Ryc.1. Promienie orbit pierwiastków (ra) i długość pojedynczego elektronu wiązanie chemiczne(D)

Najprostsze jednoelektronowe wiązanie chemiczne tworzone jest przez pojedynczy elektron walencyjny. Okazuje się, że jeden elektron jest w stanie utrzymać razem dwa dodatnio naładowane jony. W wiązaniu jednoelektronowym siły odpychania Coulomba cząstek naładowanych dodatnio są kompensowane przez siły Coulomba przyciągania tych cząstek do elektronu naładowanego ujemnie. Elektron walencyjny staje się wspólny dla dwóch jąder cząsteczki.

Przykłady takich związki chemiczne są jonami molekularnymi: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Polarne wiązania kowalencyjne występują w heterojądrowych cząsteczkach dwuatomowych (ryc. 3). Wiążąca para elektronów w polarnym wiązaniu chemicznym jest bliżej atomu z większą liczbą najpierw wysoko potencjał jonizacyjny.

Charakterystyka strukturę przestrzenną odległość cząsteczek polarnych d pomiędzy jądra atomowe można w przybliżeniu uznać za sumę promieni kowalencyjnych odpowiednich atomów.

Charakterystyka niektórych substancji polarnych

Przesunięcie pary elektronów wiążących do jednego z jąder cząsteczka polarna prowadzi do pojawienia się dipola elektrycznego (elektrodynamika) (ryc. 4).

Odległość między środkami ciężkości ładunków dodatnich i ujemnych nazywa się długością dipola. Polarność cząsteczki, a także polarność wiązania ocenia się na podstawie wartości momentu dipolowego μ, który jest iloczynem długości dipola l i wartości ładunku elektronu:

Wiele wiązań kowalencyjnych

Wiele wiązań kowalencyjnych jest reprezentowanych przez nienasycone związki organiczne zawierające podwójne i potrójne wiązania chemiczne. Aby opisać naturę związków nienasyconych, L. Pauling wprowadza pojęcia wiązań sigma i π, hybrydyzację orbitali atomowych.

Hybrydyzacja Paulinga dla dwóch elektronów S i dwóch elektronów p pozwoliła wyjaśnić kierunkowość wiązań chemicznych, w szczególności czworościenną konfigurację metanu. Aby wyjaśnić strukturę etylenu, z czterech równoważnych elektronów Sp 3 atomu węgla należy wyizolować jeden elektron p, aby utworzyć dodatkowe wiązanie, zwane wiązaniem π. W tym przypadku trzy pozostałe orbitale hybrydowe Sp 2 znajdują się w płaszczyźnie pod kątem 120° i tworzą wiązania zasadowe, np. płaską cząsteczkę etylenu (ryc. 5).

W nowa teoria Paulinga wszystkie elektrony wiążące stały się równe i w jednakowej odległości od linii łączącej jądra cząsteczki. Teoria Paulinga o wygiętym wiązaniu chemicznym uwzględniała statystyczną interpretację funkcji falowej M. Borna oraz korelację elektronów Coulomba. Pojawiło się znaczenie fizyczne - charakter wiązania chemicznego jest całkowicie określony interakcja elektryczna jądra i elektrony. Im więcej elektronów wiążących, tym mniejsza odległość międzyjądrowa i silniejsze wiązanie chemiczne między atomami węgla.

Trójśrodkowe wiązanie chemiczne

Dalszy rozwój idei wiązań chemicznych dał amerykański chemik fizyczny W. Lipscomb, który opracował teorię dwuelektronowych wiązań trójcentralnych oraz teorię topologiczną, która pozwala przewidzieć strukturę niektórych większej liczby wodorków boru (wodorowodorów ).

Para elektronów w trójśrodkowym wiązaniu chemicznym staje się wspólna dla trzech jąder atomowych. W najprostszym przedstawicielu trójśrodkowego wiązania chemicznego - molekularnym jonie wodoru H 3 +, para elektronów utrzymuje razem trzy protony (ryc. 6).

Ryc. 7. Diboran

Istnienie boranów z ich dwuelektronowymi trójcentralnymi wiązaniami z „mostkowymi” atomami wodoru naruszało kanoniczną doktrynę wartościowości. Atom wodoru, wcześniej uważany za standardowy pierwiastek jednowartościowy, okazał się połączony identycznymi wiązaniami z dwoma atomami boru i formalnie stał się pierwiastkiem dwuwartościowym. Praca W. Lipscomba nad rozszyfrowaniem struktury boranów poszerzyła wiedzę o wiązaniach chemicznych. Komitet Noblowski przyznał Williamowi Nunnowi Lipscombowi Nagrodę Chemiczną za rok 1976 ze sformułowaniem „Za badania struktury boranów (borowodorytów) w celu wyjaśnienia problemów wiązań chemicznych”.

Wielomiejscowe wiązanie chemiczne

Ryc. 8. Cząsteczka ferrocenu

Ryc. 9. Chrom dibenzenowy

Ryc. 10. Uranocen

Wszystkie dziesięć wiązań (C-Fe) w cząsteczce ferrocenu jest równoważnych, wartość odległości międzyjądrowej Fe-c wynosi 2,04 Å. Wszystkie atomy węgla w cząsteczce ferrocenu są strukturalnie i chemicznie równoważne, pod względem długości każdego z nich Połączenia CC 1,40 - 1,41 Å (dla porównania w benzenie długość wiązania CC wynosi 1,39 Å). Wokół atomu żelaza pojawia się 36-elektronowa powłoka.

Dynamika wiązań chemicznych

Wiązanie chemiczne jest dość dynamiczne. W ten sposób wiązanie metaliczne przekształca się w wiązanie kowalencyjne podczas przejścia fazowego podczas odparowania metalu. Przejście metalu ze stanu stałego w stan pary wymaga wydatku dużej ilości energii.

W parach metale te składają się praktycznie z homojądrowych cząsteczek dwuatomowych i wolnych atomów. Kiedy pary metalu skraplają się, wiązanie kowalencyjne przekształca się w wiązanie metaliczne.

Odparowanie soli z typowymi wiązaniami jonowymi, takimi jak fluorki metale alkaliczne, prowadzi do zniszczenia wiązań jonowych i powstania heterojądrowych cząsteczek dwuatomowych o polarności wiązanie kowalencyjne. W tym przypadku dochodzi do tworzenia cząsteczek dimerycznych z wiązaniami mostkowymi.

Charakterystyka wiązań chemicznych w cząsteczkach fluorków metali alkalicznych i ich dimerów.

Podczas kondensacji par fluorków metali alkalicznych polarne wiązanie kowalencyjne przekształca się w wiązanie jonowe z utworzeniem odpowiedniej sieci krystalicznej soli.

Mechanizm przejścia wiązania kowalencyjnego w metaliczne

Ryc. 11. Zależność między promieniem orbity pary elektronów re a długością kowalencyjnego wiązania chemicznego d

Ryc. 12. Orientacja dipoli cząsteczek dwuatomowych i powstawanie zniekształconego oktaedrycznego fragmentu klastra podczas kondensacji par metali alkalicznych

Ryc. 13. Centrowany na ciele sześcienny układ jąder w kryształach metali alkalicznych i ogniwo łączące

Przyciąganie dyspersyjne (siły londyńskie) determinuje oddziaływanie międzyatomowe i tworzenie homojądrowych cząsteczek dwuatomowych z atomów metali alkalicznych.

Tworzenie się wiązania kowalencyjnego metal-metal wiąże się z deformacją powłoki elektroniczne oddziałujące ze sobą atomy - elektrony walencyjne tworzą wiążącą parę elektronową, której gęstość elektronowa jest skoncentrowana w przestrzeni pomiędzy jądrami atomowymi powstałej cząsteczki. Charakterystyczną cechą homojądrowych dwuatomowych cząsteczek metali alkalicznych jest duża długość wiązania kowalencyjnego (3,6-5,8 razy większa niż długość wiązania w cząsteczce wodoru) i niska energia jego rozerwania.

Wskazana zależność między re i d determinuje nierównomierny rozkład ładunków elektrycznych w cząsteczce - ujemny ładunek elektryczny pary elektronów wiążących skupia się w środkowej części cząsteczki, a dodatnie na końcach cząsteczki ładunki elektryczne dwa szkielety atomowe.

Nierównomierny rozkład ładunków elektrycznych stwarza warunki do oddziaływania cząsteczek na skutek sił orientacji (sił van der Waalsa). Cząsteczki metali alkalicznych mają tendencję do orientowania się w taki sposób, że w ich pobliżu pojawiają się przeciwne ładunki elektryczne. W rezultacie siły przyciągania działają między cząsteczkami. Dzięki obecności tego ostatniego cząsteczki metali alkalicznych zbliżają się do siebie i są mniej lub bardziej mocno ściągnięte. Jednocześnie pod wpływem bliższych biegunów sąsiednich cząsteczek następuje pewna deformacja każdego z nich (ryc. 12).

W rzeczywistości wiążące elektrony pierwotnej cząsteczki dwuatomowej, wpadające w pole elektryczne czterech dodatnio naładowanych rdzeni atomowych cząsteczek metali alkalicznych, są odrywane od promienia orbity atomu i stają się wolne.

W tym przypadku para elektronów wiążących staje się wspólna dla układu z sześcioma kationami. Budowa metalowej sieci krystalicznej rozpoczyna się na etapie klastra. W sieci krystalicznej metale alkaliczne wyraźnie wyraża się struktura ogniwa łączącego, mającego kształt zniekształconego spłaszczonego ośmiościanu - kwadratowej bipiramidy, której wysokość i krawędzie podstawy są równe wartości stałej sieci translacyjnej a w (ryc. 13).

Wartość stałej sieci translacji aw kryształu metalu alkalicznego znacznie przekracza długość wiązania kowalencyjnego cząsteczki metalu alkalicznego, dlatego ogólnie przyjmuje się, że elektrony w metalu są w stanie wolnym:

Konstrukcja matematyczna związana z właściwościami wolnych elektronów w metalu jest zwykle utożsamiana z „powierzchnią Fermiego”, którą należy uznać za geometryczne położenie, w którym przebywają elektrony, zapewniające główną właściwość metalu - przewodzenie prądu elektrycznego.

Porównując proces kondensacji par metali alkalicznych z procesem kondensacji gazów, na przykład wodoru, cecha charakterystyczna we właściwościach metalu. Tak więc, jeśli podczas kondensacji wodoru pojawią się słabe oddziaływania międzycząsteczkowe, to podczas kondensacji par metali zachodzą procesy charakterystyczne dla reakcje chemiczne. Sama kondensacja par metalu zachodzi w kilku etapach i można ją opisać następującym procesem: wolny atom → cząsteczka dwuatomowa z wiązaniem kowalencyjnym → klaster metalowy → zwarty metal z wiązaniem metalowym.

Oddziaływaniu cząsteczek halogenków metali alkalicznych towarzyszy ich dimeryzacja. Cząsteczkę dimeru można uznać za kwadrupol elektryczny (ryc. 15). Obecnie znane są główne cechy dimerów halogenków metali alkalicznych (długość wiązań chemicznych i kąty wiązań między wiązaniami).

Długość i kąt wiązania chemicznego w dimerach halogenków metali alkalicznych (E 2 X 2) (faza gazowa).

mi 2 x 2 X=F X=Cl X=Br X=I
dEF, Å d ECl, Å d EBr, Å d EI, Å
Li 2 X 2 1,75 105 2,23 108 2,35 110 2,54 116
Na 2 X 2 2,08 95 2,54 105 2,69 108 2,91 111
K 2 X 2 2,35 88 2,86 98 3,02 101 3,26 104
Cs 2 X 2 2,56 79 3,11 91 3,29 94 3,54 94

Podczas procesu kondensacji zwiększa się działanie sił orientacji, oddziaływaniom międzycząsteczkowym towarzyszy tworzenie się klastrów, a następnie substancji stałej. Halogenki metali alkalicznych tworzą kryształy o prostych sześciennych siatkach sześciennych skupionych na ciele.

Typ sieci krystalicznej i stała sieci translacyjnej dla halogenków metali alkalicznych.

Podczas procesu krystalizacji następuje dalszy wzrost odległości międzyatomowej, co prowadzi do usunięcia elektronu z promienia orbity atomu metalu alkalicznego i przeniesienia elektronu na atom halogenu z utworzeniem odpowiednich jonów. Pola siłowe jonów są równomiernie rozłożone we wszystkich kierunkach w przestrzeni. Pod tym względem w kryształach metali alkalicznych pole siłowe każdego jonu jest koordynowane przez więcej niż jeden jon o przeciwnym znaku, co zwykle jakościowo reprezentuje wiązanie jonowe (Na + Cl -).

W kryształach związków jonowych koncepcja prostych cząsteczek dwujonowych, takich jak Na + Cl - i Cs + Cl - traci na znaczeniu, ponieważ jon metalu alkalicznego jest związany z sześcioma jonami chloru (w krysztale chlorku sodu) i z ośmioma jony chloru (w krysztale chlorku cezu. Jednak wszystkie odległości międzyjonowe w kryształach są jednakowo odległe.

Notatki

  1. Podręcznik chemii nieorganicznej . Stałe substancji nieorganicznych. - M.: „Chemia”, 1987. - s. 124. - 320 s.
  2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Podręcznik chemii nieorganicznej . Stałe substancji nieorganicznych. - M.: „Chemia”, 1987. - s. 132-136. - 320 s.
  3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Jak powstaje wiązanie chemiczne i zachodzą reakcje chemiczne. - M .: grupa wydawnicza „Granitsa”, 2007. - 320 s. - ISBN 978-5-94691296-9
  4. Niekrasow B.V. Kurs chemii ogólnej. - M.: Goskhimizdat, 1962. - s. 88. - 976 s.
  5. Pauling L. Charakter wiązania chemicznego / pod redakcją Y.K. Syrkin. - za. z angielskiego ME Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 s.
  6. Teoretyczna chemia organiczna / wyd. R. H. Freidlina. - za. z angielskiego Yu.G.Bundela. - M.: Wydawnictwo. literatura zagraniczna, 1963. - 365 s.
  7. Lemenovsky D.A., Levitsky M.M. Russian Chemical Journal (czasopismo Rosyjskiego Towarzystwa Chemicznego im. D.I. Mendelejewa). - 2000. - T. XLIV, wydanie 6. - s. 63-86.
  8. Chemiczny słownik encyklopedyczny / rozdz. wyd. IL Knunyants. - M.: Sow. encyklopedia, 1983. - s. 607. - 792 s.
  9. Niekrasow B.V. Kurs chemii ogólnej. - M.: Goskhimizdat, 1962. - s. 679. - 976 s.
  10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Podręcznik chemii nieorganicznej . Stałe substancji nieorganicznych. - M.: „Chemia”, 1987. - s. 155-161. - 320 s.
  11. Gillespie R. Geometria cząsteczek / trans. z angielskiego E.Z. Zasorina i V.S. Mastryukova, wyd. Yu.A Pentina. - M.: „Mir”, 1975. - s. 49. - 278 s.
  12. Podręcznik chemika. - wyd. 2, poprawione. i dodatkowe - L.-M.: Państwowy Naukowo-Techniczny Instytut Literatury Chemicznej, 1962. - T. 1. - P. 402-513. - 1072 s.
  13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Podręcznik chemii nieorganicznej . Stałe substancji nieorganicznych.. - M.: „Chemia”, 1987. - s. 132-136. - 320 s.
  14. Ziman J. Elektrony w metalach (wprowadzenie do teorii powierzchni Fermiego). Postępy nauk fizycznych.. - 1962. - T. 78, z. 2. - 291 s.

Zobacz też

  • Wiązanie chemiczne- artykuł z Wielkiej Encyklopedii Radzieckiej
  • Wiązanie chemiczne- Chemport.ru
  • Wiązanie chemiczne- Encyklopedia fizyczna

Siły, które wiążą ze sobą atomy, mają jedną naturę elektryczną. Jednak ze względu na różnice w mechanizmie powstawania i manifestacji tych sił wiązania chemiczne mogą być różnego rodzaju.

Wyróżnić trzy główny typwartościowość wiązanie chemiczne: kowalencyjne, jonowe i metaliczne.

Oprócz nich ogromne znaczenie i dystrybucja mają: wodór połączenie, jakie mogłoby istnieć wartościowość I niewartościowy, I niewartościowy wiązanie chemiczne – m.in międzycząsteczkowy ( Lub van der Waalsa), tworząc stosunkowo małe asocjaty molekularne i ogromne zespoły molekularne - nanostruktury super- i supramolekularne.

Kowalencyjne wiązanie chemiczne (atomowy, homeopolarny) –

Ten wykonane wiązanie chemiczne ogólny dla oddziałujących ze sobą atomów jeden-trzypary elektronów .

To połączenie jest dwuelektronowy I dwucentrowy(łączy 2 jądra atomowe).

W tym przypadku jest to wiązanie kowalencyjne najczęstsze i najczęstsze typ wartościowe wiązanie chemiczne w związkach binarnych – pomiędzy a) atomy niemetali oraz b) atomy metali amfoterycznych i niemetali.

Przykłady: H-H (w cząsteczce wodoru H2); cztery wiązania S-O (w jonie SO 4 2-); trzy wiązania Al-H (w cząsteczce AlH3); Fe-S (w cząsteczce FeS) itp.

Osobliwości wiązanie kowalencyjne - jego centrum I nasycalność.

Centrum - najważniejsza właściwość wiązania kowalencyjnego, z

która określa strukturę (konfigurację, geometrię) cząsteczek i związków chemicznych. Kierunek przestrzenny wiązania kowalencyjnego określa strukturę chemiczną i krystaliczną substancji. Wiązanie kowalencyjne zawsze skierowane w stronę maksymalnego nakładania się orbitali atomowych elektronów walencyjnych oddziałujące ze sobą atomy, tworząc wspólną chmurę elektronów i najsilniejsze wiązanie chemiczne. Centrum wyrażone w postaci kątów między kierunkami wiązania atomów w cząsteczkach różnych substancji i kryształach ciał stałych.

Nasycalność jest własnością, co odróżnia wiązanie kowalencyjne od wszystkich innych rodzajów interakcji cząstek, przejawiających się w zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby wiązań kowalencyjnych, ponieważ każda para elektronów wiążących jest utworzona tylko wartościowość elektrony o przeciwnie zorientowanych spinach, których liczba w atomie jest ograniczona wartościowość, 1 – 8. Zabrania to dwukrotnego użycia tego samego orbitalu atomowego w celu utworzenia wiązania kowalencyjnego (zasada Pauliego).

Wartościowość to zdolność atomu do przyłączania lub zastępowania określonej liczby innych atomów w celu utworzenia wiązań chemicznych walencyjnych.

Według teorii spinu wiązanie kowalencyjne wartościowość określony liczba niesparowanych elektronów, jakie posiada atom w stanie podstawowym lub wzbudzonym .

Zatem dla różnych elementów zdolność do tworzenia określonej liczby wiązań kowalencyjnych ogranicza się do odbioru maksymalna liczba niesparowanych elektronów w stanie wzbudzonym ich atomów.

Stan wzbudzony atomu - jest to stan atomu, w którym dodatkowa energia otrzymana z zewnątrz powoduje parowanie elektrony antyrównoległe zajmujące jeden orbital atomowy, tj. przejście jednego z tych elektronów ze stanu sparowanego na wolny (wolny) orbital ten sam Lub zamknąć poziom energii.

Na przykład, schemat pożywny S-, r-AO I wartościowość (W) przy atomie wapnia Ok głównie I stan podniecenia następujące:

Należy zauważyć, że atomy z nasyconymi wiązaniami walencyjnymi może uformować się dodatkowe wiązania kowalencyjne przez donor-akceptor lub inny mechanizm (jak na przykład w związkach złożonych).

Wiązanie kowalencyjne Możepolarny Iniepolarny .

Wiązanie kowalencyjne niepolarny , mi Jeśli wspólne elektrony walencyjne równomiernie rozmieszczone pomiędzy jądrami oddziałujących atomów, obszar nakładania się orbitali atomowych (chmury elektronów) jest przyciągany przez oba jądra z tą samą siłą, a zatem maksimum całkowita gęstość elektronów nie jest przesunięta w stronę żadnego z nich.

Ten typ wiązania kowalencyjnego występuje, gdy dwa identyczny atomy pierwiastka. Wiązanie kowalencyjne pomiędzy identycznymi atomami nazywane również atomowy Lub homeolarny .

Polarny połączenie powstaje podczas oddziaływania dwóch atomów różnych pierwiastków chemicznych, jeżeli jeden z atomów ma większą wartość elektroujemność silniej przyciąga elektrony walencyjne i wtedy całkowita gęstość elektronów jest mniej więcej przesunięta w stronę tego atomu.

W wiązaniu polarnym prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w jądrze jednego z atomów jest większe niż w drugim.

Charakterystyka jakościowa polaru komunikacja –

względna różnica elektroujemności (|‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEO |)‌‌‌ powiązany atomy : im jest większy, tym bardziej polarne jest wiązanie kowalencyjne.

Ilościowa charakterystyka polarna komunikacja, te. miara polarności wiązania i cząsteczki złożonej - elektryczny moment dipolowy μ Św. , równy pracaładunek efektywny δ na długość dipola l D : μ Św. = δ ∙ l D . Jednostka μ Św.- Deby. 1Debye = 3,3.10 -30 C/m.

Dipole elektryczne – jest elektrycznie obojętnym układem dwóch równych i przeciwnych ładunków elektrycznych + δ I - δ .

Moment dipolowy (elektryczny moment dipolowy μ Św. ) – wielkość wektorowa . Powszechnie przyjmuje się, że kierunek wektora od (+) do (–) mecze z kierunkiem przemieszczenia obszaru całkowitej gęstości elektronowej(całkowita chmura elektronów) spolaryzowane atomy.

Całkowity moment dipolowy złożonej cząsteczki wieloatomowej zależy od liczby i kierunku przestrzennego występujących w nim wiązań polarnych. Zatem wyznaczenie momentów dipolowych pozwala ocenić nie tylko charakter wiązań w cząsteczkach, ale także ich położenie w przestrzeni, tj. o konfiguracji przestrzennej cząsteczki.

Wraz ze wzrostem różnicy elektroujemności | ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEO|‌‌‌ atomów tworzących wiązanie, elektryczny moment dipolowy wzrasta.

Należy zaznaczyć, że określenie momentu dipolowego wiązania jest problemem złożonym i nie zawsze rozwiązalnym (oddziaływanie wiązań, nieznany kierunek μ Św. itp.).

Metody mechaniki kwantowej opisu wiązań kowalencyjnych – wyjaśnić mechanizm tworzenia wiązań kowalencyjnych.

Prowadzeni przez W. Heitlera i F. Londona, język niemiecki. naukowcy (1927), obliczenie bilansu energetycznego tworzenia wiązania kowalencyjnego w cząsteczce wodoru H2 umożliwiło dokonanie wniosek: charakter wiązania kowalencyjnego, jak każdy inny rodzaj wiązania chemicznego, Jestoddziaływanie elektryczne zachodzące w warunkach mikroukładu mechaniki kwantowej.

Aby opisać mechanizm powstawania kowalencyjnego wiązania chemicznego, użyj dwie przybliżone metody mechaniki kwantowej :

wiązania walencyjne I orbitale molekularne – nie wykluczające się, lecz wzajemnie uzupełniające.

2.1. Metoda wiązań walencyjnych (MVS lubzlokalizowane pary elektronów ), zaproponowany przez W. Heitlera i F. Londona w 1927 r., opiera się na poniższym zaprowiantowanie :

1) wiązanie chemiczne między dwoma atomami wynika z częściowego nakładania się orbitali atomowych, tworząc wspólną gęstość elektronową wspólnej pary elektronów o przeciwnych spinach, wyższą niż w innych obszarach przestrzeni wokół każdego jądra;

2) kowalencyjny wiązanie powstaje tylko wtedy, gdy oddziałują elektrony o spinach antyrównoległych, tj. z przeciwnymi liczbami kwantowymi o spinie M S = + 1/2 ;

3) określa się charakterystykę wiązania kowalencyjnego (energię, długość, polarność itp.). pogląd połączenia (σ –, π –, δ –), stopień nakładania się AO(im jest większe, tym wiązanie chemiczne jest silniejsze, czyli im większa jest energia wiązania i krótsza długość), elektroujemność oddziałujące atomy;

4) może powstać wiązanie kowalencyjne wzdłuż MBC na dwa sposoby (dwa mechanizmy) zasadniczo różne, ale mające ten sam skutek – współdzieląc parę elektronów walencyjnych przez oba oddziałujące atomy: a) wymiana, wynikająca z nakładania się jednoelektronowych orbitali atomowych o przeciwnych spinach elektronów, Gdy każdy atom wnosi jeden elektron na wiązanie w przypadku nakładania się - wiązanie może być polarne lub niepolarne, B) donor-akceptor, ze względu na dwuelektronowy AO jednego atomu i wolny (wolny) orbital drugiego, Przez Do kogo jeden atom (donor) zapewnia parę elektronów na orbicie w stanie sparowanym do wiązania, a drugi atom (akceptor) zapewnia wolny orbital. W tym przypadku powstaje połączenie polarne.

2.2. Złożony związki (koordynacyjne)., wiele jonów molekularnych, które są złożone,(amoniak, czterowodorek boru itp.) powstają w obecności wiązania donor-akceptor - w przeciwnym razie wiązania koordynacyjnego.

Na przykład w reakcji tworzenia jonu amonowego NH3 + H + = NH4 + cząsteczka amoniaku NH3 jest donorem pary elektronów, a proton H + jest akceptorem.

W reakcji BH 3 + H – = BH 4 – rolę donora pary elektronów pełni jon wodorkowy H –, a akceptorem jest cząsteczka wodorku boru BH 3, w której znajduje się wolny AO.

Wielość wiązań chemicznych. Znajomości σ -, π – , δ –.

Maksymalne nakładanie się AO różnych typów (z utworzeniem najsilniejszych wiązań chemicznych) osiąga się, gdy mają one określoną orientację w przestrzeni, ze względu na różny kształt ich powierzchni energetycznej.

Określa rodzaj AO i kierunek ich nakładania się σ -, π – , δ – połączenia:

σ (sigma) – połączenie – zawsze Opołączenie dinarowe (proste). , co ma miejsce w przypadku częściowego nakładania się jedna para S -, P X -, D - JSCwzdłuż osi , łączące jądra oddziałujące ze sobą atomy.

Pojedyncze wiązania Zawsze Czy σ – połączenia.

Wiele połączeń – π (pi) - (Również δ (delta )-znajomości),podwójnie Lub potrójne odpowiednio wykonane wiązania kowalencyjnedwa Lubtrzy pary elektrony gdy ich orbitale atomowe nakładają się.

π (pi) - połączenie przeprowadzane przy nakładaniu się R y -, P z - I D - JSC Przez po obu stronach osi łączącej jądra atomy, w płaszczyznach wzajemnie prostopadłych ;

δ (delta )- połączenie występuje w przypadku nakładania się dwie orbitale d usytuowany w płaszczyznach równoległych .

Najtrwalszy z σ -, π – , δ – połączenia Jest σ – wiązanie , Ale π – połączenia, nałożone na σ – więzi tworzą się jeszcze mocniej wiązania wielokrotne: podwójne i potrójne.

Każdy wiązanie podwójne zawiera jeden σ – I jeden π – znajomości, potroić - z jedenσ – I dwaπ – znajomości.

Atomy większości pierwiastków nie istnieją osobno, ponieważ mogą oddziaływać ze sobą. W wyniku tej interakcji powstają bardziej złożone cząstki.

Istotą wiązania chemicznego jest działanie sił elektrostatycznych, czyli sił oddziaływania pomiędzy ładunkami elektrycznymi. Elektrony i jądra atomowe mają takie ładunki.

Elektrony znajdujące się na zewnętrznych poziomach elektronowych (elektrony walencyjne), znajdujące się najdalej od jądra, oddziałują z nim najsłabiej i dzięki temu są w stanie oderwać się od jądra. Odpowiadają za łączenie atomów ze sobą.

Rodzaje oddziaływań w chemii

Rodzaje wiązań chemicznych można przedstawić w poniższej tabeli:

Charakterystyka wiązania jonowego

Reakcja chemiczna zachodząca z powodu przyciąganie jonowe mające różne ładunki nazywa się jonowymi. Dzieje się tak, jeśli łączone atomy mają znaczną różnicę w elektroujemności (to znaczy zdolności do przyciągania elektronów) i para elektronów przechodzi do pierwiastka bardziej elektroujemnego. Rezultatem tego przeniesienia elektronów z jednego atomu na drugi jest powstawanie naładowanych cząstek – jonów. Między nimi rodzi się uczucie.

Mają najniższe wskaźniki elektroujemności typowe metale, a największe to typowe niemetale. Jony powstają zatem w wyniku interakcji pomiędzy typowymi metalami i typowymi niemetalami.

Atomy metali stają się dodatnio naładowanymi jonami (kationami), przekazując elektrony na swoje zewnętrzne poziomy elektronowe, natomiast niemetale przyjmują elektrony, zamieniając się w ten sposób naładowany ujemnie jony (aniony).

Atomy przechodzą w bardziej stabilny stan energetyczny, uzupełniając swoje konfiguracje elektroniczne.

Wiązanie jonowe jest bezkierunkowe i nienasycone, ponieważ oddziaływanie elektrostatyczne zachodzi we wszystkich kierunkach, zatem jon może przyciągać jony o przeciwnym znaku we wszystkich kierunkach.

Rozmieszczenie jonów jest takie, że wokół każdego z nich znajduje się pewna liczba przeciwnie naładowanych jonów. Pojęcie „cząsteczki” dla związków jonowych nie ma sensu.

Przykłady edukacji

Tworzenie wiązania w chlorku sodu (nacl) następuje w wyniku przeniesienia elektronu z atomu Na do atomu Cl w celu utworzenia odpowiednich jonów:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

W chlorku sodu wokół kationów sodu znajduje się sześć anionów chlorkowych, a wokół każdego jonu chlorkowego znajduje się sześć jonów sodu.

Kiedy powstaje interakcja między atomami siarczku baru, zachodzą następujące procesy:

Ba 0 - 2 mi = Ba 2+

S 0 + 2 mi = S 2-

Ba oddaje swoje dwa elektrony siarce, w wyniku czego powstają aniony siarki S 2- i kationy baru Ba 2+.

Wiązanie chemiczne metalu

Liczba elektronów na zewnętrznych poziomach energii metali jest niewielka, można je łatwo oddzielić od jądra. W wyniku tego oderwania powstają jony metali i wolne elektrony. Elektrony te nazywane są „gazem elektronowym”. Elektrony poruszają się swobodnie w całej objętości metalu i są stale związane i oddzielane od atomów.

Struktura substancji metalicznej jest następująca: sieć krystaliczna jest szkieletem substancji, a pomiędzy jej węzłami elektrony mogą się swobodnie przemieszczać.

Można podać następujące przykłady:

Mg - 2е<->Mg2+

Cs-e<->CS+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe3+

Kowalencyjne: polarne i niepolarne

Najczęstszym typem interakcji chemicznej jest wiązanie kowalencyjne. Wartości elektroujemności oddziałujących pierwiastków nie różnią się znacząco, dlatego następuje jedynie przesunięcie wspólnej pary elektronów do atomu bardziej elektroujemnego.

Oddziaływania kowalencyjne mogą powstawać poprzez mechanizm wymiany lub mechanizm donor-akceptor.

Mechanizm wymiany zachodzi, jeśli każdy z atomów ma niesparowane elektrony na zewnętrznych poziomach elektronowych, a nakładanie się orbitali atomowych prowadzi do pojawienia się pary elektronów, która już należy do obu atomów. Kiedy jeden z atomów ma parę elektronów na zewnętrznym poziomie elektronowym, a drugi ma wolny orbital, to gdy orbitale atomowe nakładają się, para elektronów jest współdzielona i oddziałuje zgodnie z mechanizmem donor-akceptor.

Te kowalencyjne dzielą się przez krotność na:

  • prosty lub pojedynczy;
  • podwójnie;
  • potrójne.

Podwójne zapewniają współdzielenie dwóch par elektronów na raz, a potrójne - trzy.

Zgodnie z rozkładem gęstości elektronowej (polaryzacji) pomiędzy związanymi atomami, wiązanie kowalencyjne dzieli się na:

  • niepolarny;
  • polarny.

Wiązanie niepolarne tworzą identyczne atomy, a wiązanie polarne tworzy różna elektroujemność.

Oddziaływanie atomów o podobnej elektroujemności nazywa się wiązaniem niepolarnym. Wspólna para elektronów w takiej cząsteczce nie jest przyciągana przez żaden atom, ale należy w równym stopniu do obu.

Oddziaływanie pierwiastków różniących się elektroujemnością prowadzi do powstania wiązań polarnych. W tego typu oddziaływaniach wspólne pary elektronów są przyciągane do pierwiastka bardziej elektroujemnego, ale nie są do niego całkowicie przenoszone (to znaczy nie dochodzi do tworzenia jonów). W wyniku tego przesunięcia gęstości elektronów na atomach pojawiają się ładunki cząstkowe: bardziej elektroujemny ma ładunek ujemny, a mniej elektroujemny ma ładunek dodatni.

Właściwości i cechy kowalencji

Główne cechy wiązania kowalencyjnego:

  • Długość zależy od odległości między jądrami oddziałujących atomów.
  • Polarność jest określona przez przemieszczenie chmury elektronów w kierunku jednego z atomów.
  • Kierunkowość jest właściwością tworzenia wiązań zorientowanych w przestrzeni i odpowiednio cząsteczek o określonych kształtach geometrycznych.
  • Nasycenie zależy od zdolności do tworzenia ograniczonej liczby wiązań.
  • Polaryzowalność określana jest przez zdolność do zmiany polaryzacji pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego.
  • Energia potrzebna do rozerwania wiązania określa jego siłę.

Przykładem kowalencyjnego oddziaływania niepolarnego mogą być cząsteczki wodoru (H2), chloru (Cl2), tlenu (O2), azotu (N2) i wielu innych.

H· + ·H → cząsteczka H-H ma pojedyncze wiązanie niepolarne,

O: + :O → O=O cząsteczka ma podwójną niepolarność,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N cząsteczka jest potrójnie niepolarna.

Przykładami wiązań kowalencyjnych pierwiastków chemicznych są cząsteczki dwutlenku węgla (CO2) i tlenku węgla (CO), siarkowodoru (H2S), kwasu solnego (HCL), wody (H2O), metanu (CH4), tlenku siarki (SO2) i wiele innych .

W cząsteczce CO2 związek między atomami węgla i tlenu jest kowalencyjny, polarny, ponieważ bardziej elektroujemny wodór przyciąga gęstość elektronów. Tlen ma dwa niesparowane elektrony w swojej zewnętrznej powłoce, podczas gdy węgiel może dostarczyć cztery elektrony walencyjne, tworząc interakcję. W efekcie powstają wiązania podwójne i cząsteczka wygląda następująco: O=C=O.

Aby określić rodzaj wiązania w konkretnej cząsteczce, wystarczy wziąć pod uwagę atomy ją tworzące. Proste substancje metaliczne tworzą wiązanie metaliczne, metale z niemetalami tworzą wiązanie jonowe, proste substancje niemetalowe tworzą kowalencyjne wiązanie niepolarne, a cząsteczki składające się z różnych niemetali tworzą się poprzez polarne wiązanie kowalencyjne.

170762 0

Każdy atom ma określoną liczbę elektronów.

Wchodząc w reakcje chemiczne, atomy oddają, zyskują lub dzielą elektrony, uzyskując najbardziej stabilną konfigurację elektronową. Konfiguracja o najniższej energii (jak w przypadku atomów gazu szlachetnego) okazuje się najbardziej stabilna. Ten wzór nazywa się „regułą oktetu” (ryc. 1).

Ryż. 1.

Ta zasada dotyczy każdego rodzaje połączeń. Połączenia elektroniczne między atomami pozwalają im tworzyć stabilne struktury, od najprostszych kryształów po złożone biomolekuły, które ostatecznie tworzą żywe systemy. Różnią się od kryształów ciągłym metabolizmem. Jednocześnie wiele reakcji chemicznych przebiega zgodnie z mechanizmami przelew elektrowniczny, które odgrywają kluczową rolę w procesach energetycznych w organizmie.

Wiązanie chemiczne to siła, która utrzymuje razem dwa lub więcej atomów, jonów, cząsteczek lub dowolną ich kombinację.

Charakter wiązania chemicznego jest uniwersalny: jest to elektrostatyczna siła przyciągania pomiędzy ujemnie naładowanymi elektronami i dodatnio naładowanymi jądrami, określona przez konfigurację elektronów zewnętrznej powłoki atomów. Nazywa się zdolność atomu do tworzenia wiązań chemicznych wartościowość, Lub stan utlenienia. Koncepcja elektrony walencyjne- elektrony tworzące wiązania chemiczne, czyli znajdujące się na orbitaliach o najwyższych energiach. Odpowiednio nazywa się zewnętrzną powłokę atomu zawierającą te orbitale powłoka walencyjna. Obecnie nie wystarczy wskazać obecność wiązania chemicznego, ale konieczne jest określenie jego rodzaju: jonowe, kowalencyjne, dipolowo-dipolowe, metaliczne.

Pierwszy rodzaj połączenia tojoński połączenie

Zgodnie z teorią wartościowości elektronicznej Lewisa i Kossela atomy mogą osiągnąć stabilną konfigurację elektronową na dwa sposoby: po pierwsze, tracąc elektrony, stając się kationy, po drugie, zdobywanie ich, zamienianie się w aniony. W wyniku przeniesienia elektronów, pod wpływem elektrostatycznej siły przyciągania pomiędzy jonami o ładunkach o przeciwnych znakach, powstaje wiązanie chemiczne, zwane przez Kossela „ elektrowalentny"(teraz nazywany joński).

W tym przypadku aniony i kationy tworzą stabilną konfigurację elektronową z wypełnioną zewnętrzną powłoką elektronową. Typowe wiązania jonowe powstają z kationów grup T i II układu okresowego oraz anionów pierwiastków niemetalicznych z grup VI i VII (odpowiednio 16 i 17 podgrup, chalkogeny I halogeny). Wiązania związków jonowych są nienasycone i bezkierunkowe, dzięki czemu zachowują możliwość oddziaływania elektrostatycznego z innymi jonami. Na ryc. Ryciny 2 i 3 przedstawiają przykłady wiązań jonowych odpowiadające modelowi przeniesienia elektronu Kossela.

Ryż. 2.

Ryż. 3. Wiązanie jonowe w cząsteczce soli kuchennej (NaCl)

W tym miejscu należy przypomnieć niektóre właściwości, które wyjaśniają zachowanie substancji w przyrodzie, w szczególności rozważyć ideę kwasy I powodów.

Wodne roztwory wszystkich tych substancji są elektrolitami. Różnie zmieniają kolor wskaźniki. Mechanizm działania wskaźników odkrył F.V. Ostwalda. Pokazał, że wskaźnikami są słabe kwasy lub zasady, których kolor różni się w stanie niezdysocjowanym i zdysocjowanym.

Zasady mogą neutralizować kwasy. Nie wszystkie zasady są rozpuszczalne w wodzie (na przykład niektóre związki organiczne, które nie zawierają grup OH, są nierozpuszczalne, w szczególności trietyloamina N(C 2 H 5) 3); zasady rozpuszczalne alkalia.

Wodne roztwory kwasów ulegają charakterystycznym reakcjom:

a) z tlenkami metali - z tworzeniem się soli i wody;

b) z metalami - z tworzeniem się soli i wodoru;

c) z węglanami - z tworzeniem się soli, WSPÓŁ 2 i N 2 O.

Właściwości kwasów i zasad opisuje kilka teorii. Zgodnie z teorią S.A. Arrheniusa, kwas jest substancją, która dysocjuje, tworząc jony N+ , podczas gdy zasada tworzy jony ON- . Teoria ta nie uwzględnia istnienia zasad organicznych, które nie mają grup hydroksylowych.

Zgodnie z proton Według teorii Brønsteda i Lowry'ego kwas to substancja zawierająca cząsteczki lub jony oddające protony ( dawcy protony), a zasada to substancja składająca się z cząsteczek lub jonów, które przyjmują protony ( akceptory protony). Należy pamiętać, że w roztworach wodnych jony wodoru występują w postaci uwodnionej, to znaczy w postaci jonów hydroniowych H3O+ . Teoria ta opisuje reakcje nie tylko z wodą i jonami wodorotlenkowymi, ale także te prowadzone w nieobecności rozpuszczalnika lub z rozpuszczalnikiem niewodnym.

Na przykład w reakcji między amoniakiem N.H. 3 (słaba zasada) i chlorowodór w fazie gazowej powstaje stały chlorek amonu, a w równowagowej mieszaninie dwóch substancji zawsze znajdują się 4 cząstki, z czego dwie to kwasy, a dwie pozostałe to zasady:

Ta mieszanina równowagowa składa się z dwóch sprzężonych par kwasów i zasad:

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

2) HCl I kl ‑

Tutaj w każdej parze koniugatów kwas i zasada różnią się o jeden proton. Każdy kwas ma sprzężoną zasadę. Mocny kwas ma słabą sprzężoną zasadę, a słaby kwas ma silną sprzężoną zasadę.

Teoria Brønsteda-Lowry'ego pomaga wyjaśnić wyjątkową rolę wody dla życia biosfery. Woda, w zależności od substancji, z którą wchodzi w interakcję, może wykazywać właściwości kwasu lub zasady. Na przykład w reakcjach z wodnymi roztworami kwasu octowego woda jest zasadą, a w reakcjach z wodnymi roztworami amoniaku jest kwasem.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH3 COO- . Tutaj cząsteczka kwasu octowego przekazuje proton cząsteczce wody;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ON- . Tutaj cząsteczka amoniaku przyjmuje proton z cząsteczki wody.

Zatem woda może tworzyć dwie pary koniugatów:

1) H2O(kwas) i ON- (zasada sprzężona)

2) H3O+ (kwas) i H2O(zasada sprzężona).

W pierwszym przypadku woda oddaje proton, a w drugim go przyjmuje.

Ta właściwość nazywa się amfiprotonizm. Substancje, które mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami, nazywane są amfoteryczny. Substancje takie często występują w żywej przyrodzie. Na przykład aminokwasy mogą tworzyć sole zarówno z kwasami, jak i zasadami. Dlatego peptydy łatwo tworzą związki koordynacyjne z obecnymi jonami metali.

Zatem charakterystyczną właściwością wiązania jonowego jest całkowity ruch elektronów wiążących do jednego z jąder. Oznacza to, że pomiędzy jonami znajduje się obszar, w którym gęstość elektronów jest bliska zeru.

Drugi rodzaj połączenia tokowalencyjny połączenie

Atomy mogą tworzyć stabilne konfiguracje elektroniczne, dzieląc się elektronami.

Takie wiązanie powstaje, gdy para elektronów jest współdzielona pojedynczo od wszystkich atom. W tym przypadku elektrony z wiązań wspólnych są równomiernie rozmieszczone pomiędzy atomami. Przykłady wiązań kowalencyjnych obejmują homojądrowy dwuatomowy cząsteczki H 2 , N 2 , F 2. Ten sam typ połączenia występuje w alotropach O 2 i ozon O 3 i dla cząsteczki wieloatomowej S 8 i także cząsteczki heterojądrowe chlorek wodoru HCl, dwutlenek węgla WSPÓŁ 2, metan CH 4, etanol Z 2 N 5 ON, sześciofluorek siarki SF 6, acetylen Z 2 N 2. Wszystkie te cząsteczki mają te same elektrony, a ich wiązania są nasycone i skierowane w ten sam sposób (ryc. 4).

Dla biologów ważne jest, aby wiązania podwójne i potrójne miały zmniejszone kowalencyjne promienie atomowe w porównaniu z wiązaniem pojedynczym.

Ryż. 4. Wiązanie kowalencyjne w cząsteczce Cl2.

Wiązania jonowe i kowalencyjne to dwa skrajne przypadki wielu istniejących typów wiązań chemicznych, a w praktyce większość wiązań ma charakter pośredni.

Związki dwóch pierwiastków znajdujących się na przeciwległych końcach tego samego lub różnych okresów układu okresowego tworzą przeważnie wiązania jonowe. W miarę jak pierwiastki zbliżają się do siebie w pewnym okresie, charakter jonowy ich związków maleje, a charakter kowalencyjny wzrasta. Na przykład halogenki i tlenki pierwiastków po lewej stronie układu okresowego tworzą głównie wiązania jonowe ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), a te same związki pierwiastków po prawej stronie tabeli są kowalencyjne ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukoza C 6 H 12 O 6, etanol C2H5OH).

Wiązanie kowalencyjne ma z kolei jeszcze jedną modyfikację.

W jonach wieloatomowych i złożonych cząsteczkach biologicznych oba elektrony mogą pochodzić tylko z jeden atom. Nazywa się to dawca para elektronów. Atom, który dzieli tę parę elektronów z dawcą, nazywa się akceptor para elektronów. Ten typ wiązania kowalencyjnego nazywa się koordynacja (dawca-akceptor, Lubcelownik) Komunikacja(ryc. 5). Ten typ wiązania jest najważniejszy w biologii i medycynie, ponieważ chemię najważniejszych dla metabolizmu pierwiastków D w dużej mierze opisują wiązania koordynacyjne.

Figa. 5.

Z reguły w złożonym związku atom metalu działa jako akceptor pary elektronów; wręcz przeciwnie, w wiązaniach jonowych i kowalencyjnych atom metalu jest donorem elektronów.

Istotę wiązania kowalencyjnego i jego odmianę - wiązanie koordynacyjne - można wyjaśnić za pomocą innej teorii kwasów i zasad zaproponowanej przez GN. Chwytak. Rozszerzył nieco koncepcję semantyczną terminów „kwas” i „zasada” zgodnie z teorią Brønsteda-Lowry'ego. Teoria Lewisa wyjaśnia naturę powstawania jonów złożonych i udział substancji w reakcjach podstawienia nukleofilowego, czyli w tworzeniu CS.

Według Lewisa kwas to substancja zdolna do tworzenia wiązania kowalencyjnego poprzez przyjęcie pary elektronów z zasady. Zasada Lewisa to substancja posiadająca wolną parę elektronów, która oddając elektrony, tworzy wiązanie kowalencyjne z kwasem Lewisa.

Oznacza to, że teoria Lewisa rozszerza zakres reakcji kwasowo-zasadowych także na reakcje, w których protony w ogóle nie uczestniczą. Co więcej, sam proton, zgodnie z tą teorią, jest również kwasem, ponieważ jest w stanie przyjąć parę elektronów.

Zatem zgodnie z tą teorią kationy to kwasy Lewisa, a aniony to zasady Lewisa. Przykładem mogą być następujące reakcje:

Zauważono powyżej, że podział substancji na jonowe i kowalencyjne jest względny, ponieważ w cząsteczkach kowalencyjnych nie zachodzi całkowite przeniesienie elektronów z atomów metalu do atomów akceptora. W związkach z wiązaniami jonowymi każdy jon znajduje się w polu elektrycznym jonów o przeciwnym znaku, zatem są one wzajemnie spolaryzowane, a ich powłoki ulegają deformacji.

Polaryzowalność określony przez strukturę elektronową, ładunek i wielkość jonu; dla anionów jest ona wyższa niż dla kationów. Największą polaryzowalnością wśród kationów charakteryzują się kationy o większym ładunku i mniejszym rozmiarze, np. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ma silne działanie polaryzujące N+ . Ponieważ wpływ polaryzacji jonów jest dwukierunkowy, zmienia to znacząco właściwości tworzących się przez nie związków.

Trzeci rodzaj połączenia todipol-dipol połączenie

Oprócz wymienionych rodzajów komunikacji istnieją również dipol-dipol międzycząsteczkowy interakcji, tzw van der Waalsa .

Siła tych oddziaływań zależy od charakteru cząsteczek.

Istnieją trzy rodzaje oddziaływań: dipol trwały - dipol trwały ( dipol-dipol atrakcja); dipol stały - dipol indukowany ( wprowadzenie atrakcja); chwilowy dipol - dipol indukowany ( dyspersyjny atrakcja lub siły londyńskie; Ryż. 6).

Ryż. 6.

Tylko cząsteczki z polarnymi wiązaniami kowalencyjnymi mają moment dipol-dipol ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), a siła wiązania wynosi 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 kulombometrów - C × m).

W biochemii istnieje inny rodzaj połączenia - wodór połączenie, które jest przypadkiem ograniczającym dipol-dipol atrakcja. Wiązanie to powstaje w wyniku przyciągania pomiędzy atomem wodoru i małym atomem elektroujemnym, najczęściej tlenem, fluorem i azotem. W przypadku dużych atomów o podobnej elektroujemności (takich jak chlor i siarka) wiązanie wodorowe jest znacznie słabsze. Atom wodoru wyróżnia się jedną istotną cechą: gdy elektrony wiążące zostaną oderwane, jego jądro - proton - zostaje odsłonięte i nie jest już osłonięte przez elektrony.

Dlatego atom zamienia się w duży dipol.

Wiązanie wodorowe, w przeciwieństwie do wiązania van der Waalsa, powstaje nie tylko podczas oddziaływań międzycząsteczkowych, ale także w obrębie jednej cząsteczki - wewnątrzcząsteczkowy wiązanie wodorowe. Wiązania wodorowe odgrywają ważną rolę w biochemii, np. stabilizują strukturę białek w postaci a-helisy, czy tworzą podwójną helisę DNA (ryc. 7).

Ryc.7.

Wiązania wodorowe i van der Waalsa są znacznie słabsze niż wiązania jonowe, kowalencyjne i koordynacyjne. Energię wiązań międzycząsteczkowych podano w tabeli. 1.

Tabela 1. Energia sił międzycząsteczkowych

Notatka: Stopień oddziaływań międzycząsteczkowych odzwierciedla entalpia topnienia i parowania (wrzenia). Związki jonowe wymagają znacznie więcej energii do oddzielenia jonów niż do oddzielenia cząsteczek. Entalpia topnienia związków jonowych jest znacznie wyższa niż związków molekularnych.

Czwartym rodzajem połączenia jestpołączenie metalowe

Wreszcie istnieje inny rodzaj wiązań międzycząsteczkowych - metal: połączenie jonów dodatnich siatki metalowej ze swobodnymi elektronami. Tego typu połączenie nie występuje w obiektach biologicznych.

Z krótkiego przeglądu typów wiązań jeden szczegół staje się jasny: ważnym parametrem atomu lub jonu metalu - donora elektronów, a także atomu - akceptora elektronów, jest jego rozmiar.

Nie wchodząc w szczegóły, zauważamy, że promienie kowalencyjne atomów, promienie jonowe metali i promienie van der Waalsa oddziałujących cząsteczek rosną wraz ze wzrostem ich liczby atomowej w grupach układu okresowego. W tym przypadku wartości promieni jonów są najmniejsze, a promienie van der Waalsa są największe. Z reguły podczas przesuwania się w dół grupy promienie wszystkich elementów, zarówno kowalencyjnych, jak i van der Waalsa, rosną.

Największe znaczenie dla biologów i lekarzy mają koordynacja(dawca-akceptor) wiązania rozpatrywane w chemii koordynacyjnej.

Bionieorganiczne medyczne. G.K. Baraszkow

W rozważanych przykładach powstawania wiązania chemicznego brała udział para elektronów. To połączenie nazywa się pojedynczy. Czasami nazywa się to zwyczajnym, tj. zwykły. Ten typ wiązania jest zwykle oznaczany pojedynczą linią łączącą symbole oddziałujących atomów.

Prowadzi to do nałożenia się chmur elektronów na linię prostą łączącą dwa jądra wiązania sigma(o-połączenie). W większości przypadków wiązanie pojedyncze jest wiązaniem A.

Nazywa się połączenie utworzone przez nakładanie się bocznych obszarów chmur p-elektronów wiązania pi(Jestem połączeniem). Podwójnie I potroić wiązania powstają przy udziale odpowiednio dwóch i trzech par elektronów. Wiązanie podwójne to jedno wiązanie a i jedno wiązanie r, wiązanie potrójne to jedno wiązanie a i dwa wiązania r.

Omówmy tworzenie wiązań w cząsteczkach etanu C 2 H 6, etylenu C 2 H 4, acetylenu C 2 H 2 i benzenu C 6 H b.

Kąty pomiędzy wiązaniami w cząsteczce etan Z. ; N (. prawie dokładnie równe sobie (ryc. 1.18, A) i nie różnią się od kątów pomiędzy wiązaniami CH w cząsteczce metanu. Można zatem założyć, że zewnętrzne powłoki elektronowe atomów węgla znajdują się w stanie hybrydyzacji $p 3. Cząsteczka C2H6 jest diamagnetyczna i nie ma elektrycznego momentu dipolowego. Energia wiązania CC wynosi -335 kJ/mol. Wszystkie wiązania w cząsteczce C9H6 są wiązaniami typu A.

W cząsteczce etylen W przypadku 2H4 kąty pomiędzy wiązaniami wynoszą w przybliżeniu 120°. Z tego możemy wywnioskować, że hybrydyzacja $p 2 zewnętrznych orbitali elektronowych atomu węgla (ryc. 1.18, B). Wiązania CH leżą w tej samej płaszczyźnie pod kątem około 120°. Każdy atom węgla ma jeden niehybrydowy orbital p zawierający

Ryż. 1.18. Modele cząsteczek etanu ( A ), etylen (B) i acetylen (c)

naciskając jeden elektron na raz. Orbitale te są usytuowane prostopadle do płaszczyzny rysunku.

Energia wiązania pomiędzy atomami węgla w cząsteczce etylenu C 2 H 4 wynosi -592 kJ/mol. Gdyby atomy węgla były połączone tym samym wiązaniem, co w cząsteczce etanu, wówczas energie wiązania w tych cząsteczkach byłyby bliskie.

Jednakże energia wiązania między atomami węgla w etanie wynosi 335 kJ/mol, czyli prawie dwukrotnie mniej niż w etylenie. Tak znaczącą różnicę w energiach wiązania między atomami węgla w cząsteczkach etylenu i etanu tłumaczy się możliwym oddziaływaniem niehybrydowych orbitali p, co pokazano na ryc. 1.18 , B przedstawione falistymi liniami. Połączenie utworzone w ten sposób nazywa się połączeniem I.

W cząsteczce etylenu C2H4 cztery wiązania C-H, podobnie jak w cząsteczce metanu CH4, są wiązaniami a, a wiązanie między atomami węgla jest wiązaniem a i wiązaniem l, tj. wiązanie podwójne, a wzór etylenu zapisuje się jako H 2 C = CH 2.

Cząsteczka acetylenu C 2 H 2 liniowa (ryc. 1.18, V ), co przemawia za hybrydyzacją sp. Energia wiązania między atomami węgla wynosi -811 kJ/mol, co sugeruje istnienie jednego wiązania a i dwóch wiązań l, tj. To jest wiązanie potrójne. Wzór acetylenu zapisuje się jako HC=CH.

Jednym z trudnych zagadnień chemii jest ustalenie natury wiązań pomiędzy atomami węgla w tzw związki aromatyczne , w szczególności w cząsteczce benzenu C 6 H (.. Cząsteczka benzenu jest płaska, kąty między wiązaniami atomów węgla są równe

Ryż. 1.19.

A - wzór formuły: 6 - ^-orbitale atomów węgla i wiązania a pomiędzy atomami węgla a atomami węgla i wodoru; V- p-zamieszkane i l-połączenia pomiędzy

atomy węgla

120°, co sugeruje hybrydyzację B zewnętrznych orbitali atomów węgla. Zazwyczaj cząsteczka benzenu jest przedstawiona w sposób pokazany na rysunku Ryż. 1.19, A.

Wydawałoby się, że w benzenie wiązanie między atomami węgla powinno być dłuższe niż wiązanie podwójne C=C, ponieważ jest silniejsze. Jednak badanie struktury cząsteczki benzenu pokazuje, że wszystkie odległości między atomami węgla w pierścieniu benzenowym są takie same.

Tę cechę cząsteczki najlepiej tłumaczy fakt, że na niehybrydowe orbitale p wszystkich atomów węgla nakładają się części „boczne” (ryc. 1.19, B), dlatego wszystkie odległości międzyjądrowe między atomami węgla są równe. Na ryc. 1,19, V pokazując wiązania a między atomami węgla utworzone przez nakładanie się sp 2 - orbitale hybrydowe.

Energia wiązania między atomami węgiel w cząsteczce benzenu C 6 H 6 wynosi -505 kJ/mol, co sugeruje, że wiązania te są pośrednie między wiązania pojedyncze i podwójne. Należy zauważyć, że elektrony orbitali p w cząsteczce benzenu poruszają się po obwodzie zamkniętym sześciokąt, i oni zdelokalizowany(nie odwołuj się do żadnego konkretnego miejsca).