Typy chemických vazeb

Každý atom má určitý počet elektronů. Vstup do chemické reakce atomů dát získat nebo socialises elektrony dosahující nejstabilnější elektronovou konfiguraci. Nejstabilnější je konfigurace s nejnižší energií (jako v atomy vzácného plynu). Tento model se nazývá "pravidlo oktet" (Obr. 1).

Obr. 1. pravidlo oktet

Toto pravidlo platí pro všechny typy připojení. Elektronická komunikace mezi atomy jim umožňuje vytvoření stabilní struktury, od jednoduchých až po složité biomolekul krystalů, které v konečném důsledku živé systémy. Jsou odlišné od krystalů kontinuální metabolismu. Nicméně, mnoho chemických reakcí dochází mechanismy přenos elektronů, které hrají klíčovou roli v energetických procesů v těle.

Chemická vazba - je síla drží dohromady dva nebo více atomů, iontů, molekul nebo jakoukoliv jejich kombinaci. Povaha chemické vazby je univerzální: je elektrostatická přitažlivá síla mezi záporně nabité elektrony a kladně nabitá jádra, vymezené vnější konfigurace plášť elektronové atomů. Schopnost atom forma chemické vazby zvané mocenství, nebo oxidační. S pojmem valence spojené valenční elektrony - elektrony, které tvoří chemické vazby, které se nachází na většině vysoce energetických orbitalů. V souladu s tím, že vnější plášť atomem, který má oběžná nazývá valence shell. V současné době, a to natolik, aby indikaci přítomnosti chemické vazby, a je nutné specifikovat typ: iontovou, kovalentní, dipól-dipól, kov.

První typ připojení - ion odkaz

Podle teorie elektronové valenční Lewis a Kossel, mohou atomy dosáhnout stabilní elektronovou konfiguraci dvěma způsoby: za prvé, ztrácí elektrony, mění kationty, Za druhé, jejich získání, mění anionty. Jako výsledek přenosu elektronů je vytvořen skrz chemické vazby elektrostatické přitažlivé síly mezi ionty s opačným znaménkem nábojů, tzv Kossel "electrovalent„(Nyní je nazýván ion). V tomto případě, anionty a kationty tvořit stabilní elektronovou konfiguraci s vyplněným vnějšího elektronového obalu. Typické iontové vazby vytvořené z kationtů T a II periodického systému prvků a nekovových anionty VI a VII skupin (16 a 17 sub -, v tomto pořadí, chalkogeny a halogeny). Odkazy v iontové sloučeniny a nenasycené nesměrové, takže možnost elektrostatické interakce s jinými ionty, mají uloženy. Obr. 2 a 3 znázorňují příklady iontových vazeb, které odpovídají modelu přenosu elektronů Kossel.

Obr. 2. iontová vazba

Obr. 3. Iontovou vazbu v molekule soli (NaCl)

Je vhodné připomenout některé z vlastností, které vysvětlují chování hmoty v přírodě, a to zejména, aby zvážila myšlenku kyseliny a pozemky. Vodné roztoky těchto látek je elektrolyty. Mají různou barevnou změnu ukazatele. Mechanismus účinku byla objevena ukazatele FV Ostwald. Ukázal, že ukazatele jsou slabými kyselinami nebo bázemi, které zbarvení nedisociovaných a disociovaných států liší.

Základny schopný k neutralizaci kyseliny. Ne všechny ve vodě rozpustné báze (např. Některé nerozpustné organické sloučeniny, které neobsahují OH skupiny, a to zejména, triethylamin N (C₂H₅)₃)- ředitelné základní volání louhy.

Vodné roztoky kyselin přicházejí do charakteristických reakcí:

a) oxid kovu - za vzniku soli a vody;

b) kov - za vzniku soli a vodíku;

c) s uhličitany - za vzniku soli, CO₂ a H₂O.

Vlastnosti kyselin a zásad popsat několik teorií. V souladu s teorií SA kyselina Arrhenius je látka, která se odloučí tvořit ionty H⁺, vzhledem k tomu, bázových forem iontů OH . Tato teorie nebere v úvahu existenci organických bází, které nemají žádné hydroxylové skupiny.

V souladu s proton kyselina teorie Bronstedova Lowry je látka, obsahující molekuly nebo ionty darování protony (dárci protony), a základna - látka sestávající z molekul nebo iontů, které se protony (akceptory protony). Všimněte si, že ve vodných roztocích vodíkové ionty existovat v hydratované formě, tj. Ve formě iontů hydronium H₃O⁺. Tato teorie popisuje reakci nejen s vodou a hydroxidové ionty, ale také může provádět v nepřítomnosti rozpouštědla nebo nevodném rozpouštědle. Například v reakci mezi amoniakem NH₃ (Slabou bází), a pevný chlorid amonný chlorovodíku vznikajícího v plynné fázi v rovnováze s směsi dvou látek 4 částice jsou vždy k dispozici, z nichž dvě - kyseliny a ostatní dva - základ:

Tato rovnováha směs skládající se ze dvou párů konjugovaných kyselin a zásad:

1) NH₄⁺ a NH₃

2) HCl a cl

Zde, každý z konjugované kyseliny a páru bází se liší od jednoho protonu. Každá kyselina má její konjugované báze. silná kyselina odpovídající slabé báze konjugované a slabé kyseliny - silné báze konjugované.

Teorie Bronsted-Lowryho pomáhá vysvětlit jedinečnost roli vody pro biosféru života. Vody, v závislosti na látce interakci s ním, může vykazovat vlastnosti nebo kyseliny nebo báze. Například, v reakcích vodného roztoku kyseliny octové, je podzemní voda, a s vodným amoniakem - kyselina.

1) CH₃COOH + H₂O &harr- H₃O⁺ + CH₃COO . Zde je molekula kyseliny octové daruje molekula proton vody;

2) NH₃ + H₂O &harr- NH₄⁺ + OH . Tam molekula amoniaku přijímá proton z molekuly vody.

Video: Video lekce v chemii "Typů chemických vazeb. Kovalentní a iontové vazby"

Tak, voda může tvořit dva spojené páry:

1) H₂O (Kyselina) a OH (Konjugované báze)

2) H₃ach⁺ (Kyselina) a H₂O (Konjugované báze).

V prvním případě, voda daruje proton, a druhá - přijímá ji. Tato vlastnost se nazývá amfiprotonnostyu. Látky, které mohou reagovat a jako kyseliny a zásady, nazývané amfoterní. U volně žijících živočichů takové látky jsou běžné. Například, aminokyseliny, které jsou schopny tvořit soli s kyselinami a bázemi. Proto peptidy snadno tvoří koordinační sloučeniny s kovovými ionty přítomné.

To znamená, že charakteristická vlastnost iontové vazby - celková objemová Nara vazebných elektronů na jednu z jader. To znamená, že mezi ionty je oblast, kde je hustota elektronů je téměř nulová.

Druhým typem vazby, - kovalentní odkaz

Atomy mohou tvořit stabilní elektronické konfigurace sdílení elektronů. Taková vazba se vytvoří, když elektronový pár socialized jedno od každého atom. V tomto případě, sdílí elektrony mezi atomy v důsledku rovnoměrně rozdělí. Příklady kovalentní vazby mohou být volány homonukleární diatomický Molekuly H₂, N₂, F₂. Stejný typ komunikace je k dispozici pro allotropes O₂ a ozón O₃ a polyatomární molekuly S₈, stejně jako v heteronuclear molekuly chlorovodík HCl, oxid uhličitý CO₂, metan CH₄, ethanol C₂H₅OH, fluorid sírový SF₆, acetylén C₂H₂. Všechny z těchto molekul jsou rovnoměrně sdílí elektrony, a jejich vztah nasycené a ve stejném směru (viz obr. 4). Pro biology, je důležité, aby dvojné a trojné vazby, kovalentní poloměry atomů ve srovnání s jednoduchou vazbu snížené.

Obr. 4. Kovalentní vazby v molekule Cl₂.

Typy iontové a kovalentní vazby - dva mezní případy z mnoha existujících typů chemických vazeb, které se v praxi, že většina vazeb meziproduktů. Sloučeniny z obou prvků, umístěných na opačných koncích stejných nebo různých obdobích periodického systému, s výhodou tvoří iontové vazby. Jako konvergence prvků v období jejich iontové povahy sloučenin redukovaných a kovalentními - zvyšuje. Například halogenidy a oxidy prvků periodické tabulky levé části s výhodou tvoří iontové vazby (NaCl, AgBr, BaSO₄, CaCO₃, KNO₃, CaO, NaOH) A sloučeniny z prvků, jako je na pravé straně stolu - kovalentním (H₂O, CO₂, NH₃, NO₂, CH₄, fenol C₆H₅OH, glukóza C₆H₁₂ach₆, ethanol C₂H₅OH).

Kovalentní vazba, podle pořadí, má ještě další modifikaci. V polyatomic iontů v komplexních biologických molekul, mohou obě elektrony pouze pocházejí z jeden atom. zavolal dárce elektronový pár. Atom, stýkat s dárcem, dvojice elektronů se nazývá příjemce elektronový pár. Tento typ kovalentní vazby se jmenuje koordinace (donor-akceptor, nebo dativ) komunikace (Obr. 5). Tento typ komunikace je nejdůležitější pro biologii a medicíně, chemii, protože nejdůležitější pro metabolismus d-prvků, jsou z velké části popsané koordinačními vazbami.

Obr. 5. koordinační vazba

Typicky, v komplexní sloučeniny atom kovu působí jako elektronový akceptor pary- Naopak, když jsou iontové a kovalentní vazby na atom kovu je donorem elektronů.

Podstatou kovalentní vazbu a jeho varianty - koordinační vazby - může být objasněn s pomocí jiné teorie kyselin a bází, které navrhl GN. Lewis. On je poněkud rozšířila sémantické pojetí pojmů „kyselina“ a „základní“ teorie Bronsted-Lowryho. Lewisův teorie vysvětluje podstatu tvorby komplexních iontů a látek podílejících se na nukleofilní substituční reakce, tedy tvorbu COP.

Podle Lewisovy kyseliny, - látky schopné tvořit kovalentní vazbu od úklidu elektronový pár ze základny. Lewisova báze sloučeniny uvedené v názvu, která má unshared elektronový pár, který doniruya elektrony tvoří kovalentní vazbu s Lewisovou kyselinou. To znamená, že teorie Lewis rozšiřuje rozsah acidobazických reakcí, jako je reakce, ve které jsou protony nejsou používána vůbec. Navíc protonovou sebe, podle této teorie, jako kyselina, tak, že může přijímat elektronový pár.

Proto se podle této teorie jsou Lewisovy kyseliny jsou kationty a anionty - Lewisovy báze. Příkladem je následující reakce:

Nad to poznamenat, že rozdělení na látky, iontové a kovalentní vzhledem, protože kompletní přenos elektronu z kovových atomů k atomům akceptoru v molekulách kovalentními dojde. Ve sloučeninách se iontová každý iont umístěn v elektrickém poli s opačným znaménkem, iontů, a tak se vzájemně jsou polarizované a jejich skořápky jsou deformovány.

polarizovatelnost určí elektronové struktury, náboje a velikosti mají iona- anionty je vyšší než kationty. Most Polarizabilita mezi kationty - kationty mají vyšší náboj a menší velikost, například, Hg²⁺, CD²⁺, Pb²⁺, Al³⁺, tl³⁺. Silný polarizační efekt má H⁺. Vzhledem k tomu, vliv iontů, polarizace bilaterální, výrazně modifikuje vlastnosti sloučenin připravených podle nich.

Třetím typem komunikace - dipól-dipól odkaz

Kromě těchto typů komunikace se vyznačují více dipól-dipól intermolecular interakce, také volal vandervaalsovymi. Síla těchto interakcí závisí na povaze molekul. Přidělit interakci tří typů: permanentní dipól - permanentní dipól (dipól-dipól atrakce) - permanentní dipól - dipól indukované (indukce atrakce) - instantní dipól - dipól indukované (rozptyl přitažlivost, nebo vypnutí Londýn Obr. 6).

Obr. 6. Van der Waalsovy vazby

Dipól-dipól moment vlastnil pouze molekuly s polárními kovalentních vazeb (HCl, NH₃, SO₂, H₂O, C₆H₅cl), Pevnost spojky je 1-2 Debye (1D = 3,338 10 ³⁰ Coulombova-metr - Cl m).

V biochemii vylučují jiný typ spojení - vodík vazba je omezujícím případ dipól-dipól atrakce. Toto spojení je tvořeno přitažlivosti mezi atomem vodíku a elektronegativní atom malé, častěji - kyslíku, atom fluoru a dusíku. Díky velké atomy, které mají podobné elektronegativita (např. Chlor, a síry), vodíkové vazby je podstatně slabší. atom vodíku se liší jeden základní rys: tahem vazebných elektronů jeho jádro - proton - obnažena a přestává být chráněny elektrony. Proto atom se převede do velké dipólu.

vodíkové vazby, van der Waalsovy rozdíl je vytvořen nejen v mezimolekulárních interakcí, ale také v rámci jedné molekuly - intramolekulární vodíková vazba. Vodíkové vazby hrají důležitou roli v biochemii, například ke stabilizaci struktury proteinů ve tvaru šroubovice, nebo pro vytvoření dvoušroubovici DNA (obr. 7).

Obrázek 7. vodíková vazba

Vodík a van der Waalsovy spojení je mnohem slabší, než iontové, kovalentní a koordinace. Energie mezimolekulárních vazeb uvedených v tabulce. 1.

Tabulka 1. Energie mezimolekulárních sil

poznámka: Stupeň mezimolekulárních interakcí odráží entalpie tání a odpařování parametrů (bp). Iontové sloučeniny nutné pro separaci iontů energie podstatně větší, než pro oddělování molekul. Entalpií tání iontových sloučenin je podstatně vyšší než molekulárních druhů.

Čtvrtý typ komunikace - kovová vazba

Konečně, tam je jiný typ mezimolekulárních vazeb - kov: Zpětná vazba kovovou mřížkou kladné ionty a volné elektrony. V biologických systémech, tento typ připojení není nalezen.

Z stručný přehled typů vazeb se ukáže jeden detail: důležitý parametr atomu nebo iontu kovu - elektronový donor, a atom - elektron je jeho aktseptopa velikost. Aniž by se informace, lze konstatovat, že kovalentní poloměry atomů, iontové poloměry kovu a van der Waalsovy poloměry interagujících molekul se zvyšuje se zvyšujícím se atomovým číslem skupin periodického systému. Hodnoty poloměrů iontů - nejmenší a van der Waalsovy poloměry - největší. Obecně platí, že při jízdě ze skupinu poloměry všech prvků se zvyšuje, a to jak kovalentní a van der Waalsovy.

Nejvyšší hodnota pro biology a lékaři koordinace (donor-akceptor) Sdělení, které se považují koordinační chemie.

Medical bioneorganika. GK ovce