Typ chemickej väzby v definícii kovov. Kovové spojenie. Kovová kryštálová mriežka a kovová chemická väzba. Kovalentná polárna chemická väzba

Atómy väčšiny prvkov neexistujú oddelene, pretože sa môžu navzájom ovplyvňovať. Táto interakcia vytvára zložitejšie častice.

Podstatou chemickej väzby je pôsobenie elektrostatických síl, čo sú sily vzájomného pôsobenia medzi elektrickými nábojmi. Takéto náboje majú elektróny a atómové jadrá.

Elektróny nachádzajúce sa na vonkajších elektronických úrovniach (valenčné elektróny), ktoré sú najďalej od jadra, s ním interagujú najslabšie, a preto sú schopné odtrhnúť sa od jadra. Sú zodpovedné za vzájomné spojenie atómov.

Typy interakcií v chémii

Typy chemických väzieb možno uviesť v nasledujúcej tabuľke:

Charakteristika iónovej väzby

Chemická reakcia, ku ktorej dochádza v dôsledku príťažlivosť iónov s rôznymi nábojmi sa nazýva iónový. Stáva sa to vtedy, ak majú viazané atómy významný rozdiel v elektronegativite (to znamená schopnosť priťahovať elektróny) a elektrónový pár ide k elektronegatívnejšiemu prvku. Výsledkom tohto prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý je vznik nabitých častíc – iónov. Vzniká medzi nimi príťažlivosť.

Majú najnižšie indexy elektronegativity typické kovy, a najväčšie sú typické nekovy. Ióny sú teda tvorené interakciou medzi typickými kovmi a typickými nekovmi.

Atómy kovov sa stávajú kladne nabitými iónmi (katiónmi), odovzdávajú elektróny svojim vonkajším elektrónovým hladinám a nekovy prijímajú elektróny, čím sa menia na negatívne nabitý ióny (anióny).

Atómy sa pohybujú do stabilnejšieho energetického stavu a dokončujú svoje elektronické konfigurácie.

Iónová väzba je nesmerová a nenasýtená, pretože elektrostatická interakcia sa vyskytuje vo všetkých smeroch, ión môže priťahovať ióny opačného znamienka vo všetkých smeroch.

Usporiadanie iónov je také, že okolo každého je určitý počet opačne nabitých iónov. Koncept "molekuly" pre iónové zlúčeniny nedáva zmysel.

Príklady vzdelávania

Vznik väzby v chloride sodnom (nacl) je spôsobený prenosom elektrónu z atómu Na na atóm Cl za vzniku zodpovedajúcich iónov:

Na0-1e = Na + (katión)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anión)

V chloride sodnom je okolo sodíkových katiónov šesť chloridových aniónov a okolo každého chloridového iónu šesť sodíkových iónov.

Keď sa v sulfide bárnatom vytvorí interakcia medzi atómami, dochádza k nasledujúcim procesom:

Bao-2e = Ba2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba daruje svoje dva elektróny síre, čo vedie k tvorbe aniónov síry S 2- a katiónov bária Ba 2+.

Chemická väzba kovov

Počet elektrónov vo vonkajších energetických hladinách kovov je malý, sú ľahko oddelené od jadra. V dôsledku tohto odlúčenia vznikajú kovové ióny a voľné elektróny. Tieto elektróny sa nazývajú „elektrónový plyn“. Elektróny sa voľne pohybujú v celom objeme kovu a sú neustále viazané a oddelené od atómov.

Štruktúra kovovej látky je nasledovná: kryštálová mriežka je kostrou látky a medzi jej uzlami sa elektróny môžu voľne pohybovať.

Možno uviesť nasledujúce príklady:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentné: polárne a nepolárne

Najbežnejším typom chemickej interakcie je kovalentná väzba. Hodnoty elektronegativity prvkov, ktoré interagujú, sa výrazne nelíšia, preto dochádza len k posunu spoločného elektrónového páru k elektronegatívnejšiemu atómu.

Kovalentné interakcie môžu byť tvorené mechanizmom výmeny alebo mechanizmom donor-akceptor.

Mechanizmus výmeny sa realizuje, ak každý z atómov má na vonkajších elektronických úrovniach nepárové elektróny a prekrytie atómových orbitálov vedie k objaveniu sa páru elektrónov, ktoré už patria obom atómom. Keď jeden z atómov má pár elektrónov na vonkajšej elektronickej úrovni a druhý má voľný orbitál, potom keď sa atómové orbitály prekrývajú, elektrónový pár je zdieľaný a interaguje podľa mechanizmu donor-akceptor.

Kovalentné sa delia podľa násobnosti na:

jednoduché alebo jednoduché;
dvojitý;
trojnásobne.

Dvojité zabezpečujú zdieľanie dvoch párov elektrónov naraz a trojité - tri.

Podľa rozloženia elektrónovej hustoty (polarity) medzi viazanými atómami sa kovalentná väzba delí na:

nepolárne;
polárny.

Nepolárna väzba je tvorená rovnakými atómami a polárna väzba je tvorená rôznou elektronegativitou.

Interakcia atómov s podobnou elektronegativitou sa nazýva nepolárna väzba. Spoločný pár elektrónov v takejto molekule nie je priťahovaný ani jedným atómom, ale patrí rovnako obom.

Interakcia prvkov líšiacich sa elektronegativitou vedie k vzniku polárnych väzieb. Pri tomto type interakcie sú zdieľané elektrónové páry priťahované k elektronegatívnejšiemu prvku, ale nie sú naň úplne prenesené (to znamená, že nedochádza k tvorbe iónov). V dôsledku tohto posunu v hustote elektrónov sa na atómoch objavujú čiastočné náboje: elektronegatívny má záporný náboj a menej elektronegatívny má kladný náboj.

Vlastnosti a charakteristiky kovalencie

Hlavné vlastnosti kovalentnej väzby:

Dĺžka je určená vzdialenosťou medzi jadrami interagujúcich atómov.
Polarita je určená posunutím elektrónového oblaku smerom k jednému z atómov.
Smerovosť je vlastnosťou vytvárania väzieb orientovaných v priestore, a teda molekúl, ktoré majú určité geometrické tvary.
Sýtosť je určená schopnosťou vytvárať obmedzené množstvo väzieb.
Polarizácia je určená schopnosťou meniť polaritu vplyvom vonkajšieho elektrického poľa.
Energia potrebná na prerušenie väzby určuje jej silu.

Príkladom kovalentnej nepolárnej interakcie môžu byť molekuly vodíka (H2), chlóru (Cl2), kyslíka (O2), dusíka (N2) a mnohých ďalších.

H· + ·H → H-H molekula má jednu nepolárnu väzbu,

O: + :O → O=O molekula má dvojitú nepolárnu,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula je trojitá nepolárna.

Príklady kovalentných väzieb chemických prvkov zahŕňajú molekuly oxidu uhličitého (CO2) a oxidu uhoľnatého (CO), sírovodíka (H2S), kyseliny chlorovodíkovej (HCL), vody (H2O), metánu (CH4), oxidu sírového (SO2) a mnoho dalších .

V molekule CO2 je vzťah medzi atómami uhlíka a kyslíka kovalentne polárny, pretože elektronegatívny vodík priťahuje elektrónovú hustotu. Kyslík má vo svojom vonkajšom obale dva nepárové elektróny, zatiaľ čo uhlík môže poskytnúť štyri valenčné elektróny na vytvorenie interakcie. V dôsledku toho sa vytvárajú dvojité väzby a molekula vyzerá takto: O=C=O.

Na určenie typu väzby v konkrétnej molekule stačí zvážiť jej základné atómy. Jednoduché kovové látky tvoria kovovú väzbu, kovy s nekovmi tvoria iónovú väzbu, jednoduché nekovové látky tvoria kovalentnú nepolárnu väzbu a molekuly pozostávajúce z rôznych nekovov sa vytvárajú prostredníctvom polárnej kovalentnej väzby.

Kovová väzba je chemická väzba spôsobená prítomnosťou relatívne voľných elektrónov. Charakteristické pre čisté kovy a ich zliatiny a intermetalické zlúčeniny.

Kovový spojovací mechanizmus

Pozitívne kovové ióny sa nachádzajú vo všetkých uzloch kryštálovej mriežky. Medzi nimi sa valenčné elektróny pohybujú náhodne, podobne ako molekuly plynu, oddelené od atómov pri tvorbe iónov. Tieto elektróny pôsobia ako cement a držia kladné ióny pohromade; inak by sa mriežka vplyvom odpudivých síl medzi iónmi rozpadla. Elektróny sú zároveň držané iónmi v kryštálovej mriežke a nemôžu ju opustiť. Spojovacie sily nie sú lokalizované ani usmernené.

Preto sa vo väčšine prípadov objavujú vysoké koordinačné čísla (napríklad 12 alebo 8). Keď sa dva atómy kovu priblížia k sebe, orbitály v ich vonkajších obaloch sa prekrývajú a vytvárajú molekulárne orbitály. Ak sa približuje tretí atóm, jeho orbitál sa prekrýva s orbitálmi prvých dvoch atómov, čím vzniká ďalší molekulový orbitál. Keď je veľa atómov, vzniká obrovské množstvo trojrozmerných molekulových orbitálov, ktoré sa rozprestierajú všetkými smermi. V dôsledku viacerých prekrývajúcich sa orbitálov sú valenčné elektróny každého atómu ovplyvnené mnohými atómami.

Charakteristické kryštálové mriežky

Väčšina kovov tvorí jednu z nasledujúcich vysoko symetrických mriežok s tesným usporiadaním atómov: kubická centrovaná na telo, kubická centrovaná tvárou a šesťuholníková.

V kubickej (bcc) mriežke so stredom tela sú atómy umiestnené vo vrcholoch kocky a jeden atóm je v strede objemu kocky. Kovy majú kubickú telesne centrovanú mriežku: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba atď.

V plošne centrovanej kubickej (fcc) mriežke sú atómy umiestnené vo vrcholoch kocky a v strede každej steny. Kovy tohto typu majú mriežku: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co atď.

V šesťuholníkovej mriežke sú atómy umiestnené vo vrcholoch a strede šesťuholníkových základov hranola a tri atómy sú umiestnené v strednej rovine hranola. Kovy majú toto balenie atómov: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca atď.

Iné vlastnosti

Voľne sa pohybujúce elektróny spôsobujú vysokú elektrickú a tepelnú vodivosť. Látky, ktoré majú kovovú väzbu, často spájajú pevnosť s plasticitou, pretože keď sa atómy navzájom premiestnia, väzby sa nerozbijú. Ďalšou dôležitou vlastnosťou je kovová aromatickosť.

Kovy dobre vedú teplo a elektrinu, sú dostatočne pevné a môžu sa deformovať bez zničenia. Niektoré kovy sú kujné (dajú sa kovať), niektoré sú kujné (dá sa z nich ťahať drôt). Tieto jedinečné vlastnosti sú vysvetlené špeciálnym typom chemickej väzby, ktorá spája atómy kovov navzájom - kovová väzba.

Kovy v pevnom stave existujú vo forme kryštálov kladných iónov, akoby „plávali“ v mori elektrónov, ktoré sa medzi nimi voľne pohybujú.

Kovová väzba vysvetľuje vlastnosti kovov, najmä ich pevnosť. Pod vplyvom deformujúcej sily môže kovová mriežka na rozdiel od iónových kryštálov zmeniť svoj tvar bez praskania.

Vysoká tepelná vodivosť kovov sa vysvetľuje skutočnosťou, že ak sa kus kovu zahrieva na jednej strane, kinetická energia elektrónov sa zvýši. Toto zvýšenie energie sa rozšíri v „more elektrónov“ vo vzorke vysokou rýchlosťou.

Vyjasní sa aj elektrická vodivosť kovov. Ak sa na konce kovovej vzorky aplikuje rozdiel potenciálov, oblak delokalizovaných elektrónov sa posunie v smere kladného potenciálu: tento tok elektrónov pohybujúcich sa rovnakým smerom predstavuje známy elektrický prúd.

163120 0

Každý atóm má určitý počet elektrónov.

Keď vstupujú do chemických reakcií, atómy darujú, získavajú alebo zdieľajú elektróny, čím sa dosahuje najstabilnejšia elektronická konfigurácia. Konfigurácia s najnižšou energiou (ako v atómoch vzácneho plynu) sa ukazuje ako najstabilnejšia. Tento vzor sa nazýva „oktetové pravidlo“ (obr. 1).

Ryža. 1.

Toto pravidlo platí pre všetkých typy spojení. Elektronické spojenia medzi atómami im umožňujú vytvárať stabilné štruktúry, od najjednoduchších kryštálov až po zložité biomolekuly, ktoré v konečnom dôsledku tvoria živé systémy. Od kryštálov sa líšia svojim nepretržitým metabolizmom. Súčasne mnohé chemické reakcie prebiehajú podľa mechanizmov elektronický prevod, ktoré hrajú rozhodujúcu úlohu v energetických procesoch v tele.

Chemická väzba je sila, ktorá drží pohromade dva alebo viac atómov, iónov, molekúl alebo ich ľubovoľnú kombináciu.

Povaha chemickej väzby je univerzálna: je to elektrostatická príťažlivá sila medzi záporne nabitými elektrónmi a kladne nabitými jadrami, určená konfiguráciou elektrónov vonkajšieho obalu atómov. Schopnosť atómu vytvárať chemické väzby sa nazýva valencia, alebo oxidačný stav. Koncept valenčné elektróny- elektróny, ktoré tvoria chemické väzby, to znamená, že sa nachádzajú v najvyšších energetických orbitáloch. Podľa toho sa nazýva vonkajší obal atómu obsahujúceho tieto orbitály valenčná škrupina. V súčasnosti nestačí indikovať prítomnosť chemickej väzby, ale je potrebné objasniť jej typ: iónová, kovalentná, dipólovo-dipólová, kovová.

Prvý typ pripojenia jeiónový spojenie

Podľa Lewisovej a Kosselovej elektronickej valenčnej teórie môžu atómy dosiahnuť stabilnú elektrónovú konfiguráciu dvoma spôsobmi: po prvé, stratou elektrónov, katiónov, po druhé, ich získanie, premena na anióny. V dôsledku prenosu elektrónov, v dôsledku elektrostatickej príťažlivej sily medzi iónmi s nábojmi opačných znamienok, vzniká chemická väzba, ktorú nazýva Kossel „ elektrovalentný“ (teraz volaný iónový).

V tomto prípade anióny a katióny tvoria stabilnú elektrónovú konfiguráciu s vyplneným vonkajším elektrónovým obalom. Typické iónové väzby sa tvoria z katiónov T a II skupín periodickej tabuľky a aniónov nekovových prvkov skupín VI a VII (16, resp. 17 podskupín, chalkogény A halogény). Väzby iónových zlúčenín sú nenasýtené a nesmerové, takže si zachovávajú možnosť elektrostatickej interakcie s inými iónmi. Na obr. Obrázky 2 a 3 ukazujú príklady iónových väzieb zodpovedajúcich Kosselovmu modelu prenosu elektrónov.

Ryža. 2.

Ryža. 3. Iónová väzba v molekule kuchynskej soli (NaCl)

Tu je vhodné pripomenúť niektoré vlastnosti, ktoré vysvetľujú správanie látok v prírode, najmä uvažovať o myšlienke kyseliny A dôvodov.

Vodné roztoky všetkých týchto látok sú elektrolyty. Rôzne menia farbu ukazovatele. Mechanizmus pôsobenia indikátorov objavil F.V. Ostwald. Ukázal, že indikátory sú slabé kyseliny alebo zásady, ktorých farba sa líši v nedisociovanom a disociovanom stave.

Zásady môžu neutralizovať kyseliny. Nie všetky zásady sú rozpustné vo vode (napríklad niektoré organické zlúčeniny, ktoré neobsahujú OH skupiny, sú nerozpustné, najmä trietylamín N(C2H5)3); rozpustné zásady sa nazývajú alkálie.

Vodné roztoky kyselín podliehajú charakteristickým reakciám:

a) s oxidmi kovov - s tvorbou soli a vody;

b) s kovmi - s tvorbou soli a vodíka;

c) s uhličitanmi - s tvorbou soli, CO 2 a N 2 O.

Vlastnosti kyselín a zásad popisuje niekoľko teórií. V súlade s teóriou S.A. Arrhenius, kyselina je látka, ktorá disociuje za vzniku iónov N+ , pričom báza tvorí ióny ON- . Táto teória neberie do úvahy existenciu organických zásad, ktoré nemajú hydroxylové skupiny.

V súlade s protón Podľa teórie Brønsteda a Lowryho je kyselina látka obsahujúca molekuly alebo ióny, ktoré darujú protóny ( darcov protóny) a báza je látka pozostávajúca z molekúl alebo iónov, ktoré prijímajú protóny ( akceptorov protóny). Všimnite si, že vo vodných roztokoch existujú vodíkové ióny v hydratovanej forme, to znamená vo forme hydróniových iónov H3O+ . Táto teória opisuje reakcie nielen s vodou a hydroxidovými iónmi, ale aj reakcie uskutočňované v neprítomnosti rozpúšťadla alebo s nevodným rozpúšťadlom.

Napríklad pri reakcii medzi amoniakom N.H. 3 (slabá zásada) a chlorovodík v plynnej fáze vzniká tuhý chlorid amónny a v rovnovážnej zmesi dvoch látok sú vždy 4 častice, z ktorých dve sú kyseliny a ďalšie dve sú zásady:

Táto rovnovážna zmes pozostáva z dvoch konjugovaných párov kyselín a zásad:

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

2) HCl A Cl ‑

Tu sa v každom konjugovanom páre kyselina a zásada líšia o jeden protón. Každá kyselina má konjugovanú zásadu. Silná kyselina má slabú konjugovanú zásadu a slabá kyselina má silnú konjugovanú zásadu.

Brønsted-Lowryho teória pomáha vysvetliť jedinečnú úlohu vody pre život biosféry. Voda, v závislosti od látky, ktorá s ňou interaguje, môže vykazovať vlastnosti kyseliny alebo zásady. Napríklad pri reakciách s vodnými roztokmi kyseliny octovej je voda zásadou a pri reakciách s vodnými roztokmi amoniaku je to kyselina.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Tu molekula kyseliny octovej daruje protón molekule vody;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ON- . Tu molekula amoniaku prijíma protón z molekuly vody.

Voda teda môže tvoriť dva konjugované páry:

1) H2O(kyselina) a ON- (konjugovaná báza)

2) H30+ (kyselina) a H2O(konjugovaná báza).

V prvom prípade voda daruje protón a v druhom ho prijíma.

Táto vlastnosť je tzv amfiprotonizmus. Látky, ktoré môžu reagovať ako kyseliny aj zásady, sa nazývajú amfotérny. Takéto látky sa často nachádzajú v živej prírode. Napríklad aminokyseliny môžu tvoriť soli s kyselinami aj zásadami. Preto peptidy ľahko tvoria koordinačné zlúčeniny s prítomnými iónmi kovov.

Charakteristickou vlastnosťou iónovej väzby je teda úplný pohyb väzbových elektrónov k jednému z jadier. To znamená, že medzi iónmi je oblasť, kde je hustota elektrónov takmer nulová.

Druhým typom pripojenia jekovalentný spojenie

Atómy môžu vytvárať stabilné elektronické konfigurácie zdieľaním elektrónov.

Takáto väzba sa vytvorí, keď sa pár elektrónov zdieľa jeden po druhom od každého atóm. V tomto prípade sú elektróny zdieľanej väzby medzi atómami rozdelené rovnomerne. Príklady kovalentných väzieb zahŕňajú homonukleárne diatomické molekuly H 2 , N 2 , F 2. Rovnaký typ spojenia sa nachádza v alotropoch O 2 a ozón O 3 a pre polyatómovú molekulu S 8 a tiež heteronukleárne molekuly chlorovodík HCl, oxid uhličitý CO 2, metán CH 4, etanol S 2 N 5 ON fluorid sírový SF 6, acetylén S 2 N 2. Všetky tieto molekuly zdieľajú rovnaké elektróny a ich väzby sú nasýtené a smerované rovnakým spôsobom (obr. 4).

Pre biológov je dôležité, že dvojité a trojité väzby majú v porovnaní s jednoduchou väzbou znížené kovalentné polomery atómov.

Ryža. 4. Kovalentná väzba v molekule Cl2.

Iónové a kovalentné typy väzieb sú dva extrémne prípady z mnohých existujúcich typov chemických väzieb av praxi je väčšina väzieb stredná.

Zlúčeniny dvoch prvkov umiestnených na opačných koncoch rovnakých alebo rôznych periód periodického systému tvoria prevažne iónové väzby. Keď sa prvky v určitom období približujú k sebe, iónový charakter ich zlúčenín klesá a kovalentný charakter sa zvyšuje. Napríklad halogenidy a oxidy prvkov na ľavej strane periodickej tabuľky tvoria prevažne iónové väzby ( NaCl, AgBr, BaS04, CaC03, KN03, CaO, NaOH), a rovnaké zlúčeniny prvkov na pravej strane tabuľky sú kovalentné ( H20, CO2, NH3, N02, CH4 fenol C6H5OH glukóza C6H1206 etanol C2H5OH).

Kovalentná väzba má zas ešte jednu modifikáciu.

V polyatomárnych iónoch a v zložitých biologických molekulách môžu oba elektróny pochádzať iba z jeden atóm. To sa nazýva darcu elektrónový pár. Atóm, ktorý zdieľa tento pár elektrónov s donorom, sa nazýva akceptor elektrónový pár. Tento typ kovalentnej väzby sa nazýva koordinácia (darca-akceptor, alebodatív) komunikácia(obr. 5). Tento typ väzby je najdôležitejší pre biológiu a medicínu, pretože chémia d-prvkov najdôležitejších pre metabolizmus je do značnej miery opísaná koordinačnými väzbami.

Obr. 5.

V komplexnej zlúčenine spravidla pôsobí atóm kovu ako akceptor elektrónového páru; naopak, v iónových a kovalentných väzbách je atóm kovu donorom elektrónov.

Podstatu kovalentnej väzby a jej rozmanitosť – koordinačnú väzbu – možno objasniť pomocou ďalšej teórie kyselín a zásad, ktorú navrhuje GN. Lewis. Trochu rozšíril sémantický koncept pojmov „kyselina“ a „zásada“ podľa Bronsted-Lowryho teórie. Lewisova teória vysvetľuje podstatu tvorby komplexných iónov a účasť látok na nukleofilných substitučných reakciách, teda na tvorbe CS.

Podľa Lewisa je kyselina látka schopná vytvoriť kovalentnú väzbu prijatím elektrónového páru zo zásady. Lewisova báza je látka, ktorá má osamelý elektrónový pár, ktorý darovaním elektrónov vytvára kovalentnú väzbu s Lewisovou kyselinou.

To znamená, že Lewisova teória rozširuje rozsah acidobázických reakcií aj na reakcie, na ktorých sa protóny vôbec nezúčastňujú. Okrem toho samotný protón je podľa tejto teórie tiež kyselinou, pretože je schopný prijať elektrónový pár.

Preto sú podľa tejto teórie katióny Lewisove kyseliny a anióny sú Lewisove zásady. Príkladom môžu byť nasledujúce reakcie:

Vyššie bolo uvedené, že rozdelenie látok na iónové a kovalentné je relatívne, pretože v kovalentných molekulách nedochádza k úplnému prenosu elektrónov z atómov kovu na atómy akceptora. V zlúčeninách s iónovými väzbami je každý ión v elektrickom poli iónov opačného znamienka, preto sú navzájom polarizované a ich obaly sú deformované.

Polarizovateľnosť určuje elektronická štruktúra, náboj a veľkosť iónu; pre anióny je vyššia ako pre katióny. Najvyššia polarizácia medzi katiónmi je pre katióny s väčším nábojom a menšou veľkosťou, napr. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Má silný polarizačný efekt N+ . Keďže vplyv polarizácie iónov je obojsmerný, výrazne mení vlastnosti zlúčenín, ktoré tvoria.

Tretí typ pripojenia jedipól-dipól spojenie

Okrem uvedených typov komunikácie existujú aj dipól-dipól intermolekulárne interakcie, tiež tzv van der Waals .

Sila týchto interakcií závisí od povahy molekúl.

Existujú tri typy interakcií: permanentný dipól - permanentný dipól ( dipól-dipól príťažlivosť); permanentný dipól - indukovaný dipól ( indukcia príťažlivosť); okamžitý dipól - indukovaný dipól ( disperzný príťažlivosť alebo londýnske sily; ryža. 6).

Ryža. 6.

Len molekuly s polárnymi kovalentnými väzbami majú dipólovo-dipólový moment ( HCl, NH3, S02, H20, C6H5Cl) a pevnosť spoja je 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 coulomb metrov - C × m).

V biochémii existuje iný typ spojenia - vodík pripojenie, čo je limitujúci prípad dipól-dipól príťažlivosť. Táto väzba vzniká príťažlivosťou medzi atómom vodíka a malým elektronegatívnym atómom, najčastejšie kyslíkom, fluórom a dusíkom. Pri veľkých atómoch, ktoré majú podobnú elektronegativitu (napríklad chlór a síra), je vodíková väzba oveľa slabšia. Atóm vodíka sa vyznačuje jedným významným znakom: keď sa väzbové elektróny odtiahnu, jeho jadro - protón - sa obnaží a už nie je tienené elektrónmi.

Preto sa atóm zmení na veľký dipól.

Vodíková väzba, na rozdiel od van der Waalsovej väzby, vzniká nielen počas medzimolekulových interakcií, ale aj v rámci jednej molekuly – intramolekulárne vodíková väzba. Vodíkové väzby zohrávajú významnú úlohu v biochémii, napríklad pri stabilizácii štruktúry bielkovín vo forme a-helixu, alebo pri tvorbe dvojzávitnice DNA (obr. 7).

Obr.7.

Vodíkové a van der Waalsove väzby sú oveľa slabšie ako iónové, kovalentné a koordinačné väzby. Energia medzimolekulových väzieb je uvedená v tabuľke. 1.

Stôl 1. Energia medzimolekulových síl

Poznámka: Stupeň medzimolekulových interakcií sa odráža v entalpii topenia a vyparovania (varu). Iónové zlúčeniny vyžadujú podstatne viac energie na oddelenie iónov ako na oddelenie molekúl. Entalpia topenia iónových zlúčenín je oveľa vyššia ako entalpia molekulárnych zlúčenín.

Štvrtý typ pripojenia jekovové spojenie

Nakoniec existuje ďalší typ medzimolekulových väzieb - kov: spojenie kladných iónov kovovej mriežky s voľnými elektrónmi. Tento typ spojenia sa v biologických objektoch nevyskytuje.

Z krátkeho prehľadu typov väzieb je zrejmý jeden detail: dôležitým parametrom atómu kovu alebo iónu - donora elektrónu, ako aj atómu - akceptora elektrónu, je jeho veľkosť.

Bez toho, aby sme zachádzali do podrobností, poznamenávame, že kovalentné polomery atómov, iónové polomery kovov a van der Waalsove polomery interagujúcich molekúl sa zvyšujú so zvyšujúcim sa ich atómovým číslom v skupinách periodickej tabuľky. V tomto prípade sú hodnoty polomerov iónov najmenšie a polomery van der Waals najväčšie. Spravidla sa pri pohybe po skupine zväčšujú polomery všetkých prvkov, kovalentných aj van der Waalsových.

Najväčší význam majú pre biológov a lekárov koordinácia(darca-akceptor) väzby uvažované koordinačnou chémiou.

Lekárska bioanorganika. G.K. Baraškov

Ako už bolo uvedené v bode 4.2.2.1, kovové spojenie- elektronické spojenie atómových jadier s minimálnou lokalizáciou zdieľaných elektrónov ako na jednotlivých (na rozdiel od iónovej väzby) jadrách, tak na jednotlivých (na rozdiel od kovalentnej väzby) väzbách. Výsledkom je elektrón-deficientná multicentrická chemická väzba, v ktorej zdieľané elektróny (vo forme „elektrónového plynu“) zabezpečujú väzbu k maximálnemu možnému počtu jadier (katiónov), ktoré tvoria štruktúru kvapalných alebo pevných kovových látok. Preto je kovová väzba ako celok nesmerová a nasýtená; limitujúci prípad delokalizácie kovalentnej väzby. Pripomeňme, že v čistých kovoch sa objavuje predovšetkým kovová väzba homonukleárne, t.j. nemôže mať iónovú zložku. Výsledkom je, že typickým obrazom distribúcie elektrónovej hustoty v kovoch sú sféricky symetrické jadrá (katióny) v rovnomerne rozloženom elektrónovom plyne (obr. 5.10).

V dôsledku toho je konečná štruktúra zlúčenín s prevažne kovovým typom väzby určená predovšetkým stérickým faktorom a hustotou zloženia v kryštálovej mriežke týchto katiónov (vysoká CN). Metóda BC nedokáže interpretovať kovové väzby. Podľa MMO je kovová väzba charakterizovaná nedostatkom elektrónov v porovnaní s kovalentnou väzbou. Striktná aplikácia MMO na kovové väzby a spoje vedie k teória pásma(elektronický model kovu), podľa ktorého v atómoch obsiahnutých v kryštálovej mriežke kovu dochádza k interakcii takmer voľných valenčných elektrónov nachádzajúcich sa na vonkajších dráhach elektrónov s (elektrickým) periodickým poľom kryštálovej mriežky. V dôsledku toho sa energetické hladiny elektrónov rozdelia a vytvoria viac-menej široké pásmo. Podľa Fermiho štatistiky je najvyššie energetické pásmo osídlené voľnými elektrónmi až do úplného zaplnenia, najmä ak energetické členy jednotlivého atómu zodpovedajú dvom elektrónom s antiparalelnými spinmi. Dá sa však čiastočne naplniť, čo poskytuje možnosť elektrónov presunúť sa na vyššie energetické hladiny. Potom

táto zóna sa nazýva vodivostná zóna. Existuje niekoľko základných typov vzájomného usporiadania energetických pásov, ktoré zodpovedajú izolantu, jednomocnému kovu, dvojmocnému kovu, polovodiču s vlastnou vodivosťou, polovodiču typu a a polovodiču typu b. Pomer energetických pásiem tiež určuje typ vodivosti pevnej látky.

Táto teória však neumožňuje kvantitatívnu charakterizáciu rôznych zlúčenín kovov a neviedla k vyriešeniu problému pôvodu skutočných kryštálových štruktúr kovových fáz. Špecifickú povahu chemických väzieb v homojadrových kovoch, kovových zliatinách a intermetalických heterozlúčeninách považuje N.V. Ageev)