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Cada átomo tiene un cierto número de electrones.

Entrando a reacciones químicas, los átomos donan, adquieren o socializan electrones, alcanzando la configuración electrónica más estable. La configuración con la energía más baja es la más estable (como en los átomos de gases nobles). Este patrón se llama "regla del octeto" (Fig. 1).

Arroz. una.

Esta regla se aplica a todos tipos de conexión. Los enlaces electrónicos entre átomos les permiten formar estructuras estables, desde los cristales más simples hasta biomoléculas complejas que eventualmente forman sistemas vivos. Se diferencian de los cristales en su metabolismo continuo. Sin embargo, muchas reacciones químicas proceden de acuerdo con los mecanismos transferencia electronica, que juegan un papel importante en los procesos energéticos del cuerpo.

Un enlace químico es una fuerza que mantiene unidos dos o más átomos, iones, moléculas o cualquier combinación de ellos..

Naturaleza enlace químico universal: es la fuerza de atracción electrostática entre electrones cargados negativamente y núcleos cargados positivamente, determinada por la configuración de los electrones en la capa externa de los átomos. La capacidad de un átomo para formar enlaces químicos se llama valencia, o estado de oxidación. El concepto de electrones de valencia- electrones que forman enlaces químicos, es decir, los situados en los orbitales de mayor energía. En consecuencia, la capa externa de un átomo que contiene estos orbitales se llama capa de valencia. En la actualidad, no basta con indicar la presencia de un enlace químico, sino que es necesario aclarar su tipo: iónico, covalente, dipolo-dipolo, metálico.

El primer tipo de conexión esiónico conexión

De acuerdo con la teoría electrónica de valencia de Lewis y Kossel, los átomos pueden lograr una configuración electrónica estable de dos maneras: primero, perdiendo electrones, convirtiéndose en cationes, en segundo lugar, adquiriéndolas, convirtiéndolas en aniones. Como resultado de la transferencia de electrones, debido a la fuerza de atracción electrostática entre iones con cargas de signo opuesto, se forma un enlace químico, llamado Kossel” electrovalente(ahora llamado iónico).

En este caso, los aniones y cationes forman una configuración electrónica estable con una capa de electrones externa llena. Los enlaces iónicos típicos se forman a partir de cationes de los grupos T y II del sistema periódico y aniones de elementos no metálicos de los grupos VI y VII (16 y 17 subgrupos, respectivamente, calcógenos y halógenos). Los enlaces en los compuestos iónicos son insaturados y no direccionales, por lo que conservan la posibilidad de interacción electrostática con otros iones. En la fig. 2 y 3 muestran ejemplos de enlaces iónicos correspondientes al modelo de transferencia de electrones de Kossel.

Arroz. 2.

Arroz. 3. Enlace iónico en la molécula de cloruro de sodio (NaCl)

Aquí conviene recordar algunas de las propiedades que explican el comportamiento de las sustancias en la naturaleza, en particular, considerar el concepto de ácidos y jardines.

Las soluciones acuosas de todas estas sustancias son electrolitos. Cambian de color de diferentes maneras. indicadores. El mecanismo de acción de los indicadores fue descubierto por F.V. Ostwald. Mostró que los indicadores son ácidos o bases débiles, cuyo color en los estados no disociados y disociados es diferente.

Las bases pueden neutralizar los ácidos. No todas las bases son solubles en agua (por ejemplo, algunos compuestos orgánicos que no contienen grupos -OH son insolubles, en particular, trietilamina N (C 2 H 5) 3); Las bases solubles se llaman álcalis.

Las soluciones acuosas de ácidos entran en reacciones características:

a) con óxidos metálicos - con formación de sal y agua;

b) con metales - con la formación de sal e hidrógeno;

c) con carbonatos - con la formación de sal, CO 2 y H 2 O.

Las propiedades de los ácidos y las bases están descritas por varias teorías. De acuerdo con la teoría de S.A. Arrhenius, un ácido es una sustancia que se disocia para formar iones H+ , mientras que la base forma iones ÉL- . Esta teoría no tiene en cuenta la existencia de bases orgánicas que no tienen grupos hidroxilo.

En línea con protón Según la teoría de Bronsted y Lowry, un ácido es una sustancia que contiene moléculas o iones que donan protones ( donantes protones), y la base es una sustancia formada por moléculas o iones que aceptan protones ( aceptantes protones). Tenga en cuenta que en soluciones acuosas, los iones de hidrógeno existen en forma hidratada, es decir, en forma de iones hidronio. H3O+ . Esta teoría describe reacciones no solo con agua e iones de hidróxido, sino también llevadas a cabo en ausencia de un solvente o con un solvente no acuoso.

Por ejemplo, en la reacción entre el amoníaco NUEVA HAMPSHIRE 3 (base débil) y cloruro de hidrógeno en fase gaseosa, se forma cloruro de amonio sólido, y en una mezcla en equilibrio de dos sustancias siempre hay 4 partículas, dos de las cuales son ácidos y las otras dos son bases:

Esta mezcla en equilibrio consta de dos pares conjugados de ácidos y bases:

1)NUEVA HAMPSHIRE 4+ y NUEVA HAMPSHIRE 3

2) HCl y cl ‑

Aquí, en cada par conjugado, el ácido y la base difieren en un protón. Todo ácido tiene una base conjugada. Un ácido fuerte tiene una base conjugada débil y un ácido débil tiene una base conjugada fuerte.

La teoría de Bronsted-Lowry permite explicar el papel único del agua para la vida de la biosfera. El agua, dependiendo de la sustancia que interactúa con ella, puede exhibir las propiedades de un ácido o una base. Por ejemplo, en reacciones con soluciones acuosas Con ácido acético, el agua es una base, y con soluciones acuosas de amoníaco, es un ácido.

1) CH3COOH + H2O ↔ H 3 O + + CH 3 TAN- . Aquí la molécula de ácido acético dona un protón a la molécula de agua;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + ÉL- . Aquí la molécula de amoníaco acepta un protón de la molécula de agua.

Así, el agua puede formar dos pares conjugados:

1) H2O(ácido) y ÉL- (base conjugada)

2) H 3 O+ (ácido) y H2O(base conjugada).

En el primer caso, el agua dona un protón y en el segundo lo acepta.

Tal propiedad se llama anfiprotonidad. Las sustancias que pueden reaccionar como ácidos y bases se llaman anfótero. Tales sustancias se encuentran a menudo en la naturaleza. Por ejemplo, los aminoácidos pueden formar sales tanto con ácidos como con bases. Por lo tanto, los péptidos forman fácilmente compuestos de coordinación con los iones metálicos presentes.

Por lo tanto, la propiedad característica de un enlace iónico es el desplazamiento completo de un grupo de electrones de enlace a uno de los núcleos. Esto significa que hay una región entre los iones donde la densidad electrónica es casi cero.

El segundo tipo de conexión escovalente conexión

Los átomos pueden formar configuraciones electrónicas estables al compartir electrones.

Tal enlace se forma cuando un par de electrones se comparten uno a la vez. de cadaátomo. En este caso, los electrones de enlace socializados se distribuyen por igual entre los átomos. Ejemplos enlace covalente puede ser llamado homonuclear diatónico moléculas de H 2 , norte 2 , F 2. Los alótropos tienen el mismo tipo de enlace. O 2 y ozono O 3 y para una molécula poliatómica S 8 y también moléculas heteronucleares cloruro de hidrogeno HCl, dióxido de carbono CO 2, metano CH 4, etanol DE 2 H 5 ÉL, Hexafloruro de azufre SF 6, acetileno DE 2 H 2. Todas estas moléculas tienen los mismos electrones comunes y sus enlaces están saturados y dirigidos de la misma manera (Fig. 4).

Para los biólogos, es importante que los radios covalentes de los átomos en enlaces dobles y triples se reduzcan en comparación con un enlace simple.

Arroz. cuatro Enlace covalente en la molécula de Cl 2 .

Los tipos de enlaces iónicos y covalentes son dos casos límite de muchos tipos de enlaces químicos existentes y, en la práctica, la mayoría de los enlaces son intermedios.

Los compuestos de dos elementos ubicados en extremos opuestos del mismo o diferentes períodos del sistema de Mendeleev forman predominantemente enlaces iónicos. A medida que los elementos se acercan entre sí dentro de un período, la naturaleza iónica de sus compuestos disminuye, mientras que aumenta el carácter covalente. Por ejemplo, los haluros y óxidos de los elementos del lado izquierdo de la tabla periódica forman predominantemente enlaces iónicos ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), y los mismos compuestos de los elementos del lado derecho de la tabla son covalentes ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glucosa C 6 H 12 O 6, etanol C2H5OH).

El enlace covalente, a su vez, tiene otra modificación.

En los iones poliatómicos y en las moléculas biológicas complejas, ambos electrones solo pueden provenir de unaátomo. Se llama donante par de electrones Un átomo que socializa este par de electrones con un donante se llama aceptador par de electrones Este tipo de enlace covalente se llama coordinación (donante-receptor), odativo) comunicación(Figura 5). Este tipo de enlace es el más importante para la biología y la medicina, ya que la química de los elementos d más importantes para el metabolismo se describe en gran medida mediante enlaces de coordinación.

Foto. 5.

Por regla general, en un compuesto complejo, un átomo de metal actúa como aceptor de un par de electrones; por el contrario, en los enlaces iónicos y covalentes, el átomo metálico es donador de electrones.

La esencia del enlace covalente y su variedad, el enlace de coordinación, se puede aclarar con la ayuda de otra teoría de ácidos y bases, propuesta por GN. Luis. Amplió un poco el concepto semántico de los términos "ácido" y "base" según la teoría de Bronsted-Lowry. La teoría de Lewis explica la naturaleza de la formación de iones complejos y la participación de las sustancias en las reacciones. sustitución nucleofílica, es decir, en la formación del CS.

Según Lewis, un ácido es una sustancia capaz de formar un enlace covalente al aceptar un par de electrones de una base. Una base de Lewis es una sustancia que tiene un par solitario de electrones que, al donar electrones, forma un enlace covalente con el ácido de Lewis.

Es decir, la teoría de Lewis amplía el rango de reacciones ácido-base también a reacciones en las que los protones no participan en absoluto. Además, el propio protón, según esta teoría, también es un ácido, ya que es capaz de aceptar un par de electrones.

Por tanto, según esta teoría, los cationes son ácidos de Lewis y los aniones son bases de Lewis. Las siguientes reacciones son ejemplos:

Se señaló anteriormente que la subdivisión de las sustancias en iónicas y covalentes es relativa, ya que no hay una transición completa de un electrón de los átomos metálicos a los átomos aceptores en las moléculas covalentes. En los compuestos iónicos, cada ion está en campo eléctrico iones de signo opuesto, por lo que se polarizan mutuamente y sus capas se deforman.

polarizabilidad determinado por la estructura electrónica, carga y tamaño del ion; es mayor para los aniones que para los cationes. La polarizabilidad más alta entre los cationes es para cationes de mayor carga y menor tamaño, por ejemplo, para Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Tiene un fuerte efecto polarizador. H+ . Dado que el efecto de la polarización iónica es bilateral, cambia significativamente las propiedades de los compuestos que forman.

El tercer tipo de conexión -dipolo-dipolo conexión

Además de los tipos de comunicación enumerados, también hay dipolo-dipolo intermolecular interacciones, también conocidas como Van der Waals .

La fuerza de estas interacciones depende de la naturaleza de las moléculas.

Hay tres tipos de interacciones: dipolo permanente - dipolo permanente ( dipolo-dipolo atracción); dipolo permanente - dipolo inducido ( inducción atracción); dipolo instantáneo - dipolo inducido ( dispersión atracción, o fuerzas de Londres; arroz. 6).

Arroz. 6.

Solo las moléculas con enlaces covalentes polares tienen un momento dipolo-dipolo ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), y la fuerza de unión es 1-2 debye(1D \u003d 3.338 × 10 -30 coulomb metros - C × m).

En bioquímica, se distingue otro tipo de enlace: hidrógeno conexión, que es un caso límite dipolo-dipolo atracción. Este enlace se forma por la atracción entre un átomo de hidrógeno y un pequeño átomo electronegativo, generalmente oxígeno, flúor y nitrógeno. Con átomos grandes que tienen una electronegatividad similar (por ejemplo, con cloro y azufre), el enlace de hidrógeno es mucho más débil. El átomo de hidrógeno se distingue por una característica esencial: cuando los electrones de unión se separan, su núcleo, el protón, queda expuesto y deja de estar protegido por electrones.

Por lo tanto, el átomo se convierte en un gran dipolo.

Un enlace de hidrógeno, a diferencia de un enlace de van der Waals, se forma no solo durante las interacciones intermoleculares, sino también dentro de una molécula: intramolecular enlace de hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno juegan un papel importante en la bioquímica, por ejemplo, para estabilizar la estructura de las proteínas en forma de hélice α o para la formación de una doble hélice de ADN (Fig. 7).

Figura 7.

Los enlaces de hidrógeno y de van der Waals son mucho más débiles que los enlaces iónicos, covalentes y de coordinación. La energía de los enlaces intermoleculares se indica en la tabla. una.

Tabla 1. Energía de las fuerzas intermoleculares

Nota: El grado de interacciones intermoleculares refleja la entalpía de fusión y evaporación (ebullición). Los compuestos iónicos requieren mucha más energía para separar iones que para separar moléculas. Las entalpías de fusión de los compuestos iónicos son mucho más altas que las de los compuestos moleculares.

El cuarto tipo de conexión -enlace metálico

Finalmente, hay otro tipo de enlaces intermoleculares: metal: conexión de iones positivos de la red de metales con electrones libres. Este tipo de conexión no se da en los objetos biológicos.

De una breve revisión de los tipos de enlaces, surge un detalle: un parámetro importante de un átomo o ion de un metal, un donante de electrones, así como un átomo, un aceptor de electrones es su el tamaño.

Sin entrar en detalles, observamos que los radios covalentes de los átomos, los radios iónicos de los metales y los radios de van der Waals de las moléculas que interactúan aumentan a medida que aumenta su número atómico en los grupos del sistema periódico. En este caso, los valores de los radios de iones son los más pequeños y los radios de van der Waals son los más grandes. Por regla general, al descender en el grupo, aumentan los radios de todos los elementos, tanto covalentes como de van der Waals.

Los más importantes para biólogos y médicos son coordinación(donante-aceptor) enlaces considerados por la química de coordinación.

Bioinorgánicos médicos. G K. Barashkov

Un enlace químico es la interacción de los átomos, que determina la estabilidad de una partícula química o cristal como un todo.
La naturaleza de un enlace químico es la atracción electrostática de partículas con carga opuesta (cationes y aniones, núcleos atómicos y pares de electrones, cationes metálicos y electrones).
Según el mecanismo de formación, hay:
a) enlace iónico - un enlace entre un catión metálico y un anión no metálico. Así, el tipo de enlace iónico se da en sustancias formadas por átomos de metales fuertes y no metales fuertes. Al mismo tiempo, los átomos metálicos donan electrones del nivel de energía externo (a veces del preexterno) y se convierten en iones cargados positivamente (cationes), y los átomos no metálicos aceptan electrones en el nivel de energía externo y se convierten en iones cargados negativamente. (aniones) (ejemplos de sustancias: óxidos de metales típicos K2O, CaO, MgO, bases KOH, Ca(OH)2, sales NaNO3, CaSO4).
b) un enlace covalente - un enlace entre átomos de no metales. Un enlace covalente surge debido a la formación de pares de electrones comunes a partir de electrones no apareados del nivel de energía externo de cada átomo no metálico (calculado de acuerdo con la fórmula 8, el número de grupo del elemento). El número de enlaces en un compuesto es igual al número de pares de electrones compartidos. Si el compuesto está formado por átomos de un elemento químico, no metales, entonces el enlace se llama covalente no polar (ejemplos: N2, Cl2, O2, H2). Existe un enlace covalente no polar en sustancias no metálicas simples. Si el compuesto está formado por átomos de diferentes elementos no metálicos, entonces el enlace se llama covalente polar, porque en este caso, los pares de electrones comunes se desplazan hacia el elemento con mayor electronegatividad y aparecen cargas parcialmente positivas y parcialmente negativas en los elementos (ejemplos de sustancias: HCl, NO, CCl4, H2SO4). Existe un enlace polar covalente en sustancias complejas formadas por átomos no metálicos.
Valencia: la capacidad de los átomos de los elementos químicos para formar enlaces químicos. Numéricamente, la valencia coincide con el número de enlaces químicos que forman los átomos de un elemento químico dado con los átomos de otro elemento químico. La valencia más alta coincide con el número de grupo del elemento (excepciones: oxígeno (II) y nitrógeno (IV)).
c) un enlace metálico - un enlace entre los iones atómicos de los metales y los electrones socializados. Un enlace metálico surge como resultado del hecho de que los átomos metálicos donan todos los electrones del nivel de energía externo al espacio interatómico común y se convierten en iones cargados positivamente (cationes). Los electrones socializados se mueven libremente en el espacio interatómico y unen todos los cationes en un solo todo debido a la atracción electrostática. Se observa un enlace metálico en sustancias simples-metales o en aleaciones metálicas (ejemplos de sustancias: Al, Fe, Cu, bronce, latón).

enlace químico

No hay átomos individuales en la naturaleza. Todos ellos están en la composición de compuestos simples y complejos, donde su combinación en moléculas está asegurada por la formación de enlaces químicos entre sí.

La formación de enlaces químicos entre átomos es un proceso natural y espontáneo, ya que en este caso la energía del sistema molecular disminuye, es decir, la energía del sistema molecular es menor que la energía total de los átomos aislados. Esta es la fuerza impulsora detrás de la formación de un enlace químico.

La naturaleza de los enlaces químicos es electrostática, porque Los átomos son un conjunto de partículas cargadas, entre las que actúan las fuerzas de atracción y repulsión, que se equilibran.

Los electrones no apareados ubicados en los orbitales atómicos externos (o pares de electrones listos para usar) (electrones de valencia) participan en la formación de enlaces Dicen que cuando se forman enlaces, las nubes de electrones se superponen, lo que da como resultado un área entre los núcleos de los átomos donde la probabilidad de encontrar electrones de ambos átomos es máxima.

s, p - elementos	d - elementos
Los electrones de valencia son el nivel exterior. Por ejemplo, +1) 1 mi 1s 1 1 electrón de valencia O+8) 2e) 6 mi 1s 2 2s 2 2p 4 Nivel exterior no completado - 6 electrones de valencia	Los electrones de valencia son el nivel exterior yd son electrones del nivel preexterno Por ejemplo , Cr +24) 2e) 8e) 8e+ 5e )1e 6 electrones de valencia (5e + 1e)

enlace químico - esta es la interacción de los átomos, llevada a cabo por el intercambio de electrones.

Cuando se forma un enlace químico, los átomos tienden a adquirir una capa externa estable de ocho electrones (o dos electrones - H, He), correspondiente a la estructura del átomo de gas inerte más cercano, es decir, completa tu nivel exterior.

Clasificación de los enlaces químicos.

1. Según el mecanismo de formación del enlace químico.

a) intercambio cuando ambos átomos que forman un enlace aportan electrones desapareados para éste.

Por ejemplo, la formación de moléculas de hidrógeno H 2 y cloro Cl 2:

b) donante-aceptor , cuando uno de los átomos proporciona un par de electrones listos (donante) para formar un enlace, y el segundo átomo proporciona un orbital libre vacío.

Por ejemplo, la formación de un ion amonio (NH 4) + (partícula cargada):

2. Según la forma en que se superponen los orbitales electrónicos.

a) σ - conexión (sigma), cuando el máximo de superposición se encuentra en la línea que conecta los centros de los átomos.

Por ejemplo,

H 2 σ (s-s)

Cl 2 σ (p-p)

HClσ(s-p)

b) π - conexiones (pi), si el máximo de superposición no se encuentra en la línea que conecta los centros de los átomos.

3. De acuerdo con el método para lograr la capa de electrones completa.

Cada átomo tiende a completar su capa externa de electrones y puede haber varias formas de lograr ese estado.

Signo de comparación	covalente		Iónico	metal
	no polar	polar
¿Cómo se logra la capa de electrones completa?	Socialización de electrones	Socialización de electrones	Transferencia completa de electrones, formación de iones (partículas cargadas).	La socialización de los electrones por todos los átomos en cristo. enrejado
¿Qué átomos están involucrados?	nemet - nemet EO = EO	1) Nemeth-Nemeth 1 2) Metanfetamina-Nemeth EO < ЭО	metanfetamina+ [adormecer] - EO << EO	Los sitios contienen átomos de metales catiónicos. La comunicación se lleva a cabo mediante electrones que se mueven libremente en el espacio intersticial.
∆c = EO 1 - EO 2		< 1,7	> 1,7
Ejemplos	las sustancias simples son los no metales.

Un enlace químico iónico es un enlace que se forma entre átomos de elementos químicos (iones cargados positiva o negativamente). Entonces, ¿qué es un enlace iónico y cómo se forma?

Características generales del enlace químico iónico

Los iones son partículas cargadas en las que se convierten los átomos cuando donan o aceptan electrones. Se atraen entre sí con bastante fuerza, es por ello que las sustancias con este tipo de enlace tienen puntos de ebullición y fusión elevados.

Arroz. 1. Iones.

Un enlace iónico es un enlace químico entre iones diferentes debido a su atracción electrostática. Puede considerarse el caso límite de un enlace covalente, cuando la diferencia entre las electronegatividades de los átomos enlazados es tan grande que se produce una separación completa de las cargas.

Arroz. 2. Enlace químico iónico.

Se suele creer que el bono adquiere carácter electrónico si EC > 1,7.

La diferencia en el valor de la electronegatividad es mayor cuanto más lejos se encuentran los elementos entre sí en el sistema periódico por período. Esta conexión es característica de los metales y no metales, especialmente aquellos ubicados en los grupos más remotos, por ejemplo, I y VII.

Ejemplo: sal de mesa, cloruro de sodio NaCl:

Arroz. 3. Esquema del enlace químico iónico del cloruro de sodio.

El enlace iónico existe en los cristales, tiene fuerza, longitud, pero no está saturado ni dirigido. El enlace iónico es característico solo para sustancias complejas, como sales, álcalis y algunos óxidos metálicos. En estado gaseoso, tales sustancias existen en forma de moléculas iónicas.

Se forma un enlace químico iónico entre los metales típicos y los no metales. Los electrones pasan sin falta del metal al no metal, formando iones. Como resultado, se forma una atracción electrostática, que se denomina enlace iónico.

De hecho, no se produce un enlace completamente iónico. El llamado enlace iónico es en parte iónico, en parte covalente. Sin embargo, el enlace de iones moleculares complejos puede considerarse iónico.

Ejemplos de formación de enlaces iónicos

Hay varios ejemplos de la formación de un enlace iónico:

• interacción del calcio y el flúor

Ca 0 (átomo) -2e \u003d Ca 2 + (ion)

Es más fácil para el calcio donar dos electrones que recibir los que le faltan.

F 0 (átomo) + 1e \u003d F- (ion)

- El flúor, por el contrario, es más fácil aceptar un electrón que ceder siete electrones.

Encontremos el mínimo común múltiplo entre las cargas de los iones formados. Es igual a 2. Determinemos el número de átomos de flúor que aceptarán dos electrones de un átomo de calcio: 2: 1 = 2. 4.

Hagamos una fórmula para un enlace químico iónico:

Ca0+2F0 →Ca2+F−2.

• interacción de sodio y oxígeno

4.3. Calificaciones totales recibidas: 318.