeb odpovídajících Kosselovu modelu přenosu elektronů.
Rýže. 2.
Rýže. 3. Iontová vazba v molekule chloridu sodného (NaCl).
Zde je vhodné připomenout některé vlastnosti, které vysvětlují chování látek v přírodě, zejména uvažovat o pojmu kyseliny a důvody.
Vodné roztoky všech těchto látek jsou elektrolyty. Různým způsobem mění barvu. indikátory. Mechanismus působení indikátorů objevil F.V. Ostwald. Ukázal, že indikátory jsou slabé kyseliny nebo zásady, jejichž barva v nedisociovaném a disociovaném stavu je odlišná.
Zásady mohou neutralizovat kyseliny. Ne všechny báze jsou rozpustné ve vodě (např. některé organické sloučeniny, které neobsahují -OH skupiny, jsou nerozpustné, zejména triethylamin N (C 2 H 5) 3); rozpustné zásady se nazývají alkálie.
Vodné roztoky kyselin vstupují do charakteristických reakcí:
a) s oxidy kovů - s tvorbou soli a vody;
b) s kovy - za vzniku soli a vodíku;
c) s uhličitany - za tvorby soli, CO 2 a H 2 Ó.
Vlastnosti kyselin a zásad popisuje několik teorií. V souladu s teorií S.A. Arrhenius, kyselina je látka, která disociuje za vzniku iontů H+ , zatímco báze tvoří ionty ON- Tato teorie nebere v úvahu existenci organických bází, které nemají hydroxylové skupiny.
V řadě s proton Bronstedova a Lowryho teorie, kyselina je látka obsahující molekuly nebo ionty, které darují protony ( dárců protony) a báze je látka skládající se z molekul nebo iontů, které přijímají protony ( akceptoři protony). Všimněte si, že ve vodných roztocích existují vodíkové ionty v hydratované formě, to znamená ve formě hydroniových iontů H3O+ . Tato teorie popisuje reakce nejen s vodou a hydroxidovými ionty, ale také prováděné v nepřítomnosti rozpouštědla nebo s nevodným rozpouštědlem.
Například při reakci mezi amoniakem NH 3 (slabá zásada) a chlorovodík v plynné fázi vzniká pevný chlorid amonný a v rovnovážné směsi dvou látek jsou vždy 4 částice, z nichž dvě jsou kyseliny a další dvě zásady:
Tato rovnovážná směs se skládá ze dvou konjugovaných párů kyselin a zásad:
1)NH 4+ a NH 3
2) HCl a Cl ‑
Zde se v každém konjugovaném páru kyselina a báze liší o jeden proton. Každá kyselina má konjugovanou bázi. Silná kyselina má slabou konjugovanou zásadu a slabá kyselina má silnou konjugovanou zásadu.
Bronsted-Lowryho teorie umožňuje vysvětlit jedinečnou roli vody pro život biosféry. Voda, v závislosti na látce, která s ní interaguje, může vykazovat vlastnosti kyseliny nebo zásady. Například v reakcích s vodní roztoky U kyseliny octové je voda zásadou a u vodných roztoků amoniaku je to kyselina.
1) CH3COOH + H20 ↔ H3O + + CH 3 SOOO- Zde molekula kyseliny octové daruje proton molekule vody;
2) NH3 + H20 ↔ NH4 + + ON- Zde molekula amoniaku přijímá proton z molekuly vody.
Voda tedy může tvořit dva konjugované páry:
1) H20(kyselina) a ON- (konjugovaná báze)
2) H3O+ (kyselina) a H20(konjugovaná báze).
V prvním případě voda proton daruje a ve druhém jej přijímá.
Taková vlastnost se nazývá amfiprotonita. Látky, které mohou reagovat jako kyseliny i zásady, se nazývají amfoterní. Takové látky se často vyskytují v přírodě. Aminokyseliny mohou například tvořit soli jak s kyselinami, tak s bázemi. Proto peptidy snadno tvoří koordinační sloučeniny s přítomnými kovovými ionty.
Charakteristickou vlastností iontové vazby je tedy úplné vytěsnění svazku vazebných elektronů k jednomu z jader. To znamená, že mezi ionty existuje oblast, kde je hustota elektronů téměř nulová.
Druhým typem připojení jekovalentní spojení
Atomy mohou tvořit stabilní elektronické konfigurace sdílením elektronů.
Taková vazba se vytvoří, když je pár elektronů sdílen jeden po druhém. od každého atom. V tomto případě jsou elektrony socializované vazby distribuovány rovnoměrně mezi atomy. Příklady kovalentní vazba lze zavolat homonukleární dvouatomový H molekuly 2 , N 2 , F 2. Allotropy mají stejný typ vazby. Ó 2 a ozón Ó 3 a pro víceatomovou molekulu S 8 a také heteronukleární molekuly chlorovodík HCl, oxid uhličitý CO 2, metan CH 4, ethanol Z 2 H 5 ON fluorid sírový SF 6, acetylen Z 2 H 2. Všechny tyto molekuly mají stejné společné elektrony a jejich vazby jsou nasycené a směrované stejným způsobem (obr. 4).
Pro biology je důležité, že kovalentní poloměry atomů ve dvojných a trojných vazbách jsou ve srovnání s jednoduchou vazbou sníženy.
Rýže. čtyři. Kovalentní vazba v molekule Cl 2.
Iontové a kovalentní typy vazeb jsou dva limitující případy mnoha existujících typů chemických vazeb a v praxi je většina vazeb středních.
Sloučeniny dvou prvků umístěných na opačných koncích stejných nebo různých period Mendělejevova systému tvoří převážně iontové vazby. Jak se prvky k sobě v určité periodě přibližují, iontová povaha jejich sloučenin klesá, zatímco kovalentní charakter roste. Například halogenidy a oxidy prvků na levé straně periodické tabulky tvoří převážně iontové vazby ( NaCl, AgBr, BaS04, CaC03, KNO3, CaO, NaOH), a stejné sloučeniny prvků na pravé straně tabulky jsou kovalentní ( H20, CO2, NH3, N02, CH4 fenol C6H5OH glukóza C6H12O6 ethanol C2H5OH).
Kovalentní vazba má zase další modifikaci.
V polyatomových iontech a ve složitých biologických molekulách mohou oba elektrony pouze pocházet jeden atom. To se nazývá dárce elektronový pár. Atom, který socializuje tento pár elektronů s dárcem, se nazývá akceptor elektronový pár. Tento typ kovalentní vazby se nazývá koordinace (dárce-příjemce, nebodativ) sdělení(obr. 5). Tento typ vazby je nejdůležitější pro biologii a medicínu, protože chemie nejdůležitějších d-prvků pro metabolismus je z velké části popsána koordinačními vazbami.
Obr. 5.
V komplexní sloučenině působí atom kovu zpravidla jako akceptor elektronového páru; naopak v iontových a kovalentních vazbách je atom kovu donorem elektronu.
Podstatu kovalentní vazby a její rozmanitost – koordinační vazbu – lze objasnit pomocí další teorie kyselin a zásad, kterou navrhl GN. Lewis. Poněkud rozšířil sémantický koncept termínů „kyselina“ a „zásada“ podle Bronsted-Lowryho teorie. Lewisova teorie vysvětluje podstatu tvorby komplexních iontů a účast látek v reakcích nukleofilní substituce, tedy při vzniku ČS.
Podle Lewise je kyselina látka schopná vytvořit kovalentní vazbu přijetím elektronového páru z báze. Lewisova báze je látka, která má osamocený elektronový pár, který darováním elektronů vytváří kovalentní vazbu s Lewisovou kyselinou.
To znamená, že Lewisova teorie rozšiřuje rozsah acidobazických reakcí také na reakce, kterých se protony vůbec neúčastní. Navíc samotný proton je podle této teorie také kyselinou, protože je schopen přijmout elektronový pár.
Proto jsou podle této teorie kationty Lewisovy kyseliny a anionty Lewisovy báze. Jako příklady lze uvést následující reakce:
Výše bylo uvedeno, že rozdělení látek na iontové a kovalentní je relativní, protože v kovalentních molekulách nedochází k úplnému přechodu elektronu z atomů kovu na atomy akceptoru. V iontových sloučeninách je každý iont in elektrické pole ionty opačného znaménka, takže jsou vzájemně polarizované a jejich obaly jsou deformovány.
Polarizovatelnost určeno elektronovou strukturou, nábojem a velikostí iontu; u aniontů je vyšší než u kationtů. Nejvyšší polarizovatelnost mezi kationty je pro kationty s větším nábojem a menší velikostí, např. pro Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Má silný polarizační efekt H+ . Vzhledem k tomu, že účinek polarizace iontů je oboustranný, výrazně mění vlastnosti sloučenin, které tvoří.
Třetí typ připojení -dipól-dipól spojení
Kromě uvedených typů komunikace existují také dipól-dipól intermolekulární interakce, známé také jako van der Waals .
Síla těchto interakcí závisí na povaze molekul.
Existují tři typy interakcí: permanentní dipól - permanentní dipól ( dipól-dipól atrakce); permanentní dipól - indukovaný dipól ( indukce atrakce); okamžitý dipól - indukovaný dipól ( disperze přitažlivost nebo londýnské síly; rýže. 6).
Rýže. 6.
Pouze molekuly s polárními kovalentními vazbami mají dipól-dipólový moment ( HCl, NH3, SO2, H20, C6H5Cl) a pevnost vazby je 1-2 debye(1D \u003d 3,338 × 10 -30 coulomb metrů - C × m).
V biochemii se rozlišuje jiný typ vazby - vodík připojení, což je limitující případ dipól-dipól atrakce. Tato vazba vzniká přitažlivostí mezi atomem vodíku a malým elektronegativním atomem, nejčastěji kyslíkem, fluorem a dusíkem. U velkých atomů, které mají podobnou elektronegativitu (například s chlorem a sírou), je vodíková vazba mnohem slabší. Atom vodíku se vyznačuje jedním podstatným znakem: když jsou vazebné elektrony odtaženy, jeho jádro - proton - se obnaží a přestane být stíněno elektrony.
Proto se atom změní na velký dipól.
Vodíková vazba, na rozdíl od van der Waalsovy vazby, vzniká nejen během mezimolekulárních interakcí, ale také v rámci jedné molekuly - intramolekulární vodíková vazba. Vodíkové vazby hrají důležitou roli v biochemii např. pro stabilizaci struktury proteinů ve formě α-šroubovice nebo pro tvorbu dvoušroubovice DNA (obr. 7).
Obr.7.
Vodíkové a van der Waalsovy vazby jsou mnohem slabší než iontové, kovalentní a koordinační vazby. Energie mezimolekulárních vazeb je uvedena v tabulce. jeden.
Stůl 1. Energie mezimolekulárních sil
Poznámka: Stupeň mezimolekulárních interakcí odráží entalpii tání a vypařování (varu). Iontové sloučeniny vyžadují mnohem více energie k oddělení iontů než k oddělení molekul. Entalpie tání iontových sloučenin jsou mnohem vyšší než entalpie molekulárních sloučenin.
Čtvrtý typ připojení -kovová vazba
Konečně existuje další typ mezimolekulárních vazeb - kov: spojení kladných iontů mřížky kovů s volnými elektrony. Tento typ spojení se u biologických objektů nevyskytuje.
Z krátkého přehledu typů vazeb vyplývá jeden detail: důležitým parametrem atomu nebo iontu kovu - donoru elektronu, stejně jako atomu - akceptoru elektronu je jeho velikost.
Aniž bychom zacházeli do podrobností, poznamenáváme, že kovalentní poloměry atomů, iontové poloměry kovů a van der Waalsovy poloměry interagujících molekul se zvyšují s tím, jak se zvyšuje jejich atomové číslo ve skupinách periodického systému. V tomto případě jsou hodnoty poloměrů iontů nejmenší a poloměry van der Waals jsou největší. Zpravidla se při pohybu po skupině zvětšují poloměry všech prvků, kovalentních i van der Waalsových.
Nejdůležitější pro biology a lékaře jsou koordinace(dárce-akceptor) vazby uvažované koordinační chemií.
Lékařská bioanorganika. G.K. Baraškov
Chemická vazba je interakce atomů, která určuje stabilitu chemické částice nebo krystalu jako celku.
Povahou chemické vazby je elektrostatická přitažlivost opačně nabitých částic (kationtů a aniontů, atomových jader a elektronových párů, kovových kationtů a elektronů).
Podle mechanismu tvorby existují:
a) iontová vazba - vazba mezi kovovým kationtem a nekovovým aniontem. Iontový typ vazby se tedy vyskytuje v látkách tvořených atomy silných kovů a silných nekovů. Současně atomy kovu darují elektrony z vnější (někdy z předexterní) energetické hladiny a mění se na kladně nabité ionty (kationty) a nekovové atomy přijímají elektrony na vnější energetickou hladinu a mění se na záporně nabité ionty. (anionty) (příklady látek: oxidy typických kovů K2O, CaO, MgO, báze KOH, Ca(OH)2, soli NaNO3, CaSO4).
b) kovalentní vazba - vazba mezi atomy nekovů. Kovalentní vazba vzniká tvorbou společných elektronových párů z nepárových elektronů vnější energetické hladiny každého atomu nekovu (počítáno podle vzorce 8 - skupinové číslo prvku). Počet vazeb ve sloučenině se rovná počtu sdílených elektronových párů. Pokud je sloučenina tvořena atomy jednoho chemického prvku - nekovů, pak se vazba nazývá kovalentní nepolární (příklady: N2, Cl2, O2, H2). Kovalentní nepolární vazba existuje v jednoduchých nekovových látkách. Pokud je sloučenina tvořena atomy různých nekovových prvků, pak se vazba nazývá kovalentní polární, protože v tomto případě se společné elektronové páry posouvají k prvku s větší elektronegativitou a na prvcích se objevují částečně kladné a částečně záporné náboje (příklady látek: HCl, NO, CCl4, H2SO4). Kovalentní polární vazba existuje ve složitých látkách tvořených nekovovými atomy.
Valence – schopnost atomů chemických prvků vytvářet chemické vazby. Číselně se valence shoduje s počtem chemických vazeb, které atomy daného chemického prvku tvoří s atomy jiného chemického prvku. Nejvyšší valence se shoduje s číslem skupiny prvku (výjimky: kyslík (II) a dusík (IV)).
c) kovová vazba - vazba mezi atomy-ionty kovů a socializovanými elektrony. Kovová vazba vzniká v důsledku toho, že atomy kovů darují všechny elektrony z vnější energetické hladiny do společného meziatomového prostoru a mění se v kladně nabité ionty (kationty). Socializované elektrony se volně pohybují v meziatomovém prostoru a vážou všechny kationty do jediného celku díky elektrostatické přitažlivosti. Kovová vazba je pozorována v jednoduchých látkách-kovech nebo ve slitinách kovů (příklady látek: Al, Fe, Cu, bronz, mosaz).
chemická vazba
V přírodě neexistují jednotlivé atomy. Všechny jsou ve složení jednoduchých i složených sloučenin, kde jejich spojení do molekul je zajištěno tvorbou chemických vazeb mezi sebou.
Vznik chemických vazeb mezi atomy je přirozený, spontánní proces, jelikož v tomto případě klesá energie molekulárního systému, tzn. energie molekulárního systému je menší než celková energie izolovaných atomů. To je hnací silou vzniku chemické vazby.
Povaha chemických vazeb je elektrostatická, protože Atomy jsou souborem nabitých částic, mezi nimiž působí přitažlivé a odpudivé síly, které se dostávají do rovnováhy.
Na tvorbě vazeb se podílejí nepárové elektrony umístěné ve vnějších atomových orbitalech (nebo hotové elektronové páry) - valenční elektrony. Říkají, že při vzniku vazeb se překrývají elektronová mračna, což má za následek oblast mezi jádry atomů, kde je pravděpodobnost nalezení elektronů obou atomů je maximum.
|
s, p - prvky |
d - prvky |
|
Valenční elektrony jsou vnější úrovní Například, H +1) 1 E 1s 1 1 valenční elektron O+8) 2e) 6 E 1s 2 2s 2 2p 4 Vnější úroveň není dokončena - 6 valenčních elektronů |
Valenční elektrony jsou vnější úrovní ad jsou elektrony preexterní úrovně Například , Cr +24) 2e) 8e) 8e+ 5e )1e 6 valenčních elektronů (5e + 1e) |
chemická vazba - jedná se o interakci atomů, prováděnou výměnou elektronů.
Při vzniku chemické vazby mají atomy tendenci získávat stabilní osmielektronový (nebo dvouelektronový - H, He) vnější obal, odpovídající struktuře nejbližšího atomu inertního plynu, tzn. dokončete svou vnější úroveň.
Klasifikace chemických vazeb.
1. Podle mechanismu vzniku chemické vazby.
A) výměna kdy oba atomy, které tvoří vazbu, jí poskytují nepárové elektrony.
Například vznik molekul vodíku H 2 a chloru Cl 2:
b) dárce-akceptor , kdy jeden z atomů poskytuje připravený elektronový pár (donor) k vytvoření vazby a druhý atom poskytuje prázdný volný orbital.
Například vznik amonného iontu (NH 4) + (nabitá částice):
2. Podle toho, jak se elektronové orbitaly překrývají.
A) σ - připojení (sigma), kdy maximum překrytí leží na spojnici středů atomů.
Například,
H 2 σ (s-s)
Cl 2 σ (p-p)
HClσ(s-p)
b) π - připojení (pi), pokud maximum překrytí neleží na spojnici středů atomů.
3. Podle způsobu dosažení dokončeného elektronového obalu.
Každý atom má tendenci dotvářet svůj vnější elektronový obal a může existovat několik způsobů, jak takového stavu dosáhnout.
|
Srovnávací znamení |
kovalentní |
Iontový |
kov |
|
|
nepolární |
polární |
|||
|
Jak se dosáhne dokončeného elektronového obalu? |
Socializace elektronů |
Socializace elektronů |
Úplný přenos elektronů, vznik iontů (nabité částice). |
Socializace elektronů všemi atomy v kristu. mříž |
|
O jaké atomy jde? |
nemeth - nemeth EO = EO |
1) Németh-Nemeth 1 2) Meth-Nemeth EO < ЭО |
pervitin+ [znecitlivělý] - EO << EO |
Místa obsahují kationtové atomy kovů. Komunikace je prováděna elektrony volně se pohybujícími v intersticiálním prostoru. |
|
∆c = EOi - EO2 |
< 1,7 |
> 1,7 |
||
|
Příklady |
jednoduché látky jsou nekovy. | |||
Iontová chemická vazba je vazba, která se tvoří mezi atomy chemických prvků (kladně nebo záporně nabité ionty). Co je tedy iontová vazba a jak vzniká?
Obecná charakteristika iontové chemické vazby
Ionty jsou nabité částice, kterými se atomy stávají, když darují nebo přijímají elektrony. Přitahují se k sobě poměrně silně, proto mají látky s tímto typem vazby vysoké teploty varu a tání.
Rýže. 1. Ionty.
Iontová vazba je chemická vazba mezi nepodobnými ionty v důsledku jejich elektrostatické přitažlivosti. Lze považovat za limitující případ kovalentní vazby, kdy je rozdíl mezi elektronegativitou vázaných atomů tak velký, že dochází k úplné separaci nábojů.
Rýže. 2. Iontová chemická vazba.
Obvykle se má za to, že vazba získá elektronický charakter, pokud EC > 1,7.
Rozdíl v hodnotě elektronegativity je tím větší, čím dále jsou prvky od sebe v periodické soustavě po periodě umístěny. Toto spojení je charakteristické pro kovy a nekovy, zejména ty, které se nacházejí v nejvzdálenějších skupinách, například I a VII.
Příklad: kuchyňská sůl, chlorid sodný NaCl:
Rýže. 3. Schéma iontové chemické vazby chloridu sodného.
Iontová vazba existuje v krystalech, má sílu, délku, ale není nasycená a nesměrovaná. Iontová vazba je charakteristická pouze pro komplexní látky, jako jsou soli, alkálie a některé oxidy kovů. V plynném stavu takové látky existují ve formě iontových molekul.
Mezi typickými kovy a nekovy vzniká iontová chemická vazba. Elektrony bez problémů přecházejí z kovu do nekovu a tvoří ionty. V důsledku toho vzniká elektrostatická přitažlivost, která se nazývá iontová vazba.
Ve skutečnosti nedochází ke zcela iontové vazbě. Takzvaná iontová vazba je částečně iontová, částečně kovalentní. Vazbu komplexních molekulárních iontů však lze považovat za iontovou.
Příklady tvorby iontové vazby
Existuje několik příkladů tvorby iontové vazby:
- interakce vápníku a fluoru
Ca 0 (atom) -2e \u003d Ca 2 + (ion)
Pro vápník je snazší darovat dva elektrony, než přijímat ty chybějící.
F 0 (atom) + 1e \u003d F- (iont)
- Fluor je naopak snazší přijmout jeden elektron, než dát sedm elektronů.
Najděte nejmenší společný násobek mezi náboji vzniklých iontů. Je roven 2. Určíme počet atomů fluoru, které přijmou dva elektrony z atomu vápníku: 2:1 = 2. 4.
Udělejme vzorec pro iontovou chemickou vazbu:
Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.
- interakce sodíku a kyslíku
