Повеќекратни (двојни и тројни) врски

Во многу молекули, атомите се поврзани со двојни и тројни врски:

Можноста за формирање на повеќе врски се должи на геометриските карактеристики на атомските орбитали. Водородниот атом ја формира својата единствена хемиска врска со учество на валентната 5-орбитала, која има сферична форма. Остатокот од атомите, вклучувајќи ги дури и атомите на елементите од 5-блокот, имаат валентни p-орбитали, кои имаат просторна ориентација долж координатните оски.

Во молекулата на водород, хемиската врска ја спроведува електронски пар, чиј облак е концентриран помеѓу атомски јадра. Врските од овој тип се нарекуваат st-врзници (а - прочитајте „сигма“). Тие се формираат со меѓусебно преклопување на двете 5- и ir-орбитали (сл. 6.3).

Ориз. 63

За уште еден пар електрони, нема место меѓу атомите. Како тогаш се формираат двојни, па дури и тројни врски? Можно е да се преклопат електронски облаци ориентирани нормално на оската што минува низ центрите на атомите (сл. 6.4). Ако оската на молекулата е порамнета со координатата x yтогаш орбиталите се ориентирани нормално на неа plfи r 2.Парно преклопување RUи стр 2орбитали од два атома дава хемиски врски, чија електронска густина е концентрирана симетрично на двете страни на оската на молекулата. Тие се нарекуваат l-обврзници.

Ако атомите имаат RUи/или стр 2орбиталите имаат неспарени електрони, тогаш се формираат една или две n-врски. Ова ја објаснува можноста за постоење на двојни (a + z) и тројни (a + z + z) врски. Наједноставната молекула со двојна врска помеѓу атомите е јаглеводородната молекула етилен C 2 H 4 . На сл. Слика 6.5 го прикажува облакот n-врзница во оваа молекула, а st-врските се шематски означени со цртички. Молекулата на етилен се состои од шест атоми. Веројатно им паѓа на памет на читателите дека двојната врска помеѓу атомите е прикажана во поедноставна дијатомска молекула на кислород (0=0). Всушност, електронската структура на молекулата на кислородот е посложена, а нејзината структура може да се објасни само врз основа на методот на молекуларна орбита (види подолу). Пример за наједноставната молекула со тројна врска е азот. На сл. 6.6 ги прикажува n-врските во оваа молекула, точките ги покажуваат несподелените електронски парови на азот.

Ориз. 6.4.

Ориз. 6.5.

Ориз. 6.6.

Кога се формираат n-врски, силата на молекулите се зголемува. Да земеме неколку примери за споредба.

Имајќи ги предвид горенаведените примери, можеме да ги извлечеме следните заклучоци:

• - јачината на врската (енергијата) се зголемува со зголемување на мноштвото на врската;
• - Користејќи го примерот на водородот, флуорот и етанот, може да се убеди и дека јачината на ковалентна врска се одредува не само од мноштвото, туку и од природата на атомите меѓу кои настанала оваа врска.

Во органската хемија е добро познато дека молекулите со повеќе врски се пореактивни од таканаречените заситени молекули. Причината за ова станува јасна кога се разгледува обликот на електронските облаци. Електронските облаци на а-врските се концентрирани помеѓу јадрата на атомите и, како што беше, се заштитени (заштитени) од нив од влијанието на другите молекули. Во случај на i-connection електронски облацине се заштитени од јадрата на атомите и полесно се поместуваат кога молекулите кои реагираат се приближуваат една до друга. Ова го олеснува последователното преуредување и трансформација на молекулите. Исклучок меѓу сите молекули е молекулата на азот, која се карактеризира и со многу висока јачина и со екстремно ниска реактивност. Затоа, азотот ќе биде главната компонента на атмосферата.

Теми КОРИСТЕТЕ кодификатор: Ковалентна хемиска врска, нејзините сорти и механизми на формирање. Карактеристики на ковалентна врска (поларитет и енергија на врската). Јонска врска. Метална врска. водородна врска

Интрамолекуларни хемиски врски

Прво, да ги разгледаме врските што се појавуваат помеѓу честичките во молекулите. Таквите врски се нарекуваат интрамолекуларна.

хемиска врска помеѓу атомите хемиски елементиима електростатска природа и се формира поради интеракции на надворешни (валентни) електрони, во повеќе или помал степен држени од позитивно наелектризираните јадраврзани атоми.

Клучниот концепт овде е ЕЛЕКТРОНЕГНАТИВНОСТ. Таа е таа што го одредува видот на хемиската врска помеѓу атомите и својствата на оваа врска.

е способноста на атомот да привлекува (држи) надворешен(валентност) електрони. Електронегативноста се одредува според степенот на привлекување на надворешните електрони кон јадрото и главно зависи од радиусот на атомот и полнежот на јадрото.

Електронегативноста е тешко да се одреди недвосмислено. Л. Полинг составил табела за релативна електронегативност (врз основа на енергиите на врската на диатомските молекули). Најелектронегативен елемент е флуорсо значење 4 .

Важно е да се напомене дека во различни извори можете да најдете различни скали и табели на вредности на електронегативност. Ова не треба да се плаши, бидејќи формирањето на хемиска врска игра улога атоми, и тоа е приближно исто во секој систем.

Ако еден од атомите во хемиската врска A:B посилно привлекува електрони, тогаш електронскиот пар се поместува кон него. Повеќе разлика во електронегативностаатоми, толку повеќе електронскиот пар е поместен.

Ако вредностите на електронегативноста на атомите кои содејствуваат се еднакви или приближно еднакви: EO(A)≈EO(V), тогаш споделениот електронски пар не е поместен на ниту еден од атомите: А: Б. Таквата врска се нарекува ковалентна неполарна.

Ако електронегативноста на атомите кои содејствуваат се разликуваат, но не многу (разликата во електронегативноста е приближно од 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), тогаш електронскиот пар се префрла на еден од атомите. Таквата врска се нарекува ковалентен поларен .

Ако електронегативноста на атомите кои содејствуваат значително се разликуваат (разликата во електронегативноста е поголема од 2: ΔEO>2), тогаш еден од електроните речиси целосно поминува во друг атом, со формирањето јони. Таквата врска се нарекува јонски.

Главните видови хемиски врски се − ковалентен, јонскии металикврски. Ајде да ги разгледаме подетално.

ковалентна хемиска врска

ковалентна врска – тоа е хемиска врска формирана од формирање на заеднички електронски пар A:B . Во овој случај, два атома се преклопуваататомски орбитали. Ковалентната врска се формира со интеракција на атомите со мала разлика во електронегативноста (по правило, помеѓу два неметали) или атоми на еден елемент.

Основни својства на ковалентни врски

• ориентација,
• заситеност,
• поларитет,
• поларизација.

Овие својства на врската влијаат на хемиските и физичките својства на супстанциите.

Насока на комуникација ја карактеризира хемиската структура и формата на супстанциите. Аглите помеѓу две врски се нарекуваат агли на врска. На пример, во молекулата на водата, аголот на врската H-O-H е 104,45 o, така што молекулата на водата е поларна, а во молекулата на метанот, аголот на врската H-C-H е 108 o 28 ′.

Заситеност е способноста на атомите да формираат ограничен број ковалентни хемиски врски. Се вика бројот на врски што може да ги формира атомот.

Поларитетврските настануваат поради нерамномерната распределба на густината на електроните помеѓу два атома со различна електронегативност. Ковалентните врски се поделени на поларни и неполарни.

Поларизираност врски се способноста на електроните на врската да бидат поместени од надворешно електрично поле(особено, електричното поле на друга честичка). Поларизираноста зависи од подвижноста на електроните. Колку електронот е подалеку од јадрото, толку е поподвижен и, соодветно на тоа, молекулата е пополаризирана.

Ковалентна неполарна хемиска врска

Постојат 2 типа на ковалентна врска - ПОЛАРНИи НЕПОЛАРНИ .

Пример . Размислете за структурата на молекулата на водород H 2 . Секој атом на водород носи 1 неспарен електрон во своето надворешно енергетско ниво. За прикажување на атом, ја користиме структурата Луис - ова е дијаграм на структурата на надворешното енергетско ниво на атомот, кога електроните се означени со точки. Моделите на структурата на точката Луис се добра помош при работа со елементи од вториот период.

Х. + . H=H:H

Така, молекулата на водород има еден заеднички електронски пар и една хемиска врска H–H. Овој електронски пар не е поместен на ниту еден од атомите на водород, бидејќи електронегативноста на атомите на водород е иста. Таквата врска се нарекува ковалентна неполарна .

Ковалентна неполарна (симетрична) врска - ова е ковалентна врска формирана од атоми со еднаква електронегативност (по правило, истите неметали) и, според тоа, со униформа распределба на густината на електроните помеѓу јадрата на атомите.

Диполскиот момент на неполарните врски е 0.

Примери: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Ковалентна поларна хемиска врска

ковалентна поларна врска е ковалентна врска која се јавува помеѓу атоми со различна електронегативност (обично, различни неметали) и се карактеризира поместувањезаеднички електронски пар до поелектронегативен атом (поларизација).

Густината на електронот е поместена во поелектронегативен атом - затоа, на него се појавува делумно негативен полнеж (δ-), а делумно позитивен полнеж се јавува на помалку електронегативен атом (δ+, делта +).

Колку е поголема разликата во електронегативноста на атомите, толку е поголема поларитетврски и уште повеќе диполен момент . Помеѓу соседните молекули и полнежите со спротивен знак, дејствуваат дополнителни привлечни сили, кои се зголемуваат силатаврски.

Поларитетот на врската влијае на физичките и хемиските својства на соединенијата. Реакционите механизми, па дури и реактивноста на соседните врски зависат од поларитетот на врската. Поларитетот на врската често одредува поларитет на молекулатаи на тој начин директно влијае на физичките својства како точка на вриење и точка на топење, растворливост во поларни растворувачи.

Примери: HCl, CO2, NH3.

Механизми за формирање на ковалентна врска

Ковалентната хемиска врска може да се појави со 2 механизми:

1. механизам за размена формирањето на ковалентна хемиска врска е кога секоја честичка обезбедува еден неспарен електрон за формирање на заеднички електронски пар:

НО . + . Б= А: Б

2. Формирањето на ковалентна врска е таков механизам во кој една од честичките обезбедува несподелен електронски пар, а другата честичка обезбедува празна орбитала за овој електронски пар:

НО: + Б= А: Б

Во овој случај, еден од атомите обезбедува неподелен електронски пар ( донатор), а другиот атом обезбедува празна орбитала за овој пар ( акцептор). Како резултат на формирање на врска, енергијата на двата електрони се намалува, т.е. ова е корисно за атомите.

Ковалентна врска формирана од механизмот донор-акцептор, не е различносо својства од други ковалентни врски формирани од механизмот за размена. Формирањето на ковалентна врска со механизмот донор-акцептор е типично за атомите или со голем број електрони на надворешното енергетско ниво (донатори на електрони), или обратно, со многу мал број електрони (акцептори на електрони). Валентните можности на атомите се разгледани подетално во соодветните.

Ковалентната врска се формира со механизмот донор-акцептор:

- во молекула јаглерод моноксид CO(врската во молекулата е тројна, 2 врски се формираат со механизмот за размена, една со механизмот донор-акцептор): C≡O;

- во амониум јон NH 4 +, во јони органски амини, на пример, во јонот на метиламониум CH3-NH2+;

- во комплексни соединенија, хемиска врска помеѓу централниот атом и групи лиганди, на пример, во натриум тетрахидроксоалуминат Na врската помеѓу алуминиум и хидроксид јони;

- во азотна киселина и нејзините соли- нитрати: HNO 3 , NaNO 3 , во некои други азотни соединенија;

- во молекула озонотО 3.

Главни карактеристики на ковалентна врска

Ковалентната врска, по правило, се формира помеѓу атомите на неметали. Главните карактеристики на ковалентна врска се должина, енергија, мноштво и насоченост.

Множество на хемиска врска

Множество на хемиска врска - ова е бројот на споделени електронски парови помеѓу два атома во едно соединение. Мноштвото на врската може лесно да се одреди од вредноста на атомите што ја формираат молекулата.

На пример , во молекулата на водородот H 2 мноштвото на врската е 1, бидејќи секој водород има само 1 неспарен електрон во надворешното енергетско ниво, па затоа се формира еден заеднички електронски пар.

Во молекулата на кислородот O 2, мноштвото на врската е 2, бидејќи секој атом има 2 неспарени електрони во своето надворешно енергетско ниво: O=O.

Во молекулата на азот N 2, мноштвото на врската е 3, бидејќи помеѓу секој атом има 3 неспарени електрони во надворешното енергетско ниво, а атомите формираат 3 заеднички електронски парови N≡N.

Должина на ковалентна врска

Должина на хемиска врска е растојанието помеѓу центрите на јадрата на атомите кои формираат врска. Се одредува со експериментални физички методи. Должината на врската може да се процени приближно, според правилото за адитивност, според кое должината на врската во молекулата AB е приближно еднаква на половина од збирот на должините на врската во молекулите A2 и B2:

Должината на хемиската врска може грубо да се процени по радиусите на атомите, формирајќи врска или од мноштвото на комуникацијатаако радиусите на атомите не се многу различни.

Со зголемување на радиусите на атомите кои формираат врска, должината на врската ќе се зголеми.

На пример

Со зголемување на мноштвото врски помеѓу атомите (чии атомски радиуси не се разликуваат или малку се разликуваат), должината на врската ќе се намали.

На пример . Во сериите: C–C, C=C, C≡C, должината на врската се намалува.

Енергија на врската

Мерка за јачината на хемиската врска е енергијата на врската. Енергија на врската се определува со енергијата потребна за раскинување на врската и отстранување на атомите што ја формираат оваа врска на бесконечно растојание еден од друг.

Ковалентната врска е многу издржлив.Неговата енергија се движи од неколку десетици до неколку стотици kJ/mol. Колку е поголема енергијата на врската, толку е поголема јачината на врската и обратно.

Јачината на хемиската врска зависи од должината на врската, поларитетот на врската и мноштвото на врската. Колку е подолга хемиската врска, толку полесно се раскинува, а колку е помала енергијата на врската, толку е помала нејзината јачина. Колку е пократка хемиската врска, толку е посилна и е поголема енергијата на врската.

На пример, во низата соединенија HF, HCl, HBr од лево кон десно јачината на хемиската врска се намалува, бидејќи должината на врската се зголемува.

Јонска хемиска врска

Јонска врска е хемиска врска врз основа на електростатско привлекување на јони.

јонисе формираат во процесот на прифаќање или давање електрони со атоми. На пример, атомите на сите метали слабо ги држат електроните од надворешното енергетско ниво. Затоа, се карактеризираат металните атоми ресторативни својстваспособност за донирање електрони.

Пример. Атомот на натриум содржи 1 електрон на третото енергетско ниво. Лесно давајќи го, атомот на натриум формира многу постабилен Na + јон, со електронска конфигурација на благородниот неонски гас Ne. Натриумовиот јон содржи 11 протони и само 10 електрони, така што вкупниот полнеж на јонот е -10+11 = +1:

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

Пример. Атомот на хлор има 7 електрони во надворешното енергетско ниво. За да се добие конфигурација на стабилен инертен атом на аргон Ar, хлорот треба да прикачи 1 електрон. По прицврстувањето на електрон, се формира стабилен хлор јон, кој се состои од електрони. Вкупниот полнеж на јонот е -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1е = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Забелешка:

• Својствата на јоните се различни од својствата на атомите!
• Стабилните јони можат да се формираат не само атоми, но, исто така групи на атоми. На пример: амониум јон NH 4 +, сулфат јон SO 4 2-, итн. Хемиските врски формирани од таквите јони исто така се сметаат за јонски;
• Јонските врски обично се формираат помеѓу металии неметали(групи на неметали);

Добиените јони се привлекуваат поради електричното привлекување: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Ајде визуелно да генерализираме разлика помеѓу типовите на ковалентни и јонски врски:

метална хемиска врска

метална врска е односот што се формира релативно слободни електронипомеѓу метални јониформирајќи кристална решетка.

Атомите на металите на надворешното енергетско ниво обично имаат еден до три електрони. Радиусите на металните атоми, по правило, се големи - затоа, металните атоми, за разлика од неметалите, прилично лесно донираат надворешни електрони, т.е. се силни редуцирачки агенси

Интермолекуларни интеракции

Одделно, вреди да се разгледаат интеракциите што се случуваат помеѓу поединечните молекули во супстанцијата - интермолекуларни интеракции . Интермолекуларните интеракции се вид на интеракција помеѓу неутралните атоми во кои не се појавуваат нови ковалентни врски. Силите на интеракција помеѓу молекулите беа откриени од ван дер Валс во 1869 година и именувани по него. Силите на Ван Дар Валс. Силите на Ван дер Валс се поделени на ориентација, индукција и дисперзија . Енергијата на меѓумолекуларните интеракции е многу помала од енергијата на хемиската врска.

Ориентационите сили на привлекување настануваат помеѓу поларните молекули (дипол-дипол интеракција). Овие сили се јавуваат помеѓу поларните молекули. Индуктивни интеракции е интеракцијата помеѓу поларна молекула и неполарна. Неполарна молекула е поларизирана поради дејството на поларна, што генерира дополнителна електростатска привлечност.

Посебен тип на интермолекуларна интеракција се водородните врски. - ова се интермолекуларни (или интрамолекуларни) хемиски врски кои се појавуваат помеѓу молекулите во кои има силно поларни ковалентни врски - H-F, H-O или H-N. Ако има такви врски во молекулата, тогаш меѓу молекулите ќе има дополнителни сили на привлекување .

Механизам на образование Водородната врска е делумно електростатска и делумно донорска-акцептор. Во овој случај, атом на силно електронегативен елемент (F, O, N) делува како донатор на електронски пар, а атоми на водород поврзани со овие атоми дејствуваат како акцептор. Се карактеризираат водородни врски ориентација во вселената и сатурација .

Водородната врска може да се означи со точки: H ··· О. Колку е поголема електронегативноста на атомот поврзан со водород, и колку е помала неговата големина, толку е посилна водородната врска. Тоа е првенствено карактеристично за соединенијата флуор со водород , како и да кислород со водород , помалку азот со водород .

Водородните врски се јавуваат помеѓу следниве супстанции:

— водород флуорид HF(гас, раствор на водород флуорид во вода - флуороводородна киселина), вода H 2 O (пареа, мраз, течна вода):

— раствор на амонијак и органски амини- помеѓу молекулите на амонијак и вода;

— органски соединенија во кои се врзуваат O-H или N-H: алкохоли, карбоксилни киселини, амини, амино киселини, феноли, анилин и неговите деривати, протеини, раствори на јаглени хидрати - моносахариди и дисахариди.

Водородната врска влијае на физичките и хемиските својства на супстанциите. Така, дополнителната привлечност помеѓу молекулите го отежнува вриењето на супстанциите. Супстанциите со водородни врски покажуваат абнормално зголемување на точката на вриење.

На пример Како по правило, со зголемување на молекуларната тежина, се забележува зголемување на точката на вриење на супстанциите. Меѓутоа, во голем број на супстанции H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teне забележуваме линеарна промена на точките на вриење.

Имено, кај точката на вриење на водата е ненормално висока - не помалку од -61 o C, како што ни покажува правата линија, но многу повеќе, +100 o C. Оваа аномалија се објаснува со присуството на водородни врски помеѓу молекулите на водата. Затоа, во нормални услови (0-20 o C), водата е течностпо фазна состојба.

170762 0

Секој атом има одреден број на електрони.

Влегувајќи во хемиски реакции, атомите донираат, стекнуваат или социјализираат електрони, достигнувајќи ја најстабилната електронска конфигурација. Конфигурацијата со најниска енергија е најстабилна (како кај атомите на благородни гасови). Овој модел се нарекува „октет правило“ (сл. 1).

Ориз. еден.

Ова правило важи за сите типови на поврзување. Електронските врски меѓу атомите им овозможуваат да формираат стабилни структури, од наједноставните кристали до сложените биомолекули кои на крајот формираат живи системи. Тие се разликуваат од кристалите во нивниот континуиран метаболизам. Сепак, многу хемиски реакции се одвиваат според механизмите електронски трансфер, кои играат важна улога во енергетските процеси во телото.

Хемиска врска е сила која држи заедно два или повеќе атоми, јони, молекули или која било комбинација од нив..

Природата на хемиската врска е универзална: таа е електростатска сила на привлекување помеѓу негативно наелектризираните електрони и позитивно наелектризираните јадра, одредена од конфигурацијата на електроните во надворешната обвивка на атомите. Способноста на атомот да формира хемиски врски се нарекува валентност, или оксидациона состојба. Концептот на валентни електрони- електрони кои формираат хемиски врски, односно оние кои се наоѓаат во орбиталите со највисока енергија. Според тоа, надворешната обвивка на атомот што ги содржи овие орбитали се нарекува валентна обвивка. Во моментов, не е доволно да се укаже на присуство на хемиска врска, но неопходно е да се разјасни неговиот тип: јонски, ковалентен, дипол-дипол, метален.

Првиот тип на врска ејонски поврзување

Според електронската теорија на валентност на Луис и Косел, атомите можат да постигнат стабилна електронска конфигурација на два начина: прво, со губење на електрони, станувајќи катјони, второ, стекнување на нив, претворање во анјони. Како резултат на пренос на електрони, поради електростатската сила на привлекување помеѓу јоните со полнежи од спротивен знак, се формира хемиска врска, наречена Косел " електровалентен(сега повикан јонски).

Во овој случај, анјоните и катјоните формираат стабилна електронска конфигурација со исполнета надворешна електронска обвивка. Типичните јонски врски се формираат од катјони од T и II групите на периодичниот систем и анјони на неметални елементи од групите VI и VII (16 и 17 подгрупи - соодветно, халкогении халогени). Врските во јонските соединенија се незаситени и ненасочени, така што тие ја задржуваат можноста за електростатско заемодејство со други јони. На сл. 2 и 3 покажуваат примери на јонски врски што одговараат на моделот за пренос на електрони Косел.

Ориз. 2.

Ориз. 3.Јонска врска во молекулата на натриум хлорид (NaCl).

Тука е соодветно да се потсетиме на некои од својствата кои го објаснуваат однесувањето на супстанциите во природата, особено да се разгледа концептот на киселинии основи.

Водните раствори на сите овие супстанции се електролити. Тие ја менуваат бојата на различни начини. индикатори. Механизмот на дејство на индикаторите го откри Ф.В. Оствалд. Тој покажа дека индикаторите се слаби киселини или бази, чија боја во недисоцираните и дисоцираните состојби е различна.

Базите можат да ги неутрализираат киселините. Не сите бази се растворливи во вода (на пример, некои органски соединенија кои не содржат -OH групи се нерастворливи, особено, триетиламин N (C 2 H 5) 3); се нарекуваат растворливи бази алкалии.

Водните раствори на киселини влегуваат во карактеристични реакции:

а) со метални оксиди - со формирање на сол и вода;

б) со метали - со формирање на сол и водород;

в) со карбонати - со формирање на сол, CO 2 и Х 2 О.

Својствата на киселините и базите се опишани со неколку теории. Во согласност со теоријата на С.А. Arrhenius, киселина е супстанца која се дисоцира за да формира јони Х+ , додека основата формира јони ТОЈ- . Оваа теорија не го зема предвид постоењето на органски бази кои немаат хидроксилни групи.

Во согласност со протонТеоријата на Бронстед и Лоури, киселината е супстанца која содржи молекули или јони кои донираат протони ( донаторипротони), а основата е супстанца која се состои од молекули или јони кои прифаќаат протони ( акцепторипротони). Забележете дека во водените раствори, водородните јони постојат во хидрирана форма, односно во форма на јони на хидрониум H3O+ . Оваа теорија ги опишува реакциите не само со вода и јони на хидроксид, туку и спроведени во отсуство на растворувач или со не-воден растворувач.

На пример, во реакцијата помеѓу амонијак NH 3 (слаба база) и водород хлорид во гасната фаза, се формира цврст амониум хлорид, а во рамнотежна мешавина од две супстанции секогаш има 4 честички, од кои две се киселини, а другите две се бази:

Оваа рамнотежна смеса се состои од два конјугирани пара киселини и бази:

1)NH 4+ и NH 3

2) HClи Cl ‑

Овде, во секој конјугиран пар, киселината и базата се разликуваат за еден протон. Секоја киселина има конјугирана база. Силната киселина има слаба конјугирана база, а слабата киселина има силна конјугирана база.

Теоријата Bronsted-Lowry овозможува да се објасни уникатната улога на водата за животот на биосферата. Водата, во зависност од супстанцијата што е во интеракција со неа, може да покаже својства или на киселина или на база. На пример, при реакции со водени раствори на оцетна киселина, водата е база, а со водени раствори на амонијак, таа е киселина.

1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . Овде молекулата на оцетна киселина донира протон на молекулата на водата;

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + ТОЈ- . Овде молекулата на амонијак прифаќа протон од молекулата на водата.

Така, водата може да формира два конјугирани пара:

1) H 2 O(киселина) и ТОЈ- (конјугирана основа)

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

Во првиот случај водата донира протон, а во вториот го прифаќа.

Таквото својство се нарекува амфипротонија. Супстанциите кои можат да реагираат и како киселини и како бази се нарекуваат амфотеричен. Таквите супстанции често се наоѓаат во природата. На пример, амино киселините можат да формираат соли и со киселини и со бази. Затоа, пептидите лесно формираат координативни соединенија со присутните метални јони.

Така, карактеристичното својство на јонската врска е целосно поместување на куп сврзувачки електрони за едно од јадрата. Ова значи дека постои регион помеѓу јоните каде густината на електроните е речиси нула.

Вториот тип на поврзување ековалентен поврзување

Атомите можат да формираат стабилни електронски конфигурации со споделување на електрони.

Таквата врска се формира кога пар електрони се делат еден по еден. од секојаатом. Во овој случај, електроните на социјализираната врска се распределуваат подеднакво меѓу атомите. Пример за ковалентна врска е хомонуклеарнидијатомски H молекули 2 , Н 2 , Ф 2. Алотропите имаат ист тип на врска. О 2 и озон О 3 и за полиатомска молекула С 8 и исто така хетеронуклеарни молекуливодород хлорид HCl, јаглерод диоксид CO 2, метан CH 4, етанол ОД 2 Х 5 ТОЈ, сулфур хексафлуорид СФ 6, ацетилен ОД 2 Х 2. Сите овие молекули имаат исти заеднички електрони, а нивните врски се заситени и насочени на ист начин (сл. 4).

За биолозите, важно е ковалентните радиуси на атомите во двојните и тројните врски да бидат намалени во споредба со една врска.

Ориз. четири.Ковалентна врска во молекулата Cl 2.

Јонските и ковалентните типови на врски се два ограничувачки случаи на многу постоечки типови на хемиски врски, а во пракса повеќето од врските се средни.

Соединенијата од два елементи лоцирани на спротивните краеви на исти или различни периоди на системот Менделеев претежно формираат јонски врски. Како што елементите се приближуваат еден кон друг во одреден период, јонската природа на нивните соединенија се намалува, додека ковалентниот карактер се зголемува. На пример, халидите и оксидите на елементите од левата страна на периодниот систем формираат претежно јонски врски ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), а истите соединенија на елементите од десната страна на табелата се ковалентни ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, фенол C6H5OH, гликоза C 6 H 12 O 6, етанол C 2 H 5 OH).

Ковалентната врска, пак, има друга модификација.

Во полиатомските јони и во сложените биолошки молекули, двата електрони можат да потекнуваат само еденатом. Тоа се нарекува донаторелектронски пар. Атомот што го социјализира овој пар електрони со донатор се нарекува акцепторелектронски пар. Овој тип на ковалентна врска се нарекува координација (донатор-акцептор, илидатив) комуникација(сл. 5). Овој тип на врска е најважен за биологијата и медицината, бидејќи хемијата на најважните д-елементи за метаболизмот во голема мера е опишана со координативни врски.

Слика 5.

Како по правило, во сложено соединение, метален атом делува како акцептор на електронски пар; напротив, кај јонските и ковалентни врски, металниот атом е донатор на електрони.

Суштината на ковалентната врска и нејзината разновидност - координативната врска - може да се разјасни со помош на друга теорија за киселини и бази, предложена од Г.Н. Луис. Тој донекаде го прошири семантичкиот концепт на поимите „киселина“ и „база“ според теоријата Бронстед-Лоури. Теоријата на Луис ја објаснува природата на формирањето на комплексни јони и учеството на супстанциите во реакциите на нуклеофилна супституција, односно во формирањето на CS.

Според Луис, киселината е супстанца способна да формира ковалентна врска со прифаќање на електронски пар од базата. Луисова база е супстанца која има осамен пар електрони, кои со донирање на електрони формираат ковалентна врска со Луисова киселина.

Односно, теоријата на Луис го проширува опсегот на киселинско-базни реакции и на реакции во кои протоните воопшто не учествуваат. Покрај тоа, самиот протон, според оваа теорија, е исто така киселина, бидејќи е способен да прифати електронски пар.

Затоа, според оваа теорија, катјоните се Луисови киселини, а анјоните се Луисови бази. Следниве реакции се примери:

Погоре беше забележано дека поделбата на супстанциите на јонски и ковалентни е релативна, бидејќи не постои целосна транзиција на електрон од метални атоми до атоми акцептори во ковалентни молекули. Во соединенијата со јонска врска, секој јон се наоѓа во електричното поле на јони со спротивен знак, така што тие се меѓусебно поларизирани, а нивните обвивки се деформирани.

Поларизираностопределено со електронската структура, полнењето и големината на јонот; повисок е за анјоните отколку за катјоните. Највисока поларизација меѓу катјоните е за катјони со поголем полнеж и помала големина, на пример, за Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Има силен поларизирачки ефект Х+ . Бидејќи ефектот на јонската поларизација е двонасочен, значително ги менува својствата на соединенијата што тие ги формираат.

Третиот тип на врска -дипол-дипол поврзување

Покрај наведените видови на комуникација, постојат и дипол-дипол интермолекуларнаинтеракции, исто така познати како ван дер Валс .

Јачината на овие интеракции зависи од природата на молекулите.

Постојат три типа на интеракции: постојан дипол - постојан дипол ( дипол-диполатракција); постојан дипол - индуциран дипол ( индукцијаатракција); моментален дипол - индуциран дипол ( дисперзијаатракција, или лондонски сили; оризот. 6).

Ориз. 6.

Само молекулите со поларни ковалентни врски имаат дипол-диполен момент ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), а јачината на врската е 1-2 чао(1D \u003d 3,338 × 10 -30 кулон метри - C × m).

Во биохемијата, се разликува друг вид на врска - водород поврзување, што е ограничувачки случај дипол-диполатракција. Оваа врска се формира со привлекување помеѓу атом на водород и мал електронегативен атом, најчесто кислород, флуор и азот. Со големи атоми кои имаат слична електронегативност (на пример, со хлор и сулфур), водородната врска е многу послаба. Водородниот атом се одликува со една суштинска карактеристика: кога се оттргнуваат врзувачките електрони, неговото јадро - протонот - е изложено и престанува да се прегледува со електрони.

Затоа, атомот се претвора во голем дипол.

Водородна врска, за разлика од ван дер Валсовата врска, се формира не само за време на интермолекуларните интеракции, туку и во една молекула - интрамолекуларнаводородна врска. Водородните врски играат важна улога во биохемијата, на пример, за стабилизирање на структурата на протеините во форма на α-спирала, или за формирање на двојна спирала на ДНК (сл. 7).

Сл.7.

Водородните и ван дер Валсовите врски се многу послаби од јонските, ковалентни и координативните врски. Енергијата на меѓумолекуларните врски е наведена во Табела. еден.

Табела 1.Енергија на меѓумолекуларните сили

Забелешка: Степенот на меѓумолекуларните интеракции ја одразува енталпијата на топење и испарување (врие). Јонските соединенија бараат многу повеќе енергија за одвојување на јоните отколку за раздвојување на молекулите. Енталпиите на топење на јонските соединенија се многу повисоки од оние на молекуларните соединенија.

Четвртиот тип на врска -метална врска

Конечно, постои уште еден тип на меѓумолекуларни врски - метал: поврзување на позитивни јони на решетката од метали со слободни електрони. Овој тип на поврзување не се јавува кај биолошките објекти.

Од краткиот преглед на видовите врски, произлегува еден детал: важен параметар на атом или јон на метал - донатор на електрони, како и атом - акцептор на електрони е неговиот големината.

Без да навлегуваме во детали, забележуваме дека ковалентните радиуси на атомите, јонските радиуси на металите и ван дер Валсовите радиуси на молекулите во интеракција се зголемуваат како што се зголемува нивниот атомски број во групите на периодичниот систем. Во овој случај, вредностите на јонските радиуси се најмали, а радиусите Ван дер Валс се најголеми. Како по правило, кога се движите по групата, радиусите на сите елементи се зголемуваат, и ковалентни и ван дер Валс.

Најважни за биолозите и лекарите се координација(донатор-акцептор) врски разгледани со координативна хемија.

Медицинска биоорганика. Г.К. Барашков

Во разгледуваните примери за формирање на хемиска врска, учествуваше електронски пар. Таквата врска се нарекува сингл.Понекогаш се нарекува обична, т.е. обични. Овој тип на поврзување обично се означува со една линија што ги поврзува симболите на атоми во интеракција.

Се преклопуваат електронски облаци во права линија што поврзува две јадра води кон сигма обврзници(о-обврзница). Една обврзница во повеќето случаи е а-обврзница.

Врската формирана со преклопување на страничните области на р-електронските облаци се нарекува пи-обврзница(i-bond). Двојнои тројноврските се формираат со учество на два и три електронски парови, соодветно. Двојна врска е една a-врзница и една i-врзница, тројна врска е една a-врзница и две i-врзници.

Да разговараме за формирањето врски во молекулите на етан C 2 H 6 , етилен C 2 H 4 , ацетилен C 2 H 2 и бензен C 6 H б.

Аглите помеѓу врските во молекулата етанОД.; H (. речиси точно еднакви еден на друг (сл. 1.18, а)и не се разликуваат од аглите помеѓу C-H врските во молекулата на метанот. Затоа, може да се претпостави дека надворешните електронски обвивки на јаглеродните атоми се во состојба на $p 3 хибридизација. Молекулата C 2 H 6 е дијамагнетна и нема електричен диполен момент. Енергијата на врската C-C е -335 kJ/mol. Сите врски во молекулата C 9 H 6 се а-врски.

Во молекула етиленАглите на врската C 2 H 4 се приближно 120 ° секој. Од ова можеме да заклучиме дека $ p 2 хибридизацијата на надворешните електронски орбитали на јаглеродниот атом (сл. 1.18, б).Врските C-H лежат во иста рамнина под агли од околу 120°. Секој јаглероден атом има една нехибридна p-орбитала која содржи

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

држејќи еден електрон. Овие орбитали се наоѓаат нормално на рамнината на фигурата.

Енергијата на врската помеѓу атомите на јаглерод во молекулата на етилен C 2 H 4 е -592 kJ/mol. Ако атомите на јаглеродот се поврзани со истата врска како и во молекулата на етанот, тогаш енергиите на врзување во овие молекули би биле блиски.

Сепак, енергијата на врзување помеѓу атомите на јаглерод во етанот е 335 kJ/mol, што е речиси два пати помалку отколку во етилен. Ваквата значајна разлика во енергиите на врзување помеѓу атомите на јаглерод во молекулите на етилен и етан се објаснува со можната интеракција на нехибридните р-орбитали, кои на Сл. 1.18 , б прикажан со брановидни линии. Врската формирана на овој начин се нарекува I-врска.

Во молекулата на етилен C 2 H 4, четири CH врски, како и во молекулата на метанот CH 4, се a-врзници, а врската помеѓу јаглеродните атоми е a-врска и p-врска, т.е. двојна врска, а формулата на етилен е напишана како H 2 C=CH 2.

Молекулата на ацетилен C 2 H 2 е линеарна (сл. 1.18, во ), што зборува во прилог на сп хибридизација. Енергијата на врската помеѓу јаглеродните атоми е -811 kJ/mol, што укажува на постоење на една а-врска и две n-врски, т.е. тоа е тројна врска. Формулата на ацетилен е напишана како HC=CH.

Едно од тешките прашања на хемијата е да се утврди природата на врските помеѓу атомите на јаглеродот во т.н. ароматични соединенија , особено, во молекулата на бензен C 6 H (.. Молекулата на бензенот е рамна, аглите помеѓу врските на атомите на јаглерод се еднакви во

Ориз. 1.19.

а -модел на формула: 6 - ^-орбитали на јаглеродни атоми и a-врски помеѓу јаглеродни атоми и јаглеродни и водородни атоми; во- р-жители и л-врски меѓу

јаглеродни атоми

120°, што ни овозможува да претпоставиме ^-хибридизација на надворешните орбитали на атоми на јаглерод. Вообичаено, молекулата на бензен е прикажана како што е прикажано на оризот. 1.19, а.

Се чини дека во бензенот врската помеѓу атомите на јаглеродот треба да биде подолга од двојната врска C=C, бидејќи е посилна. Сепак, проучувањето на структурата на молекулата на бензенот покажува дека сите растојанија помеѓу јаглеродните атоми во прстенот на бензенот се исти.

Оваа карактеристика на молекулата најдобро се објаснува со фактот што нехибридните p-орбитали на сите јаглеродни атоми се преклопуваат со „странични“ делови (сл. 1.19, б)затоа, сите меѓунуклеарни растојанија помеѓу атомите на јаглеродот се еднакви. На сл. 1.19 вопокажува a-врски помеѓу јаглеродни атоми формирани со преклопување sp2-хибридни орбитали.

Енергијата на врската помеѓу атомите јаглеродво молекулата на бензен C 6 H 6 е -505 kJ / mol, и тоа сугерира дека овие врски се средни помеѓуединечни и двојни врски. Забележете дека електроните на р-орбиталите во молекулата на бензенот се движат по затворена шестоаголник,и тие делокализиран(не се однесува на некое конкретно место).

Силите кои ги поврзуваат атомите меѓу себе се од иста електрична природа. Но, поради разликата во механизмот на формирање и манифестација на овие сили, хемиските врски можат да бидат од различни типови.

Разликувајте тримајор типвалентност хемиска врска: ковалентни, јонски и метални.

Покрај нив, од големо значење и дистрибуција се: водородврска што може да биде валентност и невалентен, и невалентен хемиска врска - m интермолекуларна (или ван дер Валсов),формирајќи релативно мали соработници на молекули и огромни молекуларни ансамбли - супер- и надмолекуларни наноструктури.

ковалентна хемиска врска (атомски, хомеополарни) -

ова е извршена хемиска врска општо за атоми во интеракција еден-трипарови електрони .

Оваа врска е двоелектронскии двоцентрален(врзува 2 атомски јадра).

Во овој случај, ковалентната врска е најчести и најчести тип валентна хемиска врска во бинарни соединенија - помеѓу а) атоми на неметали и б) атоми на амфотерни метали и неметали.

Примери: H-H (во молекулата на водород H 2); четири S-O врски (во SO 4 2- јон); три Al-H врски (во молекулата AlH 3); Fe-S (во молекулата FeS) итн.

Особености ковалентна врска - ориентацијаи заситеност.

Ориентација - најважното својство на ковалентна врска, од

што зависи од структурата (конфигурацијата, геометријата) на молекулите и хемиските соединенија. Просторната ориентација на ковалентната врска ја одредува хемиската и кристално-хемиската структура на супстанцијата. ковалентна врска секогаш насочени во насока на максимално преклопување на атомските орбитали на валентни електрони атоми во интеракција, со формирање на заеднички електронски облак и најсилна хемиска врска. Ориентација изразени во форма на агли помеѓу насоките на поврзување на атомите во молекули на различни супстанции и кристали на цврсти материи.

Заситеност е имот, што ја разликува ковалентната врска од сите други видови на интеракција на честички, манифестирана во способноста на атомите да формираат ограничен број на ковалентни врски, бидејќи секој пар на врзувачки електрони се формира само валентностелектрони со спротивно ориентирани спини, чиј број во атомот е ограничен валентност, 1-8.Во овој случај, забрането е да се користи иста атомска орбитала двапати за да се формира ковалентна врска (принцип на Паули).

Валентност - ова е способност на атомот да прикачи или замени одреден број други атоми со формирање на валентни хемиски врски.

Според теоријата на спин ковалентна врска валентност одлучен бројот на неспарени електрони во атомот во земја или возбудена состојба .

Така, за различни елементи способност да формира одреден број на ковалентни врски ограничен на примање максималниот број на неспарени електрони во возбудената состојба на нивните атоми.

Возбудена состојба на атомот - ова е состојба на атом со дополнителна енергија добиена од него однадвор, предизвикувајќи испарувањеантипаралелни електрони кои зафаќаат една атомска орбитала, т.е. преминот на еден од овие електрони од спарена состојба во слободна (празна) орбитала исто или затвори ниво на енергија.

На пример, шема полнење с-, р-АОи валентност (AT)на атомот на калциум Са најмногу и возбудена состојба следното:

Треба да се напомене дека атомите со заситени валентни врскиможе да се формира дополнителни ковалентни врскисо помош на донатор-акцептор или друг механизам (како, на пример, во сложени соединенија).

ковалентна врска можебиполарна инеполарна .

ковалентна врска неполарна , дако социјализирани валентни електрони рамномерно дистрибуиран помеѓу јадрата на атоми кои содејствуваат, регионот на преклопувачки атомски орбитали (електронски облаци) е привлечен од двете јадра со иста сила и затоа максималната вкупната густина на електроните не е пристрасна кон ниту еден од нив.

Овој тип на ковалентна врска се јавува кога две идентичниелемент атоми. Ковалентна врска помеѓу идентични атоми исто така се нарекува атомски или хомеополарна .

Поларна поврзување се јавува за време на интеракцијата на два атома на различни хемиски елементи, ако еден од атомите поради поголема вредностелектронегативност посилно привлекува валентни електрони, а потоа вкупната густина на електроните е повеќе или помалку поместена кон овој атом.

Со поларна врска, веројатноста да се најде електрон во јадрото на еден од атомите е поголема од онаа на другиот.

Квалитативна карактеристика на поларните комуникации -

разлика на релативна електронегативност (|∆OEE |)‌‌‌ поврзани атоми : колку е поголема, толку е пополарна ковалентната врска.

Квантитативни карактеристики на поларните комуникации,тие. мерка за поларитетот на врската и сложената молекула - диполен електричен момент μ Св. , еднаква на работаефективен полнеж δ по должина на дипол l г : μ Св. = δ ∙ л г . единица за мерење μ Св.- Дебај. 1 Збогум = 3,3.10 -30 C/m.

електричен дипол - ова е електрично неутрален систем од два електрични полнежи еднакви и спротивни во знакот + δ и - δ .

Диполен момент (електричен момент на дипол μ Св. ) – векторска количина . Општо е прифатено дека векторска насока од (+) до (-) натпревари со насока на поместување на регионот со вкупна електронска густина(вкупен електронски облак) поларизирани атоми.

Општ диполен момент на сложена полиатомска молекула зависи од бројот и просторната ориентација на поларните врски во него. Така, определувањето на диполни моменти овозможува да се суди не само за природата на врските во молекулите, туку и за нивната локација во просторот, т.е. за просторната конфигурација на молекулата.

Со зголемување на разликата на електронегативност | ∆OEE| атоми кои формираат врска, електричниот момент на диполот се зголемува.

Треба да се забележи дека определувањето на диполниот момент на врската е сложен и не секогаш решлив проблем (интеракција на врската, непознат правец μ Св.итн.).

Квантно-механички методи за опишување на ковалентна врска – објасни механизмот на формирање на ковалентна врска.

Диригирана од В. Гејтлер и Ф. Лондон, Германец. научници (1927), пресметувањето на енергетскиот биланс при формирањето на ковалентна врска во молекулата на водород H 2 овозможи да се направи заклучок: природата на ковалентната врска, како и секој друг вид хемиска врска, лежи воелектрична интеракција која се јавува во услови на квантен механички микросистем.

За да се опише механизмот на формирање на ковалентна хемиска врска, користете два приближни квантно-механички методи :

валентни врски и молекуларни орбитали – не ексклузивни, туку меѓусебно комплементарни.

2.1. Метод на валентна врска (MVS илилокализирани електронски парови ), предложен од В. Гејтлер и Ф. Лондон во 1927 година, се заснова на следново одредби :

1) хемиска врска помеѓу два атома се јавува како резултат на делумно преклопување на атомските орбитали со формирање на заедничка електронска густина на заеднички пар електрони со спротивни спинови, повисоки отколку во другите региони на просторот околу секое јадро;

2) ковалентни врска се формира само кога електроните со антипаралелни спинови комуницираат, т.е. со спротивни спин квантни броеви м С = + 1/2 ;

3) се одредуваат карактеристиките на ковалентна врска (енергија, должина, поларитет итн.).поглед врски (σ –, π –, δ –), степен на преклопување АО(колку е поголема, толку е посилна хемиската врска, т.е. колку е поголема енергијата на врската и пократка должината), електронегативностатоми во интеракција;

4) ковалентна врска може да се формира со MVS два начина (два механизми) , фундаментално различни, но имаат ист резултат – социјализација на пар валентни електрони од двата атома кои содејствуваат: а) размена, поради преклопување на едноелектронските атомски орбитали со спротивни вртења на електрони, кога секој атом придонесува по еден електрон по врска да се преклопува - врската може да биде или поларна или неполарна, б) донатор-акцептор, поради двоелектроните AO на едниот атом и слободната (празна) орбитала на другиот, на на кого еден атом (донатор) обезбедува поврзување на пар електрони во орбиталата во спарена состојба, а другиот атом (акцептор) обезбедува слободна орбитала.Ова доведува до поларна врска.

2.2. Комплексен (координативни) соединенија, многу молекуларни јони кои се сложени,(амониум, бор тетрахидрид, итн.) се формираат во присуство на врска донор-акцептор - со други зборови, координативна врска.

На пример, во реакцијата на формирање на амониум јон NH 3 + H + = NH 4 + молекулата на амонијак NH 3 е донатор на електронски пар, а H + протонот е акцептор.

Во реакцијата ВН 3 + Н - = ВН 4 - хидридниот јон Н - игра улога на донатор на електронски пар, а молекулата на бор хидрид ВН 3, во која има празно AO, игра улога на акцептор.

Мноштвото на хемиската врска. Врски σ -, π – , δ –.

Максималното преклопување на АО од различни типови (со воспоставување на најсилните хемиски врски) се постигнува со нивната специфична ориентација во просторот, поради различниот облик на нивната енергетска површина.

Типот на АО и насоката на нивното преклопување одредуваат σ -, π – , δ - врски:

σ (сигма) – поврзување – секогаш е задинарска (проста) обврзница кои произлегуваат од делумно преклопување еден пар с -, стр x -, г - АДпо оската , поврзување на јадрото атоми во интеракција.

Поединечни обврзници секогашсе σ - врски.

Повеќекратни обврзници – π (пи) - (исто така δ (делта )–врски),двојно или тројно ковалентни врски извршени соодветнодва илитри парови електрони кога нивните атомски орбитали се преклопуваат.

π (пи) - врскасе врши со преклопување Р y -, стр z - и г - АДна двете страни на оската што ги поврзува јадрата атоми, во меѓусебно нормални рамнини ;

δ (делта )- врскасе јавува кога се преклопуваат две d орбитали лоциран во паралелни рамнини .

Најиздржливиот од σ -, π – , δ – врские σ– врска , но π - врски врз основа на σ – врзете, формирајте уште посилно повеќекратни врски: двојни и тројни.

Било кој двојна врска опфаќа еден σ – и еден π – врски, тројно - од еденσ – и дваπ – врски.