Множество (двойни и тройни) връзки

В много молекули атомите са свързани чрез двойни и тройни връзки:

Възможността за образуване на множество връзки се дължи на геометричните характеристики на атомните орбитали. Водородният атом образува единствената си химическа връзка с участието на валентната 5-орбитала, която има сферична форма. Останалите атоми, включително дори атомите на елементите от 5-блока, имат валентни p-орбитали, които имат пространствена ориентация по координатните оси.

В молекулата на водорода химическата връзка се осъществява от електронна двойка, чийто облак е концентриран между атомни ядра. Облигациите от този тип се наричат ​​st-bonds (a - четете "сигма"). Те се образуват при взаимно припокриване както на 5-, така и на ир-орбитали (фиг. 6.3).

Ориз. 63

За още една двойка електрони няма място между атомите. Как тогава се образуват двойни и дори тройни връзки? Възможно е припокриване на електронни облаци, ориентирани перпендикулярно на оста, минаваща през центровете на атомите (фиг. 6.4). Ако оста на молекулата е подравнена с координатата x yтогава орбиталите са ориентирани перпендикулярно на него plfи r 2 .Припокриване по двойки RUи стр 2орбитали на два атома дава химични връзки, чиято електронна плътност е концентрирана симетрично от двете страни на оста на молекулата. Те се наричат ​​l-връзки.

Ако атомите имат RUи/или стр 2орбиталите имат несдвоени електрони, тогава се образуват една или две n-връзки. Това обяснява възможността за съществуване на двойни (a + z) и тройни (a + z + z) връзки. Най-простата молекула с двойна връзка между атомите е въглеводородната молекула етилен C 2 H 4 . На фиг. Фигура 6.5 показва облака на n-връзката в тази молекула, а st-връзките са обозначени схематично с тирета. Етиленовата молекула се състои от шест атома. Вероятно на читателите им хрумва, че двойна връзка между атомите е изобразена в по-проста двуатомна кислородна молекула (0=0). Всъщност електронната структура на кислородната молекула е по-сложна и нейната структура може да бъде обяснена само на базата на молекулярния орбитален метод (виж по-долу). Пример за най-простата молекула с тройна връзка е азотът. На фиг. 6.6 представя n-връзки в тази молекула, точките показват несподелените електронни двойки азот.

Ориз. 6.4.

Ориз. 6.5.

Ориз. 6.6.

Когато се образуват n-връзки, силата на молекулите се увеличава. Нека вземем няколко примера за сравнение.

Имайки предвид горните примери, можем да направим следните изводи:

• - силата на връзката (енергията) се увеличава с увеличаване на кратността на връзката;
• - Използвайки примера на водорода, флуора и етана, също може да се убеди, че силата на ковалентната връзка се определя не само от кратността, но и от естеството на атомите, между които е възникнала тази връзка.

В органичната химия е добре известно, че молекулите с множество връзки са по-реактивни от така наречените наситени молекули. Причината за това става ясна при разглеждането на формата на електронните облаци. Електронните облаци на a-връзките са концентрирани между ядрата на атомите и като че ли са екранирани (защитени) от тях от влиянието на други молекули. В случай на i-връзка електронни облацине са екранирани от ядрата на атомите и се изместват по-лесно, когато реагиращите молекули се доближат една до друга. Това улеснява последващото пренареждане и трансформация на молекулите. Изключение сред всички молекули е азотната молекула, която се характеризира както с много висока якост, така и с изключително ниска реактивност. Следователно азотът ще бъде основният компонент на атмосферата.

Теми ИЗПОЛЗВАЙТЕ кодификатор: Ковалентна химична връзка, нейните разновидности и механизми на образуване. Характеристики на ковалентна връзка (полярност и енергия на връзката). Йонна връзка. Метална връзка. водородна връзка

Вътрешномолекулни химични връзки

Нека първо разгледаме връзките, които възникват между частиците в молекулите. Такива връзки се наричат вътрешномолекулно.

химическа връзка между атоми химични елементиима електростатичен характер и се образува поради взаимодействия на външни (валентни) електрони, в повече или по-малка степен задържани от положително заредени ядрасвързани атоми.

Ключовата концепция тук е ЕЛЕКТРОННОЕГРАДНОСТ. Именно тя определя вида на химическата връзка между атомите и свойствата на тази връзка.

е способността на атома да привлича (задържа) външен(валентност) електрони. Електроотрицателността се определя от степента на привличане на външни електрони към ядрото и зависи главно от радиуса на атома и заряда на ядрото.

Електроотрицателността е трудно да се определи еднозначно. Л. Полинг състави таблица на относителната електроотрицателност (базирана на енергиите на връзката на двуатомните молекули). Най-електроотрицателният елемент е флуорсъс смисъл 4 .

Важно е да се отбележи, че в различни източници можете да намерите различни скали и таблици на стойностите на електроотрицателността. Това не трябва да се плаши, тъй като образуването на химическа връзка играе роля атоми и е приблизително същото във всяка система.

Ако един от атомите в химичната връзка A:B привлича електрони по-силно, тогава електронната двойка се измества към него. Колкото повече разлика в електроотрицателносттаатоми, толкова повече е изместена електронната двойка.

Ако стойностите на електроотрицателността на взаимодействащите атоми са равни или приблизително равни: EO(A)≈EO(V), тогава споделената електронна двойка не е изместена към нито един от атомите: А: Б. Такава връзка се нарича ковалентен неполярн.

Ако електроотрицателността на взаимодействащите атоми се различава, но не много (разликата в електроотрицателността е приблизително от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), тогава електронната двойка се измества към един от атомите. Такава връзка се нарича ковалентен полярен .

Ако електроотрицателността на взаимодействащите атоми се различава значително (разликата в електроотрицателността е по-голяма от 2: ΔEO>2), тогава един от електроните почти напълно преминава към друг атом, с образуването йони. Такава връзка се нарича йонна.

Основните видове химични връзки са − ковалентен, йоннаи металенвръзки. Нека ги разгледаме по-подробно.

ковалентна химична връзка

ковалентна връзка – това е химическа връзка образуван от образуване на обща електронна двойка A:B . В този случай два атома припокриванеатомни орбитали. Ковалентна връзка се образува от взаимодействието на атоми с малка разлика в електроотрицателността (като правило, между два неметала) или атоми на един елемент.

Основни свойства на ковалентните връзки

• ориентация,
• насищане,
• полярност,
• поляризуемост.

Тези свойства на връзката влияят върху химичните и физичните свойства на веществата.

Посока на комуникация характеризира химическата структура и формата на веществата. Ъглите между две връзки се наричат ​​ъгли на връзката. Например, в молекула на водата, ъгълът на връзката H-O-H е 104,45 o, така че молекулата на водата е полярна, а в молекулата на метана, ъгълът на свързване H-C-H е 108 o 28 '.

Насищаемост е способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни химични връзки. Нарича се броят на връзките, които един атом може да образува.

полярноствръзките възникват поради неравномерното разпределение на електронната плътност между два атома с различна електроотрицателност. Ковалентните връзки се делят на полярни и неполярни.

Поляризация връзки са способността на свързващите електрони да се изместват от външно електрическо поле(по-специално, електрическото поле на друга частица). Поляризацията зависи от подвижността на електроните. Колкото по-далеч е електронът от ядрото, толкова по-мобилен е той и съответно молекулата е по-поляризируема.

Ковалентна неполярна химична връзка

Има 2 вида ковалентно свързване - ПОЛЯРЕНи НЕПОЛЯРНИ .

Пример . Помислете за структурата на водородната молекула H 2 . Всеки водороден атом носи 1 несдвоен електрон във външното си енергийно ниво. За да покажем атом, използваме структурата на Луис - това е диаграма на структурата на външното енергийно ниво на атома, когато електроните са обозначени с точки. Моделите на точковата структура на Луис са добра помощ при работа с елементи от втория период.

Х. + . H=H:H

По този начин, молекулата на водорода има една обща електронна двойка и една H-H химична връзка. Тази електронна двойка не е изместена към нито един от водородните атоми, т.к електроотрицателността на водородните атоми е една и съща. Такава връзка се нарича ковалентен неполярн .

Ковалентна неполярна (симетрична) връзка - това е ковалентна връзка, образувана от атоми с еднаква електроотрицателност (като правило едни и същи неметали) и следователно с равномерно разпределение на електронната плътност между ядрата на атомите.

Диполният момент на неполярните връзки е 0.

Примери: Н2 (Н-Н), О2 (О=О), S8.

Ковалентна полярна химична връзка

ковалентна полярна връзка е ковалентна връзка, която възниква между атоми с различна електроотрицателност (обикновено, различни неметали) и се характеризира изместванеобща електронна двойка към по-електроотрицателен атом (поляризация).

Електронната плътност се измества към по-електроотрицателен атом - следователно върху него се появява частичен отрицателен заряд (δ-), а на по-малко електроотрицателен атом (δ+, делта +) се появява частичен положителен заряд.

Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на атомите, толкова по-висока е полярноствръзки и дори повече диполен момент . Между съседни молекули и заряди, противоположни по знак, действат допълнителни сили на привличане, които се увеличават силавръзки.

Полярността на връзката влияе върху физичните и химичните свойства на съединенията. Механизмите на реакцията и дори реактивността на съседните връзки зависят от полярността на връзката. Полярността на връзката често определя полярността на молекулатаи по този начин пряко засяга такива физични свойства като точка на кипене и точка на топене, разтворимост в полярни разтворители.

Примери: HCl, CO2, NH3.

Механизми за образуване на ковалентна връзка

Ковалентна химична връзка може да възникне по 2 механизма:

1. обменен механизъм образуването на ковалентна химична връзка е, когато всяка частица осигурява един несдвоен електрон за образуването на обща електронна двойка:

НО . + . B= A:B

2. Образуването на ковалентна връзка е такъв механизъм, при който една от частиците осигурява несподелена електронна двойка, а другата частица осигурява свободна орбитала за тази електронна двойка:

НО: + B= A:B

В този случай един от атомите осигурява несподелена електронна двойка ( донор), а другият атом осигурява свободна орбитала за тази двойка ( акцептор). В резултат на образуването на връзка енергията на двата електрона намалява, т.е. това е полезно за атомите.

Ковалентна връзка, образувана от донорно-акцепторния механизъм, не е различночрез свойства от други ковалентни връзки, образувани от обменния механизъм. Образуването на ковалентна връзка по механизма донор-акцептор е типично за атоми или с голям брой електрони на външно енергийно ниво (донори на електрони), или обратно, с много малък брой електрони (акцептори на електрони). Валентните възможности на атомите са разгледани по-подробно в съответната.

Ковалентна връзка се образува от донорно-акцепторния механизъм:

- в молекула въглероден оксид CO(връзката в молекулата е тройна, 2 връзки се образуват по обменния механизъм, едната по донорно-акцепторния механизъм): C≡O;

- в амониев йон NH 4 +, в йони органични амининапример в метиламониевия йон CH3-NH2+;

- в комплексни съединения, химична връзка между централния атом и групи от лиганди, например, в натриев тетрахидроксоалуминат Na връзката между алуминиеви и хидроксидни йони;

- в азотна киселина и нейните соли- нитрати: HNO 3 , NaNO 3 , в някои други азотни съединения;

- в молекула озон O 3 .

Основни характеристики на ковалентна връзка

Ковалентна връзка, като правило, се образува между атомите на неметалите. Основните характеристики на ковалентната връзка са дължина, енергия, множественост и насоченост.

Множество на химичната връзка

Множество на химичната връзка - това е броят на споделените електронни двойки между два атома в съединение. Множеството на връзката може доста лесно да се определи от стойността на атомите, които образуват молекулата.

Например , в молекулата на водорода H 2 кратността на връзката е 1, т.к всеки водород има само 1 несдвоен електрон във външното енергийно ниво, следователно се образува една обща електронна двойка.

В кислородната молекула O 2 кратността на връзката е 2, т.к всеки атом има 2 несдвоени електрона във външното си енергийно ниво: O=O.

В азотната молекула N 2 кратността на връзката е 3, т.к между всеки атом има 3 несдвоени електрона във външното енергийно ниво и атомите образуват 3 общи електронни двойки N≡N.

Дължина на ковалентна връзка

Дължина на химическа връзка е разстоянието между центровете на ядрата на атомите, които образуват връзка. Определя се чрез експериментални физични методи. Дължината на връзката може да бъде оценена приблизително според правилото за адитивност, според което дължината на връзката в молекулата AB е приблизително равна на половината от сумата от дължините на връзката в молекулите A 2 и B 2:

Дължината на химическа връзка може да бъде приблизително оценена по радиусите на атомите, образувайки връзка, или от многообразието на комуникациятаако радиусите на атомите не са много различни.

С увеличаване на радиусите на атомите, образуващи връзка, дължината на връзката ще се увеличи.

Например

С увеличаване на множеството на връзките между атомите (чиито атомни радиуси не се различават или се различават леко), дължината на връзката ще намалее.

Например . В серията: C–C, C=C, C≡C дължината на връзката намалява.

Енергия на връзката

Мярка за силата на химическата връзка е енергията на връзката. Енергия на връзката се определя от енергията, необходима за прекъсване на връзката и премахване на атомите, които образуват тази връзка, на безкрайно разстояние един от друг.

Ковалентната връзка е много издръжлив.Неговата енергия варира от няколко десетки до няколко стотици kJ/mol. Колкото по-голяма е енергията на връзката, толкова по-голяма е силата на връзката и обратно.

Силата на химическата връзка зависи от дължината на връзката, полярността на връзката и кратността на връзката. Колкото по-дълга е химическата връзка, толкова по-лесно се разрушава и колкото по-ниска е енергията на връзката, толкова по-ниска е нейната здравина. Колкото по-къса е химическата връзка, толкова по-силна е тя и толкова по-голяма е енергията на връзката.

Например, в поредицата от съединения HF, HCl, HBr отляво надясно силата на химичната връзка намалява, защото дължината на връзката се увеличава.

Йонна химическа връзка

Йонна връзка е химическа връзка, базирана на електростатично привличане на йони.

йонисе образуват в процеса на приемане или раздаване на електрони от атомите. Например, атомите на всички метали задържат слабо електроните на външното енергийно ниво. Следователно металните атоми се характеризират възстановителни свойстваспособността за даряване на електрони.

Пример. Натриевият атом съдържа 1 електрон на 3-то енергийно ниво. Отдавайки го лесно, натриевият атом образува много по-стабилен Na + йон с електронната конфигурация на благородния неонов газ Ne. Натриевият йон съдържа 11 протона и само 10 електрона, така че общият заряд на йона е -10+11 = +1:

+11на) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 на +) 2 ) 8

Пример. Атомът на хлора има 7 електрона във външното си енергийно ниво. За да придобие конфигурацията на стабилен инертен аргонов атом Ar, хлорът трябва да прикачи 1 електрон. След присъединяването на електрон се образува стабилен хлорен йон, състоящ се от електрони. Общият заряд на йона е -1:

+17кл) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 кл — ) 2 ) 8 ) 8

Забележка:

• Свойствата на йоните са различни от свойствата на атомите!
• Могат да се образуват не само стабилни йони атоми, но също групи от атоми. Например: амониев йон NH 4 +, сулфатен йон SO 4 2- и др. Химическите връзки, образувани от такива йони, също се считат за йонни;
• Йонните връзки обикновено се образуват между металии неметали(групи неметали);

Получените йони се привличат поради електрическо привличане: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Нека да обобщим визуално разлика между видовете ковалентна и йонна връзка:

метална химическа връзка

метална връзка е връзката, която се формира относително свободни електронимежду метални йониобразувайки кристална решетка.

Атомите на металите на външното енергийно ниво обикновено имат един до три електрона. Радиусите на металните атоми, като правило, са големи - следователно, металните атоми, за разлика от неметалните, доста лесно даряват външни електрони, т.е. са силни редуциращи агенти

Междумолекулни взаимодействия

Отделно си струва да се разгледат взаимодействията, които възникват между отделните молекули в дадено вещество - междумолекулни взаимодействия . Междумолекулните взаимодействия са вид взаимодействие между неутрални атоми, при което не се появяват нови ковалентни връзки. Силите на взаимодействие между молекулите са открити от Ван дер Ваалс през 1869 г. и са кръстени на него. Силите на Ван дар Ваалс. Силите на Ван дер Ваалс са разделени на ориентация, индукция и дисперсия . Енергията на междумолекулните взаимодействия е много по-малка от енергията на химическа връзка.

Ориентационни сили на привличане възникват между полярни молекули (дипол-диполно взаимодействие). Тези сили възникват между полярните молекули. Индуктивни взаимодействия е взаимодействието между полярна молекула и неполярна. Неполярна молекула се поляризира поради действието на полярна, което генерира допълнително електростатично привличане.

Специален вид междумолекулно взаимодействие са водородните връзки. - това са междумолекулни (или вътрешномолекулни) химични връзки, които възникват между молекули, в които има силно полярни ковалентни връзки - H-F, H-O или H-N. Ако има такива връзки в молекулата, тогава между молекулите ще има допълнителни сили на привличане .

Механизъм на образованието Водородната връзка е отчасти електростатична и отчасти донорно-акцепторна. В този случай атом на силно електроотрицателен елемент (F, O, N) действа като донор на електронна двойка, а водородните атоми, свързани с тези атоми, действат като акцептор. Характеризират се водородните връзки ориентация в космоса и насищане .

Водородната връзка може да бъде обозначена с точки: H ··· О. Колкото по-голяма е електроотрицателността на атома, свързан с водород, и колкото по-малък е неговият размер, толкова по-силна е водородната връзка. Той е характерен преди всичко за съединенията флуор с водород , както и да кислород с водород , по-малко азот с водород .

Водородните връзки възникват между следните вещества:

— флуороводород HF(газ, разтвор на флуороводород във вода - флуороводородна киселина), вода H 2 O (пара, лед, течна вода):

— разтвор на амоняк и органични амини- между молекулите амоняк и вода;

— органични съединения, в които O-H или N-H връзки: алкохоли, карбоксилни киселини, амини, аминокиселини, феноли, анилин и неговите производни, протеини, разтвори на въглехидрати - монозахариди и дизахариди.

Водородната връзка оказва влияние върху физичните и химичните свойства на веществата. По този начин допълнителното привличане между молекулите затруднява кипването на веществата. Веществата с водородни връзки показват необичайно повишаване на точката на кипене.

Например По правило с увеличаване на молекулното тегло се наблюдава повишаване на точката на кипене на веществата. Въпреки това, в редица вещества H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teне наблюдаваме линейна промяна в точките на кипене.

А именно, при точката на кипене на водата е необичайно висока - не по-малко от -61 o C, както ни показва правата линия, но много повече, +100 o C. Тази аномалия се обяснява с наличието на водородни връзки между водните молекули. Следователно, при нормални условия (0-20 o C), водата е течностпо фазово състояние.

170762 0

Всеки атом има определен брой електрони.

Влизайки в химични реакции, атомите даряват, придобиват или социализират електрони, достигайки най-стабилната електронна конфигурация. Конфигурацията с най-ниска енергия е най-стабилна (както при атомите на благородния газ). Този модел се нарича "правило на октета" (фиг. 1).

Ориз. един.

Това правило важи за всички видове връзки. Електронните връзки между атомите им позволяват да образуват стабилни структури, от най-простите кристали до сложни биомолекули, които в крайна сметка образуват живи системи. Те се различават от кристалите по непрекъснатия си метаболизъм. Въпреки това, много химични реакции протичат според механизмите електронен трансфер, които играят важна роля в енергийните процеси в организма.

Химическата връзка е сила, която държи заедно два или повече атома, йони, молекули или всяка комбинация от тях..

Природата на химичната връзка е универсална: това е електростатична сила на привличане между отрицателно заредени електрони и положително заредени ядра, определена от конфигурацията на електроните във външната обвивка на атомите. Нарича се способността на атома да образува химични връзки валентност, или степен на окисление. Валентността е свързана с понятието за валентни електрони- електрони, които образуват химически връзки, тоест тези, разположени в най-високоенергийните орбитали. Съответно се нарича външната обвивка на атом, съдържащ тези орбитали валентна обвивка. Понастоящем не е достатъчно да се посочи наличието на химична връзка, но е необходимо да се изясни нейният тип: йонна, ковалентна, дипол-диполна, метална.

Първият тип връзка ейонна Връзка

Според електронната теория на валентността на Люис и Косел, атомите могат да постигнат стабилна електронна конфигурация по два начина: първо, като загубят електрони, стават катиони, второ, придобиването им, превръщането им в аниони. В резултат на електронен трансфер, поради електростатичната сила на привличане между йони със заряди с противоположен знак, се образува химическа връзка, наречена Kossel " електровалентен(сега наричан йонна).

В този случай аниони и катиони образуват стабилна електронна конфигурация с запълнена външна електронна обвивка. Типичните йонни връзки се образуват от катиони на T и II групи от периодичната система и аниони на неметални елементи от групи VI и VII (16 и 17 подгрупи - съответно, халкогении халогени). Връзките в йонните съединения са ненаситени и ненасочени, така че запазват възможността за електростатично взаимодействие с други йони. На фиг. 2 и 3 показват примери за йонни връзки, съответстващи на модела на електронен трансфер на Косел.

Ориз. 2.

Ориз. 3.Йонна връзка в молекулата на натриевия хлорид (NaCl).

Тук е уместно да си припомним някои от свойствата, които обясняват поведението на веществата в природата, по-специално да разгледаме концепцията за киселинии основания.

Водните разтвори на всички тези вещества са електролити. Те променят цвета си по различни начини. индикатори. Механизмът на действие на индикаторите е открит от F.V. Оствалд. Той показа, че индикаторите са слаби киселини или основи, чийто цвят в недисоциирано и дисоциирано състояние е различен.

Базите могат да неутрализират киселини. Не всички основи са разтворими във вода (например, някои органични съединения, които не съдържат -OH групи, са неразтворими, по-специално, триетиламин N (C 2 H 5) 3); разтворими основи се наричат алкали.

Водните разтвори на киселини влизат в характерни реакции:

а) с метални оксиди - с образуване на сол и вода;

б) с метали - с образуването на сол и водород;

в) с карбонати - с образуването на сол, CO 2 и Х 2 О.

Свойствата на киселините и основите се описват от няколко теории. В съответствие с теорията на S.A. Arrhenius, киселината е вещество, което се дисоциира, за да образува йони Х+ , докато основата образува йони ТОЙ- . Тази теория не взема предвид съществуването на органични основи, които нямат хидроксилни групи.

В съответствие с протонТеорията на Бронстед и Лоури, киселината е вещество, съдържащо молекули или йони, които даряват протони ( донорипротони), а основата е вещество, състоящо се от молекули или йони, които приемат протони ( акцепторипротони). Имайте предвид, че във водните разтвори водородните йони съществуват в хидратирана форма, тоест под формата на хидрониеви йони H3O+ . Тази теория описва реакции не само с вода и хидроксидни йони, но също така се извършват в отсъствието на разтворител или с неводен разтворител.

Например при реакцията между амоняк NH 3 (слаба основа) и хлороводород в газовата фаза се образува твърд амониев хлорид, а в равновесна смес от две вещества винаги има 4 частици, две от които са киселини, а другите две са основи:

Тази равновесна смес се състои от две конюгирани двойки киселини и основи:

1)NH 4+ и NH 3

2) HClи кл ‑

Тук във всяка конюгирана двойка киселината и основата се различават с един протон. Всяка киселина има конюгирана основа. Силната киселина има слаба конюгирана база, а слабата киселина има силна конюгирана база.

Теорията на Бронстед-Лоури дава възможност да се обясни уникалната роля на водата за жизнената дейност на биосферата. Водата, в зависимост от веществото, което взаимодейства с нея, може да проявява свойствата на киселина или основа. Например при реакции с водни разтвори на оцетна киселина водата е основа, а с водни разтвори на амоняк е киселина.

1) CH3COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . Тук молекулата на оцетната киселина дарява протон на молекулата на водата;

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + ТОЙ- . Тук молекулата на амоняка приема протон от водната молекула.

Така водата може да образува две конюгирани двойки:

1) H 2 O(киселина) и ТОЙ- (конюгирана основа)

2) H 3 O+ (киселина) и H 2 O(конюгирана основа).

В първия случай водата дарява протон, а във втория го приема.

Такова свойство се нарича амфипротонност. Наричат ​​се вещества, които могат да реагират както като киселини, така и като основи амфотерни. В природата такива вещества често се срещат. Например, аминокиселините могат да образуват соли както с киселини, така и с основи. Следователно, пептидите лесно образуват координационни съединения с наличните метални йони.

По този начин, характерното свойство на йонната връзка е пълното изместване на куп свързващи електрони към едно от ядрата. Това означава, че има област между йоните, където електронната плътност е почти нула.

Вторият тип връзка ековалентен Връзка

Атомите могат да образуват стабилни електронни конфигурации чрез споделяне на електрони.

Такава връзка се образува, когато двойка електрони се споделят един по един. от всекиатом. В този случай социализираните електрони на връзката се разпределят поравно между атомите. Пример за ковалентна връзка е хомоядрендвуатомни H молекули 2 , н 2 , Ф 2. Алотропите имат същия тип връзка. О 2 и озон О 3 и за многоатомна молекула С 8 и също хетероядрени молекулихлороводород HCl, въглероден двуокис CO 2, метан CH 4, етанол ОТ 2 Х 5 ТОЙ, серен хексафлуорид SF 6, ацетилен ОТ 2 Х 2. Всички тези молекули имат еднакви общи електрони, а връзките им са наситени и насочени по един и същи начин (фиг. 4).

За биолозите е важно ковалентните радиуси на атомите в двойни и тройни връзки да са намалени в сравнение с единична връзка.

Ориз. четири.Ковалентна връзка в Cl 2 молекулата.

Йонните и ковалентните видове връзки са два ограничаващи случая на много съществуващи видове химически връзки и на практика повечето от връзките са междинни.

Съединенията от два елемента, разположени в противоположните краища на един и същи или различни периоди от системата на Менделеев, образуват предимно йонни връзки. С приближаването на елементите в рамките на периода йонната природа на техните съединения намалява и ковалентният характер се увеличава. Например, халогенидите и оксидите на елементите от лявата страна на периодичната таблица образуват предимно йонни връзки ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), и същите съединения на елементите от дясната страна на таблицата са ковалентни ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, фенол C6H5OH, глюкоза C6H12O6, етанол C2H5OH).

Ковалентната връзка от своя страна има друга модификация.

В многоатомните йони и в сложните биологични молекули и двата електрона могат да идват само от единатом. Нарича се донорелектронна двойка. Атом, който социализира тази двойка електрони с донор, се нарича акцепторелектронна двойка. Този тип ковалентна връзка се нарича координация (донор-акцептор, илидателен падеж) комуникация(фиг. 5). Този тип връзка е най-важен за биологията и медицината, тъй като химията на най-важните d-елементи за метаболизма се описва до голяма степен от координационните връзки.

Снимка 5.

Като правило, в сложно съединение, метален атом действа като акцептор на електронна двойка; напротив, при йонни и ковалентни връзки металният атом е донор на електрони.

Същността на ковалентната връзка и нейната разновидност - координационната връзка - могат да бъдат изяснени с помощта на друга теория за киселините и основите, предложена от Г.Н. Луис. Той донякъде разшири семантичната концепция на термините "киселина" и "основа" според теорията на Бронстед-Лоури. Теорията на Люис обяснява естеството на образуването на сложни йони и участието на веществата в реакциите на нуклеофилно заместване, тоест при образуването на CS.

Според Люис киселината е вещество, способно да образува ковалентна връзка чрез приемане на електронна двойка от база. Базата на Люис е вещество, което има самотна двойка електрони, която чрез даряване на електрони образува ковалентна връзка с киселината на Люис.

Тоест теорията на Люис разширява обхвата на киселинно-основните реакции и до реакции, в които протоните изобщо не участват. Освен това самият протон, според тази теория, също е киселина, тъй като е в състояние да приеме електронна двойка.

Следователно, според тази теория, катионите са киселини на Люис, а анионите са бази на Люис. Следните реакции са примерни:

По-горе беше отбелязано, че подразделянето на веществата на йонни и ковалентни е относително, тъй като няма пълно прехвърляне на електрон от метални атоми към акцепторни атоми в ковалентните молекули. В съединения с йонна връзка всеки йон е в електрическото поле на йони с противоположен знак, така че те са взаимно поляризирани и техните обвивки се деформират.

Поляризацияопределя се от електронната структура, заряда и размера на йона; той е по-висок за аниони, отколкото за катиони. Най-високата поляризуемост сред катионите е за катиони с по-голям заряд и по-малък размер, например за Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Има силен поляризиращ ефект Х+ . Тъй като ефектът на йонната поляризация е двустранен, той значително променя свойствата на съединенията, които образуват.

Третият тип връзка -дипол-дипол Връзка

Освен изброените видове комуникация има и дипол-дипол междумолекулнавзаимодействия, известни още като ван дер Ваалс .

Силата на тези взаимодействия зависи от природата на молекулите.

Има три вида взаимодействия: постоянен дипол - постоянен дипол ( дипол-диполатракция); постоянен дипол - индуциран дипол ( индукцияатракция); моментен дипол - индуциран дипол ( дисперсияпривличане, или лондонските сили; ориз. 6).

Ориз. 6.

Само молекули с полярни ковалентни връзки имат дипол-диполен момент ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), а силата на свързване е 1-2 сбогом(1D \u003d 3,338 × 10 -30 кулона - C × m).

В биохимията се разграничава друг вид връзка - водород връзка, което е ограничаващ случай дипол-диполатракция. Тази връзка се образува от привличането между водороден атом и малък електроотрицателен атом, най-често кислород, флуор и азот. При големи атоми, които имат подобна електроотрицателност (например с хлор и сяра), водородната връзка е много по-слаба. Водородният атом се отличава с една съществена характеристика: когато свързващите електрони се отдръпват, ядрото му - протонът - се излага и престава да бъде екранирано от електрони.

Следователно атомът се превръща в голям дипол.

Водородната връзка, за разлика от връзката на Ван дер Ваалс, се образува не само по време на междумолекулни взаимодействия, но и в рамките на една молекула - вътрешномолекулноводородна връзка. Водородните връзки играят важна роля в биохимията, например за стабилизиране на структурата на протеините под формата на α-спирала или за образуването на двойна спирала на ДНК (фиг. 7).

Фиг.7.

Водородните и ван дер Ваалсовите връзки са много по-слаби от йонните, ковалентните и координационните връзки. Енергията на междумолекулните връзки е посочена в табл. един.

Маса 1.Енергия на междумолекулните сили

Забележка: Степента на междумолекулните взаимодействия отразява енталпията на топене и изпаряване (кипене). Йонните съединения изискват много повече енергия за разделяне на йони, отколкото за разделяне на молекули. Енталпията на топене на йонните съединения е много по-висока от тази на молекулярните съединения.

Четвъртият тип връзка -метална връзка

И накрая, има друг тип междумолекулни връзки - метални: свързване на положителни йони на решетката на металите със свободни електрони. Този тип връзка не се среща в биологични обекти.

От кратък преглед на видовете връзки се очертава една подробност: важен параметър на атом или йон на метал - електронен донор, както и атом - акцептор на електрони е неговият размерът.

Без да навлизаме в подробности, отбелязваме, че ковалентните радиуси на атомите, йонните радиуси на металите и радиусите на Ван дер Ваалс на взаимодействащите молекули се увеличават с увеличаване на атомния им номер в групите на периодичната система. В този случай стойностите на йонните радиуси са най-малки, а радиусите на Ван дер Ваалс са най-големи. По правило при движение надолу по групата радиусите на всички елементи се увеличават, както ковалентни, така и ван дер Ваалс.

Най-важните за биолозите и лекарите са координация(донор-акцептор) връзки, разглеждани от координационната химия.

Медицински бионеорганични вещества. Г.К. Барашков

В разглежданите примери за образуване на химическа връзка участва електронна двойка. Такава връзка се нарича единичен.Понякога се нарича обикновен, т.е. обикновени. Този тип връзка обикновено се обозначава с една линия, свързваща символите на взаимодействащите атоми.

Припокриващи се електронни облаци в права линия, свързваща две ядра, води до сигма връзки(о-облигация). Единичната връзка в повечето случаи е а-облигация.

Връзката, образувана от припокриването на страничните области на р-електронните облаци, се нарича pi-връзка(i-облигация). Двойнаи тройнавръзките се образуват с участието съответно на две и три електронни двойки. Двойната връзка е една а-връзка и една i-връзка, тройната връзка е една а-връзка и две i-връзки.

Нека обсъдим образуването на връзки в молекулите на етан C 2 H 6 , етилен C 2 H 4 , ацетилен C 2 H 2 и бензен C 6 H b.

Ъглите между връзките в една молекула етанОТ.; H (. почти точно равни една на друга (фиг. 1.18, а)и не се различават от ъглите между С-Н връзките в молекулата на метана. Следователно може да се предположи, че външните електронни обвивки на въглеродните атоми са в състояние на $p 3 хибридизация. Молекулата C 2 H 6 е диамагнитна и няма електрически диполен момент. Енергията на C-C връзката е -335 kJ/mol. Всички връзки в C 9 H 6 молекулата са a-връзки.

В молекула етиленЪглите на свързване C 2 H 4 са приблизително 120° всеки. От това можем да заключим, че $ p 2 хибридизацията на външните електронни орбитали на въглеродния атом (фиг. 1.18, б). C-H връзките лежат в една и съща равнина под ъгли от около 120°. Всеки въглероден атом има една нехибридна р-орбитала, съдържаща

Ориз. 1.18. Модели на молекули на етан ( а ), етилен (б) и ацетилен (в)

задържане на един електрон. Тези орбитали са разположени перпендикулярно на равнината на фигурата.

Енергията на връзката между въглеродните атоми в етиленовата C 2 H 4 молекула е -592 kJ/mol. Ако въглеродните атоми бяха свързани със същата връзка, както в молекулата на етан, тогава енергията на свързване в тези молекули би била близки.

Въпреки това, енергията на свързване между въглеродните атоми в етана е 335 kJ/mol, което е почти два пъти по-малко, отколкото в етилена. Такава значителна разлика в енергиите на свързване между въглеродните атоми в молекулите на етилен и етан се обяснява с възможното взаимодействие на нехибридни p-орбитали, които на фиг. 1.18 , б изобразени с вълнообразни линии. Така образуваната връзка се нарича I-връзка.

В C 2 H 4 етиленовата молекула четири СН връзки, както в молекулата на СН 4 метан, са a-връзки, а връзката между въглеродните атоми е a-връзка и p-връзка, т.е. двойна връзка, а формулата на етилена се записва като H 2 C=CH 2 .

Молекулата на ацетилен C 2 H 2 е линейна (фиг. 1.18, в ), което говори в полза на sp хибридизация. Енергията на връзката между въглеродните атоми е -811 kJ/mol, което предполага съществуването на една a-връзка и две n-връзки, т.е. това е тройна връзка. Формулата на ацетилена се записва като HC=CH.

Един от трудните въпроси на химията е да се установи естеството на връзките между въглеродните атоми в т.нар. ароматни съединения , по-специално в молекулата на бензен C 6 H (.. Молекулата на бензола е плоска, ъглите между връзките на въглеродните атоми са равни в

Ориз. 1.19.

а -модел на формула: 6 - ^-орбитали на въглеродни атоми и а-връзки между въглеродни атоми и въглеродни и водородни атоми; в- p-обитатели и l-връзки между

въглеродни атоми

120°, което ни позволява да приемем ^-хибридизацията на външните орбитали на въглеродните атоми. Обикновено молекулата на бензола е изобразена, както е показано на ориз. 1.19, а.

Изглежда, че в бензола връзката между въглеродните атоми трябва да бъде по-дълга от двойната връзка C=C, тъй като е по-силна. Въпреки това, изследването на структурата на бензоловата молекула показва, че всички разстояния между въглеродните атоми в бензоловия пръстен са еднакви.

Тази особеност на молекулата се обяснява най-добре с факта, че нехибридните p-орбитали на всички въглеродни атоми се припокриват от „странични“ части (фиг. 1.19, б)следователно всички междуядрени разстояния между въглеродните атоми са равни. На фиг. 1.19 впоказва a-връзки между въглеродни атоми, образувани чрез припокриване sp2-хибридни орбитали.

Енергия на връзката между атомите въглеродв бензоловата молекула C 6 H 6 е -505 kJ / mol и това предполага, че тези връзки са междинни междуединични и двойни връзки. Забележете, че електроните на p-орбиталите в молекулата на бензола се движат по затворено пространство шестоъгълник,и те делокализиран(не се отнася за конкретно място).

Силите, които свързват атомите един с друг, са от една и съща електрическа природа. Но поради разликата в механизма на образуване и проявление на тези сили, химическите връзки могат да бъдат от различен тип.

Разграничаване тримайор Типвалентност химическа връзка: ковалентни, йонни и метални.

В допълнение към тях, от голямо значение и разпространение са: водородвръзка, която може да бъде валентност и невалентни, и невалентни химическа връзка - m междумолекулно (или ван дер Ваалсоу),образуващи относително малки асоциати от молекули и огромни молекулярни ансамбли - супер- и надмолекулярни наноструктури.

ковалентна химична връзка (атомен, хомеополярн) -

това е извършена химическа връзка общ за взаимодействащи атоми един-тридвойки електрони .

Тази връзка е двуелектронени двуцентрова(свързва 2 атомни ядра).

В този случай ковалентната връзка е най-често и най-често Тип валентна химична връзка в бинарни съединения - между а) атоми на неметали и б) атоми на амфотерни метали и неметали.

Примери: H-H (в молекулата на водорода H 2); четири S-O връзки (в SO 4 2- йон); три Al-H връзки (в AlH 3 молекулата); Fe-S (в молекулата на FeS) и др.

Особености ковалентна връзка - ориентацияи насищане.

Ориентация - най-важното свойство на ковалентна връзка, от

което зависи от структурата (конфигурация, геометрия) на молекулите и химичните съединения. Пространствената ориентация на ковалентната връзка определя химичната и кристално-химичната структура на веществото. ковалентна връзка винаги насочени в посока на максимално припокриване на атомните орбитали на валентните електрони взаимодействащи атоми, с образуването на общ електронен облак и най-силната химическа връзка. Ориентация изразено под формата на ъгли между посоките на свързване на атоми в молекули на различни вещества и кристали на твърди вещества.

Насищаемост е имот, което отличава ковалентната връзка от всички други видове взаимодействие на частиците, проявяващи се в способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни връзки, тъй като всяка двойка свързващи електрони се образува само валентностелектрони с противоположно ориентирани спинове, чийто брой в един атом е ограничен валентност, 1 - 8.В този случай е забранено използването на една и съща атомна орбитала два пъти за образуване на ковалентна връзка (принцип на Паули).

Валентност - това е способността на атома да прикрепя или замества определен брой други атоми с образуването на валентни химични връзки.

Според теорията на спина ковалентна връзка валентност определени броят на несдвоените електрони в атом в основно или възбудено състояние .

По този начин за различни елементи способност за образуване на определен брой ковалентни връзки ограничени до получаване максималният брой несдвоени електрони във възбудено състояние на техните атоми.

Възбудено състояние на атом - това е състоянието на атом с допълнителна енергия, получена от него отвън, причиняваща паренеантипаралелни електрони, заемащи една атомна орбитала, т.е. преходът на един от тези електрони от сдвоено състояние към свободна (вакантна) орбитала същото или близо енергийно ниво.

Например, схема пълнене с-, r-AOи валентност (AT)при калциевия атом Sa най-вече и възбудено състояние следното:

Трябва да се отбележи, че атомите с наситени валентни връзкиможе да се образува допълнителни ковалентни връзкичрез донор-акцептор или друг механизъм (както, например, в комплексни съединения).

ковалентна връзка може биполярни инеполярни .

ковалентна връзка неполярни , дако социализирани валентни електрони равномерно разпределена между ядрата на взаимодействащите атоми, областта на припокриващи се атомни орбитали (електронни облаци) се привлича от двете ядра с еднаква сила и следователно максималната общата електронна плътност не е отклонена към нито един от тях.

Този тип ковалентна връзка възниква, когато две идентичниелементни атоми. Ковалентна връзка между еднакви атоми също наричан атомен или хомеополярни .

полярни Връзка възниква по време на взаимодействието на два атома на различни химични елементи, ако един от атомите се дължи на по-голяма стойностелектроотрицателност привлича по-силно валентните електрони и тогава общата електронна плътност е повече или по-малко изместена към този атом.

При полярна връзка вероятността да се намери електрон в ядрото на един от атомите е по-висока от тази на другия.

Качествена характеристика на полярните комуникации -

разлика в относителната електроотрицателност (|‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEE |)‌‌‌ свързани атоми : колкото по-голям е, толкова по-полярна е ковалентната връзка.

Количествени характеристики на полярните комуникации,тези. мярка за полярността на връзката и сложната молекула - диполен електрически момент μ Св. , равна на работаефективен заряд δ на дължина на дипола l д : μ Св. = δ ∙ л д . мерна единица μ Св.- Дебай. 1 Сбогом = 3,3.10 -30 C/m.

електрически дипол - това е електрически неутрална система от два електрически заряда, равни и противоположни по знак + δ и - δ .

Диполен момент (електрически момент на дипола μ Св. ) – векторно количество . Общоприето е, че векторна посока от (+) към (-) мачове с посоката на изместване на областта на общата електронна плътност(общ електронен облак) поляризирани атоми.

Общ диполен момент на сложна многоатомна молекула зависи от броя и пространствената ориентация на полярните връзки в него. По този начин определянето на диполните моменти дава възможност да се прецени не само природата на връзките в молекулите, но и тяхното местоположение в пространството, т.е. относно пространствената конфигурация на молекулата.

С увеличаване на разликата в електроотрицателността | ‌‌‌‌‌‌‌∆OEE|‌‌‌ атоми, образуващи връзка, електрическият момент на дипола се увеличава.

Трябва да се отбележи, че определянето на диполния момент на връзката е сложен и не винаги разрешим проблем (взаимодействие на връзката, неизвестна посока μ Св.и др.).

Квантово-механични методи за описание на ковалентна връзка – обясни механизмът на образуване на ковалентна връзка.

Диригент У. Гайтлер и Ф. Лондон, нем. учени (1927), изчисляването на енергийния баланс на образуването на ковалентна връзка в молекулата на водорода H 2 направи възможно да се направи заключение: естеството на ковалентната връзка, като всеки друг вид химическа връзка, лежи велектрическо взаимодействие, възникващо в условията на квантово механична микросистема.

За да опишете механизма на образуване на ковалентна химична връзка, използвайте два приблизителни квантовомеханични метода :

валентни връзки и молекулярни орбитали – не изключващи се, а взаимно допълващи се.

2.1. Метод на валентна връзка (MVS илилокализирани електронни двойки ), предложен от W. Geytler и F. London през 1927 г., се основава на следното провизии :

1) химична връзка между два атома възниква в резултат на частичното припокриване на атомните орбитали с образуването на обща електронна плътност на съвместна двойка електрони с противоположни завъртания, по-висока, отколкото в други области на пространството около всяко ядро;

2) ковалентен връзка се образува само когато взаимодействат електрони с антипаралелни спинове, т.е. с противоположни спинови квантови числа м С = + 1/2 ;

3) определят се характеристиките на ковалентна връзка (енергия, дължина, полярност и др.).изглед връзки (σ –, π –, δ –), степен на припокриване AO(колкото е по-голямо, толкова по-силна е химическата връзка, т.е. по-висока е енергията на връзката и по-къса е дължината), електроотрицателноствзаимодействащи атоми;

4) ковалентна връзка може да се образува от MVS два начина (два механизма) , коренно различни, но имащи същия резултат – социализация на двойка валентни електрони от двата взаимодействащи атома: а) обмен, поради припокриването на едноелектронни атомни орбитали с противоположни завъртания на електрони, кога всеки атом допринася с един електрон на връзка за припокриване - връзката може да бъде полярна или неполярна, б) донор-акцептор, поради двуелектронната AO на единия атом и свободната (вакантна) орбитала на другия, На на кого един атом (донор) осигурява свързване на двойка електрони в орбитала в сдвоено състояние, а другият атом (акцептор) осигурява свободна орбитала.Това поражда полярна връзка.

2.2. Комплекс (координационни) съединения, много молекулни йони, които са сложни,(амониев, борен тетрахидрид и др.) се образуват при наличие на донорно-акцепторна връзка – с други думи координационна връзка.

Например, в реакцията на образуване на амониев йон NH 3 + H + = NH 4 + амонячна молекула NH 3 е донор на електронна двойка, а протонът H + е акцептор.

В реакцията ВН 3 + Н – = ВН 4 – хидридният йон Н– играе ролята на донор на електронна двойка, а акцептор е молекулата на борен хидрид ВН 3, в която има вакантна АО.

Множеството на химическата връзка. Връзки σ -, π – , δ –.

Максималното припокриване на АО от различни видове (с установяването на най-силни химични връзки) се постига със специфичната им ориентация в пространството, поради различната форма на енергийната им повърхност.

Определят вида на АО и посоката на тяхното припокриване σ -, π – , δ - връзки:

σ (сигма) – Връзка – винаги е така относнодинарова (обикновена) облигация произтичащи от частично припокриване един чифт с -, стр х -, д - АДпо оста , свързване на ядрото взаимодействащи атоми.

Единични облигации винагиса σ - връзки.

Множество облигации – π (пи) - (също δ (делта ) – връзки),двойно или тройна ковалентни връзки, извършени респдве илитри двойки електрони когато атомните им орбитали се припокриват.

π (пи) - Връзкаизвършва се чрез припокриване Р г -, стр z - и д - АДНа двете страни на оста, свързваща ядрата атоми, във взаимно перпендикулярни равнини ;

δ (делта )- Връзкавъзниква при припокриване две d орбитали разположен в успоредни равнини .

Най-издръжливият от σ -, π – , δ – връзкие σ– връзка , но π - връзки, базирани на σ – връзка, форма още по-силна множество връзки: двойни и тройни.

Всякакви двойна връзка включва един σ – и един π – връзки, тройна - от единσ – и двеπ – връзки.