Definicija vrste kemijske veze u metalima. Metalni spoj. Metalna kristalna rešetka i metalna kemijska veza. Kovalentna polarna kemijska veza

Atomi većine elemenata ne postoje odvojeno, jer mogu međusobno djelovati. Ova interakcija proizvodi složenije čestice.

Priroda kemijske veze je djelovanje elektrostatskih sila, koje su sile međudjelovanja između električnih naboja. Takve naboje imaju elektroni i atomske jezgre.

Elektroni koji se nalaze na vanjskim elektroničkim razinama (valentni elektroni), budući da su najudaljeniji od jezgre, najslabije su u interakciji s njom i stoga se mogu odvojiti od jezgre. Oni su odgovorni za međusobno povezivanje atoma.

Vrste interakcija u kemiji

Vrste kemijskih veza mogu se prikazati u sljedećoj tablici:

Karakteristike ionske veze

Kemijska reakcija koja nastaje zbog ionska privlačnost koji ima različite naboje naziva se ionskim. To se događa ako atomi koji se vežu imaju značajnu razliku u elektronegativnosti (to jest, sposobnost privlačenja elektrona) i elektronski par ide elektronegativnijem elementu. Rezultat tog prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi je stvaranje nabijenih čestica – iona. Između njih se javlja privlačnost.

Imaju najniže indekse elektronegativnosti tipični metali, a najveći su tipični nemetali. Ioni tako nastaju interakcijom između tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Atomi metala postaju pozitivno nabijeni ioni (kationi), donirajući elektrone svojim vanjskim razinama elektrona, a nemetali prihvaćaju elektrone, pretvarajući se tako u negativno nabijen ioni (anioni).

Atomi prelaze u stabilnije energetsko stanje, dovršavajući svoje elektroničke konfiguracije.

Ionska veza je neusmjerena i nezasićena, budući da se elektrostatska interakcija odvija u svim smjerovima; prema tome, ion može privući ione suprotnog predznaka u svim smjerovima.

Raspored iona je takav da se oko svakog nalazi određeni broj suprotno nabijenih iona. Pojam "molekule" za ionske spojeve nema smisla.

Primjeri obrazovanja

Stvaranje veze u natrijevom kloridu (nacl) nastaje zbog prijenosa elektrona s atoma Na na atom Cl kako bi se formirali odgovarajući ioni:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

U natrijevom kloridu postoji šest klorovih aniona oko natrijevih kationa i šest natrijevih iona oko svakog kloridnog iona.

Kada se među atomima u barijevom sulfidu stvori interakcija, događaju se sljedeći procesi:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba donira svoja dva elektrona sumporu, što rezultira stvaranjem sumpornih aniona S 2- i barijevih kationa Ba 2+.

Metalna kemijska veza

Broj elektrona u vanjskim energetskim razinama metala je mali; oni se lako odvajaju od jezgre. Kao rezultat ovog odvajanja nastaju metalni ioni i slobodni elektroni. Ti se elektroni nazivaju "elektronski plin". Elektroni se slobodno kreću po volumenu metala i stalno su vezani i odvojeni od atoma.

Struktura metalne tvari je sljedeća: kristalna rešetka je kostur tvari, a između njezinih čvorova elektroni se mogu slobodno kretati.

Mogu se navesti sljedeći primjeri:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentni: polarni i nepolarni

Najčešći tip kemijske interakcije je kovalentna veza. Vrijednosti elektronegativnosti elemenata koji međusobno djeluju ne razlikuju se oštro; stoga se događa samo pomak zajedničkog elektronskog para na elektronegativniji atom.

Kovalentne interakcije mogu nastati mehanizmom izmjene ili mehanizmom donor-akceptor.

Mehanizam izmjene se ostvaruje ako svaki od atoma ima nesparene elektrone na vanjskim elektronskim razinama i preklapanje atomskih orbitala dovodi do pojave para elektrona koji već pripada oba atoma. Kada jedan od atoma ima par elektrona na vanjskoj elektronskoj razini, a drugi ima slobodnu orbitalu, tada kada se atomske orbitale preklapaju, elektronski par se dijeli i međusobno djeluje prema mehanizmu donor-akceptor.

Kovalentne se po višestrukosti dijele na:

  • jednostavan ili pojedinačni;
  • dvostruko;
  • trostruke.

Dvostruki osiguravaju dijeljenje dva para elektrona odjednom, a trostruki - tri.

Prema rasporedu elektronske gustoće (polariteta) između vezanih atoma, kovalentna veza se dijeli na:

  • nepolarni;
  • polarni.

Nepolarnu vezu tvore identični atomi, a polarnu različita elektronegativnost.

Međudjelovanje atoma slične elektronegativnosti naziva se nepolarna veza. Zajednički par elektrona u takvoj molekuli ne privlači niti jedan atom, već jednako pripada obama.

Međudjelovanje elemenata koji se razlikuju po elektronegativnosti dovodi do stvaranja polarnih veza. U ovoj vrsti interakcije, zajednički elektronski parovi privlače se elektronegativnijem elementu, ali se ne prenose u potpunosti na njega (to jest, ne dolazi do stvaranja iona). Kao rezultat tog pomaka u gustoći elektrona, na atomima se pojavljuju parcijalni naboji: elektronegativniji ima negativan, a manje elektronegativan pozitivan naboj.

Svojstva i karakteristike kovalencije

Glavne karakteristike kovalentne veze:

  • Duljina je određena razmakom između jezgri atoma koji međusobno djeluju.
  • Polaritet je određen pomakom elektronskog oblaka prema jednom od atoma.
  • Usmjerenost je svojstvo stvaranja veza orijentiranih u prostoru i, sukladno tome, molekula koje imaju određene geometrijske oblike.
  • Zasićenost je određena sposobnošću stvaranja ograničenog broja veza.
  • Polarizabilnost je određena sposobnošću promjene polariteta pod utjecajem vanjskog električnog polja.
  • Energija potrebna za prekid veze određuje njezinu snagu.

Primjer kovalentne nepolarne interakcije mogu biti molekule vodika (H2), klora (Cl2), kisika (O2), dušika (N2) i mnoge druge.

Molekula H· + ·H → H-H ima jednostruku nepolarnu vezu,

O: + :O → O=O molekula ima dvostruku nepolarnu,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula je trostruko nepolarna.

Primjeri kovalentnih veza kemijskih elemenata uključuju molekule ugljičnog dioksida (CO2) i ugljikovog monoksida (CO), sumporovodika (H2S), klorovodične kiseline (HCL), vode (H2O), metana (CH4), sumporovog oksida (SO2) i mnogi drugi .

U molekuli CO2, odnos između atoma ugljika i kisika je kovalentno polaran, budući da elektronegativniji vodik privlači gustoću elektrona. Kisik ima dva nesparena elektrona u svojoj vanjskoj ljusci, dok ugljik može osigurati četiri valentna elektrona za stvaranje interakcije. Kao rezultat toga nastaju dvostruke veze i molekula izgleda ovako: O=C=O.

Da bi se odredila vrsta veze u određenoj molekuli, dovoljno je razmotriti njezine sastavne atome. Jednostavne metalne tvari tvore metalnu vezu, metali s nemetalima tvore ionsku vezu, jednostavne nemetalne tvari tvore kovalentnu nepolarnu vezu, a molekule koje se sastoje od različitih nemetala tvore polarnu kovalentnu vezu.

Metalna veza je kemijska veza uzrokovana prisutnošću relativno slobodnih elektrona. Karakteristično za čiste metale i njihove legure i intermetalne spojeve.

Mehanizam metalne veze

Pozitivni metalni ioni nalaze se u svim čvorovima kristalne rešetke. Između njih se valentni elektroni kreću nasumično, poput molekula plina, odvojenih od atoma tijekom stvaranja iona. Ovi elektroni djeluju kao cement, držeći pozitivne ione zajedno; inače bi se rešetka raspala pod utjecajem odbojnih sila između iona. U isto vrijeme, elektrone drže ioni unutar kristalne rešetke i ne mogu je napustiti. Sile sprega nisu lokalizirane niti usmjerene.

Stoga se u većini slučajeva pojavljuju visoki koordinacijski brojevi (na primjer, 12 ili 8). Kada se dva atoma metala približe jedan drugome, orbitale u njihovim vanjskim ljuskama se preklapaju i tvore molekularne orbitale. Ako se približi treći atom, njegova se orbitala preklapa s orbitalama prva dva atoma, dajući drugu molekularnu orbitalu. Kada postoji mnogo atoma, nastaje ogroman broj trodimenzionalnih molekularnih orbitala koje se protežu u svim smjerovima. Zbog više preklapajućih orbitala, valentni elektroni svakog atoma su pod utjecajem mnogih atoma.

Karakteristične kristalne rešetke

Većina metala tvori jednu od sljedećih visoko simetričnih rešetki s tijesnim pakiranjem atoma: kubičnu s središtem tijela, kubičnu s središtem na licu i heksagonalnu.

U tjelesno centriranoj kubnoj (bcc) rešetki atomi su smješteni na vrhovima kocke, a jedan atom je u središtu volumena kocke. Metali imaju kubičnu tijelocentriranu rešetku: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba itd.

U kubičnoj (fcc) rešetki s centrom na plohi, atomi su smješteni na vrhovima kocke iu središtu svake plohe. Metali ovog tipa imaju rešetku: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co itd.

U heksagonalnoj rešetki atomi se nalaze u vrhovima i središtu šesterokutnih baza prizme, a tri atoma nalaze se u srednjoj ravnini prizme. Metali imaju ovo pakiranje atoma: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca itd.

Ostala svojstva

Elektroni koji se slobodno kreću uzrokuju visoku električnu i toplinsku vodljivost. Tvari koje imaju metalnu vezu često kombiniraju čvrstoću s plastičnošću, jer kada se atomi pomaknu jedan u odnosu na drugi, veze se ne prekidaju. Drugo važno svojstvo je metalna aromatičnost.

Metali dobro provode toplinu i elektricitet, dovoljno su čvrsti i mogu se deformirati bez uništenja. Neki metali su kovni (mogu se kovati), neki su kovni (mogu se izvlačiti u žice). Ova jedinstvena svojstva objašnjavaju se posebnom vrstom kemijske veze koja međusobno povezuje atome metala - metalna veza.


Metali u čvrstom stanju postoje u obliku kristala pozitivnih iona, kao da "plutaju" u moru elektrona koji se slobodno kreću između njih.

Metalna veza objašnjava svojstva metala, posebice njihovu čvrstoću. Pod utjecajem deformirajuće sile, metalna rešetka može promijeniti svoj oblik bez pucanja, za razliku od ionskih kristala.

Visoka toplinska vodljivost metala objašnjava se činjenicom da ako se komad metala zagrije s jedne strane, kinetička energija elektrona će se povećati. Ovo povećanje energije će se velikom brzinom proširiti u "moru elektrona" kroz uzorak.

Električna vodljivost metala također postaje jasna. Ako se razlika potencijala primijeni na krajeve uzorka metala, oblak delokaliziranih elektrona pomaknut će se u smjeru pozitivnog potencijala: ovaj protok elektrona koji se kreće u jednom smjeru predstavlja poznatu električnu struju.

163120 0

Svaki atom ima određeni broj elektrona.

Kada ulaze u kemijske reakcije, atomi doniraju, dobivaju ili dijele elektrone, postižući najstabilniju elektroničku konfiguraciju. Konfiguracija s najnižom energijom (kao u atomima plemenitog plina) pokazuje se najstabilnijom. Taj se uzorak naziva "pravilo okteta" (slika 1).

Riža. 1.

Ovo pravilo vrijedi za sve vrste veza. Elektroničke veze među atomima omogućuju im stvaranje stabilnih struktura, od najjednostavnijih kristala do složenih biomolekula koje u konačnici tvore žive sustave. Od kristala se razlikuju po kontinuiranom metabolizmu. Istodobno, mnoge kemijske reakcije odvijaju se prema mehanizmima elektronički prijenos, koji imaju ključnu ulogu u energetskim procesima u tijelu.

Kemijska veza je sila koja drži zajedno dva ili više atoma, iona, molekula ili bilo koju njihovu kombinaciju.

Priroda kemijske veze je univerzalna: to je elektrostatska sila privlačenja između negativno nabijenih elektrona i pozitivno nabijenih jezgri, određena konfiguracijom elektrona vanjske ljuske atoma. Sposobnost atoma da stvara kemijske veze naziva se valencija, ili oksidacijsko stanje. Koncept valentni elektroni- elektroni koji tvore kemijske veze, odnosno nalaze se u najvišim energetskim orbitalama. U skladu s tim naziva se vanjska ljuska atoma koja sadrži te orbitale valentna ljuska. Trenutno nije dovoljno naznačiti prisutnost kemijske veze, već je potrebno razjasniti njen tip: ionski, kovalentni, dipol-dipol, metalni.

Prva vrsta veze jeionski veza

Prema Lewisovoj i Kosselovoj teoriji elektroničke valencije, atomi mogu postići stabilnu elektroničku konfiguraciju na dva načina: prvo, gubitkom elektrona, postajući kationi, drugo, stjecanje ih, pretvaranje u anioni. Kao rezultat prijenosa elektrona, zbog elektrostatske sile privlačenja između iona s nabojima suprotnih predznaka, nastaje kemijska veza koju je Kossel nazvao “ elektrovalentni"(sada se zove ionski).

U tom slučaju anioni i kationi tvore stabilnu elektroničku konfiguraciju s ispunjenom vanjskom elektronskom ljuskom. Tipične ionske veze formiraju se iz kationa T i II skupine periodnog sustava i aniona nemetalnih elemenata VI i VII skupine (16 odnosno 17 podskupina, halkogeni I halogeni). Veze ionskih spojeva su nezasićene i neusmjerene, pa zadržavaju mogućnost elektrostatske interakcije s drugim ionima. Na sl. Slike 2 i 3 prikazuju primjere ionskih veza koje odgovaraju Kosselovom modelu prijenosa elektrona.

Riža. 2.

Riža. 3. Ionska veza u molekuli kuhinjske soli (NaCl)

Ovdje je prikladno podsjetiti na neka svojstva koja objašnjavaju ponašanje tvari u prirodi, posebno razmotriti ideju kiseline I razloga.

Vodene otopine svih ovih tvari su elektroliti. Različito mijenjaju boju pokazatelji. Mehanizam djelovanja indikatora otkrio je F.V. Ostwald. Pokazao je da su indikatori slabe kiseline ili baze, čija se boja razlikuje u nedisociranom i disociranom stanju.

Baze mogu neutralizirati kiseline. Nisu sve baze topljive u vodi (npr. neki organski spojevi koji ne sadrže OH skupine su netopljivi, posebno trietilamin N(C 2 H 5) 3); topljive baze nazivaju se lužine.

Vodene otopine kiselina podliježu karakterističnim reakcijama:

a) s metalnim oksidima - uz stvaranje soli i vode;

b) s metalima - uz stvaranje soli i vodika;

c) s karbonatima - uz stvaranje soli, CO 2 i N 2 O.

Svojstva kiselina i baza opisuju nekoliko teorija. U skladu s teorijom S.A. Arrheniusa, kiselina je tvar koja disocira i stvara ione N+ , dok baza tvori ione ON- . Ova teorija ne uzima u obzir postojanje organskih baza koje nemaju hidroksilne skupine.

U skladu s proton Prema teoriji Brønsteda i Lowryja, kiselina je tvar koja sadrži molekule ili ione koji doniraju protone ( donatori protoni), a baza je tvar koja se sastoji od molekula ili iona koji prihvaćaju protone ( akceptori protoni). Imajte na umu da u vodenim otopinama vodikovi ioni postoje u hidratiziranom obliku, odnosno u obliku hidronijevih iona H3O+ . Ova teorija opisuje reakcije ne samo s vodom i hidroksidnim ionima, već i one koje se izvode u odsutnosti otapala ili s nevodenim otapalom.

Na primjer, u reakciji između amonijaka N.H. 3 (slaba baza) i klorovodika u plinovitoj fazi nastaje čvrsti amonijev klorid, au ravnotežnoj smjesi dviju tvari uvijek postoje 4 čestice od kojih su dvije kiseline, a druge dvije baze:

Ova ravnotežna smjesa sastoji se od dva konjugirana para kiselina i baza:

1)N.H. 4+ i N.H. 3

2) HCl I Cl ‑

Ovdje se u svakom konjugiranom paru kiselina i baza razlikuju za jedan proton. Svaka kiselina ima konjugiranu bazu. Jaka kiselina ima slabu konjugiranu bazu, a slaba kiselina ima jaku konjugiranu bazu.

Brønsted-Lowryjeva teorija pomaže objasniti jedinstvenu ulogu vode za život biosfere. Voda, ovisno o tvari koja s njom stupa u interakciju, može pokazivati ​​svojstva kiseline ili baze. Na primjer, u reakcijama s vodenim otopinama octene kiseline voda je baza, a u reakcijama s vodenim otopinama amonijaka je kiselina.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Ovdje molekula octene kiseline predaje proton molekuli vode;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ON- . Ovdje molekula amonijaka prihvaća proton od molekule vode.

Dakle, voda može formirati dva konjugirana para:

1) H2O(kiselina) i ON- (konjugirana baza)

2) H 3 O+ (kiselina) i H2O(konjugirana baza).

U prvom slučaju voda daje proton, au drugom ga prihvaća.

Ovo svojstvo se zove amfiprotonizam. Nazivaju se tvari koje mogu reagirati i kao kiseline i kao baze amfoteran. Takve se tvari često nalaze u živoj prirodi. Na primjer, aminokiseline mogu tvoriti soli i s kiselinama i s bazama. Stoga peptidi lako tvore koordinacijske spojeve s prisutnim metalnim ionima.

Dakle, karakteristično svojstvo ionske veze je potpuno kretanje veznih elektrona prema jednoj od jezgri. To znači da između iona postoji područje u kojem je gustoća elektrona gotovo nula.

Druga vrsta veze jekovalentni veza

Atomi mogu formirati stabilne elektroničke konfiguracije dijeljenjem elektrona.

Takva veza nastaje kada se par elektrona dijeli jedan po jedan od svih atom. U ovom slučaju, zajednički elektroni veze ravnomjerno su raspoređeni između atoma. Primjeri kovalentnih veza uključuju homonuklearni dvoatomski molekule H 2 , N 2 , F 2. Isti tip veze nalazimo u alotropima O 2 i ozon O 3 i za poliatomsku molekulu S 8 i također heteronuklearne molekule klorovodik HCl, ugljični dioksid CO 2, metan CH 4, etanol S 2 N 5 ON, sumporov heksafluorid SF 6, acetilen S 2 N 2. Sve te molekule dijele iste elektrone, a njihove veze su zasićene i usmjerene na isti način (slika 4).

Za biologe je važno da dvostruke i trostruke veze imaju smanjene kovalentne atomske radijuse u usporedbi s jednostrukom vezom.

Riža. 4. Kovalentna veza u molekuli Cl 2.

Ionski i kovalentni tipovi veza dva su ekstremna slučaja mnogih postojećih tipova kemijskih veza, au praksi je većina veza međusrednje.

Spojevi dvaju elemenata koji se nalaze na suprotnim krajevima iste ili različite periode periodnog sustava pretežno tvore ionske veze. Kako se elementi približavaju jedan drugome unutar perioda, ionska priroda njihovih spojeva se smanjuje, a kovalentni karakter povećava. Na primjer, halogenidi i oksidi elemenata na lijevoj strani periodnog sustava tvore pretežno ionske veze ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), a isti spojevi elemenata na desnoj strani tablice su kovalentni ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glukoza C6H1206, etanol C2H5OH).

Kovalentna veza pak ima još jednu modifikaciju.

U poliatomskim ionima iu složenim biološkim molekulama, oba elektrona mogu doći samo iz jedan atom. To se zove donator elektronski par. Atom koji dijeli ovaj par elektrona s donorom naziva se akceptor elektronski par. Ova vrsta kovalentne veze naziva se koordinacija (donor-akceptor, ilidativ) komunikacija(slika 5). Ova vrsta veze najvažnija je za biologiju i medicinu, budući da je kemija d-elemenata najvažnijih za metabolizam uvelike opisana koordinacijskim vezama.

sl. 5.

U pravilu, u složenom spoju atom metala djeluje kao akceptor elektronskog para; naprotiv, u ionskim i kovalentnim vezama atom metala je donor elektrona.

Bit kovalentne veze i njezine raznolikosti - koordinacijske veze - može se razjasniti uz pomoć druge teorije kiselina i baza koju je predložio GN. Lewis. Donekle je proširio semantički koncept pojmova "kiselina" i "baza" prema Brønsted-Lowry teoriji. Lewisova teorija objašnjava prirodu stvaranja složenih iona i sudjelovanje tvari u reakcijama nukleofilne supstitucije, odnosno u stvaranju CS.

Prema Lewisu, kiselina je tvar sposobna formirati kovalentnu vezu prihvaćanjem elektronskog para od baze. Lewisova baza je tvar koja ima usamljeni elektronski par, koji doniranjem elektrona stvara kovalentnu vezu s Lewisovom kiselinom.

Odnosno, Lewisova teorija proširuje raspon kiselo-baznih reakcija i na reakcije u kojima protoni uopće ne sudjeluju. Štoviše, sam proton, prema ovoj teoriji, također je kiselina, budući da je sposoban prihvatiti elektronski par.

Stoga su prema ovoj teoriji kationi Lewisove kiseline, a anioni Lewisove baze. Primjer bi bile sljedeće reakcije:

Gore je navedeno da je podjela tvari na ionske i kovalentne relativna, budući da se u kovalentnim molekulama ne događa potpuni prijenos elektrona s atoma metala na atome akceptora. U spojevima s ionskim vezama svaki se ion nalazi u električnom polju iona suprotnog predznaka, pa su oni međusobno polarizirani, a ljuske su im deformirane.

Polarizabilnost određeno elektronskom strukturom, nabojem i veličinom iona; za anione je veća nego za katione. Najveću polarizabilnost među kationima imaju kationi većeg naboja i manje veličine, npr. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ima snažan polarizirajući učinak N+ . Budući da je utjecaj polarizacije iona dvosmjeran, ona značajno mijenja svojstva spojeva koje stvaraju.

Treća vrsta veze jedipol-dipol veza

Osim navedenih vrsta komunikacije postoje i dipol-dipol intermolekularni interakcije, koje se također nazivaju van der Waals .

Snaga ovih interakcija ovisi o prirodi molekula.

Postoje tri vrste interakcija: permanentni dipol - permanentni dipol ( dipol-dipol privlačnost); trajni dipol - inducirani dipol ( indukcija privlačnost); trenutni dipol - inducirani dipol ( disperzivan privlačnost, ili londonske sile; riža. 6).

Riža. 6.

Samo molekule s polarnom kovalentnom vezom imaju dipol-dipolni moment ( HCl, NH3, SO2, H20, C6H5Cl), a čvrstoća veze je 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 kulonskih metara - C × m).

U biokemiji postoji još jedna vrsta veze - vodik veza, što je ograničavajući slučaj dipol-dipol privlačnost. Ova veza nastaje privlačenjem između atoma vodika i malog elektronegativnog atoma, najčešće kisika, fluora i dušika. S velikim atomima koji imaju sličnu elektronegativnost (kao što su klor i sumpor), vodikova veza je mnogo slabija. Atom vodika razlikuje se po jednoj značajnoj osobini: kada se vezni elektroni povuku, njegova jezgra - proton - biva izložena i više nije zaštićena elektronima.

Zbog toga se atom pretvara u veliki dipol.

Vodikova veza, za razliku od van der Waalsove veze, nastaje ne samo tijekom međumolekulskih interakcija, već i unutar jedne molekule - intramolekularni vodikova veza. Vodikove veze igraju važnu ulogu u biokemiji, na primjer, za stabilizaciju strukture proteina u obliku a-heliksa ili za stvaranje dvostruke spirale DNA (slika 7).

sl.7.

Vodikove i van der Waalsove veze mnogo su slabije od ionskih, kovalentnih i koordinacijskih veza. Energija međumolekulskih veza prikazana je u tablici. 1.

Stol 1. Energija međumolekulskih sila

Bilješka: Stupanj međumolekulskih interakcija odražava se entalpijom taljenja i isparavanja (vrenja). Ionski spojevi zahtijevaju znatno više energije za odvajanje iona nego za odvajanje molekula. Entalpija taljenja ionskih spojeva mnogo je veća od one molekulskih spojeva.

Četvrta vrsta veze jemetalni spoj

Konačno, postoji još jedna vrsta međumolekulskih veza - metal: veza pozitivnih iona metalne rešetke sa slobodnim elektronima. Ova vrsta veze ne pojavljuje se u biološkim objektima.

Iz kratkog pregleda tipova veza postaje jasan jedan detalj: važan parametar metalnog atoma ili iona - elektron donora, kao i atoma - elektron akceptora, je njegova veličina.

Ne ulazeći u detalje, primijetit ćemo da se kovalentni radijusi atoma, ionski radijusi metala i van der Waalsovi radijusi molekula u interakciji povećavaju kako se njihov atomski broj povećava u skupinama periodnog sustava. U ovom slučaju, vrijednosti ionskih radijusa su najmanje, a van der Waalsovi radijusi su najveći. U pravilu, pri kretanju niz skupinu, radijusi svih elemenata rastu, i kovalentni i van der Waalsovi.

Od najveće važnosti za biologe i liječnike su koordinacija(donor-akceptor) veze koje razmatra koordinacijska kemija.

Medicinski bioanorganici. G.K. Barashkov

Kao što je već navedeno u stavku 4.2.2.1, metalni spoj- elektronska veza atomskih jezgri s minimalnom lokalizacijom zajedničkih elektrona na pojedinačnim (za razliku od ionske veze) jezgrama i na pojedinačnim (za razliku od kovalentne veze) vezama. Rezultat je multicentrična kemijska veza s manjkom elektrona u kojoj zajednički elektroni (u obliku "elektronskog plina") osiguravaju vezanje za najveći mogući broj jezgri (kationa) koji tvore strukturu tekućih ili čvrstih metalnih tvari. Stoga je metalna veza u cjelini neusmjerena i zasićena; treba je smatrati kao granični slučaj delokalizacije kovalentne veze. Podsjetimo se da se u čistim metalima prvenstveno javlja metalna veza homonuklearni, tj. ne može imati ionsku komponentu. Kao rezultat toga, tipična slika distribucije gustoće elektrona u metalima su sferno simetrične jezgre (kationi) u jednoliko raspoređenom elektronskom plinu (slika 5.10).

Posljedično, konačna struktura spojeva s pretežno metalnim tipom veze određena je prvenstveno prostornim faktorom i gustoćom pakiranja u kristalnoj rešetki ovih kationa (visoki CN). BC metoda ne može interpretirati metalne veze. Prema MMO-u, metalnu vezu karakterizira nedostatak elektrona u usporedbi s kovalentnom vezom. Stroga primjena MMO-a na metalne veze i spojeve dovodi do teorija bendova(elektronički model metala), prema kojemu u atomima uključenim u kristalnu rešetku metala postoji interakcija gotovo slobodnih valentnih elektrona koji se nalaze u vanjskim elektronskim orbitama s (električnim) periodičkim poljem kristalne rešetke. Kao rezultat toga, energetske razine elektrona se cijepaju i tvore više ili manje širok pojas. Prema Fermijevoj statistici, najviša energetska vrpca je naseljena slobodnim elektronima do potpunog popunjavanja, posebno ako energetski termini pojedinačnog atoma odgovaraju dvama elektronima s antiparalelnim spinovima. Međutim, može se djelomično ispuniti, što daje mogućnost elektronima da prijeđu na više energetske razine. Zatim

ova zona se naziva zona kondukcije. Postoji nekoliko osnovnih tipova relativnog rasporeda energetskih vrpci, koji odgovaraju izolatoru, jednovalentnom metalu, dvovalentnom metalu, poluvodiču s vlastitom vodljivošću, poluvodiču a-tipa i poluvodiču s nečistoćama/b-tipu. Omjer energetskih pojaseva također određuje vrstu vodljivosti krutine.

Međutim, ova teorija ne dopušta kvantitativnu karakterizaciju različitih metalnih spojeva i nije dovela do rješenja problema nastanka stvarnih kristalnih struktura metalnih faza. Specifična priroda kemijskih veza u homonuklearnim metalima, metalnim legurama i intermetalnim heterospojevima razmatra N.V. Ageev)

Preporučamo čitanje