170009 0

Svaki atom ima određeni broj elektrona.

Ulazak kemijske reakcije, atomi doniraju, dobivaju ili dijele elektrone, postižući najstabilniju elektroničku konfiguraciju. Konfiguracija s najnižom energijom (kao u atomima plemenitog plina) pokazuje se najstabilnijom. Taj se uzorak naziva "pravilo okteta" (slika 1).

Riža. 1.

Ovo pravilo vrijedi za sve vrste veza. Elektroničke veze među atomima omogućuju im stvaranje stabilnih struktura, od najjednostavnijih kristala do složenih biomolekula koje u konačnici tvore žive sustave. Od kristala se razlikuju po kontinuiranom metabolizmu. Istodobno, mnoge kemijske reakcije odvijaju se prema mehanizmima elektronički prijenos, koji imaju ključnu ulogu u energetskim procesima u tijelu.

Kemijska veza je sila koja drži zajedno dva ili više atoma, iona, molekula ili bilo koju njihovu kombinaciju.

Priroda kemijske veze je univerzalna: to je elektrostatska sila privlačenja između negativno nabijenih elektrona i pozitivno nabijenih jezgri, određena konfiguracijom elektrona vanjske ljuske atoma. Sposobnost atoma da stvara kemijske veze naziva se valencija, ili oksidacijsko stanje. Koncept valentni elektroni- elektroni koji tvore kemijske veze, odnosno nalaze se u najvišim energetskim orbitalama. U skladu s tim naziva se vanjska ljuska atoma koja sadrži te orbitale valentna ljuska. Trenutno nije dovoljno naznačiti prisutnost kemijske veze, već je potrebno razjasniti njen tip: ionski, kovalentni, dipol-dipol, metalni.

Prva vrsta veze jeionski veza

Prema Lewisovoj i Kosselovoj teoriji elektroničke valencije, atomi mogu postići stabilnu elektroničku konfiguraciju na dva načina: prvo, gubitkom elektrona, postajući kationi, drugo, stjecanje ih, pretvaranje u anioni. Kao rezultat prijenosa elektrona, zbog elektrostatske sile privlačenja između iona s nabojima suprotnih predznaka, nastaje kemijska veza koju je Kossel nazvao “ elektrovalentni"(sada se zove ionski).

U ovom slučaju, anioni i kationi tvore stabilnu elektroničku konfiguraciju s ispunjenim vanjskim dijelom elektronska ljuska. Tipične ionske veze nastaju iz kationa T i II skupine periodni sustav elemenata i anioni nemetalnih elemenata skupine VI i VII (16, odnosno 17 podskupina, halkogeni I halogeni). Veze ionskih spojeva su nezasićene i neusmjerene, pa zadržavaju mogućnost elektrostatske interakcije s drugim ionima. Na sl. Slike 2 i 3 prikazuju primjere ionskih veza koje odgovaraju Kosselovom modelu prijenosa elektrona.

Riža. 2.

Riža. 3. Ionska veza u molekuli stolna sol(NaCl)

Ovdje je prikladno podsjetiti na neka svojstva koja objašnjavaju ponašanje tvari u prirodi, posebno razmotriti ideju kiseline I razloga.

Vodene otopine svih ovih tvari su elektroliti. Različito mijenjaju boju indikatori. Mehanizam djelovanja indikatora otkrio je F.V. Ostwald. Pokazao je da su indikatori slabe kiseline ili baze, čija se boja razlikuje u nedisociranom i disociranom stanju.

Baze mogu neutralizirati kiseline. Nisu sve baze topljive u vodi (na primjer, neke su netopljive organski spojevi, posebno ne sadrže - OH skupine, trietilamin N(C 2 H 5) 3); topljive baze nazivaju se lužine.

Vodene otopine kiselina podliježu karakterističnim reakcijama:

a) s metalnim oksidima - uz stvaranje soli i vode;

b) s metalima - uz stvaranje soli i vodika;

c) s karbonatima - uz stvaranje soli, CO 2 i N 2 O.

Svojstva kiselina i baza opisuju nekoliko teorija. U skladu s teorijom S.A. Arrheniusa, kiselina je tvar koja disocira i stvara ione N+ , dok baza tvori ione ON- . Ova teorija ne uzima u obzir postojanje organskih baza koje nemaju hidroksilne skupine.

U skladu s proton Prema teoriji Brønsteda i Lowryja, kiselina je tvar koja sadrži molekule ili ione koji doniraju protone ( donatori protoni), a baza je tvar koja se sastoji od molekula ili iona koji prihvaćaju protone ( akceptori protoni). Imajte na umu da u vodenim otopinama vodikovi ioni postoje u hidratiziranom obliku, odnosno u obliku hidronijevih iona H3O+ . Ova teorija opisuje reakcije ne samo s vodom i hidroksidnim ionima, već i one koje se izvode u odsutnosti otapala ili s nevodenim otapalom.

Na primjer, u reakciji između amonijaka N.H. 3 (slaba baza) i klorovodika u plinovitoj fazi nastaje čvrsti amonijev klorid, au ravnotežnoj smjesi dviju tvari uvijek postoje 4 čestice od kojih su dvije kiseline, a druge dvije baze:

Ova ravnotežna smjesa sastoji se od dva konjugirana para kiselina i baza:

1)N.H. 4+ i N.H. 3

2) HCl I Cl ‑

Ovdje se u svakom konjugiranom paru kiselina i baza razlikuju za jedan proton. Svaka kiselina ima konjugiranu bazu. Jaka kiselina ima slabu konjugiranu bazu, a slaba kiselina ima jaku konjugiranu bazu.

Brønsted-Lowryjeva teorija pomaže objasniti jedinstvenu ulogu vode za život biosfere. Voda, ovisno o tvari koja s njom stupa u interakciju, može pokazivati ​​svojstva kiseline ili baze. Na primjer, u reakcijama sa vodene otopine Kod octene kiseline voda je baza, a kod vodenih otopina amonijaka kiselina.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Ovdje molekula octene kiseline predaje proton molekuli vode;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ON- . Ovdje molekula amonijaka prihvaća proton od molekule vode.

Dakle, voda može formirati dva konjugirana para:

1) H2O(kiselina) i ON- (konjugirana baza)

2) H 3 O+ (kiselina) i H2O(konjugirana baza).

U prvom slučaju voda daje proton, au drugom ga prihvaća.

Ovo svojstvo se zove amfiprotonizam. Nazivaju se tvari koje mogu reagirati i kao kiseline i kao baze amfoteran. Takve se tvari često nalaze u živoj prirodi. Na primjer, aminokiseline mogu tvoriti soli i s kiselinama i s bazama. Stoga peptidi lako tvore koordinacijske spojeve s prisutnim metalnim ionima.

Tako, karakteristično svojstvo ionska veza – potpuno kretanje dvaju veznih elektrona prema jednoj od jezgri. To znači da između iona postoji područje u kojem je gustoća elektrona gotovo nula.

Druga vrsta veze jekovalentni veza

Atomi mogu formirati stabilne elektroničke konfiguracije dijeljenjem elektrona.

Takva veza nastaje kada se par elektrona dijeli jedan po jedan od svih atom. U ovom slučaju, zajednički elektroni veze ravnomjerno su raspoređeni između atoma. Primjeri kovalentna veza može se nazvati homonuklearni dvoatomski molekule H 2 , N 2 , F 2. Isti tip veze nalazimo u alotropima O 2 i ozon O 3 i za poliatomsku molekulu S 8 i također heteronuklearne molekule klorovodik HCl, ugljični dioksid CO 2, metan CH 4, etanol S 2 N 5 ON, sumporov heksafluorid SF 6, acetilen S 2 N 2. Sve te molekule dijele iste elektrone, a njihove veze su zasićene i usmjerene na isti način (slika 4).

Za biologe je važno da dvostruke i trostruke veze imaju smanjene kovalentne atomske radijuse u usporedbi s jednostrukom vezom.

Riža. 4. Kovalentna veza u molekuli Cl 2.

Ionska i kovalentna vrsta veze dva su granična slučaja skupa postojeće vrste kemijske veze, a u praksi je većina veza intermedijarna.

Spojevi dvaju elemenata koji se nalaze na suprotnim krajevima iste ili različite periode periodnog sustava pretežno tvore ionske veze. Kako se elementi približavaju jedan drugome unutar perioda, ionska priroda njihovih spojeva se smanjuje, a kovalentni karakter povećava. Na primjer, halogenidi i oksidi elemenata na lijevoj strani periodni sustav elemenata tvore pretežno ionske veze ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), a isti spojevi elemenata na desnoj strani tablice su kovalentni ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glukoza C6H1206, etanol C2H5OH).

Kovalentna veza pak ima još jednu modifikaciju.

U poliatomskim ionima iu složenim biološkim molekulama, oba elektrona mogu doći samo iz jedan atom. To se zove donator elektronski par. Atom koji dijeli ovaj par elektrona s donorom naziva se akceptor elektronski par. Ova vrsta kovalentne veze naziva se koordinacija (donor-akceptor, ilidativ) komunikacija(slika 5). Ova vrsta veze najvažnija je za biologiju i medicinu, budući da je kemija d-elemenata najvažnijih za metabolizam uvelike opisana koordinacijskim vezama.

sl. 5.

U pravilu, u složenom spoju atom metala djeluje kao akceptor elektronskog para; naprotiv, u ionskim i kovalentnim vezama atom metala je donor elektrona.

Bit kovalentne veze i njezine raznolikosti - koordinacijske veze - može se razjasniti uz pomoć druge teorije kiselina i baza koju je predložio GN. Lewis. Donekle je proširio semantički koncept pojmova "kiselina" i "baza" prema Brønsted-Lowry teoriji. Lewisova teorija objašnjava prirodu obrazovanja kompleksni ioni te sudjelovanje tvari u reakcijama nukleofilne supstitucije, odnosno u stvaranju CS.

Prema Lewisu, kiselina je tvar sposobna formirati kovalentnu vezu prihvaćanjem elektronskog para od baze. Lewisova baza je tvar koja ima usamljeni elektronski par, koji doniranjem elektrona stvara kovalentnu vezu s Lewisovom kiselinom.

Odnosno, Lewisova teorija proširuje raspon kiselo-baznih reakcija i na reakcije u kojima protoni uopće ne sudjeluju. Štoviše, sam proton, prema ovoj teoriji, također je kiselina, budući da je sposoban prihvatiti elektronski par.

Stoga su prema ovoj teoriji kationi Lewisove kiseline, a anioni Lewisove baze. Primjer bi bile sljedeće reakcije:

Gore je navedeno da je podjela tvari na ionske i kovalentne relativna, budući da se u kovalentnim molekulama ne događa potpuni prijenos elektrona s atoma metala na atome akceptora. U spojevima s ionskim vezama svaki se ion nalazi u električnom polju iona suprotnog predznaka, pa su oni međusobno polarizirani, a ljuske su im deformirane.

Polarizabilnost određeno elektronskom strukturom, nabojem i veličinom iona; za anione je veća nego za katione. Najveću polarizabilnost među kationima imaju kationi većeg naboja i manje veličine, npr. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ima snažan polarizirajući učinak N+ . Budući da je utjecaj polarizacije iona dvosmjeran, ona značajno mijenja svojstva spojeva koje stvaraju.

Treća vrsta veze jedipol-dipol veza

Osim navedenih vrsta komunikacije postoje i dipol-dipol intermolekularni interakcije, koje se također nazivaju van der Waals .

Snaga ovih interakcija ovisi o prirodi molekula.

Postoje tri vrste interakcija: permanentni dipol - permanentni dipol ( dipol-dipol privlačnost); trajni dipol - inducirani dipol ( indukcija privlačnost); trenutni dipol - inducirani dipol ( disperzivan privlačnost, ili londonske sile; riža. 6).

Riža. 6.

Samo molekule s polarnom kovalentnom vezom imaju dipol-dipolni moment ( HCl, NH3, SO2, H20, C6H5Cl), a čvrstoća veze je 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 kulonskih metara - C × m).

U biokemiji postoji još jedna vrsta veze - vodik veza koja je granični slučaj dipol-dipol privlačnost. Ova veza nastaje privlačenjem između atoma vodika i malog elektronegativnog atoma, najčešće kisika, fluora i dušika. S velikim atomima koji imaju sličnu elektronegativnost (kao što su klor i sumpor), vodikova veza je mnogo slabija. Atom vodika razlikuje se po jednoj značajnoj osobini: kada se vezni elektroni povuku, njegova jezgra - proton - biva izložena i više nije zaštićena elektronima.

Zbog toga se atom pretvara u veliki dipol.

Vodikova veza, za razliku od van der Waalsove veze, nastaje ne samo tijekom međumolekulskih interakcija, već i unutar jedne molekule - intramolekularni vodikova veza. Vodikove veze igraju važnu ulogu u biokemiji, na primjer, za stabilizaciju strukture proteina u obliku a-heliksa ili za stvaranje dvostruke spirale DNA (slika 7).

sl.7.

Vodikove i van der Waalsove veze mnogo su slabije od ionskih, kovalentnih i koordinacijskih veza. Energija međumolekulskih veza prikazana je u tablici. 1.

Stol 1. Energija međumolekulskih sila

Bilješka: Stupanj međumolekulskih interakcija odražava se entalpijom taljenja i isparavanja (vrenja). Ionski spojevi zahtijevaju znatno više energije za odvajanje iona nego za odvajanje molekula. Entalpija taljenja ionskih spojeva puno je veća od one molekulskih spojeva.

Četvrta vrsta veze jemetalni spoj

Konačno, postoji još jedna vrsta međumolekulskih veza - metal: veza pozitivnih iona metalne rešetke sa slobodnim elektronima. Ova vrsta veze ne pojavljuje se u biološkim objektima.

Iz kratak pregled vrste veza, postaje jasan jedan detalj: važan parametar metalnog atoma ili iona - donora elektrona, kao i atoma - akceptora elektrona, je njegova veličina.

Ne ulazeći u detalje, napominjemo da se kovalentni radijusi atoma, ionski radijusi metala i van der Waalsovi radijusi molekula u interakciji povećavaju kako se njihovi serijski broj u skupinama periodnog sustava. U ovom slučaju, vrijednosti ionskih radijusa su najmanje, a van der Waalsovi radijusi su najveći. U pravilu, pri kretanju niz skupinu, radijusi svih elemenata rastu, kako kovalentni tako i van der Waalsovi.

Od najveće važnosti za biologe i liječnike su koordinacija(donor-akceptor) veze koje razmatra koordinacijska kemija.

Medicinski bioanorganici. G.K. Barashkov

Obilježja kemijskih veza

Doktrina kemijske veze čini temelj svega teorijska kemija. Pod kemijskom vezom podrazumijeva se međudjelovanje atoma koje ih povezuje u molekule, ione, radikale i kristale. Postoje četiri vrste kemijskih veza: ionski, kovalentni, metalni i vodik. U istim tvarima mogu se naći različite vrste veza.

1. U bazama: između atoma kisika i vodika u hidrokso skupinama veza je polarna kovalentna, a između metala i hidrokso skupine je ionska.

2. U solima kiselina koje sadržavaju kisik: između atoma nemetala i kisika kiselinskog ostatka - kovalentni polarni, a između metala i kiselinskog ostatka - ionski.

3. U amonijevim, metilamonijevim i dr. solima između dušikovih i vodikovih atoma postoji polarni kovalentni, a između amonijevih ili metilamonijevih iona i kiselinskog ostatka - ionski.

4. U metalnim peroksidima (npr. Na 2 O 2) veza između atoma kisika je kovalentna, nepolarna, a između metala i kisika ionska itd.

Razlog jedinstva svih vrsta i vrsta kemijskih veza je njihova identična kemijska priroda - elektron-nuklearna interakcija. Formiranje kemijske veze u svakom slučaju rezultat je elektron-nuklearne interakcije atoma, praćeno oslobađanjem energije.

Metode stvaranja kovalentne veze

Kovalentna kemijska veza je veza koja nastaje između atoma zbog stvaranja zajedničkih elektronskih parova.

Kovalentni spojevi - obično plinovi, tekućine ili relativno nisko talište čvrste tvari. Jedna od rijetkih iznimaka je dijamant koji se tali iznad 3500 °C. To se objašnjava strukturom dijamanta, koja je kontinuirana rešetka kovalentno povezanih atoma ugljika, a ne skup pojedinačnih molekula. Zapravo, svaki kristal dijamanta, bez obzira na njegovu veličinu, jedna je ogromna molekula.

Kovalentna veza nastaje kada se spoje elektroni dva atoma nemetala. Dobivena struktura naziva se molekula.

Mehanizam nastanka takve veze može biti razmjenski ili donorsko-akceptorski.

U većini slučajeva, dva kovalentno vezana atoma imaju različitu elektronegativnost i zajednički elektroni ne pripadaju dvama atomima jednako. Većinu vremena su bliže jednom atomu nego drugom. U molekuli klorovodika, na primjer, elektroni koji tvore kovalentnu vezu nalaze se bliže atomu klora jer je njegova elektronegativnost veća od elektronegativnosti vodika. Međutim, razlika u sposobnosti privlačenja elektrona nije dovoljno velika da bi došlo do potpunog prijenosa elektrona s atoma vodika na atom klora. Stoga se veza između atoma vodika i klora može smatrati križanjem ionske veze (potpuni prijenos elektrona) i nepolarne kovalentne veze (simetrični raspored para elektrona između dva atoma). Označava se parcijalni naboj na atomima grčko slovoδ. Takvu vezu nazivamo polarnom kovalentnom vezom, a za molekulu klorovodika kažemo da je polarna, odnosno da ima pozitivno nabijen kraj (atom vodika) i negativno nabijen kraj (atom klora).

1. Mehanizam izmjene djeluje kada atomi formiraju zajedničke elektronske parove spajanjem nesparenih elektrona.

1) H 2 - vodik.

Veza nastaje zbog stvaranja zajedničkog elektronskog para s-elektrona vodikovih atoma (preklapajućih s-orbitala).

2) HCl - klorovodik.

Veza nastaje zbog stvaranja zajedničkog elektronskog para s- i p-elektrona (s-p orbitale koje se preklapaju).

3) Cl 2: U molekuli klora kovalentna veza nastaje zbog nesparenih p-elektrona (preklapajućih p-p orbitala).

4) N ​​​​2: U molekuli dušika između atoma se formiraju tri zajednička elektronska para.

Donor-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

Donator ima elektronski par akceptor- slobodna orbitala koju ovaj par može zauzeti. U amonijevom ionu sve četiri veze s atomima vodika su kovalentne: tri su nastale stvaranjem zajedničkih elektronskih parova atomom dušika i vodikovim atomima prema mehanizmu izmjene, jedna - kroz mehanizam donor-akceptora. Kovalentne veze se klasificiraju prema načinu na koji se elektronske orbitale preklapaju, kao i prema njihovom pomaku prema jednom od vezanih atoma. Kemijske veze nastale kao rezultat preklapanja elektronskih orbitala duž linije veze nazivaju se σ - veze(sigma veze). Sigma veza je vrlo jaka.

P orbitale se mogu preklapati u dva područja, tvoreći kovalentnu vezu kroz bočno preklapanje.

Kemijske veze nastale kao rezultat "bočnog" preklapanja elektronskih orbitala izvan linije veze, tj. u dva područja, nazivaju se pi veze.

Prema stupnju pomaka zajedničkih elektronskih parova prema jednom od atoma koje povezuju, kovalentna veza može biti polarna i nepolarna. Kovalentna kemijska veza nastala između atoma s istom elektronegativnošću naziva se nepolarnom. Elektronski parovi nisu pomaknuti ni prema jednom od atoma, jer atomi imaju istu elektronegativnost - svojstvo privlačenja valentnih elektrona iz drugih atoma. Na primjer,

odnosno molekule jednostavnih tvari nemetala nastaju preko kovalentne nepolarne veze. Kovalentna kemijska veza između atoma elemenata čija je elektronegativnost različita naziva se polarnom.

Na primjer, NH3 je amonijak. Dušik je elektronegativniji element od vodika, pa su zajednički elektronski parovi pomaknuti prema njegovom atomu.

Obilježja kovalentne veze: duljina i energija veze

Karakteristična svojstva kovalentne veze su njezina duljina i energija. Duljina veze je udaljenost između atomskih jezgri. Što je kemijska veza kraća, to je jača. Međutim, mjera snage veze je energija veze, koja je određena količinom energije potrebnom za prekid veze. Obično se mjeri u kJ/mol. Tako su prema eksperimentalnim podacima duljine veza molekula H 2, Cl 2 i N 2 0,074, 0,198 i 0,109 nm, a energije veze 436, 242 i 946 kJ/mol.

Ioni. Ionska veza

Postoje dvije glavne mogućnosti da atom poštuje pravilo okteta. Prva od njih je stvaranje ionskih veza. (Drugi je stvaranje kovalentne veze, o čemu će biti riječi u nastavku). Kada se formira ionska veza, atom metala gubi elektrone, a atom nemetala dobiva elektrone.

Zamislimo da se “sretnu” dva atoma: atom metala I. skupine i atom nemetala VII. Atom metala ima jedan elektron na svojoj vanjskoj energetskoj razini, dok atomu nemetala nedostaje samo jedan elektron da bi njegova vanjska razina bila potpuna. Prvi će atom drugom lako prepustiti svoj elektron koji je udaljen od jezgre i slabo vezan za nju, a drugi će mu osigurati slobodno mjesto na njegovoj vanjskoj elektronskoj razini. Tada će atom, lišen jednog od svojih negativnih naboja, postati pozitivno nabijena čestica, a druga će se pretvoriti u negativno nabijenu česticu zbog nastalog elektrona. Takve se čestice nazivaju ioni.

Ovo je kemijska veza koja se javlja između iona. Brojevi koji pokazuju broj atoma ili molekula nazivaju se koeficijenti, a brojevi koji pokazuju broj atoma ili iona u molekuli nazivaju se indeksima.

Metalni spoj

Metali imaju specifična svojstva koja se razlikuju od svojstava drugih tvari. Takva svojstva su relativno visoke temperature taljenja, sposobnost refleksije svjetlosti i visoka toplinska i električna vodljivost. Ove značajke su zbog postojanja u metalima posebna vrsta veza - metalna veza.

Metalna veza je veza između pozitivnih iona u metalnim kristalima, koja se ostvaruje privlačenjem elektrona koji se slobodno kreću kroz kristal. Atomi većine metala na vanjskoj razini sadrže mali broj elektrona - 1, 2, 3. Ti elektroni lako se skinuti, a atomi se pretvaraju u pozitivne ione. Odvojeni elektroni prelaze s jednog iona na drugi, povezujući ih u jednu cjelinu. Spajajući se s ionima, ti elektroni privremeno formiraju atome, zatim se ponovno odvajaju i spajaju s drugim ionom, itd. Proces se odvija beskonačno, što se može shematski prikazati na sljedeći način:

Posljedično, u volumenu metala atomi se kontinuirano pretvaraju u ione i obrnuto. Veza u metalima između iona preko zajedničkih elektrona naziva se metalna. Metalna veza ima neke sličnosti s kovalentnom vezom, budući da se temelji na dijeljenju vanjskih elektrona. Međutim, kod kovalentne veze dijele se vanjski nespareni elektroni samo dva susjedna atoma, dok kod metalne veze svi atomi sudjeluju u dijeljenju tih elektrona. Zato su kristali s kovalentnom vezom krti, a s metalnom vezom u pravilu su duktilni, elektrovodljivi i imaju metalni sjaj.

Metalno vezivanje karakteristično je kako za čiste metale tako i za mješavine raznih metala – legure u krutom i tekućem stanju. Međutim, u parovitom stanju atomi metala međusobno su povezani kovalentnom vezom (na primjer, natrijeva para ispunjava svjetiljke žuto svjetlo za osvjetljavanje ulica velikih gradova). Metalni parovi sastoje se od pojedinačnih molekula (jednoatomskih i dvoatomskih).

Metalna veza se od kovalentne razlikuje i po snazi: njena energija je 3-4 puta manja od energije kovalentne veze.

Energija veze je energija potrebna za prekid kemijske veze u svim molekulama koje čine jedan mol tvari. Energije kovalentnih i ionskih veza obično su visoke i iznose vrijednosti reda 100-800 kJ/mol.

Vodikova veza

Kemijska veza između pozitivno polarizirani atomi vodika jedne molekule(ili njegovih dijelova) i negativno polarizirani atomi visoko elektronegativnih elemenata ima zajedničke elektronske parove (F, O, N i rjeđe S i Cl), druga molekula (ili njeni dijelovi) naziva se vodik. Mehanizam nastanka vodikove veze je djelomično elektrostatski, djelomično d honorar-acceptor karakter.

Primjeri međumolekularnih vodikovih veza:

Uz postojanje takve veze, čak i niskomolekularne tvari mogu u normalnim uvjetima biti tekućine (alkohol, voda) ili lako ukapljeni plinovi (amonijak, fluorovodik). U biopolimerima - proteinima (sekundarne strukture) - postoji intramolekularna vodikova veza između karbonilnog kisika i vodika amino skupine:

Molekule polinukleotida – DNA (dezoksiribonukleinska kiselina) – dvostruke su spirale u kojima su dva lanca nukleotida međusobno povezana vodikovim vezama. U ovom slučaju djeluje princip komplementarnosti, tj. te se veze stvaraju između određenih parova koji se sastoje od purinskih i pirimidinskih baza: timin (T) se nalazi nasuprot adenin nukleotidu (A), a citozin (C) se nalazi nasuprot. guanin (G).

Tvari s vodikovom vezom imaju molekularne kristalne rešetke.

Kemijska veza je sila koja drži čestice koje tvore tvar zajedno.

Ovisno o česticama koje drže te sile, veze se dijele na unutarmolekulske i međumolekulske.

Intramolekulske veze.

1. Kovalentna veza.

Kovalentna veza je zajednički par elektrona između dva atoma nemetala.

Razmotrimo primjer molekule vodika (H2), u kojoj je ostvarena kovalentna veza.

Molekula vodika sastoji se od dva atoma vodika (H), koji imaju jedan elektron na vanjskoj energetskoj razini:

Atomi nastoje potpuno ispuniti svoje orbitale. Zbog toga se dva atoma spajaju. Oni dijele svoje nesparene elektrone, stvarajući zajednički elektronski par. Elektroni su postali upareni:

Ovaj zajednički elektronski par je kovalentna kemijska veza. Kovalentna veza je označena linijom koja povezuje atome ili dvjema točkama koje označavaju zajednički elektronski par:

Zamislite da postoje dva susjeda po stolu. To su dva atoma. Trebaju nacrtati sliku koja ima crvenu i Plava boja. Imaju zajednički par olovaka (jedna crvena, druga plava) - ovo je uobičajeni elektronički par. Oba susjeda po stolu koriste ove olovke. Dakle, ova dva susjeda povezana su zajedničkim parom olovaka, tj. kovalentna kemijska veza.

Postoje dva mehanizma za stvaranje kovalentnih kemijskih veza.

1. Izmjenski mehanizam stvaranja kovalentne veze.

U ovom slučaju, svaki atom daje elektrone za stvaranje kovalentne veze. Pogledali smo ovaj mehanizam kada smo se upoznali s kovalentnom vezom:

1. Donor-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze.

U ovom slučaju, zajednički elektronski par je, da tako kažemo, nejednak.

Jedan atom ima LEP - usamljeni elektronski par (dva elektrona u jednoj orbitali). I on ga u potpunosti osigurava za stvaranje kovalentne veze. Ovaj atom se zove donator– jer daje oba elektrona za stvaranje kemijske veze.

A drugi atom ima samo slobodnu orbitalu. Prihvaća elektronski par. Ovaj atom se zove akceptor– prihvaća oba elektrona.

Klasičan primjer je stvaranje amonijevog iona NH 4+. Nastaje međudjelovanjem H + iona i amonijaka (NH 3). Vodikov kation H+ je prazna s orbitala.

Ova će čestica biti akceptor.

Volumen dušika u amonijaku ima LEP (usamljeni elektronski par).

Atom dušika u amonijaku bit će donor:

U ovom slučaju, i plavu i crvenu olovku donio je jedan od susjeda po stolu. On “liječi” drugog. I oboje koriste olovke.

Specifične reakcije koje proizvode takav ion bit će raspravljene kasnije u odgovarajućim odjeljcima. Za sada se samo trebate prisjetiti principa po kojem nastaje kovalentna veza kroz donor-akceptorski mehanizam.

Postoje dvije vrste kovalentnih veza. Postoje kovalentne polarne i nepolarne veze.

Kovalentna polarna veza javlja između atoma nemetali s različitim vrijednosti elektronegativnosti. Odnosno, između različitih atoma nemetala.

Atom s visokom vrijednošću elektronegativnosti povući će zajednički elektronski par prema sebi.

Kovalentna nepolarna veza javlja između atoma nemetali s istim vrijednosti elektronegativnosti. Ovaj uvjet je ispunjen ako se veza pojavi između atoma jedan kemijski element-nemetalni. Budući da različiti atomi mogu imati elektronegativnost vrlo blizu jedan drugome, ali će i dalje biti različiti.

Zajednički elektronski par neće se kretati ni prema jednom atomu, budući da ga svaki atom "vuče" istom snagom: zajednički elektronski par bit će u sredini.

I naravno, kovalentna veza može biti jednostruka, dvostruka ili trostruka:

1. Ionska veza.

Između atoma metala i nemetala nastaje ionska veza. Budući da metal i nemetal imaju veliku razliku u elektronegativnosti, elektronski par potpuno se privlači prema elektronegativnijem atomu - atomu nemetala.

Konfiguracija potpuno ispunjene energetske razine ne postiže se stvaranjem zajedničkog elektronskog para. Nemetal uzima elektron od metala i ispunjava njegovu vanjsku razinu. No, metalu je lakše predati svoje elektrone (ima ih malo), a ima i potpuno popunjenu razinu.

Dakle, metal, nakon što je predao elektrone, dobiva negativan naboj i postaje kation. A nemetal, primivši elektrone, dobiva negativan naboj i postaje anion.

Ionska kemijska veza je elektrostatsko privlačenje kationa na anion.

Ionska veza javlja se u metalnim solima, oksidima i hidroksidima. I u drugim tvarima u kojima je atom metala vezan za atom nemetala (Li 3 N, CaH 2).

Ovdje treba obratiti pozornost na jednu važnu značajku: ionska veza odvija se između kationa i aniona u svih soli. Najopćenitije je opisujemo kao vezu metal-nemetal. Ali potrebno je razumjeti da se to radi samo radi pojednostavljenja. Sol ne smije sadržavati atom metala. Na primjer, u amonijevim solima (NH 4 Cl, (NH 4) 2 SO 4. Amonijev ion NH 4 + privlači anion soli - to je ionska veza.

Iskreno govoreći, ne postoji ionsko vezivanje. Ionska veza samo je ekstremni stupanj polarne kovalentne veze. Svaka veza ima svoj postotak "ionskosti" - to ovisi o razlici u elektronegativnosti. Ali u školski plan i program, a još više u zahtjevima Jedinstvenog državnog ispita, ionske i kovalentne veze potpuno su dva različita pojma koja se ne mogu miješati.

1. Metalni spoj.

Sva raskoš metalnog spoja može se shvatiti samo zajedno s metalom kristalna rešetka. Stoga ćemo metalnu vezu razmotriti kasnije, kada budemo rastavljali kristalne rešetke.

Sve što trebate znati za sada je da je metalna veza ostvarena u jednostavne tvari– metali.

Međumolekulske veze.

Međumolekularne veze su mnogo slabije od intramolekulskih veza, budući da ne uključuju zajednički elektronski par.

1. Vodikove veze.

Vodikove veze nastaju u tvarima u kojima je atom vodika vezan na atom s visokom vrijednošću elektronegativnosti (F, O, Cl, N).

U tom slučaju veza s atomima vodika postaje visoko polarna. Elektronski par se kreće od atoma vodika do elektronegativnijeg atoma. Zbog tog pomaka javlja se djelomični pozitivni naboj (δ+) na vodiku, a djelomični negativni naboj (δ-) na elektronegativnom atomu.

Na primjer, u molekuli fluorovodika:

δ+ jedne molekule privlači δ- druge molekule. Ovo je vodikova veza. Grafički na dijagramu to je označeno isprekidanom linijom:

Molekula vode može formirati četiri vodikove veze:

Vodikove veze daju više niske temperature vrenje i taljenje tvari između molekula od kojih nastaju. Usporedi sumporovodik i vodu. Voda sadrži vodikove veze – ona je u normalnim uvjetima tekućina, dok je sumporovodik plin.

1. Van der Waalsove sile.

To su vrlo slabe međumolekularne interakcije. Princip nastanka je isti kao kod vodikovih veza. Vrlo slabi parcijalni naboji proizlaze iz vibracija zajedničkog elektronskog para. Između tih naboja javljaju se trenutne sile privlačenja.

Rijetko kemijske tvari sastoje se od pojedinačnih, nepovezanih atoma kemijskih elemenata. U normalnim uvjetima, samo mali broj plinova koji se nazivaju plemeniti plinovi imaju ovu strukturu: helij, neon, argon, kripton, ksenon i radon. Najčešće se kemijske tvari ne sastoje od izoliranih atoma, već od njihovih kombinacija u različite skupine. Takve asocijacije atoma mogu brojati nekoliko, stotine, tisuće ili čak više atoma. Sila koja te atome drži u takvim skupinama naziva se kemijska veza.

Drugim riječima, možemo reći da je kemijska veza interakcija koja osigurava povezivanje pojedinih atoma u složenije strukture (molekule, ione, radikale, kristale itd.).

Razlog nastanka kemijske veze je taj što je energija složenijih struktura manja od ukupne energije pojedinačnih atoma koji je tvore.

Dakle, konkretno, ako interakcija atoma X i Y proizvodi molekulu XY, to znači da je unutarnja energija molekula te tvari manja od unutarnje energije pojedinačnih atoma od kojih je nastala:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Iz tog razloga, kada se kemijske veze formiraju između pojedinih atoma, oslobađa se energija.

Elektroni vanjskog sloja elektrona s najmanjom energijom vezanja s jezgrom, tzv valencija. Na primjer, u boru su to elektroni 2. energetske razine - 2 elektrona po 2 s- orbitale i 1 sa 2 str-orbitale:

Kada se stvori kemijska veza, svaki atom nastoji dobiti elektronsku konfiguraciju atoma plemenitog plina, tj. tako da se u njegovom vanjskom elektronskom sloju nalazi 8 elektrona (2 za elemente prve periode). Taj se fenomen naziva pravilom okteta.

Moguće je da atomi postignu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina ako u početku pojedinačni atomi dijele dio svojih valentnih elektrona s drugim atomima. U tom slučaju nastaju zajednički elektronski parovi.

Ovisno o stupnju podjele elektrona, razlikuju se kovalentne, ionske i metalne veze.

Kovalentna veza

Kovalentne veze najčešće se javljaju između atoma nemetalnih elemenata. Ako atomi nemetala koji tvore kovalentnu vezu pripadaju različitim kemijskim elementima, takva se veza naziva polarnom kovalentnom vezom. Razlog za ovaj naziv leži u činjenici da atomi različitih elemenata također imaju različite sposobnosti privlačenja zajedničkog elektronskog para. Očito, to dovodi do pomaka zajedničkog elektronskog para prema jednom od atoma, uslijed čega se na njemu stvara djelomični negativni naboj. S druge strane, djelomični pozitivni naboj nastaje na drugom atomu. Na primjer, u molekuli klorovodika elektronski par je pomaknut s atoma vodika na atom klora:

Primjeri tvari s polarnom kovalentnom vezom:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 itd.

Kovalentna nepolarna veza nastaje između atoma nemetala istog kemijskog elementa. Budući da su atomi identični, njihova sposobnost privlačenja zajedničkih elektrona također je ista. S tim u vezi, ne opaža se pomak elektronskog para:

Gornji mehanizam za stvaranje kovalentne veze, kada oba atoma daju elektrone za stvaranje zajedničkih elektronskih parova, naziva se izmjena.

Postoji i mehanizam donor-akceptor.

Kada se kovalentna veza formira donor-akceptorskim mehanizmom, nastaje zajednički elektronski par zbog ispunjene orbitale jednog atoma (s dva elektrona) i prazne orbitale drugog atoma. Atom koji daje usamljeni par elektrona naziva se donor, a atom s praznom orbitalom naziva se akceptor. Atomi koji imaju sparene elektrone, na primjer N, O, P, S, djeluju kao donori elektronskih parova.

Na primjer, prema mehanizmu donor-akceptor, formiranje četvrtog kovalentnog N-H veze u amonijevom kationu NH 4 +:

Osim polarnosti, kovalentne veze karakterizira i energija. Energija veze je minimalna energija potrebna za prekid veze između atoma.

Energija vezanja opada s povećanjem polumjera vezanih atoma. Budući da znamo da atomski polumjeri rastu niz podskupine, možemo, na primjer, zaključiti da se snaga veze halogen-vodik povećava u nizu:

BOK< HBr < HCl < HF

Također, energija veze ovisi o njenoj višestrukosti – što je veća višestrukost veze, veća je i njena energija. Višestrukost veze odnosi se na broj zajedničkih elektronskih parova između dva atoma.

Ionska veza

Ionska veza može se smatrati ekstremnim slučajem polarne kovalentne veze. Ako je u kovalentno-polarnoj vezi zajednički elektronski par djelomično pomaknut na jedan od para atoma, tada je u ionskoj vezi gotovo potpuno "dan" jednom od atoma. Atom koji donira elektron(e) dobiva pozitivan naboj i postaje kation, a atom koji mu je uzeo elektrone dobiva negativan naboj i postaje anion.

Dakle, ionska veza je veza nastala elektrostatskim privlačenjem kationa prema anionima.

Stvaranje ove vrste veze tipično je tijekom međudjelovanja atoma tipični metali i tipični nemetali.

Na primjer, kalijev fluorid. Kation kalija nastaje uklanjanjem jednog elektrona s neutralnog atoma, a ion fluora nastaje dodavanjem jednog elektrona na atom fluora:

Između nastalih iona javlja se elektrostatska privlačna sila, što rezultira stvaranjem ionskog spoja.

Kada je nastala kemijska veza, elektroni s atoma natrija prelaze na atom klora i nastaju suprotno nabijeni ioni koji imaju potpunu vanjsku razina energije.

Utvrđeno je da se elektroni s atoma metala ne odvajaju potpuno, već samo pomiču prema atomu klora, kao kod kovalentne veze.

Većina binarnih spojeva koji sadrže metalne atome su ionski. Na primjer, oksidi, halogenidi, sulfidi, nitridi.

Ionska veza također se javlja između jednostavnih kationa i jednostavnih aniona (F −, Cl −, S 2-), kao i između jednostavnih kationa i složenih aniona (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Stoga u ionske spojeve spadaju soli i baze (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH).

Metalni spoj

Ova vrsta veze nastaje u metalima.

Atomi svih metala imaju elektrone u svom vanjskom sloju elektrona koji imaju nisku energiju vezanja s jezgrom atoma. Za većinu metala, proces gubljenja vanjskih elektrona je energetski povoljan.

Zbog tako slabe interakcije s jezgrom ti su elektroni u metalima vrlo pokretni i u svakom metalnom kristalu kontinuirano se odvija sljedeći proces:

M 0 - ne - = M n + , gdje je M 0 atom neutralnog metala, a M n + je kation istog metala. Donja slika prikazuje procese koji se odvijaju.

To jest, elektroni "jure" preko metalnog kristala, odvajaju se od jednog metalnog atoma, stvarajući od njega kation, pridružujući se drugom kationu, tvoreći neutralni atom. Ovaj fenomen nazvan je "elektronski vjetar", a skupljanje slobodnih elektrona u kristalu atoma nemetala nazvano je "elektronski plin". Ova vrsta interakcije između metalnih atoma naziva se metalna veza.

Vodikova veza

Ako je atom vodika u tvari vezan na element s visokom elektronegativnošću (dušik, kisik ili fluor), tu tvar karakterizira pojava koja se naziva vodikova veza.

Budući da je atom vodika vezan na elektronegativni atom, na atomu vodika nastaje djelomični pozitivni naboj, a na atomu elektronegativnog elementa nastaje djelomični negativni naboj. U tom smislu, elektrostatsko privlačenje postaje moguće između djelomično pozitivno nabijenog atoma vodika jedne molekule i elektronegativnog atoma druge. Na primjer, vodikova veza opažena je za molekule vode:

Vodikova veza objašnjava abnormalno visoko talište vode. Osim u vodi, jake vodikove veze stvaraju se i u tvarima kao što su fluorovodik, amonijak, kiseline koje sadrže kisik, fenoli, alkoholi i amini.