Кратні (подвійні та потрійні) зв'язки

У багатьох молекулах атоми з'єднані подвійними та потрійними зв'язками:

Можливість утворення кратних зв'язків обумовлена ​​геометричними характеристиками атомних орбіталей. Атом водню утворює свій єдиний хімічний зв'язок за участю валентної 5-орбіталі, що має сферичну форму. В інших атомів, включаючи навіть атоми елементів 5-блоку, з'являються валентні р-орбіталі, що мають просторову спрямованість вздовж осей координат.

У молекулі водню хімічний зв'язок здійснюється електронною парою, хмара якої сконцентрована між атомними ядрами. Зв'язки такого типу називають ст-зв'язками (а – читається «сигма»). Вони утворюються при взаємному перекриванні як 5-, так ір-орбіталей (рис. 6.3).

Рис. 63

Ще для однієї пари електронів місця між атомами не залишається. Як тоді утворюються подвійні та навіть потрійні зв'язки? Можливе перекриття електронних хмар, орієнтованих перпендикулярно до осі, що проходить через центри атомів (рис. 6.4). Якщо вісь молекули поєднати з координатою х уто перпендикулярно до неї орієнтовані орбіталі p lfі р 2 .Попарне перекривання р уі р 2орбіталей двох атомів дає хімічні зв'язки, електронна щільність яких сконцентрована симетрично з обох боків від осі молекули. Вони називаються л-зв'язками.

Якщо у атомів на р ута (або) р 2орбіталях є неспарені електрони, то утворюються одна або дві л-зв'язку. Цим і пояснюється можливість існування подвійних (а+я) та потрійних (а+я+я) зв'язків. Найпростішою молекулою з подвійним зв'язком між атомами є молекула вуглеводню етилену С2Н4. На рис. 6.5 представлена ​​хмара я-зв'язку в цій молекулі, а ст-зв'язку позначені схематично штрихами. Молекула етилену складається із шести атомів. Ймовірно, читачам спадає на думку, що подвійний зв'язок між атомами зображують у простішій двоатомній молекулі кисню (0=0). Насправді, електронна будова молекули кисню складніше, і її будову вдалося пояснити лише основі методу молекулярних орбіталей (див. нижче). Прикладом найпростішої молекули з потрійним зв'язком є ​​азот. На рис. 6.6 представлені зв'язки в цій молекулі, точками показані неподілені електронні пари азоту.

Рис. 6.4.

Рис. 6.5.

Рис. 6.6.

При утворенні я-зв'язків міцність молекул зростає. Для порівняння візьмемо деякі приклади.

Розглядаючи наведені приклади, можна зробити такі висновки:

• - міцність (енергія) зв'язку зростає зі збільшенням кратності зв'язку;
• - на прикладі водню, фтору та етану можна також переконатися, що міцність ковалентного зв'язку визначається не тільки кратністю, а й природою атомів, між якими виник цей зв'язок.

В органічній хімії добре відомо, що молекули з кратними зв'язками реакційніші, ніж так звані насичені молекули. Причина цього стає зрозумілою під час розгляду форми електронних хмар. Електронні хмари a-зв'язків сконцентровані між ядрами атомів і як екрановані (захищені) ними від впливу інших молекул. У разі зв'язку електронні хмари не екрановані ядрами атомів і легше зміщуються при зближенні реагуючих молекул. Цим полегшуються наступні перебудова та перетворення молекул. Винятком серед усіх молекул є молекула азоту, яка характеризується одночасно дуже великою міцністю та вкрай низькою реакційною здатністю. Тому азот і виявляться головною складовою атмосфери.

Теми кодифікатора ЄДІ: Ковалентний хімічний зв'язок, його різновиди та механізми освіти. Характеристики ковалентного зв'язку (полярність та енергія зв'язку). Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок

Внутрішньомолекулярні хімічні зв'язки

Спочатку розглянемо зв'язки, що виникають між частинками всередині молекул. Такі зв'язки називають внутрішньомолекулярними.

Хімічний зв'язок між атомами хімічних елементів має електростатичну природу та утворюється за рахунок взаємодії зовнішніх (валентних) електронів, більшою чи меншою мірою утримуваних позитивно зарядженими ядрамизв'язуваних атомів.

Ключове поняття тут – ЕЛЕКТРОВІДІЙНІСТЬ. Саме вона визначає тип хімічного зв'язку між атомами та властивості цього зв'язку.

- Це здатність атома притягувати (утримувати) зовнішні(Валентні) електрони. Електронегативність визначається ступенем тяжіння зовнішніх електронів до ядра і залежить, переважно, від радіусу атома та заряду ядра.

Електронегативність складно визначити однозначно. Л.Полінг склав таблицю відносних електронегативностей (на основі енергій зв'язків двоатомних молекул). Найбільш електронегативний елемент - фторзі значенням 4 .

Важливо, що у різних джерелах можна зустріти різні шкали та таблиці значень електронегативності. Цього не варто лякатися, оскільки при утворенні хімічного зв'язку грає роль атомів, а вона приблизно однакова у будь-якій системі.

Якщо один із атомів у хімічному зв'язку А:В сильніше притягує електрони, то електронна пара зміщується до нього. Чим більше різницю електронегативностейатомів, тим більше зміщується електронна пара.

Якщо значення електронегативності взаємодіючих атомів рівні або приблизно рівні: ЕО(А)≈ЕО(В), то загальна електронна пара не зміщується до жодного з атомів: А: В. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної.

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються, але не сильно (різниця електронегативностей приблизно від 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), то електронна пара зміщується до одного з атомів. Такий зв'язок називається ковалентна полярна .

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються суттєво (різниця електронегативностей більша за 2: ΔЕО>2), то один з електронів практично повністю переходить до іншого атома, з утворенням іонів. Такий зв'язок називається іонна.

Основні типи хімічних зв'язків ковалентна, іоннаі металевазв'язку. Розглянемо їх докладніше.

Ковалентний хімічний зв'язок

Ковалентний зв'язок – це хімічний зв'язок , утворена за рахунок утворення загальної електронної пари А: . При цьому у двох атомів перекриваютьсяатомні орбіталі. Ковалентний зв'язок утворюється при взаємодії атомів з невеликою різницею електронегативностей (як правило, між двома неметалами) або атомів одного елемента.

Основні властивості ковалентних зв'язків

• спрямованість,
• насичуваність,
• полярність,
• поляризованість.

Ці властивості зв'язку впливають на хімічні та фізичні властивості речовин.

Спрямованість зв'язку характеризує хімічну будову та форму речовин. Кути між двома зв'язками називаються валентними. Наприклад, у молекулі води валентний кут H-O-H дорівнює 104,45 о, тому молекула води — полярна, а молекулі метану валентний кут Н-С-Н 108 про 28′.

Насиченість - Це здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних хімічних зв'язків. Кількість зв'язків, здатних утворювати атом, називається .

Полярністьзв'язку виникає через нерівномірний розподіл електронної щільності між двома атомами з різною електронегативністю. Ковалентні зв'язки поділяють на полярні та неполярні.

Поляризованість зв'язку - це здатність електронів зв'язку зміщуватися під дією зовнішнього електричного поля(зокрема, електричного поля іншої частки). Поляризуемість залежить від рухливості електронів. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим він більш рухливий, відповідно і молекула більш поляризується.

Ковалентний неполярний хімічний зв'язок

Існує 2 види ковалентного зв'язування – ПОЛЯРНИЙі НЕПОЛЯРНИЙ .

Приклад . Розглянемо будову молекули водню H2. Кожен атом водню на зовнішньому енергетичному рівні несе один неспарений електрон. Для відображення атома використовуємо структуру Льюїса – це схема будови зовнішнього рівня енергії атома, коли електрони позначаються точками. Моделі точкових структур Люїса непогано допомагають при роботі з елементами другого періоду.

H. +. H = H:H

Таким чином, у молекулі водню одна загальна електронна пара та один хімічний зв'язок H–H. Ця електронна пара не зміщується до жодного з атомів водню, т.к. електронегативність у атомів водню однакова. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної .

Ковалентний неполярний (симетричний) зв'язок – це ковалентний зв'язок, утворений атомами з рівною елетронегативністю (як правило, однаковими неметалами) і, отже, з рівномірним розподілом електронної густини між ядрами атомів.

Дипольний момент неполярних зв'язків дорівнює 0.

Приклади: H 2 (H-H), O 2 (O = O), S 8 .

Ковалентний полярний хімічний зв'язок

Ковалентний полярний зв'язок – це ковалентний зв'язок, який виникає між атомами з різною електронегативністю (як правило, різними неметалами) і характеризується зміщеннямзагальної електронної пари до більш негативного атома (поляризацією).

Електронна щільність зміщена до більш електронегативного атома – отже, у ньому виникає частковий негативний заряд (δ-), але в менш електроотрицательном атомі виникає частковий позитивний заряд (δ+, дельта +).

Чим більша відмінність в електронегативності атомів, тим вище полярністьзв'язку і тим більше дипольний момент . Між сусідніми молекулами та протилежними за знаком зарядами діють додаткові сили тяжіння, що збільшує міцністьзв'язку.

Полярність зв'язку впливає фізичні та хімічні властивості сполук. Від полярності зв'язку залежить механізми реакцій і навіть реакційна здатність сусідніх зв'язків. Полярність зв'язку найчастіше визначає полярність молекулиі, таким чином, безпосередньо впливає такі фізичні властивості як температурі кипіння і температура плавлення, розчинність в полярних розчинниках.

Приклади: HCl, CO2, NH3.

Механізми утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний хімічний зв'язок може виникати за двома механізмами:

1. Обмінний механізм утворення ковалентного хімічного зв'язку – це коли кожна частка надає для утворення загальної електронної пари один неспарений електрон:

А . + . В= А:В

2. утворення ковалентного зв'язку – це такий механізм, при якому одна з частинок надає неподілену електронну пару, а інша частка надає вакантну орбіталь для цієї електронної пари:

А: + B= А:В

При цьому один із атомів надає неподілену електронну пару ( донор), а інший атом надає вакантну орбіталь для цієї пари ( акцептор). Через війну освіти зв'язку обидва енергія електронів зменшується, тобто. це вигідно для атомів.

Ковалентний зв'язок, утворений за донорно-акцепторним механізмом, не відрізняєтьсяза властивостями від інших ковалентних зв'язків, утворених обмінним механізмом. Утворення ковалентного зв'язку по донорно-акцепторному механізму притаманно атомів або з великою кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні (донори електронів), або навпаки, з дуже малою кількістю електронів (акцептори електронів). Докладніше валентні можливості атомів розглянуті у відповідній.

Ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом утворюється:

– у молекулі чадного газу CO(зв'язок у молекулі – потрійний, 2 зв'язки утворені за обмінним механізмом, один – за донорно-акцепторним): C≡O;

– у іоні амонію NH 4 + , в іонах органічних амінів, Наприклад, в іоні метиламонію CH 3 -NH 2 + ;

– у комплексних з'єднаннях, хімічний зв'язок між центральним атомом і групами лігандів, наприклад, тетрагідроксоалюмінату натрію Na зв'язок між алюмінієм і гідроксид-іонами;

– у азотної кислоти та її солях- нітратах: HNO 3 , NaNO 3 в деяких інших сполуках азоту;

– у молекулі озону O 3 .

Основні характеристики ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок, як правило, утворюється між атомами неметалів. Основними характеристиками ковалентного зв'язку є довжина, енергія, кратність та спрямованість.

Кратність хімічного зв'язку

Кратність хімічного зв'язку - це число спільних електронних пар між двома атомами у поєднанні. Кратність зв'язку досить легко можна визначити із значення атомів, що утворюють молекулу.

Наприклад , У молекулі водню H 2 кратність зв'язку дорівнює 1, т.к. у кожного водню лише один неспарений електрон на зовнішньому енергетичному рівні, отже, утворюється одна загальна електронна пара.

У молекулі кисню O 2 кратність зв'язку дорівнює 2 т.к. у кожного атома на зовнішньому енергетичному рівні є по 2 неспарені електрони: O=O.

У молекулі азоту N 2 кратність зв'язку дорівнює 3 т.к. між у кожного атома по 3 неспарених електрона на зовнішньому енергетичному рівні, і атоми утворюють 3 загальні електронні пари N≡N.

Довжина ковалентного зв'язку

Довжина хімічного зв'язку - Це відстань між центрами ядер атомів, що утворюють зв'язок. Її визначають експериментальними фізичними методами. Оцінити величину довжини зв'язку можна приблизно, за правилом адитивності, згідно з яким довжина зв'язку в молекулі АВ приблизно дорівнює напівсумі довжин зв'язків у молекулах А 2 і 2:

Довжину хімічного зв'язку можна оцінити приблизно за радіусами атомів, що утворюють зв'язок, або за кратністю зв'язкуякщо радіуси атомів не сильно відрізняються.

У разі збільшення радіусів атомів, що утворюють зв'язок, довжина зв'язку збільшиться.

Наприклад

При збільшенні кратності зв'язку між атомами (атомні радіуси яких не відрізняються, або незначно відрізняються) довжина зв'язку зменшиться.

Наприклад . У ряду: C–C, C=C, C≡C довжина зв'язку зменшується.

Енергія зв'язку

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія зв'язку. Енергія зв'язку визначається енергією, необхідної для розриву зв'язку та видалення атомів, що утворюють цей зв'язок, на нескінченно велику відстань один від одного.

Ковалентний зв'язок є дуже міцною.Її енергія становить від кількох десятків до кількох сотень кДж/моль. Чим більша енергія зв'язку, тим більша міцність зв'язку, і навпаки.

Міцність хімічного зв'язку залежить від довжини зв'язку, полярності зв'язку та кратності зв'язку. Чим довший хімічний зв'язок, тим легше його розірвати, і тим менша енергія зв'язку, тим нижча її міцність. Чим коротший хімічний зв'язок, тим він міцніший, і тим більша енергія зв'язку.

Наприклад, у ряді сполук HF, HCl, HBr зліва направо міцність хімічного зв'язку зменшується, т.к. збільшується довжина зв'язку.

Іонний хімічний зв'язок

Іонний зв'язок - це хімічний зв'язок, заснований на електростатичному тяжінні іонів.

Іониутворюються у процесі прийняття чи віддачі електронів атомами. Наприклад, атоми всіх металів слабо утримують електрони зовнішнього енергетичного рівня. Тому для атомів металів характерні відновлювальні властивості- Здатність віддавати електрони.

Приклад. Атом натрію містить на 3 енергетичному рівні 1 електрон. Легко віддаючи його, атом натрію утворює набагато стійкіший іон Na + з електронною конфігурацією благородного газу неону Ne. В іоні натрію міститься 11 протонів і лише 10 електронів, тому сумарний заряд іона -10+11 = +1:

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

Приклад. Атом хлору на зовнішньому енергетичному рівні містить 7 електронів. Щоб придбати конфігурацію стабільного інертного атома аргону Ar, хлору необхідно приєднати 1 електрон. Після приєднання електрона утворюється стабільний іон хлору, що складається з електронів. Сумарний заряд іона дорівнює -1:

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

Зверніть увагу:

• Властивості іонів відрізняються від властивостей атомів!
• Стійкі іони можуть утворювати не лише атоми, але і групи атомів. Наприклад: іон амонію NH 4 + , сульфат-іон SO 4 2- та ін. Хімічні зв'язки, утворені такими іонами, також вважаються іонними;
• Іонний зв'язок, як правило, утворюють між собою металиі неметали(групи неметалів);

Іони, що утворилися, притягуються за рахунок електричного тяжіння: Na + Cl - , Na 2 + SO 4 2- .

Наочно узагальним різницю між ковалентними та іонними типами зв'язку:

Металевий хімічний зв'язок

Металевий зв'язок - це зв'язок, який утворюють відносно вільні електрониміж іонами металів, що утворюють кристалічну решітку

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні зазвичай розташовані від одного до трьох електронів. Радіуси в атомів металів, зазвичай, великі — отже, атоми металів, на відміну неметалів, досить легко віддають зовнішні електрони, тобто. є сильними відновниками

Міжмолекулярні взаємодії

Окремо варто розглянути взаємодії, що виникають між окремими молекулами в речовині. міжмолекулярні взаємодії . Міжмолекулярні взаємодії це такий вид взаємодії між нейтральними атомами, при якому не з'являються нові ковалентні зв'язки. Сили взаємодії між молекулами виявлені Ван-дер Ваальсом у 1869 році, і названі на честь нього Ван-дар-Ваальсовими силами. Сили Ван-дер-Ваальса поділяються на орієнтаційні, індукційні і дисперсійні . Енергія міжмолекулярних взаємодій набагато менша за енергію хімічного зв'язку.

Орієнтаційні сили тяжіння виникають між полярними молекулами (диполь-диполь взаємодія). Ці сили з'являються між полярними молекулами. Індукційні взаємодії — це взаємодія між полярною молекулою та неполярною. Неполярна молекула поляризується через полярну дію, що і породжує додаткове електростатичне тяжіння.

Особливий вид міжмолекулярної взаємодії – водневі зв'язки. - це міжмолекулярні (або внутрішньомолекулярні) хімічні зв'язки, що виникають між молекулами, в яких є сильно полярні ковалентні зв'язки. H-F, H-O або H-N. Якщо в молекулі є такі зв'язки, між молекулами виникатимуть додаткові сили тяжіння .

Механізм освіти водневого зв'язку частково електростатичний, а частково донорно-акцепторний. При цьому донором електронної пари виступають атом сильно-негативного елемента (F, O, N), а акцептором - атоми водню, з'єднані з цими атомами. Для водневого зв'язку характерні спрямованість у просторі та насичуваність.

Водневий зв'язок можна позначати точками: Н ··· O. Чим більша електронегативність атома, сполученого з воднем, і чим менші його розміри, тим міцніший водневий зв'язок. Вона характерна насамперед для з'єднань фтору з воднем , а також до олію з воднем , в меншій мірі азоту з воднем .

Водневі зв'язки виникають між такими речовинами:

— фтороводород HF(газ, розчин фтороводню у воді - плавикова кислота), вода H 2 O (пар, лід, рідка вода):

— розчин аміаку та органічних амінів- між молекулами аміаку та води;

— органічні сполуки, у яких зв'язку O-H або N-H: спирти, карбонові кислоти, аміни, амінокислоти, феноли, анілін та його похідні, білки, розчини вуглеводів - моносахаридів та дисахаридів.

Водневий зв'язок впливає на фізичні та хімічні властивості речовин. Так, додаткове тяжіння між молекулами ускладнює кипіння речовин. У речовин із водневими зв'язками спостерігається аномальне підвищення теператури кипіння.

Наприклад Як правило, при підвищенні молекулярної маси спостерігається підвищення температури кипіння речовин. Однак у ряді речовин H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teми не спостерігаємо лінійної зміни температур кипіння.

А саме, у води температура кипіння аномально висока - не менше -61 о С, як показує нам пряма лінія, а набагато більше +100 о С. Ця аномалія пояснюється наявністю водневих зв'язків між молекулами води. Отже, за звичайних умов (0-20 о С) вода є рідиноюза фазовим станом.

170762 0

Кожен атом має деяке число електронів.

Вступаючи в хімічні реакції, атоми віддають, купують, або узагальнюють електрони, досягаючи найстійкішої електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найнижчою енергією (як у атомах благородних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).

Рис. 1.

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

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

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

Перший тип зв'язку -іонна зв'язок

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

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

Рис. 2.

Рис. 3.Іонний зв'язок у молекулі кухонної солі (NaCl)

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

Водні розчини цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють фарбування індикаторів. Механізм дії індикаторів було відкрито Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори є слабкі кислоти або підстави, забарвлення яких у недисоційованому та дисоційованому станах різниться.

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

Водні розчини кислот вступають у характерні реакції:

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

б) з металами - з утворенням солі та водню;

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

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

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

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

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

1)NH 4+ і NH 3

2) HClі Сl ‑

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

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

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

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

Таким чином, вода може утворювати дві пари:

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

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

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

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

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

Другий тип зв'язку -ковалентна зв'язок

Атоми можуть утворювати електронні стійкі конфігурації шляхом узагальнення електронів.

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

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

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

Іонний та ковалентний типи зв'язків - це два граничні випадки безлічі існуючих типів хімічних зв'язків, причому на практиці більшість зв'язків проміжні.

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

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

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

Рис. 5.

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

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

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

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

Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюїсові кислоти, а аніони - Льюїсові підстави. Прикладом можуть бути наступні реакції:

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

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

Третій тип зв'язкудиполь-дипольна зв'язок

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

Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.

Виділяють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольнетяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційнетяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійнетяжіння, або лондонські сили; Рис. 6).

Рис. 6.

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

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

Тому атом перетворюється на великий диполь.

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

Рис.7.

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

Таблиця 1.Енергія міжмолекулярних сил

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

Четвертий тип зв'язкуметалевий зв'язок

Нарешті, є ще один тип міжмолекулярних зв'язків. металевий: зв'язок позитивних іонів решітки металів із вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку не трапляється.

З короткого огляду типів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома чи іона металу - донора електронів, і навіть атома - акцептоpa електронів є його розмір.

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

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

Медична біонеорганіка. Г.К. Барашків

У розглянутих прикладах утворення хімічного зв'язку брала участь електронна пара. Такий зв'язок називається одинарний.Іноді її називають простою, тобто. звичайній. Цей тип зв'язку прийнято позначати однією рисою, що сполучає символи атомів, що взаємодіють.

Перекриття електронних хмар по прямій лінії, що з'єднує два ядра, призводить до сигма-зв'язку(о-зв'язок). Одинарний зв'язок здебільшого є а-зв'язком.

Зв'язок, утворений перекриттям бічних областей р-електронних хмар, називається пі-зв'язку(Я-зв'язок). Подвійнаі потрійназв'язки утворюються за участю відповідно двох та трьох електронних пар. Подвійний зв'язок є одним а-зв'язок і один я-зв'язок, потрійний зв'язок - один a-зв'язок і два я-зв'язку.

Обговоримо утворення зв'язків у молекулах етану З 2 Н 6 , етилену З 2 Н 4 , ацетилену З 2 Н 2 і бензолу З 6 Н б.

Кути між зв'язками у молекулі етануС.; Н (. майже точно рівні між собою (рис. 1.18, а)і не відрізняються від кутів між зв'язками СН у молекулі метану. Тому можна припустити, що зовнішні електронні оболонки атомів вуглецю перебувають у стані $р3-гібридизації. Молекула С 2 Н 6 є діамагнітною і не має електричного моменту диполя. Енергія зв'язку С-С дорівнює -335 кДж/моль. Всі зв'язки в молекулі 9 Н 6 - а-зв'язку.

У молекулі етиленуЗ 2 Н 4 кути між зв'язками дорівнюють приблизно по 120°. З цього можна дійти невтішного висновку про $р 2 -гібридизації зовнішніх електронних орбіталей атома вуглецю (рис. 1.18, б).Зв'язки С-Н лежать у одній площині під кутами близько 120°. У кожного атома вуглецю є по одній негібридної р-орбіталі, містить

Рис. 1.18. Моделі молекул етану ( а ), етилену (б) та ацетилену (в)

спрага по одному електрону. Ці орбіталі розташовані перпендикулярно до площини малюнка.

Енергія зв'язку між атомами вуглецю в молекулі етилену 2 Н 4 дорівнює -592 кДж/моль. Якби атоми вуглецю були пов'язані таким самим зв'язком, як і молекулі етану, то енергії зв'язку у цих молекулах були близькі.

Однак енергія зв'язку між атомами вуглецю в етані становить 335 кДж/моль, що майже вдвічі менше, ніж у етилені. Така істотна різниця в енергіях зв'язку між атомами вуглецю в молекулах етилену та етану пояснюється можливою взаємодією негібридних р-орбіталей, що на рис. 1.18 , б зображено хвилястими лініями. Зв'язок, утворений таким способом, і називається я-зв'язком.

У молекулі етилену З 2 Н 4 чотири зв'язку С-Н, як і в молекулі метану СН 4 є a-зв'язками, а зв'язок між атомами вуглецю являє собою a-зв'язок і л-зв'язок, тобто. подвійний зв'язок, і формула етилену записується як Н2С=СН2.

Молекула ацетилену С2Н2 лінійна (рис. 1.18, в ), що говорить на користь sp-гібридизації. Енергія зв'язку між атомами вуглецю дорівнює -811 кДж/моль, що дозволяє припустити існування одного a-зв'язку та двох л-зв'язків, тобто. це потрійний зв'язок. Формула ацетилену записується як НС = СН.

Одне зі складних питань хімії полягає у встановленні природи зв'язків між атомами вуглецю в так званих ароматичних сполуках , зокрема в молекулі бензолу С 6 Н (.. Молекула бензолу плоска, кути між зв'язками атомів вуглецю рівні по

Рис. 1.19.

а -формульна модель: 6 - ^-орбіталі атомів вуглецю та a-зв'язку між атомами вуглецю та атомами вуглецю та водню; в- p-обіталі та л-зв'язку між

атомами вуглецю

120°, що дозволяє припустити. -гібридизацію зовнішніх орбіталей атомів вуглецю. Зазвичай молекулу бензолу зображають, як показано на Рис. 1.19, а.

Здавалося б, у бензолі зв'язок між атомами вуглецю має бути довшим за подвійний зв'язок С=С як більш міцний. Проте вивчення структури молекули бензолу показує, що це відстані між атомами вуглецю в бензольному кільці однакові.

Ця особливість молекули найкраще пояснюється тим, що негібридні р-орбіталі всіх атомів вуглецю перекриваються «бічні» частини (рис. 1.19, б),тому всі між'ядерні відстані між атомами вуглецю рівні. На рис. 1.19, впоказані а-зв'язки між атомами вуглецю, утворені перекриттям sp 2 -гібридних орбіталей.

Енергія зв'язку між атомами вуглецюу молекулі бензолу С 6 Н 6 дорівнює -505 кДж/моль, і це дозволяє припустити, що ці зв'язки є проміжними міжодинарним та подвійним зв'язками. Зауважимо, що електрони р-орбіталей у молекулі бензолу рухаються замкненим шестикутник,і вони справакалізовані(Не відносяться до певного місця).

Сили, що зв'язують атоми один з одним, мають єдину електричну природу. Але внаслідок відмінності у механізмі освіти та прояви цих сил хімічні зв'язки можуть бути різного типу.

Розрізняють триосновних типувалентною хімічного зв'язку: ковалентну, іонну та металеву.

Крім них, велике значення і поширення мають: водневазв'язок, який може бути валентною і невалентною, і невалентна хімічний зв'язок - м ежмолекулярна (або Ван-дер-Ваальсова),утворює відносно невеликі асоціати молекул та величезні молекулярні ансамблі – супер- та супрамолекулярні наноструктури.

Ковалентний хімічний зв'язок (атомна, гомеополярна) –

це хімічний зв'язок, що здійснюється загальними для взаємодіючих атомів однієї-трьомапарами електронів .

Цей зв'язок – двоелектроннаі двоцентрова(зв'язує 2 атомні ядра).

При цьому ковалентний зв'язок є найбільш поширеним та найбільш загальним типом валентного хімічного зв'язку у бінарних сполуках – між а) атомами неметалів та б) атомами амфотерних металів та неметалів.

Приклади: Н-Н (у молекулі водню Н 2); чотири зв'язки S-О (в іоні SО 4 2-); три зв'язки Аl-H (у молекулі АlH 3); Fe-S (у молекулі FeS) та ін.

Особливості ковалентного зв'язку – її спрямованістьі насичуваність.

Спрямованість - найважливіша властивість ковалентного зв'язку, від

якого залежить структура (конфігурація, геометрія) молекул та хімічних сполук. Просторова спрямованість ковалентного зв'язку визначає хімічну та кристалохімічну будову речовини. Ковалентний зв'язок завжди спрямована у бік максимального перекриття атомних орбіталей валентних електронів взаємодіючих атомів, з утворенням загальної електронної хмари та найбільш міцного хімічного зв'язку. Спрямованість виражають у вигляді кутів між напрямками зв'язку атомів у молекулах різних речовин та кристалах твердих тіл.

Насиченість – це властивість, Що відрізняє ковалентний зв'язок від усіх інших видів взаємодії частинок, що виявляється в можливості атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків, оскільки кожна пара сполучних електронів утворюється лише валентнимиелектронами з протилежно орієнтованими спинами, кількість яких в атомі обмежена валентністю, 1 – 8.При цьому забороняється використання однієї і тієї ж атомної орбіталі двічі для утворення ковалентного зв'язку (принцип Паулі).

Валентність – це здатність атома приєднувати або замінювати певну кількість інших атомів з утворенням валентних хімічних зв'язків.

За спиновою теорією ковалентного зв'язку валентність визначається числом неспарених електронів у атома в основному або збудженому стані .

Таким чином, у різних елементів здатність до утворення певної кількості ковалентних зв'язків обмежена отриманням максимальної кількості неспарених електронів у збудженому стані їх атомів.

Збуджений стан атома - Це стан атома з отриманою ним ззовні додатковою енергією, що викликає розпарюванняантипаралельних електронів, які займали одну атомну орбіталь, тобто. перехід одного з цих електронів із спареного стану на вільну (вакантну) орбіталь того ж або близького енергетичного рівня.

Наприклад, схеми заповнення s-, р-АТі валентність (В)у атома кальцію Са переважно і збудженому стані наступні:

Слід зазначити, що атоми з насиченими валентними зв'язкамиможуть утворювати додаткові ковалентні зв'язкиза донорно-акцепторним або іншим механізмом (як, наприклад, у комплексних сполуках).

Ковалентний зв'язок може бутиполярний інеполярний .

Ковалентний зв'язок неполярна , еслі узагальнені валентні електрони рівномірно розподілені між ядрами взаємодіючих атомів, область перекриття атомних орбіталей (електронних хмар) притягується обома ядрами з однаковою силою і тому максимум загальної електронної густини не зміщений до жодного з них.

Цей вид ковалентного зв'язку здійснюється у разі з'єднання двох однаковихатомів елемент. Ковалентний зв'язок між одинаовими атомами називають також атомної або гомеополярний .

Полярна зв'язок виникає при взаємодії двох атомів різних хімічних елементів, якщо один із атомів за рахунок більшого значенняелектронегативності сильніше притягує валентні електрони, і тоді загальна електронна щільність більш менш зміщується у бік цього атома.

При полярному зв'язку ймовірність знаходження електрона у ядра одного з атомів вища, ніж у іншого.

Якісна характеристика полярної зв'язку –

різницю відносних електронегативностей (|‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆ОЕО |)‌‌‌ пов'язаних атомів : чим вона більша, тим більше полярний ковалентний зв'язок

Кількісна характеристика полярної зв'язку,тобто. міра полярності зв'язку та складної молекули - електричний момент дипо-ля св , рівний творуефективного заряду δ на довжину диполя l д : μ св = δ ∙ l д . Одиниця виміру μ св- Дебай. 1Дебай = 3,3.10 -30 Кл/м.

Електричний диполь – це електрично нейтральна система двох рівних та протилежних за знаком електричних зарядів + δ і – δ .

Дипольний момент (Електричний момент диполя μ св ) – Векторна величина . Прийнято вважати, що напрямок вектора від (+) до (–) збігається з напрямом усунення області загальної електронної щільності(сумарної електронної хмари) поляризованих атомів.

Загальний дипольний момент складної багатоатомної молекули залежить від числа та просторової спрямованості полярних зв'язків у ній. Таким чином, визначення дипольних моментів дозволяє судити як про характері зв'язків у молекулах, а й їх розташування у просторі, тобто. про просторову конфігурацію молекули.

Зі збільшенням різниці електронегативностей | ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆ОЭО|‌‌‌ атомів, що утворюють зв'язок, електричний момент диполя зростає.

Слід зазначити, що визначення дипольного моменту зв'язку – складне завдання, що не завжди вирішується (взаємодія зв'язків, невідомість напряму μ сві т.д.).

Квантово-механічні методи опису ковалентного зв'язку – пояснюють механізм утворення ковалентного зв'язку.

Проведений В.Гейтлером та Ф.Лондоном, нім. вченими (1927р.), розрахунок енергетичного балансу утворення ковалентного зв'язку в молекулі водню Н2 дозволив зробити висновок: природа ковалентного зв'язку, як і будь-якого іншого типу хімічного зв'язку, полягає велектричну взаємодію, що відбувається в умовах квантово-механічної мікросистеми.

Для опису механізму утворення ковалентного хімічного зв'язку використовують два наближені квантово-механічні методи :

валентних зв'язків і молекулярних орбіталей – що не виключають, але взаємно доповнюють один одного.

2.1. Метод валентних зв'язків (МВС аболокалізованих електронних пар ), запропонований В. Гейтлером та Ф. Лондоном у 1927р., ґрунтується на наступних положеннях :

1) хімічний зв'язок між двома атомами виникає в результаті часткового перекриття атомних орбіталей з утворенням загальної електронної щільності спільної пари електронів з протилежними спинами, - більш високою, ніж в інших областях простору навколо кожного ядра;

2) ковалентна зв'язок утворюється лише при взаємодії електронів з антипаралельними спинами, тобто. з протилежними за знаком спиновими квантовими числами m S = + 1/2 ;

3) характеристики ковалентного зв'язку (енергія, довжина, полярність та ін.) визначаютьсявидом зв'язку (σ –, π –, δ –), ступенем перекривання АТ(Чим вона більша, тим міцніше хімічний зв'язок, тобто вище енергія зв'язку і менше довжина), електронегативністювзаємодіючих атомів;

4) ковалентний зв'язок з МВС може утворитися двома способами (двома механізмами) , принципово різними, але мають однаковий результат – узагальнення пари валентних електронів обома взаємодіючими атомами: а) обмінним, за рахунок перекриття одноелектронних атомних орбіталей з протилежними спинами електронів, коли кожен атом дає для перекриття по одному електрону на зв'язок – при цьому зв'язок може бути як полярним, так і неполярним, б) донорно-акцепторним, за рахунок двоелектронної АТ одного атома та вільної (вакантної) орбіталі іншого, по якому один атом (донор) надає зв'язку пару електронів, що є на орбіталі в спаренном стані, інший атом (акцептор) – вільну орбіталь.При цьому виникає полярний зв'язок.

2.2. Комплексні (координаційні) з'єднання, багато молекулярних іонів, що є комплексними,(амонію, тетрагідриду бору, ін.) утворюються за наявності донорно-акцепторного зв'язку – інакше, координаційного зв'язку.

Наприклад, у реакції утворення іону амонію NH 3 + H + = NH 4 + молекула аміаку NH 3 – донор пари електронів, а протон Н + – акцептор.

У реакції ВН 3 + Н – = ВН 4 – роль донора електронної пари грає гідрид-іон Н – , а акцептора – молекула гідриду бору ВН 3 , у якій є вакантна АТ.

Кратність хімічного зв'язку. Зв'язки σ -, π – , δ –.

Максимальне перекривання АТ різного типу (із встановленням найбільш міцних хімічних зв'язків) досягається за їх певної спрямованості у просторі, внаслідок різної форми їхньої енергетичної поверхні.

Тип АТ та напрямок їх перекриття визначають σ -, π – , δ – зв'язку:

σ (Сігма) – зв'язок – це завжди продинарний (простий) зв'язок , що виникає при частковому перекриванні однієї пари s -, p x -, d - АТвздовж осі , сполучної ядра взаємодіючих атомів.

Одинарні зв'язки завждиє σ - Зв'язками.

Кратні зв'язки – π (пі) – (також δ (дельта )-зв'язку),подвійні або потрійні ковалентні зв'язки, що здійснюються відповіднодвома аботрьома парами електронів під час перекривання їх атомних орбіталей.

π (пі) - Зв'язокздійснюється при перекриванні р y -, p z - і d - АТпо обидві сторони осі, що з'єднує ядра атомів, у взаємно перпендикулярних площинах ;

δ (дельта )- зв'язоквиникає при перекриванні двох d-орбіталей , розташованих у паралельних площинах .

Найміцнішою з σ -, π – , δ – зв'язківє σ– зв'язок , але π – зв'язку, накладаючись на σ – зв'язок, утворюють ще міцніші кратні зв'язки: подвійні та потрійні.

Будь-яка подвійний зв'язок складається з однієї σ – і однієї π – зв'язків, потрійна - З однієїσ – і двохπ – зв'язків.