Vrste kemijskih vezi

Vsak atom ima določeno število elektronov. Vstop v kemijskih atomi reakcije dobimo pridobivajo ali socializiramo elektrone dosegajo najbolj stabilen elektronsko konfiguracijo. Najbolj stabilna je konfiguracija z najnižjo energijo (kot v plemenitih atomov plin). Ta vzorec se imenuje "pravilo okteta" (Sl. 1).

Sl. 1. pravilo okteta

To pravilo velja za vse Vrste priključkov. Elektronska komunikacija med atomoma jim omogoča, da se tvori stabilne strukture, od enostavnih do kompleksnih biomolekul kristalov, ki so na koncu živih sistemih. Razlikujejo se od kristalov kontinuirano presnovo. Vendar pa veliko kemičnih reakcij pride z mehanizmi elektronskega prenosa, ki igrajo ključno vlogo v energetskih procesih v telesu.

Kemijska vez - je silo drži skupaj dva ali več atomov, ionov, molekul ali kakršno koli njihovo kombinacijo. Narava kemijske vezi je univerzalna: je elektrostatična sila privlačnosti med negativno nabitimi elektroni in pozitivno nabitih jeder, določenimi z zunanjo konfiguracijo lupino elektronov atomov. Sposobnost atomom tvorita kemijske vezi klicane valence, ali oksidacijsko stanje. S konceptom valence povezano valence elektroni - elektroni tvorijo kemične vezi, ki se nahaja na najbolj visoko energetsko orbital. Skladno s tem je zunanja lupina atomom ko orbitalne imenuje valence lupina. Trenutno, ni dovolj, da pokažejo prisotnost kemijske vezi, in je treba določiti svoj tip: ionsko, kovalentno, dipol-dipol, metal.

Prva vrsta povezave - ion povezava

Po teoriji elektronov valentno Lewis in Kossel lahko atomi doseže stabilno elektronsko konfiguracijo na dva načina: prvič, izgubi elektrone, spreminja v kationi, drugič, njihovo pridobivanje, spreminja v anioni. Kot je posledica prenosa elektronov oblikovali s pomočjo kemijske vezave na elektrostatične privlačne sile med ioni s obtožb nasprotnim predznakom, ki se imenuje Kossel "electrovalent"(Zdaj se imenuje ion). V tem primeru so anioni in kationi tvori stabilno elektronsko konfiguracijo z izpolnjeno zunanjo elektronov lupine. Tipični ionske vezi tvorjene iz kationov T in II periodnega sistema elementov in nekovinskih anioni VI in VII skupine (16 in 17 sub -, v tem zaporedju, halkogen in halogeni). Povezave v ionskih spojin in nenasičen neusmerjeno, zato je možnost elektrostatične interakcije z drugimi ioni, so shranjene. Sl. 2 in 3 kaže primeri ionskih vezi, ki ustrezajo modelom z elektronsko prenosne Kossel.

Sl. 2. ionska vez

Sl. 3. Ionska vez v molekuli soli (NaCl)

To je treba nekaj lastnosti, ki pojasnjujejo obnašanje snovi v naravi, še zlasti, da razmisli o kisline in razlogi. Vodne raztopine teh snovi je elektroliti. Imajo drugačno spremembo barve kazalniki. Mehanizem delovanja je bila odkrita kazalnike FV Ostwald. Pokazal je, da so kazalniki šibke kisline ali baze, ki so obarvane undissociated in disociiranih držav se razlikuje.

Baze lahko nevtralizira kislino. Ni vse vodotopne baze (npr nekaj netopne organske spojine, ki ne vsebujejo OH skupin, zlasti trietilamin N (Ci₂H₅)₃)- topen lokaciji klic lugi.

Vodne raztopine kisline pridejo v značilnih reakcij:

a) kovinskega oksida - da se tvori sol in vodo;

b) kovine - da se tvori sol in vodik;

c) z karbonati - da se tvori sol, CO₂ in H₂O.

Lastnosti kislin in baz opisujejo več teorij. V skladu s teorijo SA Arrheniusova kislina je snov, ki disociira da se tvori ione H⁺, ker baznih oblik ioni OH . Ta teorija ne upošteva obstoj organskih baz, ki nimajo hidroksilne skupine.

V skladu s proton Teorija Bronstedovih Lowry kislina je snov, ki vsebuje molekule ali ioni darujejo protone (donatorji protoni), in baza - snov, sestavljeno iz molekul ali ionov ob protone (prejemniki protoni). Upoštevajte, da v vodnih raztopinah vodikovih ionov obstaja v hidrirani obliki, to je v obliki oksonijevih ionov H₃O⁺. Ta teorija opisuje reakcijo samo z vodo in hidroksilni ioni, temveč tudi izvedemo v odsotnosti topila ali nevodnem topilu. Na primer, pri reakciji med amoniakom NH₃ (Šibka baza) in trdni amonijev klorid vodikov klorid tvorjen v plinastem stanju v ravnotežju z zmesjo dveh snovi 4 delci so vedno prisotni, od katerih sta dva - kislini in druga dva - osnove:

Ta ravnotežna zmes iz dveh parov konjugiranih kislin in baz:

1) NH₄⁺ in NH₃

2) HCl in Cl

Tukaj, vsak izmed konjugirano kislino in baznega para razlikuje za en proton. Vsaka kislina ima konjugat baze. Močna kislina, ki ustreza šibke konjugirano baze in šibke kisline - močno konjugirano bazo.

Teorija Brönstedu-Lowry pomaga razložiti edinstvenost vlogo vode za biosfere življenje. Voda, odvisno od snovi v interakciji z njim, lahko kažejo lastnosti ali neke kisline ali baze. Na primer, v reakcij kisline vodni raztopini ocetne je podtalnice, ter z vodnim amoniakom - kislina.

1) CH₃COOH + H₂O &harr- H₃O⁺ + CH₃COO . Tu je molekula ocetna kislina donira molekulo protonske vode;

2) NH₃ + H₂O &harr- NH₄⁺ + OH . Tukaj molekula amoniak sprejme proton iz vodne molekule.

Video: Video lekcija v kemiji "Vrste kemijskih vezi. Kovalentna in ionska vez"

Tako lahko voda tvorita dva konjugirane pare:

1) H₂O (Kislina) in OH (Konjugata baza)

2) H₃Oh⁺ (Kislina) in H₂O (Konjugata baza).

V prvem primeru, vode podari proton, in drugi - sprejme. Ta lastnost se imenuje amfiprotonnostyu. Snovi, ki lahko reagirajo tako in kislin in baz, ki se imenuje amfoterni. V divjih živali so pogoste takšne snovi. Na primer, aminokislinam sposobne tvoriti soli s kislinami in bazami. Zato peptidi zlahka tvori koordinacijske spojine s kovinskimi ioni prisotni.

Tako je značilna lastnost ionske vezi - Vsi odmikanje Nara vezave elektrone eno od jeder. To pomeni, da je med ioni regija, kjer je gostota elektronov skoraj nič.

Druga vrsta vezi - kovalentna povezava

Atomi lahko tvorijo stabilne elektronske konfiguracije z izmenjavo elektronov. Takšna vez nastane, ko elektronski par socializirati ena iz vsake atom. V tem primeru, skupna elektronov med atomi zaradi porazdeljene enakomerno. Primeri kovalentne vezi lahko imenujemo homonuclear dvoatomarni molekule H₂, N₂, F₂. Ista vrsta komunikacije je na voljo za allotropes O₂ in ozon O₃ in poliatomskih molekule S_8., kot tudi v heteronuklearnega molekule vodikov klorid HCl, ogljikov dioksid CO₂, metan CH₄, etanol C₂H₅OH, žveplov heksafluorid SF₆, acetilen C₂H₂. Vse te molekule so enakomerno razdelijo elektrone, ter razmerje nasičen in v isti smeri (sl. 4). Za biologov, je pomembno, da so dvojne in trojne vezi, kovalentno polmeri atomov v primerjavi z enojno vezjo zmanjšane.

Sl. 4. Kovalentno vez v molekuli Cl₂.

Vrste ionska in kovalentna vez - oba omejujejo primeri iz mnogih obstoječih vrst kemičnih vezi, ki se v praksi večina povezav vmesnih. Spojine dveh elementov, ki se nahajajo na nasprotnih koncih enakimi ali različnimi obdobji periodnega sistema, prednostno tvori ionske vezi. Kot konvergenco elementov v obdobju njihovega ionske vrste spojin zmanjšana, in kovalentne - povečuje. Na primer, halogenidi in oksidov elementov periodnega pustili del prednostno tvori ionske vezi (NaCI, AgBr, BASO₄, CaCO₃, KNO₃, CaO, NaOH) In spojine elementov, kot so na desni strani tabele - kovalentne (H₂O, CO₂, NH₃, NE₂, CH₄, fenol C₆H₅OH, glukoze C₆H₁₂Oh₆, etanol C₂H₅OH).

Kovalentna vez, pa ima še eno spremembo. V poliatomskih ionov v kompleksnih bioloških molekul, lahko obe elektroni izhaja samo iz ena atom. je poklical donator elektronski par. Atom, se družijo z darovalcem, je elektronski par se imenuje akceptor elektronski par. Ta vrsta kovalentne vezi se imenuje koordiniranje (donor-akceptor, ali dativ) komunikacija (Sl. 5). Ta vrsta komunikacije je najbolj pomembno za biologijo in medicino, kemijo, ker je najbolj pomembna za presnovo d-elementov, ki jih usklajevanja obveznice večinoma opisanim.

Pic. 5. usklajevanje vez

Značilno je, da v kompleksni spojini s kovinski atom dejanj kot elektron akceptor pary- nasprotnem primeru, kadar je ionski in kovalentne vezi kovinskega atoma elektron donor.

Bistvo kovalentna vez in njenih različicah - usklajevanje obveznic - lahko pojasnili s pomočjo druge teorije kislin in baz, ki jih GN predlagal. Lewis. Bil je nekoliko razširil semantični pojem izrazov "kisline" in "baze" teorije Brönstedu-Lowry. Lewis teorija pojasnjuje naravo nastanek kompleksnih ionov in snovi, ki sodelujejo v nukleofilnih substitucija, tj nastanek COP.

Po Lewisove kisline, - snovi, ki lahko tvori kovalentno vez z čistilnih elektronski par iz baze. Lewisova baza naslovne spojine, ki ima ločene elektronski par, ki doniruya elektrone tvori kovalentno vez z Lewisovo kislino. To pomeni, da teorija Lewisova razširja spekter kislinsko baznih učinkov kot reakcijo, pri kateri so protoni niso vključene sploh. Poleg protonske se, v skladu s to teorijo, kot kisline, kot je sposoben sprejetju elektronski par.

Zato v skladu s to teorijo, se Lewisove kisline so kationi in anioni - Lewis baze. Primer je naslednja reakcija:

Nad bilo ugotovljeno, da je prišlo do delitve na snovi ionske in kovalentne sorodnika, ker celoten prenos elektrona iz kovinskih atomov akceptor atomov v kovalentnimi molekul. V spojinah s ionski vsak ionska nahaja v električnem polju z nasprotnim predznakom ionov, tako da med seboj so polariziran in njihove lupine se deformira.

polarizability z elektronsko strukturo, plačilnimi in velikost določi imajo iona- anioni je višja od kationov. Večina polarizability med kationi - kationi imajo višje stroške in manjše velikosti, na primer, Hg²⁺, Cd²⁺, Pb²⁺, al³⁺, tl³⁺. Močno polarizacijski učinek ima H⁺. Ker je vpliv ionov, polarizacija dvostransko, bistveno spremeni lastnosti spojin, ki jih tvorijo njih.

Tretja vrsta komunikacije - dipol-dipol povezava

Poleg te vrste komunikacije odlikuje več dipol-dipol Medmolekulska interakcije, ki se imenuje tudi vandervaalsovymi. Moč teh interakcij je odvisna od narave molekul. Dodeli interakcijo treh vrst: stalno dipol - stalno dipol (dipol-dipol privlačnost) - stalna dipol - dipol povzroča (indukcija privlačnost) - instant dipol - dipol povzroča (disperzija atrakcija, ali power-off London Sl. 6).

Sl. 6. Van der Waalsove vezi

Dipol-dipol trenutek imela samo molekule s polarnimi kovalentnimi vezmi (HCI, NH₃, SO₂, H₂O, C₆H₅Cl) Trdnost sklopka je 1-2 Debye (1D = 3,338 10 ³⁰ Coulombov metra - Cl m).

V biokemije izločajo drugo vrsto povezave - vodik vez omejujoč primer dipol-dipol atrakcija. Ta povezava je tvorjena z privlačnost med atomom vodika in elektronegativno atomom majhne, ​​bolj pogosto - kisik, fluor in dušika. Z velikim atomi, ki ima elektronegativnost podobne (npr klor in žveplo), vodikova vez je precej šibkejše. atom vodika razlikuje eno bistveno značilnost: s potegom vezavo elektronov njegovo jedro - protonske - razgaljen in preneha biti zaščiteni z elektroni. Zato je atom pretvori v veliko dipol.

Vodik vez, van der Waalsove razliko tvorjen ne samo v medmolekulskih interakcij, temveč tudi znotraj iste molekule - intramolekularna vodikova vez. Vodikove vezi igrajo pomembno vlogo pri biokemije, na primer, za stabiliziranje strukturo proteinov v obliki vijačnice, ali da se tvori dvojno vijačnico DNK (sl. 7).

Slika 7. vodikova vez

Vodik in van der Waalsove povezava je precej manjša kot ionske, kovalentne in usklajevanja. Energija medmole obveznic, navedenih v tabeli. 1.

Tabela 1. Energija medmolekulskih sil

pripomba: Stopnja medmolekulskih interakcij odražajo entalpijo taljenje in uparjevanje parametrov (bp). Ionske spojine, potrebna za ionsko ločevanja moči bistveno večja od za ločevanje molekul. Taljenje entalpija ionskih spojin, je znatno višja od molekulskih vrst.

Četrta vrsta komunikacije - kovinska vez

Končno, obstaja še ena vrsta medmolekulskih vezi - kovinski: Povratne informacije kovinska mreža pozitivni ioni in prosti elektroni. V bioloških sistemih, je ta vrsta povezave ni bilo mogoče najti.

S kratkim pregledom vrst obveznic se je izkazalo eno podrobnost: pomemben parameter atoma ali kovinskih ionov - elektronskim darovalca in atom - elektronov je njegova aktseptopa velikost. Ne gre v podrobnosti, smo ugotovili, da je kovalentna polmeri atomov, ionski polmeri kovine in van der Waalsove polmeri stiku molekul povečuje z naraščajočo atomsko število skupin periodnega sistema. Vrednosti polmeri ionov - najmanjša, in van der Waalsove polmerov - največja. Na splošno, pri vožnji navzdol skupino radijev vseh elementov povečuje, tako kovalentne in Waalsovih.

Najvišja vrednost za biologe in zdravniki so usklajevanje (donor-akceptor) Sporočilo, ki velja usklajevanje kemija.

Medicinska bioneorganika. GK ovce