Definizione del tipo di legame chimico nei metalli. Collegamento in metallo. Reticolo cristallino del metallo e legame chimico del metallo. Legame chimico polare covalente

Gli atomi della maggior parte degli elementi non esistono separatamente, poiché possono interagire tra loro. Questa interazione produce particelle più complesse.

La natura di un legame chimico è l'azione delle forze elettrostatiche, che sono le forze di interazione tra le cariche elettriche. Gli elettroni e i nuclei atomici hanno tali cariche.

Gli elettroni situati sui livelli elettronici esterni (elettroni di valenza), essendo più lontani dal nucleo, interagiscono con esso in modo più debole e quindi sono in grado di staccarsi dal nucleo. Sono responsabili del legame degli atomi tra loro.

Tipi di interazioni in chimica

I tipi di legami chimici possono essere presentati nella seguente tabella:

Caratteristiche del legame ionico

Reazione chimica che si verifica a causa di attrazione ionica avendo cariche diverse è detto ionico. Ciò accade se gli atomi legati hanno una differenza significativa nell'elettronegatività (cioè nella capacità di attrarre gli elettroni) e la coppia di elettroni va all'elemento più elettronegativo. Il risultato di questo trasferimento di elettroni da un atomo all'altro è la formazione di particelle cariche: gli ioni. Tra loro nasce un'attrazione.

Hanno gli indici di elettronegatività più bassi metalli tipici, e i più grandi sono tipici non metalli. Gli ioni sono quindi formati dall'interazione tra metalli tipici e tipici non metalli.

Gli atomi metallici diventano ioni (cationi) caricati positivamente, donando elettroni ai loro livelli elettronici esterni, e i non metalli accettano elettroni, trasformandosi così in caricato negativamente ioni (anioni).

Gli atomi entrano in uno stato energetico più stabile, completando le loro configurazioni elettroniche.

Il legame ionico non è direzionale e non è saturabile, poiché l'interazione elettrostatica avviene in tutte le direzioni, quindi lo ione può attrarre ioni di segno opposto in tutte le direzioni;

La disposizione degli ioni è tale che attorno a ciascuno si trova un certo numero di ioni con carica opposta. Il concetto di "molecola" per i composti ionici non ha senso.

Esempi di educazione

La formazione di un legame nel cloruro di sodio (nacl) è dovuta al trasferimento di un elettrone dall'atomo di Na all'atomo di Cl per formare gli ioni corrispondenti:

Na 0 - 1 e = Na + (catione)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anione)

Nel cloruro di sodio ci sono sei anioni cloruro attorno ai cationi sodio e sei ioni sodio attorno a ciascuno ione cloruro.

Quando si forma l'interazione tra gli atomi nel solfuro di bario, si verificano i seguenti processi:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S0+2e = S2-

Ba dona i suoi due elettroni allo zolfo, dando luogo alla formazione di anioni zolfo S 2- e cationi bario Ba 2+.

Legame chimico dei metalli

Il numero di elettroni nei livelli energetici esterni dei metalli è piccolo; essi si separano facilmente dal nucleo. Come risultato di questo distacco si formano ioni metallici ed elettroni liberi. Questi elettroni sono chiamati "gas di elettroni". Gli elettroni si muovono liberamente in tutto il volume del metallo e sono costantemente legati e separati dagli atomi.

La struttura della sostanza metallica è la seguente: il reticolo cristallino è lo scheletro della sostanza e tra i suoi nodi gli elettroni possono muoversi liberamente.

Si possono citare i seguenti esempi:

Mg - 2е<->Mg2+

Cs-e<->Cs+

Ca-2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe3+

Covalente: polare e non polare

Il tipo più comune di interazione chimica è un legame covalente. I valori di elettronegatività degli elementi che interagiscono non differiscono nettamente, quindi si verifica solo uno spostamento della coppia elettronica comune verso un atomo più elettronegativo;

Le interazioni covalenti possono essere formate da un meccanismo di scambio o da un meccanismo donatore-accettore.

Il meccanismo di scambio si realizza se ciascuno degli atomi ha elettroni spaiati sui livelli elettronici esterni e la sovrapposizione degli orbitali atomici porta alla comparsa di una coppia di elettroni che già appartiene a entrambi gli atomi. Quando uno degli atomi ha una coppia di elettroni a livello elettronico esterno e l'altro ha un orbitale libero, quando gli orbitali atomici si sovrappongono, la coppia di elettroni viene condivisa e interagisce secondo il meccanismo donatore-accettore.

Quelli covalenti si dividono per molteplicità in:

semplice o singolo;
Doppio;
triplica.

Quelli doppi assicurano la condivisione di due coppie di elettroni contemporaneamente e quelli tripli - tre.

Secondo la distribuzione della densità elettronica (polarità) tra gli atomi legati, un legame covalente è suddiviso in:

non polare;
polare.

Un legame non polare è formato da atomi identici, mentre un legame polare è formato da una diversa elettronegatività.

L'interazione di atomi con elettronegatività simile è chiamata legame non polare. La coppia di elettroni comune in tale molecola non è attratta da nessuno dei due atomi, ma appartiene equamente a entrambi.

L'interazione di elementi che differiscono per elettronegatività porta alla formazione di legami polari. In questo tipo di interazione, le coppie di elettroni condivisi sono attratte dall'elemento più elettronegativo, ma non vengono trasferite completamente ad esso (cioè non avviene la formazione di ioni). Come risultato di questo spostamento della densità elettronica, sugli atomi compaiono cariche parziali: quello più elettronegativo ha una carica negativa, mentre quello meno elettronegativo ha una carica positiva.

Proprietà e caratteristiche della covalenza

Principali caratteristiche di un legame covalente:

La lunghezza è determinata dalla distanza tra i nuclei degli atomi interagenti.
La polarità è determinata dallo spostamento della nuvola elettronica verso uno degli atomi.
La direzionalità è la proprietà di formare legami orientati nello spazio e, di conseguenza, molecole aventi determinate forme geometriche.
La saturazione è determinata dalla capacità di formare un numero limitato di legami.
La polarizzabilità è determinata dalla capacità di cambiare polarità sotto l'influenza di un campo elettrico esterno.
L’energia necessaria per rompere un legame ne determina la forza.

Un esempio di interazione covalente non polare possono essere le molecole di idrogeno (H2), cloro (Cl2), ossigeno (O2), azoto (N2) e molti altri.

H· + ·H → La molecola H-H ha un singolo legame non polare,

O: + :O → O=O la molecola ha una doppia molecola non polare,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N la molecola è triplamente apolare.

Esempi di legami covalenti di elementi chimici includono molecole di anidride carbonica (CO2) e monossido di carbonio (CO), idrogeno solforato (H2S), acido cloridrico (HCL), acqua (H2O), metano (CH4), ossido di zolfo (SO2) e molti altri .

Nella molecola di CO2, la relazione tra gli atomi di carbonio e di ossigeno è polare covalente, poiché l'idrogeno più elettronegativo attrae la densità elettronica. L'ossigeno ha due elettroni spaiati nel suo guscio esterno, mentre il carbonio può fornire quattro elettroni di valenza per formare l'interazione. Di conseguenza, si formano doppi legami e la molecola appare così: O=C=O.

Per determinare il tipo di legame in una particolare molecola, è sufficiente considerare i suoi atomi costituenti. Le sostanze metalliche semplici formano un legame metallico, i metalli con i non metalli formano un legame ionico, le sostanze semplici non metalliche formano un legame covalente non polare e le molecole costituite da diversi non metalli si formano attraverso un legame covalente polare.

Un legame metallico è un legame chimico causato dalla presenza di elettroni relativamente liberi. Caratteristico sia dei metalli puri che delle loro leghe e dei composti intermetallici.

Meccanismo a maglie metalliche

Gli ioni metallici positivi si trovano in tutti i nodi del reticolo cristallino. Tra di loro, gli elettroni di valenza si muovono in modo casuale, come le molecole di gas, staccate dagli atomi durante la formazione degli ioni. Questi elettroni agiscono come cemento, tenendo insieme gli ioni positivi; altrimenti il reticolo si disintegrerebbe sotto l'influenza delle forze repulsive tra gli ioni. Allo stesso tempo, gli elettroni sono trattenuti dagli ioni all'interno del reticolo cristallino e non possono lasciarlo. Le forze di accoppiamento non sono localizzate o dirette.

Pertanto, nella maggior parte dei casi compaiono numeri di coordinazione elevati (ad esempio, 12 o 8). Quando due atomi di metallo si avvicinano, gli orbitali nei loro gusci esterni si sovrappongono per formare orbitali molecolari. Se un terzo atomo si avvicina, il suo orbitale si sovrappone agli orbitali dei primi due atomi, formando un altro orbitale molecolare. Quando ci sono molti atomi, si forma un numero enorme di orbitali molecolari tridimensionali, che si estendono in tutte le direzioni. A causa di molteplici orbitali sovrapposti, gli elettroni di valenza di ciascun atomo sono influenzati da molti atomi.

Reticoli cristallini caratteristici

La maggior parte dei metalli forma uno dei seguenti reticoli altamente simmetrici con uno stretto impaccamento di atomi: cubico a corpo centrato, cubico a facce centrate ed esagonale.

In un reticolo cubico a corpo centrato (bcc), gli atomi si trovano ai vertici del cubo e un atomo è al centro del volume del cubo. I metalli hanno un reticolo cubico centrato sul corpo: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba, ecc.

In un reticolo cubico a facce centrate (fcc), gli atomi si trovano ai vertici del cubo e al centro di ciascuna faccia. I metalli di questo tipo hanno un reticolo: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co, ecc.

In un reticolo esagonale, gli atomi si trovano ai vertici e al centro delle basi esagonali del prisma, e tre atomi si trovano nel piano medio del prisma. I metalli hanno questo imballaggio di atomi: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca, ecc.

Altre proprietà

Gli elettroni che si muovono liberamente causano un’elevata conduttività elettrica e termica. Le sostanze che hanno un legame metallico spesso combinano forza e plasticità, poiché quando gli atomi vengono spostati l'uno rispetto all'altro, i legami non si rompono. Un'altra proprietà importante è l'aromaticità metallica.

I metalli conducono bene il calore e l'elettricità, sono sufficientemente resistenti e possono deformarsi senza distruggersi. Alcuni metalli sono malleabili (possono essere forgiati), altri sono malleabili (puoi ricavarne il filo). Queste proprietà uniche sono spiegate da uno speciale tipo di legame chimico che collega gli atomi metallici tra loro: un legame metallico.

I metalli allo stato solido esistono sotto forma di cristalli di ioni positivi, come se “fluttuassero” in un mare di elettroni che si muovono liberamente tra di loro.

Il legame metallico spiega le proprietà dei metalli, in particolare la loro resistenza. Sotto l'influenza di una forza deformante, un reticolo metallico può cambiare forma senza rompersi, a differenza dei cristalli ionici.

L'elevata conduttività termica dei metalli è spiegata dal fatto che se un pezzo di metallo viene riscaldato su un lato, l'energia cinetica degli elettroni aumenterà. Questo aumento di energia si diffonderà in un “mare di elettroni” in tutto il campione ad alta velocità.

Anche la conduttività elettrica dei metalli diventa chiara. Se si applica una differenza di potenziale alle estremità di un campione di metallo, la nuvola di elettroni delocalizzati si sposterà nella direzione di un potenziale positivo: questo flusso di elettroni che si muovono nella stessa direzione rappresenta la familiare corrente elettrica.

163120 0

Ogni atomo ha un certo numero di elettroni.

Quando entrano in reazioni chimiche, gli atomi donano, acquistano o condividono elettroni, ottenendo la configurazione elettronica più stabile. La configurazione con l'energia più bassa (come negli atomi dei gas nobili) risulta essere la più stabile. Questo modello è chiamato “regola dell’ottetto” (Fig. 1).

Riso. 1.

Questa regola vale per tutti tipi di connessioni. Le connessioni elettroniche tra gli atomi consentono loro di formare strutture stabili, dai cristalli più semplici alle biomolecole complesse che alla fine formano i sistemi viventi. Differiscono dai cristalli nel loro metabolismo continuo. Allo stesso tempo, molte reazioni chimiche procedono secondo i meccanismi trasferimento elettronico, che svolgono un ruolo fondamentale nei processi energetici del corpo.

Un legame chimico è la forza che tiene insieme due o più atomi, ioni, molecole o qualsiasi combinazione di essi.

La natura di un legame chimico è universale: è una forza di attrazione elettrostatica tra elettroni caricati negativamente e nuclei carichi positivamente, determinata dalla configurazione degli elettroni del guscio esterno degli atomi. Si chiama la capacità di un atomo di formare legami chimici valenza, O stato di ossidazione. Il concetto di elettroni di valenza- elettroni che formano legami chimici, cioè situati negli orbitali a più alta energia. Di conseguenza, viene chiamato il guscio esterno dell'atomo contenente questi orbitali guscio di valenza. Attualmente non è sufficiente indicare la presenza di un legame chimico, ma è necessario chiarirne la tipologia: ionico, covalente, dipolo-dipolo, metallico.

Il primo tipo di connessione èionico connessione

Secondo la teoria della valenza elettronica di Lewis e Kossel, gli atomi possono raggiungere una configurazione elettronica stabile in due modi: in primo luogo, perdendo elettroni, diventando cationi, in secondo luogo, acquisirli, trasformarsi in anioni. In seguito al trasferimento di elettroni, a causa della forza di attrazione elettrostatica tra ioni con cariche di segno opposto, si forma un legame chimico, chiamato da Kossel “ elettrovalente"(ora chiamato ionico).

In questo caso, anioni e cationi formano una configurazione elettronica stabile con un guscio elettronico esterno pieno. I tipici legami ionici sono formati da cationi dei gruppi T e II del sistema periodico e anioni di elementi non metallici dei gruppi VI e VII (16 e 17 sottogruppi, rispettivamente, calcogeni E alogeni). I legami dei composti ionici sono insaturi e non direzionali, quindi mantengono la possibilità di interazione elettrostatica con altri ioni. Nella fig. Le Figure 2 e 3 mostrano esempi di legami ionici corrispondenti al modello di trasferimento elettronico di Kossel.

Riso. 2.

Riso. 3. Legame ionico in una molecola di sale da cucina (NaCl)

Qui è opportuno richiamare alcune proprietà che spiegano il comportamento delle sostanze in natura, in particolare considerare l'idea di acidi E motivi.

Le soluzioni acquose di tutte queste sostanze sono elettroliti. Cambiano colore in modo diverso indicatori. Il meccanismo d'azione degli indicatori è stato scoperto da F.V. Ostwald. Ha dimostrato che gli indicatori sono acidi o basi deboli, il cui colore differisce negli stati indissociati e dissociati.

Le basi possono neutralizzare gli acidi. Non tutte le basi sono solubili in acqua (ad esempio, alcuni composti organici che non contengono gruppi OH sono insolubili, in particolare trietilammina N(C2H5)3); vengono chiamate basi solubili alcali.

Le soluzioni acquose di acidi subiscono reazioni caratteristiche:

a) con ossidi metallici - con formazione di sale e acqua;

b) con metalli - con formazione di sale e idrogeno;

c) con carbonati - con formazione di sale, CO 2 e N 2 O.

Le proprietà degli acidi e delle basi sono descritte da diverse teorie. Secondo la teoria di S.A. Arrhenius, un acido è una sostanza che si dissocia per formare ioni N+ , mentre la base forma ioni LUI- . Questa teoria non tiene conto dell'esistenza di basi organiche che non hanno gruppi idrossilici.

Secondo protone Secondo la teoria di Brønsted e Lowry, un acido è una sostanza contenente molecole o ioni che donano protoni ( donatori protoni) e una base è una sostanza costituita da molecole o ioni che accettano protoni ( accettatori protoni). Si noti che nelle soluzioni acquose gli ioni idrogeno esistono in forma idrata, cioè sotto forma di ioni idronio H3O+ . Questa teoria descrive le reazioni non solo con acqua e ioni idrossido, ma anche quelle effettuate in assenza di solvente o con un solvente non acquoso.

Ad esempio, nella reazione tra l'ammoniaca N.H. 3 (base debole) e acido cloridrico in fase gassosa, si forma cloruro di ammonio solido e in una miscela di equilibrio di due sostanze ci sono sempre 4 particelle, due delle quali sono acidi e le altre due sono basi:

Questa miscela di equilibrio è costituita da due coppie coniugate di acidi e basi:

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

2) HCl E Cl ‑

Qui, in ciascuna coppia coniugata, l'acido e la base differiscono di un protone. Ogni acido ha una base coniugata. Un acido forte ha una base coniugata debole e un acido debole ha una base coniugata forte.

La teoria di Brønsted-Lowry aiuta a spiegare il ruolo unico dell'acqua per la vita della biosfera. L'acqua, a seconda della sostanza che interagisce con essa, può presentare le proprietà di un acido o di una base. Ad esempio, nelle reazioni con soluzioni acquose di acido acetico, l'acqua è una base e nelle reazioni con soluzioni acquose di ammoniaca è un acido.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH3COO- . Qui, una molecola di acido acetico dona un protone a una molecola d'acqua;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + LUI- . Qui, una molecola di ammoniaca accetta un protone da una molecola d'acqua.

Pertanto, l'acqua può formare due coppie coniugate:

1) H2O(acido) e LUI- (base coniugata)

2) H3O+ (acido) e H2O(base coniugata).

Nel primo caso l'acqua dona un protone, nel secondo lo accetta.

Questa proprietà si chiama anfiprotonismo. Sostanze che possono reagire sia come acidi che come basi anfotero. Tali sostanze si trovano spesso nella natura vivente. Ad esempio, gli amminoacidi possono formare sali sia con acidi che con basi. Pertanto, i peptidi formano facilmente composti di coordinazione con gli ioni metallici presenti.

Pertanto, una proprietà caratteristica di un legame ionico è il movimento completo degli elettroni di legame verso uno dei nuclei. Ciò significa che tra gli ioni c'è una regione in cui la densità elettronica è quasi zero.

Il secondo tipo di connessione ècovalente connessione

Gli atomi possono formare configurazioni elettroniche stabili condividendo gli elettroni.

Un tale legame si forma quando una coppia di elettroni viene condivisa uno alla volta da parte di tutti atomo. In questo caso, gli elettroni del legame condiviso sono distribuiti equamente tra gli atomi. Esempi di legami covalenti includono omonucleare biatomico molecole H 2 , N 2 , F 2. Lo stesso tipo di connessione si trova negli allotropi O 2 e ozono O 3 e per una molecola poliatomica S 8 e anche molecole eteronucleari cloruro di idrogeno HCl, diossido di carbonio CO 2, metano CH 4, etanolo CON 2 N 5 LUI, esafluoruro di zolfo San Francisco 6, acetilene CON 2 N 2. Tutte queste molecole condividono gli stessi elettroni e i loro legami sono saturati e diretti allo stesso modo (Fig. 4).

Per i biologi è importante che i legami doppi e tripli abbiano raggi atomici covalenti ridotti rispetto a un legame singolo.

Riso. 4. Legame covalente in una molecola di Cl2.

I tipi di legami ionici e covalenti sono due casi estremi dei molti tipi esistenti di legami chimici, e in pratica la maggior parte dei legami sono intermedi.

I composti di due elementi situati alle estremità opposte dello stesso o di periodi diversi del sistema periodico formano prevalentemente legami ionici. Quando gli elementi si avvicinano tra loro in un periodo, la natura ionica dei loro composti diminuisce e il carattere covalente aumenta. Ad esempio, gli alogenuri e gli ossidi degli elementi sul lato sinistro della tavola periodica formano prevalentemente legami ionici ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), e gli stessi composti degli elementi sul lato destro della tabella sono covalenti ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, fenolo C6H5OH, glucosio C6H12O6, etanolo C2H5OH).

Il legame covalente, a sua volta, ha un'altra modifica.

Negli ioni poliatomici e nelle molecole biologiche complesse, entrambi gli elettroni possono provenire solo da uno atomo. È chiamato donatore coppia di elettroni. Viene chiamato un atomo che condivide questa coppia di elettroni con un donatore accettore coppia di elettroni. Questo tipo di legame covalente si chiama coordinazione (donatore-accettore, Odativo) comunicazione(Fig. 5). Questo tipo di legame è molto importante per la biologia e la medicina, poiché la chimica degli elementi D più importanti per il metabolismo è in gran parte descritta dai legami di coordinazione.

Fico. 5.

Di norma, in un composto complesso l'atomo di metallo funge da accettore di una coppia di elettroni; nei legami ionici e covalenti, invece, l'atomo di metallo è un donatore di elettroni.

L'essenza del legame covalente e la sua varietà - il legame di coordinazione - possono essere chiarite con l'aiuto di un'altra teoria degli acidi e delle basi proposta da GN. Lewis. Ha in qualche modo ampliato il concetto semantico dei termini “acido” e “base” secondo la teoria di Brønsted-Lowry. La teoria di Lewis spiega la natura della formazione di ioni complessi e la partecipazione delle sostanze alle reazioni di sostituzione nucleofila, cioè alla formazione di CS.

Secondo Lewis un acido è una sostanza capace di formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni da una base. Una base di Lewis è una sostanza che ha una coppia di elettroni solitari che, donando elettroni, forma un legame covalente con l'acido di Lewis.

Cioè, la teoria di Lewis espande la gamma delle reazioni acido-base anche alle reazioni a cui i protoni non partecipano affatto. Inoltre, il protone stesso, secondo questa teoria, è anche un acido, poiché è in grado di accettare una coppia di elettroni.

Pertanto, secondo questa teoria, i cationi sono acidi di Lewis e gli anioni sono basi di Lewis. Un esempio potrebbero essere le seguenti reazioni:

È stato notato sopra che la divisione delle sostanze in ioniche e covalenti è relativa, poiché il trasferimento completo di elettroni dagli atomi di metallo agli atomi accettori non avviene nelle molecole covalenti. Nei composti con legami ionici, ciascuno ione si trova nel campo elettrico degli ioni di segno opposto, quindi sono reciprocamente polarizzati e i loro gusci sono deformati.

Polarizzabilità determinato dalla struttura elettronica, dalla carica e dalla dimensione dello ione; per gli anioni è maggiore che per i cationi. La più alta polarizzabilità tra i cationi è per i cationi con carica più elevata e dimensioni più piccole, ad esempio, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ha un forte effetto polarizzante N+ . Poiché l’influenza della polarizzazione ionica è bidirezionale, essa modifica significativamente le proprietà dei composti che formano.

Il terzo tipo di connessione èdipolo-dipolo connessione

Oltre ai tipi di comunicazione elencati, esistono anche dipolo-dipolo intermolecolare interazioni, chiamate anche van der Waals .

La forza di queste interazioni dipende dalla natura delle molecole.

Esistono tre tipi di interazioni: dipolo permanente - dipolo permanente ( dipolo-dipolo attrazione); dipolo permanente - dipolo indotto ( induzione attrazione); dipolo istantaneo - dipolo indotto ( dispersivo attrazione, o forze di Londra; riso. 6).

Riso. 6.

Solo le molecole con legami covalenti polari hanno un momento dipolo-dipolo ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl) e la forza del legame è 1-2 Debaya(1D = 3.338 × 10‑30 coulomb metri - C × m).

In biochimica esiste un altro tipo di connessione: idrogeno connessione, che è un caso limite dipolo-dipolo attrazione. Questo legame è formato dall'attrazione tra un atomo di idrogeno e un piccolo atomo elettronegativo, molto spesso ossigeno, fluoro e azoto. Con atomi di grandi dimensioni che hanno elettronegatività simile (come cloro e zolfo), il legame idrogeno è molto più debole. L'atomo di idrogeno si distingue per una caratteristica significativa: quando gli elettroni di legame vengono allontanati, il suo nucleo - il protone - viene esposto e non è più schermato dagli elettroni.

Pertanto, l'atomo si trasforma in un grande dipolo.

Un legame idrogeno, a differenza di un legame di van der Waals, si forma non solo durante le interazioni intermolecolari, ma anche all'interno di una molecola - Intermolecolare legame idrogeno. I legami idrogeno svolgono un ruolo importante in biochimica, ad esempio per stabilizzare la struttura delle proteine sotto forma di a-elica o per la formazione di una doppia elica del DNA (Fig. 7).

Fig.7.

I legami idrogeno e van der Waals sono molto più deboli dei legami ionici, covalenti e di coordinazione. L'energia dei legami intermolecolari è indicata nella tabella. 1.

Tabella 1. Energia delle forze intermolecolari

Nota: Il grado delle interazioni intermolecolari è riflesso dall'entalpia di fusione ed evaporazione (ebollizione). I composti ionici richiedono molta più energia per separare gli ioni che per separare le molecole. L'entalpia di fusione dei composti ionici è molto più elevata di quella dei composti molecolari.

Il quarto tipo di connessione ècollegamento metallico

Infine, esiste un altro tipo di legami intermolecolari: metallo: connessione di ioni positivi di un reticolo metallico con elettroni liberi. Questo tipo di connessione non si verifica negli oggetti biologici.

Da una breve rassegna dei tipi di legame, diventa chiaro un dettaglio: un parametro importante di un atomo o ione metallico - un donatore di elettroni, così come un atomo - un accettore di elettroni, è il suo misurare.

Senza entrare nei dettagli, notiamo che i raggi covalenti degli atomi, i raggi ionici dei metalli e i raggi di van der Waals delle molecole interagenti aumentano all'aumentare del loro numero atomico nei gruppi della tavola periodica. In questo caso, i valori dei raggi ionici sono i più piccoli e i raggi di van der Waals sono i più grandi. Di norma, quando si scende nel gruppo, i raggi di tutti gli elementi aumentano, sia covalenti che di van der Waals.

Di grande importanza per biologi e medici sono coordinazione(donatore-accettante) legami considerati dalla chimica di coordinazione.

Bioinorganici medici. G.K. Barashkov

Come già indicato al paragrafo 4.2.2.1, collegamento metallico- connessione elettronica di nuclei atomici con localizzazione minima di elettroni condivisi sia su nuclei individuali (in contrasto con un legame ionico), sia su legami individuali (in contrasto con un legame covalente). Il risultato è un legame chimico multicentrico carente di elettroni in cui gli elettroni condivisi (sotto forma di “gas di elettroni”) forniscono il legame al numero massimo possibile di nuclei (cationi) che formano la struttura di sostanze metalliche liquide o solide. Pertanto il legame metallico nel suo complesso è non direzionale e va considerato saturo; caso limite di delocalizzazione di un legame covalente. Ricordiamo che nei metalli puri appare prevalentemente il legame metallico omonucleare, cioè. non può avere una componente ionica. Di conseguenza, un'immagine tipica della distribuzione della densità elettronica nei metalli è costituita da nuclei (cationi) sfericamente simmetrici in un gas di elettroni uniformemente distribuito (Fig. 5.10).

Di conseguenza, la struttura finale dei composti con un tipo di legame prevalentemente metallico è determinata principalmente dal fattore sterico e dalla densità di impaccamento nel reticolo cristallino di questi cationi (alto CN). Il metodo BC non può interpretare i legami metallici. Secondo MMO un legame metallico è caratterizzato da una carenza di elettroni rispetto ad un legame covalente. L'applicazione rigorosa dell'MMO ai legami e alle connessioni metalliche porta a teoria delle bande(modello elettronico di un metallo), secondo il quale negli atomi inclusi nel reticolo cristallino di un metallo, esiste un'interazione di elettroni di valenza quasi liberi situati in orbite elettroniche esterne con il campo periodico (elettrico) del reticolo cristallino. Di conseguenza, i livelli energetici degli elettroni si dividono e formano una banda più o meno ampia. Secondo la statistica di Fermi, la banda energetica più alta è popolata da elettroni liberi fino al completo riempimento, soprattutto se i termini energetici di un singolo atomo corrispondono a due elettroni con spin antiparalleli. Tuttavia, può essere parzialmente riempito, il che offre l’opportunità agli elettroni di spostarsi a livelli energetici più elevati. Poi

questa zona è chiamata zona di conduzione. Esistono diversi tipi base di disposizione relativa delle bande energetiche, corrispondenti a un isolante, un metallo monovalente, un metallo bivalente, un semiconduttore con conduttività intrinseca, un semiconduttore di tipo - e un semiconduttore con impurità/tipo b. Il rapporto delle bande energetiche determina anche il tipo di conduttività di un solido.

Tuttavia, questa teoria non consente la caratterizzazione quantitativa dei vari composti metallici e non ha portato alla soluzione del problema dell'origine di vere e proprie strutture cristalline delle fasi metalliche. La natura specifica dei legami chimici nei metalli omonucleari, nelle leghe metalliche e negli eterocomposti intermetallici è considerata da N.V. Ageev)