Vrste hemijskih veza

Svaki atom ima određeni broj elektrona. Ulazak u kemijskim reakcijama atomi dati steći ili socialises elektrona postizanje najstabilnije elektronske konfiguracije. Najstabilnija je konfiguracije s najnižom energijom (kao u plemeniti plin atoma). Ovaj obrazac se zove "oktet pravilo" (Sl. 1).

Sl. 1. oktet pravilo

Ovo pravilo se odnosi na sve vrste priključaka. Elektronske komunikacije između atoma im omogućava da se formira stabilna struktura, od jednostavnih do složenih biomolekuli kristala formiranje, na kraju živi sistemi. Oni se razlikuju od kristala kontinuiranog metabolizam. Međutim, mnoge hemijske reakcije javljaju mehanizmi elektron transfer, koji igraju ključnu ulogu u energetskim procesima u organizmu.

Kemijska veza - je sila drži zajedno dva ili više atoma, iona, molekula, ili njihova kombinacija. Priroda kemijski obveznica je univerzalna: to je elektrostatičke sile privlačenja između negativno naplaćeno elektrona i pozitivno nabijene jezgre, definiran od strane vanjskog konfiguraciju ljuske elektrona atoma. Sposobnost atom obliku hemijske veze zove valencija, ili oksidacijsko stanje. Sa konceptom valence povezanih valentnih elektrona - elektroni formiranje hemijske veze, koja se nalazi na najviše visoke energije orbitala. U skladu s tim, na vanjske ljuske atoma što orbitalne zove valence shell. Trenutno, nije dovoljno da ukazuju na prisutnost kemijske obveznica, a potrebno je odrediti svoj tip: ionski, kovalentne, dipol-dipol, metal.

Prvi tip veze - jon link

Prema teoriji elektron valence Lewis i Kossel, atomi mogu postići stabilnu elektronsku konfiguraciju na dva načina: prvo, gubi elektrone, pretvara u kacija, drugo, da to postanu, pretvara u anjoni. Kao što je formirana rezultat prijenosa elektrona kroz kemijske spajanje elektrostatičke privlačnu silu između jona s optužbama suprotnog predznaka, pod nazivom Kossel "electrovalent"(Sada se zove jon). U ovom slučaju, aniona i kationa formira stabilnu elektronsku konfiguraciju sa završenim vanjski elektron školjke. Tipična ionske veze formirane od kationa T i II periodnog sistema elemenata i nemetalnih anjoni VI i VII grupe (16 i 17 sub -, odnosno, chalcogens i halogeni). Veze u jonske spojeva i nezasićenih neusmerenih, tako da je mogućnost elektrostatičkog interakciji sa drugim iona, oni su spašeni. Sl. 2 i 3 pokazuju primjeri jonske obveznica odgovara modelu prijenosa elektrona Kossel.

Sl. 2. Ionska veza

Sl. 3. Ionska veza u molekulu soli (NaCl)

To je prikladno podsjetiti neke od osobina koje objašnjavaju ponašanje materije u prirodi, posebno, da razmotre ideju kiseline i osnova. Vodene otopine ovih supstanci je elektrolita. Oni imaju različite promjene boje pokazatelji. Mehanizam djelovanja je otkriven pokazatelja FV Ostwald. On je pokazao da su pokazatelji slabe kiseline ili baze, koji obojenost u undissociated i disociranog država razlikuje.

Temelji mogućnosti za neutralizaciju kiseline. Nije sve baze topiv u vodi (npr neki nerastvorljivo organskih spojeva koji ne sadrže OH grupa, posebno, trietilamin N (C₂H₅)₃)- topljiv poziva na bazi lužine.

Vodene otopine kiseline dolaze u karakteristične reakcije:

a) metal oxide - da formiraju soli i vode;

b) metal - da formira soli i vodika;

c) sa karbonata - da formiraju soli, Kolorado₂ i H₂O.

Svojstva kiselina i baza opisuju nekoliko teorija. U skladu s teorijom SA Arrhenius kiselina je supstanca koja disocira da formira ione H⁺, dok bazu oblike iona OH . Ova teorija ne uzima u obzir postojanje organske baze koje nemaju hidroksilne skupine.

U skladu sa proton teorija Bronstedovom Lowry kiselina je supstanca koja sadrži molekule ili ione donirati protona (donatori protona), a baza - supstanca koja se sastoji od molekula ili iona koji protona (primaoca protona). Imajte na umu da u vodene otopine jona vodonika postoje u hidrirani oblik, i.e. u obliku hidronijum jona H₃O⁺. Ova teorija opisuje reakcije ne samo sa vodom i hidroksid iona, ali i sprovodi u odsustvu otapala ili ne-vodeni otapala. Na primjer, u reakciji između amonijak NH₃ (Slaba baza) i čvrstih amonijev klorid je hlorovodonik formirana u fazi plina u ravnoteži sa mješavinom dva supstanci 4 čestice su uvijek prisutni, od kojih su dva - kiseline, a druga dva - osnova:

Ova ravnoteža mješavina sastavljena od dva para konjugata kiseline i baze:

1) NH₄⁺ i NH₃

2) HCl i cl

Evo, svaki od konjugirana kiselina i baza par razlikuju po jedan proton. Svaka kiselina ima svoju konjugirana baza. Jaka kiselina odgovara slaba konjugirana baza i slabih kiselina - jaka konjugirana baza.

Teorija Bronstedovom-Lowry pomaže da se objasni jedinstvenost ulogu vode za biosferu život. Voda, ovisno o supstanci u interakciji s njim, mogu imati svojstva ili kiseline ili baze. Na primjer, u reakcije octene kiseline vodena otopina je podzemne vode, i sa vodenim amonijak - kiseline.

1) CH₃COOH + H₂O &harr- H₃O⁺ + CH₃COO . Ovdje je octena kiselina molekula donira molekula protona vode;

2) NH₃ + H₂O &harr- NH₄⁺ + OH . Postoji molekula amonijaka prihvaća proton iz molekula vode.

Video: Video lekcija iz hemije "Vrste hemijskih veza. Kovalentna i jonske lijepljenje"

Dakle, voda može formirati dva konjugirana para:

1) H₂O (Kiselina) i OH (Konjugirana baza)

2) H₃oh⁺ (Kiselina) i H₂O (Konjugirana baza).

U prvom slučaju, voda donira proton, a drugi - prihvati to. Ova nekretnina se zove amfiprotonnostyu. Supstance koje mogu kao reagovati i kiseline i baze, pod nazivom amfoterni. Divljači takvih supstanci su česti. Na primjer, amino kiseline može formirati soli sa kiselinama i bazama. Stoga peptidi lako formirati koordinacija jedinjenja sa metalnim iona prisutnih.

Prema tome, karakteristične imovine jonske obveznica - ukupno raseljavanje Nara vezivanje elektrona na jednu od jezgra. To znači da između iona postoji regija u kojoj je gustoća elektrona je gotovo nula.

Drugi tip obveznica - kovalentna link

Atomi mogu formirati stabilne elektronske konfiguracije dijeleći elektrona. Takva veza se stvara kada elektronski par družili jedan iz svake atom. U ovom slučaju, zajednička elektrona između atoma zbog raspoređen. Primeri kovalentna veza može biti pozvan homonuclear dijatomički molekula H₂, N₂, F₂. Isti tip komunikacije je na raspolaganju za alotropi O₂ i ozon O₃ i polyatomic molekula S₈, kao iu heteronuclear molekula hlorovodonik HCl, ugljen-dioksida Kolorado₂, metan CH₄, etanol C₂H₅OH, sumporheksafluorid SF₆, acetilen C₂H₂. Svi ovi molekula jednako dijele elektrone, i njihov odnos zasićenih i istom pravcu (sl. 4). Za biolozi, važno je da dvostruki i trostruke veze, kovalentna radijusa atoma u odnosu na jednostrukom vezom smanjena.

Sl. 4. Kovalentna veza u molekulu Cl₂.

vrste jonske i kovalentna veza - dva ograničavajući slučaja od mnogih postojećih tipova kemijskih obveznica, koji, u praksi, većina linkova srednji. Jedinjenja dva elementa nalaze na suprotnim krajevima iste ili različite periode periodnog sistema, po mogućnosti čine ionske veze. Kao konvergencija elemenata u roku od njihovih jonskih prirode jedinjenja smanjen, a kovalentne - povećava. Na primjer, halogenidi i oksida elemenata periodnog sistema lijevi dio poželjno formirati ionske veze (NaCl, AgBr, Baso₄, CaCO₃, KNO₃, CaO, NaOH) I mase elemenata kao što je pravo strane stola - kovalentno (H₂O, CO₂, NH₃, NO₂, CH₄, fenol C₆H₅OH, glukoza C₆H₁₂oh₆, etanol C₂H₅OH).

Kovalentna veza, s druge strane, ima još jednu modifikaciju. U polyatomic jona u kompleksnih bioloških molekula, kako elektroni mogu doći samo iz jedan atom. pozvao davalac elektronski par. Atom, družiti se sa donatorom, elektron par se zove primalac elektronski par. Ova vrsta kovalentna veza se zove koordinaciju (donator-akceptor, ili dativ) komunikacija (Sl. 5). Ova vrsta komunikacije je najvažnije za biologije i medicine, hemije jer je najvažnije za metabolizam d-elementi su uglavnom opisane koordinaciju obveznica.

Pic. 5. koordinacija obveznica

Tipično, u kompleksu spoj metalnog atoma djeluje kao akceptor elektrona pary- obrnuto, kada jonske i kovalentne veze metalnog atoma je elektron donatora.

Suština je kovalentna veza i njegove varijante - koordinacija obveznica - može biti razjašnjena uz pomoć još jedne teorije kiselina i baza, predložio GN. Lewis. On je donekle proširio semantički pojam termina "kiseline" i "baza" teorije Bronstedovom-Lowry. Lewis teorija objašnjava prirodu formiranja kompleksnih iona i tvari uključenih u nukleofilne reakcije supstitucije, odnosno formiranja COP.

Prema Lewis kiselina, - supstanca sposobna formiranja kovalentna veza koju skupljaju elektronski par iz baze. Lewis baza naslova spoj ima nedeljenom elektronski par, koji doniruya elektroni formira kovalentna veza sa Lewis kiseline. To je, teorija Lewis proširuje opseg acido-bazne reakcije, kao reakcija u kojoj protoni nisu uključeni u sve. Osim toga proton sebi, prema ovoj teoriji, kao kiselina, kao sposobna da prihvati elektrona par.

Dakle, prema ovoj teoriji, Lewis kiseline su katione i anione - Lewis baze. Primjer je sljedeće reakcije:

Iznad njega je naveo da dođe do podjele na supstanci jonske i kovalentne relativna, jer je kompletan transfer elektrona iz metala atoma akceptora atoma u kovalentne molekule. U spojevi s jonskim svaki ion se nalazi u električnom polju suprotnog predznaka iona, tako da su međusobno su polarizirano i njihove granate su deformisani.

polarizabilnosti određuje elektronske strukture, punjenje i veličine imaju iona- anjoni je veći od kationa. Većina polarizabilnosti među kacija - kacija imaju veći naboj i manja veličina, na primjer, hg²⁺, CD²⁺, pb²⁺, al³⁺, TL³⁺. Snažan polarizirajući učinak ima H⁺. S obzirom da je utjecaj iona, polarizacije bilateralne, značajno mijenja svojstva spojeva formiraju njih.

Treći tip komunikacije - dipol-dipol link

Pored ove vrste komunikacije razlikuju se više dipol-dipol međumolekularne interakcija, koja se naziva vandervaalsovymi. Snaga ovih interakcija zavisi od prirode molekula. Dodijeliti interakciju tri vrste: trajno dipol - stalna dipol (dipol-dipol atrakcija) - stalna dipol - dipol izazvanih (indukcija atrakcija) - instant dipol - dipol izazvanih (disperzija atrakciju ili isključivanje u Londonu Sl. 6).

Sl. 6. Van der Waals obveznica

Dipol-dipol trenutku posjedovao samo molekule s polarnim kovalentne veze (HCl, NH₃, SO₂, H₂O, C₆H₅cl), Snaga spojnica je 1-2 Debye (1D = 3,338 10 ³⁰ Coulomb-metar - Cl m).

Iz biohemije luče drugi tip veze - vodonik obveznica je granični slučaj dipol-dipol privlačnost. Ova veza se formira privlačnost između atom vodonika i elektronegativniji atom mali, češće - kisik, fluor i azota. Sa velikim atomi imaju elektronegativnosti slične (npr, klor i sumpor), vodikove veze je znatno slabiji. atom vodonika razlikuje jedan osnovnu karakteristiku: povlačenjem vezivanja elektrona svoj kernel - proton - ogolila i prestaje da bude zaštićen od elektrona. Stoga atom se pretvara u veliku dipol.

Vodikove veze, van der Waals razliku se formira ne samo u intermolekulskih interakcije, ali i unutar iste molekule - intramolecular vodikova veza. Vodikove veze igraju važnu ulogu u biokemije, na primjer, za stabilizaciju strukture proteina u obliku spirala, ili da se formira dvostruke spirale DNK (Sl. 7).

Slika 7. vodikova veza

Vodonik i van der Waals veza je mnogo slabiji nego jonske, kovalentna i koordinaciju. Energija intermolekularnih obveznica koje su navedene u tabeli. 1.

Tabela 1. Energija intermolekularnih snaga

primjedba: Stepen intermolekularnih interakcija odražavaju entalpija taljenja i isparavanja parametara (bp). Jonskih jedinjenja neophodna za ion razdvajanje snaga znatno veći nego za razdvajanje molekula. Topi entalpija jonskih jedinjenja je znatno veća od molekularne vrste.

Četvrti vrstu komunikacije - metalik obveznica

Konačno, tu je još jedna vrsta intermolekularnih obveznica - metal: Povratne informacije metalne rešetke pozitivnih iona i slobodnih elektrona. U biološkim sistemima, ovaj tip veze nije pronađena.

Iz kratak pregled vrsta obveznica ispalo je jedan detalj: važan parametar atoma ili metalni ion - elektron donatora, i atom - elektron je njegova aktseptopa veličina. Ne ulazeći u detalje, napominjemo da kovalentno radijusa atoma, jonske radijus od metala i van der Waals radijus interakcije molekula povećava sa porastom atomskog broja grupa u periodnom sistemu. Vrijednosti radijusa jona - najmanji, a van der Waals radijus - najveći. Općenito, kada se vozi niz grupa radijusima svih elemenata povećava, kako kovalentna i van der Waals.

Najveću vrijednost za biologe i lekari koordinacija (donatora-akceptor) Komunikacija, koordinacija hemije u obzir.

Medicinski bioneorganika. GK ovca