170009 0

Кожен атом має деяке число електронів.

Вступаючи в хімічні реакції, Атоми віддають, купують, або усуспільнюють електрони, досягаючи найбільш стійкої електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найнижчою енергією (як у атомах шляхетних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).

Мал. 1.

Це правило стосується всіх типам зв'язків. Електронні зв'язки між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, зрештою, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають за механізмами електронного перенесенняякі відіграють найважливішу роль в енергетичних процесах в організмі.

Хімічний зв'язок- це сила, яка утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їхню комбінацію..

Природа хімічного зв'язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами та позитивно зарядженими ядрами, яка визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв'язки називається валентністю, або ступенем окиснення. З валентністю пов'язане поняття про валентних електронах- електронах, що утворюють хімічні зв'язки, тобто які знаходяться на найбільш високоенергетичних орбіталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, що містить ці орбіталі, називають валентною оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв'язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентна, дипольна, металева.

Перший тип зв'язку -іонна зв'язок

Відповідно до електронної теорії валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись на катіони, по-друге, купуючи їх, перетворюючись на аніони. Внаслідок електронного перенесення завдяки електростатичній силі тяжіння між іонами із зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названий Косселем « електровалентної»(тепер її називають іонної).

У цьому випадку аніони та катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньою електронною оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т та ІІ груп періодичної системиі аніонів неметалевих елементів VI та VII груп (16 та 17 підгруп - відповідно, халькогеніві галогенів). Зв'язки у іонних сполук ненасичені та ненаправлені, тому можливість електростатичної взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 та 3 показані приклади іонних зв'язків, що відповідають моделі електронного перенесення Косселя.

Мал. 2.

Мал. 3. Іонний зв'язоку молекулі кухонної солі(NaCl)

Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин у природі, зокрема, розглянути уявлення про кислотахі підставах.

Водні розчини цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів відкрили Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори є слабкими кислотами або основами, забарвлення яких у недисоційованому та дисоційованому станах відрізняється.

Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчиняються у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, які не містять ОН-груп, зокрема, триетиламін N(З 2 Н 5) 3); розчинні основи називають лугами.

Водні розчини кислот вступають у характерні реакції:

а) з оксидами металів - з утворенням солі та води;

б) з металами - з утворенням солі та водню;

в) з карбонатами – з утворенням солі, З 2 та Н 2 O.

Властивості кислот та основ описують кілька теорій. Відповідно до теорії С.А. Арреніуса, кислота є речовиною, що дисоціює з утворенням іонів Н+ , тоді як основа утворює іони ВІН‑ . Ця теорія не враховує існування органічних основ, які мають гідроксильних груп.

Відповідно до протоннийтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота є речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а основа - речовина, що складається з молекул або іонів, що приймають протони ( акцепторипротонів). Зазначимо, що у водних розчинах іони водню існують у гідратованій формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O+. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидними іонами, але і здійснюються у відсутності розчинника або з неводним розчинником.

Наприклад, реакції між аміаком NH 3 (слабкою основою) і хлороводнем в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважній суміші двох речовин завжди присутні 4 частинки, дві з яких - кислоти, а дві інші - основи:

Ця рівноважна суміш складається з двох пар пар кислот і основ:

1)NH 4+ і NH 3

2) HClі Сl ‑

Тут у кожній парі кислота і основа різняться на один протон. Кожна кислота має пов'язану з нею основу. Сильній кислоті відповідає слабка сполучена основа, а слабкій кислоті - сильна сполучена основа.

Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, залежно від речовини, що взаємодіє з нею, може виявляти властивості або кислоти, або основи. Наприклад, у реакціях з водними розчинамиоцтової кислоти вода є основою, а з водними розчинами аміаку - кислотою.

1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СТОВ‑ . Тут молекула оцтової кислоти донує протон молекули води;

2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ВІН‑ . Тут молекула аміаку акцептує протон молекули води.

Таким чином, вода може утворювати дві пари:

1) Н 2 O(кислота) та ВІН‑ (сполучена основа)

2) Н 3 Про+ (кислота) та Н 2 O(Сполучена основа).

У першому випадку вода донує протон, а в другому – акцептує його.

Така властивість називається амфіпротонністю. Речовини, здатні вступати в реакції в якості і кислот, і основ, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини трапляються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з основами. Тому пептиди легко утворюють координаційні сполуки із присутніми іонами металів.

Таким чином, характерна властивістьіонного зв'язку - повне переміщення нари сполучних електронів одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна густина майже нульова.

Другий тип зв'язку -ковалентна зв'язок

Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігурації шляхом узагальнення електронів.

Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів узагальнюється по одному від кожногоатома. У такому разі узагальнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. прикладами ковалентного зв'язкуможна назвати гомоядернідвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2 . Цей тип зв'язку є у алотропов O 2 та озону O 3 та у багатоатомної молекули S 8 , а також у гетероядерних молекулхлороводню НСl, Вуглекислий газ З 2 , метану СH 4 , етанолу З 2 Н 5 ВІН, гексафториду сірки SF 6 , ацетилену З 2 Н 2 . У всіх цих молекул електрони однаково загальні, які зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).

Для біологів важливо, що у подвійного та потрійного зв'язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв'язком зменшені.

Мал. 4.Ковалентний зв'язок у молекулі Сl 2 .

Іонний і ковалентний типи зв'язків - це два граничні випадки множини існуючих типівхімічних зв'язків, причому практично більшість зв'язків проміжні.

З'єднання двох елементів, розташованих у протилежних кінцях одного чи різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв'язки. У міру зближення елементів у межах періоду іонний характер їх сполук зменшується, а ковалентний збільшується. Наприклад, галогеніди та оксиди елементів лівої частини періодичної таблиціутворюють переважно іонні зв'язки ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), а такі ж сполуки елементів правої частини таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 Про 6, етанол З 2 Н 5 ВІН).

Ковалентний зв'язок, своєю чергою, має ще одну модифікацію.

У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрони можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, який узагальнює з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названо координаційної (донорно-акцепторної, абодативний) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найважливіших для метаболізму d-елементів значною мірою описується координаційними зв'язками.

Рис. 5.

Як правило, у комплексному з'єднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних та ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.

Суть ковалентного зв'язку та його різновиду - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот та основ, запропонованої ГН. Льюїс. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» та «основа» з теорії Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу освіти комплексних іонівта участь речовин у реакціях нуклеофільного заміщення, тобто в утворенні КС.

Згідно з Льюїсом, кислота - це речовина, здатна утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від основи. Льюїсовою основою названо речовину, що володіє неподіленою електронною парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюїсовою кислотою.

Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, в яких протони зовсім не беруть участь. Причому сам протон, з цієї теорії, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.

Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюїсовими кислотами, а аніони - Льюїсовими основами. Прикладом можуть бути наступні реакції:

Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносний, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторних атомів у ковалентних молекулах не відбувається. У з'єднаннях з іонним зв'язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.

Поляризованістьвизначається електронною структурою, зарядом та розмірами іона; у аніонів вона вища, ніж у катіонів. Найбільша поляризуемість серед катіонів - у катіонів більшого заряду та меншого розміру, наприклад, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+. Сильна поляризуюча дія має Н+. Оскільки вплив поляризації іонів двосторонній, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.

Третій тип зв'язку -диполь-дипольна зв'язок

Крім перелічених типів зв'язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярнівзаємодії, звані також вандерваал'совими .

Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.

Вирізняють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольнетяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційнетяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійнетяжіння, чи лондонівські сили; Мал. 6).

Мал. 6.

Диполь-дипольним моментом мають лише молекули з полярними ковалентними зв'язками ( HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl), причому сила зв'язку становить 1-2 дебая(1Д = 3,338 × 10-30 кулон-метра - Кл × м).

У біохімії виділяють ще один тип зв'язку - водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольноготяжіння. Цей зв'язок утворений тяжінням між атомом водню та електронегативним атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором та азотом. З великими атомами, що мають аналогічну електронегативність (наприклад, з хлором і сіркою), водневий зв'язок виявляється значно слабшим. Атом водню відрізняється однією істотною особливістю: при відтягуванні електронів, що зв'язують його ядро ​​- протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.

Тому атом перетворюється на великий диполь.

Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсової, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, а й усередині однієї молекули. внутрішньомолекулярнаводневий зв'язок. Водневі зв'язки відіграють у біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді аспіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Водневий і вандерваальсовий зв'язки значно слабші, ніж іонний, ковалентний і координаційний. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказана у табл. 1.

Таблиця 1.Енергія міжмолекулярних сил

Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення та випаровування (кипіння). Іонним сполукам потрібно поділу іонів значно більше енергії, ніж поділу молекул. Ентальпії плавлення іонних сполук значно вищі, ніж молекулярні сполуки.

Четвертий тип зв'язку -металевий зв'язок

Нарешті є ще один тип міжмолекулярних зв'язків - металевий: зв'язок позитивних іонів грат металів з вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку немає.

З короткого оглядуТипів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома або іона металу - донора електронів, а також атома - акцептора електронів є його розмір.

Не вдаючись у деталі, відзначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіуси металів і вандерваальсові радіуси молекул, що взаємодіють, збільшуються в міру зростання їх порядкового номерау групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів – найменші, а вандерваальсових радіусів – найбільші. Як правило, при русі вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсові.

Найбільше значення для біологів та медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) зв'язки, що розглядаються координаційною хімією.

Медична біонеорганіка. Г.К. Барашків

Характеристики хімічних зв'язків

Вчення про хімічний зв'язок складає основу всієї теоретичної хімії. Під хімічним зв'язком розуміють таку взаємодію атомів, яка пов'язує їх у молекули, іони, радикали, кристали. Розрізняють чотири типи хімічних зв'язків: іонну, ковалентну, металеву та водневу. Різні типи зв'язків можуть бути в одних і тих же речовинах.

1. В основах: між атомами кисню та водню в гідроксогрупах зв'язок полярний ковалентний, а між металом та гідроксогрупою - іонний.

2. У солях кисневмісних кислот: між атомом неметалу та киснем кислотного залишку - ковалентна полярна, а між металом та кислотним залишком - іонна.

3. У солях амонію, метиламонію тощо між атомами азоту і водню - ковалентна полярна, а між іонами амонію або метиламонію і кислотним залишком - іонна.

4. У пероксидах металів (наприклад, Na 2 O 2) зв'язок між атомами кисню ковалентний неполярний, а між металом і киснем - іонний і т.д.

Причиною єдності всіх типів та видів хімічних зв'язків служить їхня однакова хімічна природа - електронно-ядерна взаємодія. Утворення хімічного зв'язку в будь-якому випадку є результатом електронно-ядерної взаємодії атомів, що супроводжується виділенням енергії.

Способи утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний хімічний зв'язок- Це зв'язок, що виникає між атомами за рахунок утворення спільних електронних пар.

Ковалентні сполуки – зазвичай гази, рідини або порівняно низькоплавкі тверді речовини. Одним із рідкісних винятків є алмаз, який плавиться вище 3500 °С. Це пояснюється будовою алмазу, який є суцільною решіткою ковалентно пов'язаних атомів вуглецю, а не сукупність окремих молекул. Фактично будь-який кристал алмазу, незалежно від його розміру, є однією величезною молекулою.

Ковалентний зв'язок виникає при об'єднанні електронів двох атомів неметалів. Виникла у своїй структура називається молекулою.

Механізм утворення такого зв'язку може бути обмінним та донорно-акцепторним.

У більшості випадків два ковалентно зв'язані атоми мають різну електронегативність і узагальнені електрони не належать двом атомам рівною мірою. Більшість часу вони знаходяться ближче до одного атома, ніж до іншого. У молекулі хлороводню, наприклад, електрони, що утворюють ковалентний зв'язок, розташовуються ближче до атома хлору, оскільки його електронегативність вище, ніж у водню. Однак різниця в здатності притягувати електрони не настільки велика, щоб відбулося повне перенесення електрона з атома водню на атом хлору. Тому зв'язок між атомами водню та хлору можна розглядати як щось середнє між іонним зв'язком (повне перенесення електрона) та неполярним ковалентним зв'язком (симетричне розташування пари електронів між двома атомами). Частковий заряд на атомах позначається грецькою літероюδ. Такий зв'язок називається полярним ковалентним зв'язком, а про молекулу хлороводню говорять, що вона полярна, тобто має позитивно заряджений кінець (атом водню) і негативно заряджений кінець (атом хлору).

1. Обмінний механізм діє, коли атоми утворюють загальні електронні пари з допомогою об'єднання неспарених електронів.

1) Н 2 – водень.

Зв'язок виникає завдяки утворенню загальної електронної пари s-електронами атомів водню (перекривання s-орбіталей).

2) HCl – хлороводень.

Зв'язок виникає за рахунок утворення загальної електронної пари з s- та р-електронів (перекривання s-р-орбіталей).

3) Cl 2: У молекулі хлору ковалентний зв'язок утворюється за рахунок непарних р-електронів (перекривання р-р-орбіталей).

4) N ​​2: У молекулі азоту між атомами утворюються три загальні електронні пари.

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку

Донормає електронну пару, акцептор- вільну орбіталь, яку ця пара може зайняти. В іоні амонію всі чотири зв'язки з атомами водню ковалентні: три утворилися завдяки створенню загальних електронних пар атомом азоту та атомами водню за обмінним механізмом, один - за донорно-акцепторним механізмом. Ковалентні зв'язки класифікують за способом перекривання електронних орбіталей, а також усунення їх до одного із зв'язаних атомів. Хімічні зв'язки, що утворюються в результаті перекриття електронних орбіталей вздовж лінії зв'язку, називаються σ -зв'язками(Сігма-зв'язками). Сигма-зв'язок дуже міцний.

р-орбіталі можуть перекриватися у двох областях, утворюючи ковалентний зв'язок за рахунок бічного перекривання.

Хімічні зв'язки, що утворюються в результаті «бічного» перекривання електронних орбіталей поза лінією зв'язку, тобто у двох областях, називаються пі-зв'язками.

За ступенем зміщення загальних електронних пар до одного із зв'язаних ними атомів ковалентний зв'язок може бути полярним і неполярним. Ковалентний хімічний зв'язок, що утворюється між атомами з однаковою електронегативністю, називають неполярним. Електронні пари не зміщені до жодного з атомів, тому що атоми мають однакову електронегативність - властивість відтягувати до себе валентні електрони від інших атомів. Наприклад,

т. е. за допомогою ковалентного неполярного зв'язку утворені молекули простих речовин-неметалів. Ковалентний хімічний зв'язок між атомами елементів, електронегативність яких різняться, називають полярним.

Наприклад, NH 3 – аміак. Азот більш електронегативний елемент, ніж водень, тому загальні електронні пари зміщуються для його атома.

Характеристики ковалентного зв'язку: довжина та енергія зв'язку

Характерні властивості ковалентного зв'язку - її довжина та енергія. Довжина зв'язку – це відстань між ядрами атомів. Хімічний зв'язок тим міцніший, чим менша його довжина. Однак мірою міцності зв'язку є енергія зв'язку, яка визначається кількістю енергії, яка потрібна для розриву зв'язку. Зазвичай вона вимірюється кДж/моль. Так, згідно з досвідченими даними, довжини зв'язку молекул H 2 , Cl 2 і N 2 відповідно становлять 0,074, 0,198 і 0,109 нм, а енергії зв'язку відповідно дорівнюють 436, 242 і 946 кДж/моль.

Іони. Іонний зв'язок

Для атома є дві основні можливості підкоритися правилу октету. Перша з них – утворення іонного зв'язку. (Друга - освіта ковалентного зв'язку, про неї йтиметься нижче). При утворенні іонного зв'язку атом металу втрачає електрони, а атом неметала набуває.

Уявімо, що «зустрічаються» два атоми: атом металу I групи та атом неметалу VII групи. У атома металу на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться єдиний електрон, а атому неметалу якраз не вистачає саме одного електрона, щоб його зовнішній рівень виявився завершеним. Перший атом легко віддасть другому свій далекий від ядра і слабко пов'язаний із ним електрон, а другий надасть йому вільне місце своєму зовнішньому електронному рівні. Тоді атом, позбавлений одного свого негативного заряду, стане позитивно зарядженою частинкою, а другий перетвориться на негативно заряджену частинку завдяки отриманому електрону. Такі частки називаються іонами.

Це хімічний зв'язок, що виникає між іонами. Цифри, що показують число атомів чи молекул, називаються коефіцієнтами, а цифри, що показують число атомів чи іонів у молекулі, називають індексами.

Металевий зв'язок

Метали мають специфічні властивості, що відрізняються від властивостей інших речовин. Такими властивостями є порівняно високі температури плавлення, здатність до відбиття світла, висока тепло- та електропровідність. Ці особливості зобов'язані існуванню у металах особливого виглядузв'язку - металевий зв'язок.

Металевий зв'язок - зв'язок між позитивними іонами в кристалах металів, що здійснюється за рахунок тяжіння електронів, що вільно переміщаються по кристалу. Атоми більшості металів на зовнішньому рівні містять невелику кількість електронів – 1, 2, 3. Ці електрони легко відриваються, і атоми при цьому перетворюються на позитивні іони. Електрони, що відірвалися, переміщаються від одного іона до іншого, зв'язуючи їх в єдине ціле. Поєднуючись з іонами, ці електрони утворюють тимчасово атоми, потім знову відриваються і з'єднуються вже з іншим іоном і т. д. Безкінечно відбувається процес, який схематично можна зобразити так:

Отже, в обсязі металу атоми безперервно перетворюються на іони і навпаки. Зв'язок у металах між іонами за допомогою узагальнених електронів називається металевим. Металевий зв'язок має деяку подібність до ковалентної, оскільки заснована на узагальненні зовнішніх електронів. Однак при ковалентному зв'язку узагальнено зовнішні непарні електрони тільки двох сусідніх атомів, у той час як при металевому зв'язку в усуспільненні цих електронів беруть участь усі атоми. Саме тому кристали з ковалентним зв'язком тендітні, а з металевою, як правило, пластичні, електропровідні та мають металевий блиск.

Металевий зв'язок характерна як чистих металів, так сумішей різних металів - сплавів, що у твердому і рідкому станах. Однак у пароподібному стані атоми металів пов'язані між собою ковалентним зв'язком (наприклад, парами натрію заповнюють лампи. жовтого світладля освітлення вулиць великих міст). Пари металів складаються з окремих молекул (одноатомних та двоатомних).

Металевий зв'язок відрізняється від ковалентного також і за міцністю: його енергія в 3-4 рази менша за енергію ковалентного зв'язку.

Енергія зв'язку - енергія, необхідна для розриву хімічного зв'язку у всіх молекулах, що становлять одну моль речовини. Енергії ковалентних та іонних зв'язків зазвичай великі та становлять величини порядку 100-800 кДж/моль.

Водневий зв'язок

Хімічний зв'язок між позитивно поляризованими атомами водню однієї молекули(або її частини) та негативно поляризованими атомами сильно електронегативних елементів, Що мають наділені електронні пари (F, O, N і рідше S і Cl), іншої молекули (або її частини) називають водневою. Механізм утворення водневого зв'язку має частково електростатичний, частково онорно-акцепторний характер.

Приклади міжмолекулярного водневого зв'язку:

За наявності такого зв'язку навіть низькомолекулярні речовини можуть бути за звичайних умов рідинами (спирт, вода) або газами, що легко зріджуються (аміак, фтороводород). У біополімерах - білках (вторинна структура) - є внутрішньомолекулярний водневий зв'язок між карбонільним киснем і воднем аміногрупи:

Молекули полінуклеотидів - ДНК (дезоксирибонуклеїнова кислота) - являють собою подвійні спіралі, в яких два ланцюги нуклеотидів пов'язані один з одним водневими зв'язками. При цьому діє принцип комплементарності, тобто ці зв'язки утворюються між певними парами, що складаються з пуринової та піримідинової основ: проти аденінового нуклеотиду (А) розташовується тіміновий (Т), а проти гуанінового (Г) – цитозиновий (Ц).

Речовини з водневим зв'язком мають молекулярні кристалічні ґрати.

Хімічний зв'язок - це сила, що утримує один з одним частинки, що утворюють речовину.

Залежно від частинок, які утримують ці сили, зв'язки поділяються на внутрішньомолекулярні та міжмолекулярні.

Внутрішньомолекулярні зв'язки.

1. Ковалентний зв'язок.

Ковалентний зв'язок – це загальна електронна пара двох атомів неметалів.

Розглянемо з прикладу молекули водню (Н 2), у якій реалізується ковалентная зв'язок.

Молекули водню і двох атомів водню (Н), які мають на зовнішньому енергетичному рівні один електрон:

Атоми прагнуть повністю заповнити свої орбіталі. Для цього і поєднуються два атоми. Вони роблять свої неспарені електрони загальними: виходить спільна електронна пара. Електрони стали спареними:

Ця спільна електронна пара є ковалентний хімічний зв'язок. Ковалентний зв'язок позначається або рисою, що з'єднує атоми, або двома точками, що позначають загальну електронну пару:

Уявіть, що є два сусіди по парті. Це два атоми. Їм потрібно намалювати картинку, в якій є червоний і синій колір. Вони мають спільну пару олівців (один червоний, інший синій) – це загальна електронна пара. Обидва сусіди по парті користуються цими олівцями. Отже, ці два сусіди пов'язані загальною парою олівців, тобто. ковалентним хімічним зв'язком.

Існує два механізми утворення ковалентного хімічного зв'язку.

1. Обмінний механізм утворення ковалентного зв'язку.

У такому разі кожен атом надає електрони для утворення ковалентного зв'язку. Цей механізм ми й розглянули, коли знайомилися із ковалентним зв'язком:

1. Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку.

І тут загальна електронна пара, якщо можна сказати, нерівноцінна.

Один атом має НЕП - неподілену електронну пару (два електрони на одній орбіталі). І він надає її цілком для утворення ковалентного зв'язку. Цей атом називається донором– оскільки він надає обидва електрони для утворення хімічного зв'язку.

А другий атом має лише вільну орбіталь. Він приймає електронну пару. Цей атом називається акцептором- Він приймає обидва електрони.

Класичний приклад – це утворення іону амонію NH4+. Він утворюється при взаємодії іона H+ та аміаку (NH3). Катіон водню H+ - це порожня s-орбіталь.

Ця частка буде акцептором.

Том азоту в аміаку має НЕП (неподілена електронна пара).

Атом азоту в аміаку буде донором:

В даному випадку і синій, і червоний олівець приніс один сусід по парті. Він пригощає другого. І вони обоє користуються олівцями.

Конкретні реакції, у яких утворюється такий іон, будуть розглянуті пізніше у відповідних розділах. Поки що вам просто потрібно запам'ятати принцип, за яким утворюється ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом.

Ковалентний зв'язок буває двох видів. Розрізняють ковалентний полярний і неполярний зв'язок.

Ковалентний полярний зв'язок виникає між атомами неметалів з різнимизначеннями електронегативності. Тобто між різними атомами неметалів.

Атом з великим значенням електронегативності відтягуватиме загальну електронну пару на себе.

Ковалентна неполярний зв'язок виникає між атомами неметалів з однаковимизначеннями електронегативності. Така умова виконується, якщо зв'язок виникає між атомами одного хімічного елемента-неметалу. Оскільки різні атоми електронегативності можуть бути дуже близькими один до одного, але все одно відрізнятимуться.

Загальна електронна пара не зміщуватиметься до жодного атома, оскільки кожен атом «тягне» її з однаковою силою: загальна електронна пара буде перебувати посередині.

І звичайно ж ковалентний зв'язок може бути одинарним, подвійним і потрійним:

1. Іонний зв'язок.

Іонний зв'язок виникає між атомами металу та неметалу. Оскільки у металу та неметалу велика різниця в електронегативності, електронна пара повністювідтягується до більш електронегативного атома – атома неметалу.

Конфігурація повністю заповненого енергетичного рівня, що досягається не за рахунок утворення загальної електронної пари. Неметал забирає собі електрон металу – наповнює свій зовнішній рівень. А металу простіше віддати свої електрони (у нього їх небагато) і теж повністю заповнений рівень.

Таким чином метал, віддавши електрони, набуває негативного заряду, стає катіоном. А неметал, отримавши електрони, набуває негативного зоря, стає аніоном.

Іонний хімічний зв'язок є електростатичне тяжіння катіону до аніону.

Іонний зв'язок має місце в солях, оксидах та гідроксидах металів. І в інших речовинах, у яких атом металу пов'язаний з атомом неметалу (Li 3 N, CaH 2).

Тут слід звернути увагу на одну важливу особливість: іонний зв'язок має місце між катіоном і аніонами всіх солях. Найбільш загальним чином ми описуємо як зв'язок метал-неметал. Але треба розуміти, що це зроблено лише спрощення. У складі солі може бути атома металу. Наприклад, у солях амонію (NH 4 Cl, (NH 4) 2 SO 4. Іон амонію NH 4 + притягується до аніону солі – це іонний зв'язок.

Відверто кажучи, немає жодного іонного зв'язку. Іонний зв'язок – це лише крайній ступінь ковалентного полярного зв'язку. Будь-який зв'язок має свій відсоток «іонності» – це залежить від різниці електронегативностей. Але в шкільній програмі, а тим більше у вимогах ЄДІ іонний та ковалентний зв'язок – це зовсім два різні поняття, які не можна змішувати.

1. Металевий зв'язок.

Усю пишність металевого зв'язку можна зрозуміти лише разом з металевою. кристалічною решіткою. Тому металевий зв'язок ми розглянемо пізніше, коли розбиратимемо кристалічні решітки.

Все, що поки що потрібно знати – це те, що металевий зв'язок реалізується в простих речовин– металах.

Міжмолекулярні зв'язки.

Міжмолекулярні зв'язки набагато слабші за внутрішньомолекулярні, тому що в них не замішана загальна електронна пара.

1. Водневі зв'язки.

Водневі зв'язки виникають речовини, в яких атом водню пов'язаний з атомом з високим значенням електронегативності (F, O, Cl, N).

У разі зв'язок з атомів водню стає сильнополярной. Електронна пара зміщується від атома водню до електронегативнішого атома. Через це усунення, на водні з'являється частковий позитивний заряд (δ+), але в електронегативному атомі частковий негативний заряд (δ-).

Наприклад, у молекулі фтороводню:

До + однієї молекули притягується - іншої молекули. Це і є водневий зв'язок. Графічно на схемі вона позначається пунктирною лінією:

Молекула води може утворювати чотири водневі зв'язки:

Водневі зв'язки зумовлюють більше низькі температурикипіння та плавлення речовин, між молекулами яких вони виникають. Порівняйте сірководень та воду. У воді є водневі зв'язки – вона рідина за нормальних умов, а сірководень – газ.

1. Сили Ван-дер-Ваальса.

Це дуже слабкі міжмолекулярні взаємодії. Принцип виникнення такий самий, як і у водневих зв'язків. Дуже слабкі часткові заряди виникають при коливаннях загальної електронної пари. І виникають миттєві сили тяжіння між цими зарядами.

Вкрай рідко хімічні речовинискладаються з окремих, не пов'язаних між собою атомів хімічних елементів. Такою будовою у звичайних умовах має лише невеликий ряд газів, які називають благородними: гелій, неон, аргон, криптон, ксенон і радон. Найчастіше ж хімічні речовини складаються з розрізнених атомів, та якщо з їх об'єднань у різні угруповання. Такі об'єднання атомів можуть налічувати кілька одиниць, сотень, тисяч і навіть більше атомів. Сила, яка утримує ці атоми у складі таких угруповань, називається хімічний зв'язок.

Іншими словами, можна сказати, що хімічним зв'язком називають взаємодію, яка забезпечує зв'язок окремих атомів у більш складні структури (молекули, іони, радикали, кристали та ін.).

Причиною утворення хімічного зв'язку є те, що енергія складніших структур менша за сумарну енергію окремих, що утворюють її атомів.

Так, зокрема, якщо при взаємодії атомів X та Y утворюється молекула XY, це означає, що внутрішня енергія молекул цієї речовини нижча, ніж внутрішня енергія окремих атомів, з яких вона утворилася:

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

Тому при утворенні хімічних зв'язків між окремими атомами виділяється енергія.

В утворенні хімічних зв'язків беруть участь електрони зовнішнього електронного шару з найменшою енергією зв'язку з ядром валентними. Наприклад, у бору такими є електрони 2 енергетичного рівня – 2 електрони на 2 s-орбіталі та 1 на 2 p-орбіталі:

При освіті хімічного зв'язку кожен атом прагне одержати електронну конфігурацію атомів шляхетних газів, тобто. щоб у зовнішньому електронному шарі було 8 електронів (2 для елементів першого періоду). Це явище отримало назву правила октету.

Досягнення атомами електронної конфігурації шляхетного газу можливе, якщо спочатку одиночні атоми зроблять частину своїх валентних електронів загальними інших атомів. У цьому утворюються загальні електронні пари.

Залежно від ступеня усуспільнення електронів можна виділити ковалентний, іонний та металевий зв'язок.

Ковалентний зв'язок

Ковалентний зв'язок виникає найчастіше між атомами елементів неметалів. Якщо атоми неметалів, що утворюють ковалентний зв'язок, відносяться до різних хімічних елементів, такий зв'язок називають ковалентним полярним. Причина такої назви полягає в тому, що атоми різних елементів мають різну здатність притягати до себе загальну електронну пару. Очевидно, що це призводить до усунення загальної електронної пари у бік одного з атомів, внаслідок чого на ньому формується частковий негативний заряд. Натомість, на іншому атомі формується частковий позитивний заряд. Наприклад, у молекулі хлороводню електронна пара зміщена від атома водню до атома хлору:

Приклади речовин з ковалентним полярним зв'язком:

СCl 4 H 2 S, CO 2 NH 3 SiO 2 і т.д.

Ковалентний неполярний зв'язок утворюється між атомами неметалів одного хімічного елемента. Оскільки атоми ідентичні, однакова та його здатність відтягувати він загальні електрони. У зв'язку з цим усунення електронної пари не спостерігається:

Вищеописаний механізм утворення ковалентного зв'язку, коли обидва атоми надають електрони для утворення загальних електронних пар, називається обмінним.

Також існує донорно-акцепторний механізм.

При утворенні ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом загальна електронна пара утворюється за рахунок заповненої орбіталі одного атома (з двома електронами) та порожньої орбіталі іншого атома. Атом, який надає неподілену електронну пару, називають донором, а атом із вільною орбіталлю – акцептором. Як донори електронних пар виступають атоми, що мають спарені електрони, наприклад N, O, P, S.

Наприклад, за донорно-акцепторним механізмом відбувається утворення четвертої ковалентної. зв'язку N-Hв катіоні амонію NH 4 + :

Крім полярності, ковалентні зв'язки також характеризуються енергією. Енергією зв'язку називають мінімальну енергію, необхідну розриву зв'язку між атомами.

Енергія зв'язку зменшується зі зростанням радіусів атомів, що зв'язуються. Так, як ми знаємо, атомні радіуси збільшуються вниз підгрупами, можна, наприклад, зробити висновок про те, що міцність зв'язку галоген-водень збільшується в ряду:

HI< HBr < HCl < HF

Також енергія зв'язку залежить від її кратності – чим більша кратність зв'язку, тим більша її енергія. Під кратністю зв'язку розуміється кількість загальних електронних пар між двома атомами.

Іонний зв'язок

Іонний зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. Якщо в ковалентно-полярному зв'язку загальна електронна пара зміщена частково до одного з пар атомів, то в іонному вона практично повністю «віддана» одному з атомів. Атом, що віддав електрон(и), набуває позитивного заряду і стає катіоном, А атом, що забрав у нього електрони, набуває негативного заряду і стає аніоном.

Таким чином, іонний зв'язок - це зв'язок, утворений за рахунок електростатичного тяжіння катіонів до аніонів.

Утворення такого типу зв'язку характерне при взаємодії атомів типових металівта типових неметалів.

Наприклад, фторид калію. Катіон калію утворюється в результаті відриву від нейтрального атома одного електрона, а іон фтору утворюється при приєднанні до атома фтору одного електрона:

Між іонами, що виходять, виникає сила електростатичного тяжіння, в результаті чого утворюється іонне з'єднання.

При утворенні хімічного зв'язку електрони від атома натрію перейшли до атома хлору та утворилися протилежно заряджені іони, які мають завершений зовнішній енергетичний рівень.

Встановлено, що електрони від атома металу не відриваються повністю, лише зміщуються убік атома хлору, як і ковалентного зв'язку.

Більшість бінарних сполук, що містять атоми металів, є іонними. Наприклад, оксиди, галогеніди, сульфіди, нітриди.

Іонний зв'язок виникає також між простими катіонами та простими аніонами (F − , Cl − , S 2-), а також між простими катіонами та складними аніонами (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −). Тому до іонних сполук відносять солі та основи (Na 2 SO 4 , Cu(NO 3) 2 , (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2 , NaOH).

Металевий зв'язок

Цей тип зв'язку утворюється в металах.

У атомів всіх металів на зовнішньому електронному шарі є електрони, що мають низьку енергію зв'язку з ядром атома. Для більшості металів енергетично вигідним є процес втрати зовнішніх електронів.

Зважаючи на таку слабку взаємодію з ядром ці електрони в металах дуже рухливі і в кожному кристалі металу безперервно відбувається такий процес:

М 0 - ne − = M n + , де М 0 - нейтральний атом металу, а M n + катіон цього ж металу. На малюнку нижче представлена ​​ілюстрація процесів, що відбуваються.

Тобто кристалом металу «носяться» електрони, від'єднуючись від одного атома металу, утворюючи з нього катіон, приєднуючись до іншого катіону, утворюючи нейтральний атом. Таке явище отримало назву "електронний вітер", а сукупність вільних електронів у кристалі атома неметалу назвали "електронний газ". Подібний тип взаємодії між атомами металів назвали металевим зв'язком.

Водневий зв'язок

Якщо атом водню в будь-якій речовині пов'язаний з елементом з високою електронегативністю (азотом, киснем або фтором), для такої речовини характерне таке явище, як водневий зв'язок.

Оскільки атом водню пов'язані з електронегативним атомом, атомі водню утворюється частковий позитивний заряд, але в атомі електронегативного елемента — частковий негативний. У зв'язку з цим стає можливим електростатичне тяжіння між частково позитивно зарядженим атомом водню однієї молекули та електронегативним атомом іншої. Наприклад водневий зв'язок спостерігається для молекул води:

Саме водневим зв'язком пояснюється аномально висока температура плавлення води. Крім води, також міцні водневі зв'язки утворюються в таких речовинах, як фтороводород, аміак, кислоти, що містять кисень, феноли, спирти, аміни.