170955 0

Hvert atom har et visst antall elektroner.

Inngå kjemiske reaksjoner, atomer donerer, tilegner seg eller sosialiserer elektroner, og når den mest stabile elektroniske konfigurasjonen. Konfigurasjonen med lavest energi er den mest stabile (som i edelgassatomer). Dette mønsteret kalles "oktettregelen" (fig. 1).

Ris. en.

Denne regelen gjelder for alle tilkoblingstyper. Elektroniske bindinger mellom atomer lar dem danne stabile strukturer, fra de enkleste krystallene til komplekse biomolekyler som til slutt danner levende systemer. De skiller seg fra krystaller i deres kontinuerlige metabolisme. Imidlertid forløper mange kjemiske reaksjoner i henhold til mekanismene elektronisk overføring, som spiller en viktig rolle i energiprosessene i kroppen.

En kjemisk binding er en kraft som holder sammen to eller flere atomer, ioner, molekyler eller en hvilken som helst kombinasjon av dem..

Natur kjemisk forbindelse universell: det er den elektrostatiske tiltrekningskraften mellom negativt ladede elektroner og positivt ladede kjerner, bestemt av konfigurasjonen av elektronene i det ytre skallet av atomer. Et atoms evne til å danne kjemiske bindinger kalles valens, eller oksidasjonstilstand. Konseptet av valenselektroner- elektroner som danner kjemiske bindinger, det vil si de som befinner seg i de mest energirike orbitalene. Følgelig kalles det ytre skallet til et atom som inneholder disse orbitalene valens skall. For tiden er det ikke nok å indikere tilstedeværelsen av en kjemisk binding, men det er nødvendig å avklare typen: ionisk, kovalent, dipol-dipol, metallisk.

Den første typen tilkobling erionisk forbindelse

I følge Lewis og Kossels elektroniske teori om valens kan atomer oppnå en stabil elektronisk konfigurasjon på to måter: For det første ved å miste elektroner, bli kationer, for det andre å anskaffe dem, bli til anioner. Som et resultat av elektronoverføring, på grunn av den elektrostatiske tiltrekningskraften mellom ioner med ladninger av motsatt fortegn, dannes en kjemisk binding, kalt Kossel " elektrovalent(nå kalt ionisk).

I dette tilfellet danner anioner og kationer en stabil elektronisk konfigurasjon med et fylt ytre elektronskall. Typiske ioniske bindinger dannes fra kationer av T- og II-gruppene i det periodiske systemet og anioner av ikke-metalliske elementer i gruppene VI og VII (henholdsvis 16 og 17 undergrupper, kalkogener og halogener). Bindingene i ioniske forbindelser er umettede og ikke-retningsbestemte, så de beholder muligheten for elektrostatisk interaksjon med andre ioner. På fig. 2 og 3 viser eksempler på ionebindinger tilsvarende Kossel-elektronoverføringsmodellen.

Ris. 2.

Ris. 3. Ionebinding i natriumklorid (NaCl)-molekylet

Her er det hensiktsmessig å minne om noen av egenskapene som forklarer oppførselen til stoffer i naturen, spesielt for å vurdere begrepet syrer og begrunnelse.

Vandige løsninger av alle disse stoffene er elektrolytter. De skifter farge på forskjellige måter. indikatorer. Virkningsmekanismen til indikatorer ble oppdaget av F.V. Ostwald. Han viste at indikatorene er svake syrer eller baser, hvis farge i udissosiert og dissosiert tilstand er forskjellig.

Baser kan nøytralisere syrer. Ikke alle baser er løselige i vann (for eksempel er noen organiske forbindelser som ikke inneholder -OH-grupper uløselige, spesielt trietylamin N (C 2 H 5) 3); løselige baser kalles alkalier.

Vandige løsninger av syrer inngår karakteristiske reaksjoner:

a) med metalloksider - med dannelse av salt og vann;

b) med metaller - med dannelse av salt og hydrogen;

c) med karbonater - med dannelse av salt, CO 2 og H 2 O.

Egenskapene til syrer og baser er beskrevet av flere teorier. I samsvar med teorien til S.A. Arrhenius, en syre er et stoff som dissosieres for å danne ioner H+ , mens basen danner ioner HAN-. Denne teorien tar ikke hensyn til eksistensen av organiske baser som ikke har hydroksylgrupper.

På linje med proton Bronsted og Lowrys teori er en syre et stoff som inneholder molekyler eller ioner som donerer protoner ( givere protoner), og basen er et stoff som består av molekyler eller ioner som aksepterer protoner ( akseptere protoner). Merk at i vandige løsninger eksisterer hydrogenioner i en hydratisert form, det vil si i form av hydroniumioner H3O+ . Denne teorien beskriver reaksjoner ikke bare med vann og hydroksidioner, men også utført i fravær av et løsningsmiddel eller med et ikke-vandig løsningsmiddel.

For eksempel i reaksjonen mellom ammoniakk NH 3 (svak base) og hydrogenklorid i gassfasen, dannes fast ammoniumklorid, og i en likevektsblanding av to stoffer er det alltid 4 partikler, hvorav to er syrer, og de to andre er baser:

Denne likevektsblandingen består av to konjugerte par syrer og baser:

1)NH 4+ og NH 3

2) HCl og Cl ‑

Her, i hvert konjugert par, skiller syren og basen seg med ett proton. Hver syre har en konjugert base. En sterk syre har en svak konjugert base, og en svak syre har en sterk konjugert base.

Bronsted-Lowry-teorien gjør det mulig å forklare vannets unike rolle for biosfærens liv. Vann, avhengig av stoffet som interagerer med det, kan vise egenskapene til enten en syre eller en base. For eksempel i reaksjoner med vandige løsninger Med eddiksyre er vann en base, og med vandige løsninger av ammoniakk er det en syre.

1) CH3COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO-. Her donerer eddiksyremolekylet et proton til vannmolekylet;

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + HAN-. Her aksepterer ammoniakkmolekylet et proton fra vannmolekylet.

Dermed kan vann danne to konjugerte par:

1) H 2 O(syre) og HAN- (konjugert base)

2) H 3 O+ (syre) og H 2 O(konjugert base).

I det første tilfellet donerer vann et proton, og i det andre aksepterer det det.

En slik eiendom kalles amfiprotonitet. Stoffer som kan reagere som både syrer og baser kalles amfoterisk. Slike stoffer finnes ofte i naturen. For eksempel kan aminosyrer danne salter med både syrer og baser. Derfor danner peptider lett koordinasjonsforbindelser med metallionene som er tilstede.

Dermed er den karakteristiske egenskapen til en ionisk binding den fullstendige forskyvningen av en haug med bindende elektroner til en av kjernene. Dette betyr at det er et område mellom ionene hvor elektrontettheten er nesten null.

Den andre typen tilkobling erkovalent forbindelse

Atomer kan danne stabile elektroniske konfigurasjoner ved å dele elektroner.

En slik binding dannes når et elektronpar deles én om gangen. fra hver atom. I dette tilfellet er de sosialiserte bindingselektronene fordelt likt mellom atomene. Eksempler kovalent binding kan kalles homonukleær diatomisk H molekyler 2 , N 2 , F 2. Allotroper har samme type binding. O 2 og ozon O 3 og for et polyatomisk molekyl S 8 og også heteronukleære molekyler hydrogenklorid HCl, karbondioksid CO 2, metan CH 4, etanol FRA 2 H 5 HAN svovelheksafluorid SF 6, acetylen FRA 2 H 2. Alle disse molekylene har de samme felles elektronene, og deres bindinger er mettet og rettet på samme måte (fig. 4).

For biologer er det viktig at de kovalente radiene til atomer i dobbelt- og trippelbindinger reduseres sammenlignet med en enkeltbinding.

Ris. fire. Kovalent binding i Cl 2-molekylet.

Ioniske og kovalente typer bindinger er to begrensende tilfeller av mange eksisterende typer kjemiske bindinger, og i praksis er de fleste bindingene mellomliggende.

Forbindelser av to elementer lokalisert i motsatte ender av samme eller forskjellige perioder av Mendeleev-systemet danner hovedsakelig ioniske bindinger. Når elementene nærmer seg hverandre i løpet av en periode, avtar den ioniske naturen til forbindelsene deres, mens den kovalente karakteren øker. For eksempel danner halogenidene og oksidene til grunnstoffene på venstre side av det periodiske systemet hovedsakelig ioniske bindinger ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), og de samme forbindelsene av elementene på høyre side av tabellen er kovalente ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH glukose C6H12O6 etanol C2H5OH).

Den kovalente bindingen har på sin side en annen modifikasjon.

I polyatomiske ioner og i komplekse biologiske molekyler kan begge elektronene bare komme fra en atom. Det kalles giver elektronpar. Et atom som sosialiserer dette elektronparet med en donor kalles akseptor elektronpar. Denne typen kovalent binding kalles koordinering (donor-akseptor, ellerdativ) kommunikasjon(Fig. 5). Denne typen bindinger er viktigst for biologi og medisin, siden kjemien til de viktigste d-elementene for metabolisme i stor grad beskrives av koordinasjonsbindinger.

Bilde 5.

Som regel, i en kompleks forbindelse, fungerer et metallatom som en elektronparakseptor; tvert imot, i ioniske og kovalente bindinger er metallatomet en elektrondonor.

Essensen av den kovalente bindingen og dens variasjon - koordinasjonsbindingen - kan avklares ved hjelp av en annen teori om syrer og baser, foreslått av GN. Lewis. Han utvidet noe det semantiske konseptet med begrepene "syre" og "base" i henhold til Bronsted-Lowry-teorien. Lewis-teorien forklarer arten av dannelsen av komplekse ioner og stoffers deltakelse i reaksjoner nukleofil substitusjon, det vil si i dannelsen av CS.

Ifølge Lewis er en syre et stoff som er i stand til å danne en kovalent binding ved å akseptere et elektronpar fra en base. En Lewis-base er et stoff som har et ensomt elektronpar, som ved å donere elektroner danner en kovalent binding med Lewis-syre.

Det vil si at Lewis-teorien utvider spekteret av syre-base-reaksjoner også til reaksjoner der protoner ikke deltar i det hele tatt. Dessuten er selve protonet, ifølge denne teorien, også en syre, siden det er i stand til å akseptere et elektronpar.

Derfor, ifølge denne teorien, er kationer Lewis-syrer og anioner er Lewis-baser. Følgende reaksjoner er eksempler:

Det ble bemerket ovenfor at underinndelingen av stoffer i ioniske og kovalente er relativ, siden det ikke er noen fullstendig overgang av et elektron fra metallatomer til akseptoratomer i kovalente molekyler. I ioniske forbindelser er hvert ion i elektrisk felt ioner av motsatt tegn, slik at de er gjensidig polarisert, og skallene deres deformeres.

Polariserbarhet bestemt av den elektroniske strukturen, ladningen og størrelsen på ionet; det er høyere for anioner enn for kationer. Den høyeste polariserbarheten blant kationer er for kationer med større ladning og mindre størrelse, for eksempel for Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Har en sterk polariserende effekt H+ . Siden effekten av ionepolarisering er toveis, endrer den egenskapene til forbindelsene de danner betydelig.

Den tredje typen tilkobling -dipol-dipol forbindelse

I tillegg til de listede kommunikasjonstypene er det også dipol-dipol intermolekylært interaksjoner, også kjent som van der Waals .

Styrken til disse interaksjonene avhenger av molekylenes natur.

Det er tre typer interaksjoner: permanent dipol - permanent dipol ( dipol-dipol tiltrekning); permanent dipol - indusert dipol ( induksjon tiltrekning); øyeblikkelig dipol - indusert dipol ( spredning attraksjon, eller London-styrker; ris. 6).

Ris. 6.

Bare molekyler med polare kovalente bindinger har et dipol-dipolmoment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), og bindingsstyrken er 1-2 debye(1D \u003d 3.338 × 10 -30 coulomb meter - C × m).

I biokjemi skilles en annen type binding - hydrogen forbindelse, som er et begrensende tilfelle dipol-dipol tiltrekning. Denne bindingen dannes av tiltrekningen mellom et hydrogenatom og et lite elektronegativt atom, oftest oksygen, fluor og nitrogen. Med store atomer som har en lignende elektronegativitet (for eksempel med klor og svovel), er hydrogenbindingen mye svakere. Hydrogenatomet utmerker seg ved en vesentlig egenskap: når bindingselektronene trekkes bort, blir kjernen - protonet - eksponert og slutter å bli skjermet av elektroner.

Derfor blir atomet til en stor dipol.

En hydrogenbinding, i motsetning til en van der Waals-binding, dannes ikke bare under intermolekylære interaksjoner, men også innenfor ett molekyl - intramolekylært Hydrogenbinding. Hydrogenbindinger spiller en viktig rolle i biokjemi, for eksempel for å stabilisere strukturen til proteiner i form av en α-helix, eller for dannelsen av en DNA-dobbelhelix (fig. 7).

Fig.7.

Hydrogen- og van der Waals-bindinger er mye svakere enn ioniske, kovalente og koordinasjonsbindinger. Energien til intermolekylære bindinger er angitt i tabell. en.

Tabell 1. Energi av intermolekylære krefter

Merk: Graden av intermolekylære interaksjoner gjenspeiler entalpien ved smelting og fordampning (koking). Ioneforbindelser krever mye mer energi for å skille ioner enn for å skille molekyler. Smelteentalpiene til ioniske forbindelser er mye høyere enn for molekylære forbindelser.

Den fjerde typen tilkobling -metallisk binding

Til slutt er det en annen type intermolekylære bindinger - metall: kobling av positive ioner av gitteret av metaller med frie elektroner. Denne typen sammenheng forekommer ikke i biologiske objekter.

Fra en kort gjennomgang av typene bindinger kommer en detalj frem: en viktig parameter for et atom eller ion av et metall - en elektrondonor, så vel som et atom - en elektronakseptor er dens størrelsen.

Uten å gå i detaljer, legger vi merke til at de kovalente radiene til atomer, de ioniske radiene til metaller og van der Waals-radiene til interagerende molekyler øker når atomnummeret deres i gruppene i det periodiske systemet øker. I dette tilfellet er verdiene til ioneradiene de minste, og van der Waals-radiene er de største. Som regel, når du beveger deg nedover i gruppen, øker radiene til alle elementene, både kovalente og van der Waals.

Det viktigste for biologer og leger er koordinasjon(giver-akseptor) bindinger vurdert av koordinasjonskjemi.

Medisinsk bioinorganisk stoff. G.K. Barashkov

En kjemisk binding er samspillet mellom atomer, som bestemmer stabiliteten til en kjemisk partikkel eller krystall som helhet.
Naturen til en kjemisk binding er den elektrostatiske tiltrekningen av motsatt ladede partikler (kationer og anioner, atomkjerner og elektronpar, metallkationer og elektroner).
I henhold til dannelsesmekanismen er det:
a) ionebinding - en binding mellom et metallkation og et ikke-metallanion. Således oppstår den ioniske typen binding i stoffer dannet av atomer av sterke metaller og sterke ikke-metaller. Samtidig donerer metallatomer elektroner fra det eksterne (noen ganger fra det pre-eksterne) energinivået og blir til positivt ladede ioner (kationer), og ikke-metallatomer aksepterer elektroner til det ytre energinivået og blir til negativt ladede ioner (anioner) (eksempler på stoffer: oksider av typiske metaller K2O, CaO, MgO, baser KOH, Ca(OH)2, salter NaNO3, CaSO4).
b) en kovalent binding - en binding mellom atomer av ikke-metaller. En kovalent binding oppstår på grunn av dannelsen av vanlige elektronpar fra uparrede elektroner av det ytre energinivået til hvert ikke-metallatom (beregnet i henhold til formel 8 - gruppenummeret til elementet). Antall bindinger i en forbindelse er lik antall delte elektronpar. Hvis forbindelsen er dannet av atomer av ett kjemisk element - ikke-metaller, kalles bindingen kovalent ikke-polar (eksempler: N2, Cl2, O2, H2). En kovalent ikke-polar binding eksisterer i enkle ikke-metalliske stoffer. Hvis forbindelsen er dannet av atomer av forskjellige ikke-metalliske elementer, kalles bindingen kovalent polar, fordi i dette tilfellet skifter vanlige elektronpar mot grunnstoffet med større elektronegativitet og delvis positive og delvis negative ladninger vises på grunnstoffene (eksempler på stoffer: HCl, NO, CCl4, H2SO4). En kovalent polar binding eksisterer i komplekse stoffer dannet av ikke-metallatomer.
Valens - evnen til atomer av kjemiske elementer til å danne kjemiske bindinger. Numerisk sammenfaller valens med antall kjemiske bindinger som atomer av et gitt kjemisk element danner med atomer av et annet kjemisk element. Den høyeste valensen faller sammen med gruppenummeret til grunnstoffet (unntak: oksygen (II) og nitrogen (IV)).
c) en metallisk binding - en binding mellom atom-ioner av metaller og sosialiserte elektroner. En metallisk binding oppstår som et resultat av at metallatomer donerer alle elektronene fra det ytre energinivået til det felles interatomære rommet og blir til positivt ladede ioner (kationer). Sosialiserte elektroner beveger seg fritt i det interatomiske rommet og binder alle kationer til en enkelt helhet på grunn av elektrostatisk tiltrekning. En metallisk binding observeres i enkle stoffer-metaller eller i metallegeringer (eksempler på stoffer: Al, Fe, Cu, bronse, messing).

kjemisk forbindelse

Det er ingen enkeltatomer i naturen. Alle av dem er i sammensetningen av enkle og komplekse forbindelser, der deres kombinasjon til molekyler er sikret ved dannelse av kjemiske bindinger med hverandre.

Dannelsen av kjemiske bindinger mellom atomer er en naturlig, spontan prosess, siden i dette tilfellet avtar energien til molekylsystemet, dvs. energien til molekylsystemet er mindre enn den totale energien til de isolerte atomene. Dette er drivkraften bak dannelsen av en kjemisk binding.

Naturen til kjemiske bindinger er elektrostatisk, fordi Atomer er en samling ladede partikler, mellom hvilke tiltreknings- og frastøtningskreftene virker, som kommer i likevekt.

Uparede elektroner lokalisert i ytre atomorbitaler (eller ferdige elektronpar) - valenselektroner - deltar i dannelsen av bindinger. De sier at når bindinger dannes, overlapper elektronskyer seg, noe som resulterer i et område mellom atomkjernene hvor sannsynligheten å finne elektroner til begge atomer er maksimalt.

s, p - elementer	d - elementer
Valenselektroner er det ytre nivået For eksempel, H +1) 1 e 1s 1 1 valenselektron O+8) 2e) 6 e 1s 2 2s 2 2p 4 Ytre nivå ikke fullført - 6 valenselektroner	Valenselektroner er det ytre nivået ogd er elektroner på det preeksterne nivået For eksempel , Cr +24) 2e) 8e) 8e+ 5e )1e 6 valenselektroner (5e + 1e)

kjemisk forbindelse - dette er samspillet mellom atomer, utført ved utveksling av elektroner.

Når en kjemisk binding dannes, har atomer en tendens til å erverve et stabilt åtte-elektron (eller to-elektron - H, He) ytre skall, tilsvarende strukturen til det nærmeste inerte gassatomet, dvs. fullfør ditt ytre nivå.

Klassifisering av kjemiske bindinger.

1. I henhold til mekanismen for dannelse av kjemiske bindinger.

en) Utveksling når begge atomene som danner en binding gir uparrede elektroner for den.

For eksempel dannelsen av hydrogenmolekyler H 2 og klor Cl 2:

b) giver-akseptor , når ett av atomene gir et klart par elektroner (donor) for å danne en binding, og det andre atomet gir en tom fri orbital.

For eksempel dannelsen av et ammoniumion (NH 4) + (ladet partikkel):

2. I henhold til måten elektronorbitalene overlapper.

en) σ - tilkobling (sigma), når overlappingsmaksimumet ligger på linjen som forbinder atomsentrene.

For eksempel,

H 2 σ (s-s)

Cl 2 σ(p-p)

HClσ(s-p)

b) π - tilkoblinger (pi), hvis overlappingsmaksimumet ikke ligger på linjen som forbinder atomsentrene.

3. I henhold til metoden for å oppnå det fullførte elektronskallet.

Hvert atom har en tendens til å fullføre sitt ytre elektronskall, og det kan være flere måter å oppnå en slik tilstand på.

Sammenligningstegn	kovalent		Ionisk	metall
	ikke-polar	polar
Hvordan oppnås det fullførte elektronskallet?	Sosialisering av elektroner	Sosialisering av elektroner	Fullstendig overføring av elektroner, dannelse av ioner (ladede partikler).	Sosialisering av elektroner av alle atomer i krisen. gitter
Hvilke atomer er involvert?	nemh - nemh EO = EO	1) Nemeth-Nemeth 1 2) Meth-Nemeth EO < ЭО	meth+ [numm] - EO << EO	Stedene inneholder kationiske metallatomer. Kommunikasjon utføres av elektroner som beveger seg fritt i det interstitielle rommet.
∆c = EO 1 - EO 2		< 1,7	> 1,7
Eksempler	enkle stoffer er ikke-metaller.

En ionisk kjemisk binding er en binding som dannes mellom atomer av kjemiske elementer (positivt eller negativt ladede ioner). Så hva er en ionisk binding, og hvordan dannes den?

Generelle egenskaper ved den ioniske kjemiske bindingen

Ioner er ladede partikler som atomer blir til når de donerer eller tar imot elektroner. De er tiltrukket av hverandre ganske sterkt, det er av denne grunn at stoffer med denne typen binding har høye koke- og smeltepunkter.

Ris. 1. Ioner.

En ionisk binding er en kjemisk binding mellom forskjellige ioner på grunn av deres elektrostatiske tiltrekning. Det kan betraktes som det begrensende tilfellet av en kovalent binding, når forskjellen mellom elektronegativiteten til de bundne atomene er så stor at fullstendig separasjon av ladninger oppstår.

Ris. 2. Ionisk kjemisk binding.

Det antas vanligvis at obligasjonen får en elektronisk karakter hvis EC > 1,7.

Forskjellen i verdien av elektronegativitet er større, jo lenger elementene er plassert fra hverandre i det periodiske systemet for periode. Denne forbindelsen er karakteristisk for metaller og ikke-metaller, spesielt de som ligger i de mest avsidesliggende gruppene, for eksempel I og VII.

Eksempel: bordsalt, natriumklorid NaCl:

Ris. 3. Skjema for den ioniske kjemiske bindingen til natriumklorid.

Ionebindingen eksisterer i krystaller, den har styrke, lengde, men er ikke mettet og ikke rettet. Ionebinding er karakteristisk bare for komplekse stoffer, som salter, alkalier og noen metalloksider. I gassform eksisterer slike stoffer i form av ioniske molekyler.

En ionisk kjemisk binding dannes mellom typiske metaller og ikke-metaller. Elektroner går uten feil fra metallet til ikke-metallet, og danner ioner. Som et resultat dannes det en elektrostatisk tiltrekning, som kalles en ionisk binding.

Faktisk oppstår ikke en fullstendig ionisk binding. Den såkalte ioniske bindingen er delvis ionisk, delvis kovalent. Imidlertid kan bindingen til komplekse molekylære ioner betraktes som ionisk.

Eksempler på dannelse av ionebindinger

Det er flere eksempler på dannelsen av en ionisk binding:

• interaksjon mellom kalsium og fluor

Ca 0 (atom) -2e \u003d Ca 2 + (ion)

Det er lettere for kalsium å donere to elektroner enn å motta de som mangler.

F 0 (atom) + 1e \u003d F- (ion)

– Fluor er tvert imot lettere å akseptere ett elektron enn å gi syv elektroner.

La oss finne det minste felles multiplum mellom ladningene til de dannede ionene. Det er lik 2. La oss bestemme antall fluoratomer som vil akseptere to elektroner fra et kalsiumatom: 2: 1 = 2. 4.

La oss lage en formel for en ionisk kjemisk binding:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• interaksjon mellom natrium og oksygen

4.3. Totalt mottatte vurderinger: 318.