163120 0

Svaki atom ima neki broj elektrona.

Prilikom ulaska u kemijske reakcije date su atomi, oni stječu ili komuniciraju elektrone, dostižući najstabilniju elektroničku konfiguraciju. Najstabinija je konfiguracija s najnižom energijom (kao u atomima plemenitih plinova). Ovaj obrazac se naziva "Pravila okteta" (Sl. 1).

Sl. jedan.

Ovo se pravilo odnosi na sve vrste veza. Elektronske veze između atoma omogućavaju im da formiraju stabilne strukture, od najjednostavnijih kristala za složene biomolekule, u konačnici sustavi živih. Razlikuju se od kristala sa neprekidnim metabolizmom. U ovom slučaju, mnoge hemijske reakcije postupaju po mehanizmima elektronski transferkoji igraju ključnu ulogu u energetskim procesima u tijelu.

Hemijska veza je sila koja drži dva ili više atoma, jona, molekula ili bilo koje kombinacije.

Priroda kemijske veze je univerzalna: Ovo je elektrostatska sila privlačnosti između negativno nabijenih elektrona i pozitivno nabijenih jezgara, određena konfiguracijom elektrona vanjske školjke atoma. Naziva se sposobnost atoma za formiranje hemijskih veza valencija, ili stepen oksidacije. Sa valence povezanom sa konceptom od valence elektroni - Elektroni koji formiraju hemijske veze, odnosno smještene u najnovijeg orbitalu. U skladu s tim, naziva se vanjska ljuska atoma koja sadrži ove orbitale valentinov omot. Trenutno nije dovoljno ukazati na prisustvo kemijske veze, a potrebno je razjasniti njen tip: jonski, kovalentni, dipole-dipole, metalik.

Prva vrsta komunikacije -jonski komunikacija

U skladu s elektronskim teorijom Lewisa i Kosselove valence, atomi mogu postići stabilnu elektroničku konfiguraciju na dva načina: prvo, gubeći elektrone, pretvaranje kations, drugo, stjecanje, prevrtanje u anioni. Kao rezultat elektronskog prenosa, zahvaljujući elektrostatičkoj snazi \u200b\u200bprivlačnosti između iona sa optužbama suprotnog znaka, hemijska veza nazvana COSSEL " elektrolentni"(Sada se zove jonski).

U ovom slučaju, anioni i kations formiraju stabilnu elektroničku konfiguraciju s vanjskom elektroničkom ljuskom ispunjenom. Tipične jonske obveznice formiraju se iz kationa T i II grupa periodičnog sistema i anioni nemetalnih elemenata VI i VII grupa (16 i 17 podskupine - respektivno, chalcogenovi halogen). Komunikacija u jonskim spojevima nisu nezasićena i ne-usmjerena, tako da se sačuva mogućnost elektrostatičke interakcije s drugim jonivima. Na slici. 2 i 3 su primjeri jonskih priključaka koji odgovaraju elektronskim modelima prijenosa koosulara.

Sl. 2.

Sl. 3. Ion veza u molekuli soli tablice (NACL)

Ovdje je prikladno podsjetiti neka svojstva koja objašnjavaju ponašanje tvari u prirodi, posebno, razmotriti ideju kiselinei bazeni.

Vodena rješenja svih ovih tvari su elektrolite. Oni se mijenjaju na različite načine indikatori. Mehanizam djelovanja pokazatelja otvorio je F.V. Ostelad. Pokazalo je da su pokazatelji slabih kiselina ili baza, čija je slika raspuštena u nepravednoj i disociranim državama.

Osnove su u stanju da neutrališu kiseline. Nisu sve baze topive u vodi (na primjer, ne topivi, neki organski spojevi koji ne sadrže - posebno, na skupine, posebno, trietilamin n (C 2N 5) 3); Nazivaju se rastvorljivi osnovi alkalis.

Kidesne otopine Kiseline ulaze u karakteristične reakcije:

a) sa metalnim oksidima - sa formiranjem soli i vode;

b) sa metalima - sa formiranjem soli i vodonika;

c) sa karbonatima - sa formiranjem soli, Co. 2 I. N. 2 O..

Svojstva kiselina i baza opisuju nekoliko teorija. U skladu sa teorijom S.A. Arrhenius, kiselina je supstanca koja disocira s formiranjem jona N. +, dok su ioni osnovne forme JE LI ON -. Ova teorija ne uzima u obzir postojanje organskih baza koje nemaju hidroksilne grupe.

U skladu sa S. protonnateorija brensted i niža, kiselina je tvar koja sadrži molekule ili jone koji daju protone ( donatoriprotoni), a baza je tvar koja se sastoji od molekula ili jona koji uzimaju protone ( prihvatniciprotoni). Imajte na umu da u vodenim rješenjima vodika postoje u hidriranom obliku, odnosno u obliku hidrokononskih jona H 3 O. +. Ova teorija opisuje reakciju ne samo sa ionima vode i hidroksida, već se i izvršili u nedostatku otapala ili sa nevokovnim otapalom.

Na primjer, u reakciji između amonijaka NH 3 (slaba baza) i hlorid u plinskoj fazi formirani su čvrsti amonijum hlorid, a 4 čestice su uvijek prisutne u ravnotežnoj mješavini dvije tvari, od kojih su dvije kiseline, a druge - baze:

Ova ravnotežna mješavina sastoji se od dva konjugirana parova kiselina i baza:

1) Nh 4 + I. NH 3

2) HCli CL ‑

Ovdje u svakom konjugiranom par kiseline i baza se razlikuju od jednog protona. Svaka kiselina ima konjugirajuću bazu. Slaba konjugirana baza odgovara ozbiljnoj kiselini i teškom konjugatnoj bazi.

Teorija Brensteda Lowei omogućava vam da objasnite jedinstvenost uloge vode za život biosfere. Voda, ovisno o supstanci koja interaktira s njom može pokazati svojstva ili kiseline ili bazu. Na primjer, u reakcijama sa vodenim rješenjima octene kiseline, voda je baza, a vodena rješenja amonijaka - kiseline.

1) Ch 3 Coxy + H 2 O. ↔ H 3 O. + + Ch 3 Soo -. Ovdje je molekula octene kiseline protona molekule vode;

2) NH 3. + H 2 O. ↔ NH 4. + + JE LI ON -. Ovdje, molekul amonijaka prihvaća proton iz molekule vode.

Dakle, voda može formirati dva konjugirana parova:

1) H 2 O. (kiselina) i JE LI ON - (konjugatna baza)

2) H 3 O. + (kiselina) i H 2 O.(konjugatna baza).

U prvom slučaju, voda se dijagnosticira protonom, a u drugom - prihvaća ga.

Ova nekretnina se zove amfiprotonost. Nazivaju su tvari koje mogu ući u reakcije u kvaliteti i kiselinama i osnovama amfoterski. U divljini su takve tvari uobičajene. Na primjer, aminokiseline su sposobne formirati soli i sa kiselinama, a s bazama. Stoga peptidi lako formiraju koordinacijski spojevi s tim prisutnim metalnim jonivima.

Stoga je karakteristična svojstvo jonske veze potpuno kretanje nasupljača vezanih elektrona na jednu od jezgara. To znači da postoji područje između iona, gdje je elektronska gustoća gotovo nula.

Drugi tip komunikacije -kovalentan komunikacija

Atomi mogu formirati stabilnu elektroničku konfiguraciju kombiniranjem elektrona.

Takva se veza formira kada je par elektrona generaliziran jednim od svih Atom. U ovom slučaju, zajednički komunikacijski elektroni raspoređeni su jednako između atoma. Primjeri kovalentne komunikacije mogu se pozvati gomoidernydihomatomy molekuli N. 2 , N. 2 , F. 2. Ista vrsta komunikacije dostupna je na alotropici O. 2 i ozon O. 3 i u poliatomičkom molekulu S. 8, kao i Heteroantore molekuli Chloroodor NSL, ugljen-dioksid Co. 2, Metha Sh 4, etanol Od 2 N. 5 JE LI ON, sumpor heksafluoride SF. 6, acetilen Od 2 N. 2. U svim tim molekulama elektroni su podjednako uobičajeni, a njihove su veze zasićene i usmjerene podjednako (Sl. 4).

Za biologe je važno da se u dvostrukoj i trostrukim vezama kovalentno radii u odnosu na pojedinačne veze smanjuju.

Sl. Četiri. Kovalentna veza u molekuli CL 2.

Jonske i kovalentne vrste veza su dva ograničavajuća slučajeva mnogih postojećih vrsta hemijskih obveznica, a u praksi većine posrednika.

Spojevi dva elementa koji se nalaze na suprotnim krajevima jednog ili različitog perioda mendeleev sistema poželjno formiraju jonske veze. Kako stope elementi u periodu, jedinstvena priroda njihovih spojeva je smanjena, a kovalentna - povećava se. Na primjer, halogenidi i oksidi elemenata lijevog dijela periodičnog tablice obrađuju pretežno jonske veze ( Nacl, Agbr, Baso 4, Caco 3, kno 3, cao, naoh) i iste veze elemenata desnog dijela tabele - kovalentni ( H 2 O, CO 2, NH 3, br. 2, CH 4, fenol C 6 h 5 oh, glukoza C 6 h 12 o 6, etanol Od 2n 5 on).

Kovalentna veza, zauzvrat ima drugu izmjenu.

U polihitomijskim joni i u složenim biološkim molekulama, oba elektrona mogu se pojaviti samo od jedanatom. To se zove donatorelektronski par. Atom, kompatibilan sa donatorom ovog para elektrona, zove se akumulatorelektronski par. Takva vrsta kovalentne komunikacije se naziva koordinacija (donatorsko-prihvatnica, ilidativ) commonwealth(Sl. 5). Ova vrsta komunikacije najvažnija je za biologiju i medicinu, jer je hemija najznačajnijih d-elemenata za metabolizam u velikoj mjeri opisane koordinacijskim obveznicama.

PC. pet.

U pravilu, u složenom spoju, metalni atom djeluje kao akumulator elektronskog para; Naprotiv, sa jonskim i kovalentnim obveznicama, metalni atom je elektron donator.

Suština kovalentne veze i njegove sorte - Koordinacijske komunikacije - mogu se razjasniti uz pomoć druge teorije kiselina i osnova koje je predložilo GG. Lewis. Ponekad je proširio semantički koncept uvjeta "kiseline" i "bazu" na teoriji Brenstead-Lowryja. Lewisova teorija objašnjava prirodu formiranja složenih jona i sudjelovanje tvari u reakcijama nukleofilnog supstitucije, odnosno u formiranju policajaca.

Prema Lewisu, kiselina je supstanca koja može formirati kovalentnu vezu prihvaćanjem elektronskog para iz baze. Baza Lewis naziva se supstancom s srednjim elektronskim par, koji okrećući elektrone formira kovalentnu vezu sa lewisic kiselinom.

To jest, Lewis teorija proširuje krug reakcija kiselina i na reakciju u kojoj protoni uopće ne sudjeluju. Štaviše, sam proton, prema ovoj teoriji, takođe je kiselina, jer je u stanju prihvatiti elektronski par.

Prema tome, prema ovoj teoriji, kationi su leewasic kiseline, a anioni su Lewis base. Primjer su sljedeće reakcije:

Primjećuje se iznad da podjele tvari u jonsku i kovalentnu rođaku, jer se ne pojavljuje potpuna tranzicija elektrona na metalnim atomima atomima za apoteke u kovalentnim molekulama. U spojevima sa ionskim vezama svaki se ion nalazi u električnom polju jona suprotnog znaka, tako da su međusobno polarizirani, a njihove školjke su deformirane.

Polarizabilnostodređeno elektroničkom strukturom, naplatom i veličinama Iona; Anioni su veće od onih kationa. Najveća polarizibilnost među kationima - kavodima veće optužbe i manji, na primjer, HG 2+, CD 2+, PB 2+, AL 3+, TL 3+. Snažna polarizirajuća akcija posjeduje N. +. Budući da je utjecaj polarizacije jona bilateralni, značajno mijenja svojstva spojeva koji su formirani od njih.

Treća vrsta komunikacije -dipol-Dipol komunikacija

Pored navedenih vrsta komunikacije, dipole-dipol razlikuju intermolekularaninterakcije nazvane i vantherval mase .

Snaga ovih interakcija ovisi o prirodi molekula.

Pomiješajte interakcije tri vrste: trajni dipol - trajni dipol ( dipol-Dipol atrakcija); Trajni dipol - inducirani dipol ( indukcija atrakcija); Instant dipol - inducirani dipol ( disperzija privlačenje ili londonske snage; Sl. 6).

Sl. 6.

Dipole-dipolni trenutak posjeduje samo molekule s polarnim kovalentnim obveznicama ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 CL), a komunikacijska snaga je 1-2 debay(1d \u003d 3.338 × 10 -30 privjesak merač - CL × m).

U biohemiji se razlikuje još jedna vrsta komunikacije - vodonik komunikacija, koja je ekstremni slučaj dipol-Dipol Atrakcija. Ova veza formira se atrakcijom između atoma vodika i elektronegativnog atoma male veličine, najčešće - kisik, fluor i azot. Sa velikim atomima sa sličnom elektronegistijom (na primjer, sa hlorom i sivom), vodikov veza je značajno slabija. Atometar vodonik karakterizira jedna bitna karakteristika: Kada se odlikuje vezivnim elektronima, njegova jezgre - proton - prestaje i prestaje primijeniti elektroni.

Stoga se atom pretvara u glavni dipol.

Vodikov veza, za razliku od Vanderwals formirana je ne samo za intermolekularne interakcije, već i unutar jedne molekule - intramolekularnivodonik veza. Vodonik obveznice igraju važnu ulogu u biohemiji, na primjer, za stabilizaciju strukture proteina u obliku a-spirala ili za formiranje dvostruke DNK spirale (Sl. 7).

Sl.7.

Birdogen i Vanderwalts obveznice su mnogo slabiji od jonskih, kovalentnih i koordinacija. Energija intermolekularnih veza navedena je u tablici. jedan.

Tabela 1. Energija intermolekularne snage

Bilješka: Stupanj intermolekularnih interakcija odražava pokazatelje entalpije topljenja i isparavanja (ključanje). ION jedinjenja potrebni su za odvajanje iona mnogo energije nego za odvajanje molekula. Entalpije topljenje jonskih spojeva značajno je veći od molekularnih spojeva.

Četvrta vrsta komunikacije -metalna komunikacija

Konačno, postoji još jedna vrsta intermolekularnih veza - metal: Komunikacija pozitivnih metalnih rešetaka sa besplatnim elektronima. U biološkim predmetima ova vrsta komunikacije nije pronađena.

Iz kratkog pregleda vrsta obveznica pronađeno je jedan komad: važan parametar atoma ili metalnog jona - elektrona donatora, kao i atom - Elektron je njegov veličina.

Bez odlaska u detalje, napominjemo da su kovalentni radijusi atoma, jonski radijusi metala i vanderwali radiju u interakciji molekula povećavaju kako povećavaju svoj niz u periodičnim grupama. Istovremeno su vrijednosti radiija iona najmanja, a radijus vanjskih vuča - najveći. Po pravilu, kada se kreće niz grupu, radijuse svih elemenata povećavaju i kovalentne i vanderwals.

Najveća vrijednost za biologe i ljekare ima koordinacija(donatorsko-akviter) Komunikacije koje se razmatra koordinacionim hemijom.

Medicinska bioornica. GK Barashkov

.

Znate da se atomi mogu kombinirati jedni s drugima s formiranjem i jednostavnih i složenih tvari. Istovremeno se formiraju razne vrste hemijskih obveznica: jonski, kovalentni (ne-polar i polarni), metalik i vodonik. Jedna od najznačajnijih svojstava atoma elemenata koji određuju koja se veza formira između njih - ion ili kovalentne, - ovo je elektronegativnost, I.E. Sposobnost atoma u vezi sa privlačenjem elektrona.

Uvjetna kvantitativna procjena elektronamjelnosti daje razmjeru relativnih električnih pregovora.

U periodima postoji opći trend rasta elektrotrike i elemenata, a u grupama - njihovi padovi. Elementi za elektrotipove postavljaju se u nizu, na osnovu kojeg možete uporediti elektronegativnost elemenata u različitim periodima.

Vrsta hemijske komunikacije ovisi o tome koliko velika razlika između vrijednosti elektroneganosti povezivanja atoma elemenata. Što se više razlikuje u atomima elektronamjelnosti elemenata koji formiraju vezu, hemijska veza je polarna. Nemoguće je izvesti oštru granica između vrsta hemijskih obveznica. U većini spojeva tipa hemijske veze je srednje; Na primjer, jaka polarnu kovalentnu kemijsku vezu je blizu jonske komunikacije. Ovisno o tome kako su ograničavajući slučajevi bliži svojoj prirodi, hemijska obveznica se naziva ili jonskim ili u kovalentnoj polarnoj komunikaciji.

Ion veza.

Jonska komunikacija formirana je kada se interakcija atoma, koja se oštro razlikuje od strane elektronegativnosti. Na primjer, tipični metali litijuma (LI), natrijum (NA), kalijum (K), kalcijum (CA), strontijum (SR), barijum (BA) formira jonsku vezu sa tipičnim nemetalima, uglavnom s halogenima.

Pored alkalnih metalnih halogeda, ionska komunikacija se formira i u takvim spojevima kao alkali i sol. Na primjer, u natrijum hidroksid (NAOH) i natrijum sulfat (na 2 SO 4), jonske obveznice postoje samo između atoma natrijuma i kisika (druge veze - kovalentno polar).

Kovalentna ne-polarna veza.

U interakciji atoma sa istim elektrotičarom formiraju se molekuli sa kovalentnim ne-polarnim vezama. Takva veza postoji u molekulama sljedećih jednostavnih tvari: H 2, F 2, CL 2, O 2, N 2. Hemijske obveznice u tim plinovima formiraju opći elektronički parovi, I.E. Prilikom preklapanja odgovarajućih elektronskih oblaka, zbog elektrona-nuklearne interakcije, koja se izvodi kada atomi Rapprochet.

Sastavljanjem elektroničkih formula, trebalo bi ga zapamtiti da je svaki generalni elektronski par uslovnu sliku povećane gustoće elektrona što je rezultiralo odgovarajućim elektronskim oblacima.

Kovalentna polarna komunikacija.

Kada je interakcija atoma, vrijednost elektrotilnosti od kojih je različita, ali ne postoji naglo, postoji pomak u zajedničkim elektronskim par u elektronegativnom atomu. Ovo je najčešća vrsta kemijske veze koja se nalazi u neorganskim i organskim spojevima.

Tonski odnosi koji formiraju mehanizam za prihvatanje donatora, na primjer, u hidroksonijum i amini se u potpunosti primjenjuju na kovalentne obveznice.

Metalna veza.

Komunikacija, koja se formira kao rezultat interakcije relačnih elektrona sa metalnim jonima, naziva se metalnom kravatom. Ova vrsta komunikacije karakteristična je za jednostavne metale.

Suština procesa formiranja metalne veze je sljedeća: Metalni atomi lako pružaju valentne elektrone i pretvore se u pozitivne napunjene ione. Relativno slobodni elektroni koji su se slomili od atoma premještanja između projekcijskih jona metala. Između njih se nalazi metalna veza, I.E. elektroni, kao što su bili, cementirajući pozitivne ioni kristalno-ležinske rešetke metala.

Vodonik veza.

Komunikacija koja se formira između atoma hidrogena jedne molekule i atom snažnog elektronegativnog elementa (O, n, f) druga molekula naziva se vodikov veza.

Može li se pojaviti pitanje: zašto tačno vodik formira takvu specifičnu hemijsku vezu?

To se objašnjava činjenicom da je atomski polumjer vodika vrlo mali. Pored toga, kada su raseljeni ili puni pojedinačnih elektrona, hidrogen dobija relativno visoku pozitivnu naboju, zbog kojeg vodonik jednog molekula interaktira s atomima elektronegativnih elemenata koji imaju djelomičnu negativnu naboju u sastavu drugih molekula (HF, H 2) O, NH 3).

Razmotrite nekoliko primjera. Obično prikazujemo sastav vode s hemijskim formulom H 2 O. Međutim, to nije baš tačno. Bilo bi ispravnije dizajnirati vodu (H 2 o) n formule (H 2 O) n, gdje je n \u003d 2,3,4, itd. To je zbog činjenice da su pojedinačni molekuli vode međusobno povezani vodikovinskim vezama.

Vodonik se vrši za označavanje bodova. Mnogo je slabiji od jonske ili kovalentne veze, ali jače od uobičajene intermolekularne interakcije.

Prisutnost vodikovih obveznica objašnjava porast vode sa smanjenjem temperature. To je zbog činjenice da se kada se temperatura smanjuje, molekuli su ojačani i stoga gustoća njihovog "ambalaže" opada.

Prilikom proučavanja organske hemije, takvo je pitanje pojavilo: zašto su temperi za ključeve alkohola mnogo veće od odgovarajućih ugljovodonika? To se objašnjava činjenicom da se obveznice vodika formiraju između molekula alkohola.

Povećanje tačke ključanja alkohola takođe se pojavljuje u blizini proširenja njihovih molekula.

Vodonikna veza je takođe karakteristična za mnoge druge organske jedinjenja (fenoli, karboksilne kiseline itd.). Od kurseva organske hemije i opće biologije, znate da se prisustvo vodikov komunikacije objašnjava sekundarna struktura proteina, strukturi DNK dvostruke spirale, tj. Fenomen besplatanstva.

U odjeljku, pomozite u rješavanju hemije, molim vas. Navedite vrstu komunikacije u NH3, CACL2 molekulama, AL2O3, bas ... upita autor Evgeny_1991. Najbolji odgovor je 1) NH3 Vrsta komunikacijske uvale. Polar. U formiranju komunikacije sudjeluju tri nepoštena azotna elektrona i jedan vodonik. PI obveznice nisu. Hibridizacija SP3. Oblik piramidalnog molekula (jedan orbitalni ne sudjeluje u hibridizaciji, tetrahedron se pretvara u piramidu)
Tip veze CACL2 ion. U formiranju komunikacije uključeni su dva elektronska kalcijum na s orbitalu koja uzima dva atoma hlora, dovršavajući njihov treći nivo. PI obveznice Ne, tip hibridizacija sp. Nalaze se u prostoru pod uglom od 180 stepeni
Al2O3 tip veze. U formiranju komunikacije, tri elektrona sa S i P su aluminijumski orbitalni, koji uzimaju kisik, dovršavajući njegov drugi nivo. O \u003d Al-O-al \u003d O. Postoje PI-veze između kisika i aluminija. Vrsta hibridizacije SP vjerovatno je.
Bas veza Tip Jonskog. Dva barija elektrona uzima sumpor. BA \u003d s je jedna pi-komunikacija. Hibridizacija sp. Ravna molekula.
2) Agno3.
srebro obnovljeno na katodi
Do AG + + E \u003d AG
voda oksidira na anodi
2h2o - 4e \u003d O2 + 4H +
prema faraday-u (kao što je već tamo ...) masa (volumena) supstance birane na katodi proporcionalna je broju električne energije proslijeđena kroz rješenje
m (AG) \u003d ME / ZF * I * T \u003d 32,23 g
V (O2) \u003d ve / f * i * t \u003d 1,67 l

3.3.1 Kovalentna komunikacija - Ovo je dvomjerna obveznica s dva elektrona, formirana preklapajućim elektronskim oblacima koji nose neusporene elektrone sa anti-paralelnim spinovima. U pravilu se formira između atoma jednog hemijskog elementa.

Kvantitativno je karakterističan valencem. Vrednovanje elementa - Njegova je sposobnost formiranja određenog broja hemijskih veza zbog slobodnih elektrona koji se nalaze atomske valentne zone.

Kovalentna obveznica formira samo par elektrona između atoma. Naziva se podijeljeni par. Preostali parovi elektrona nazivaju se zalivanim parovima. Oni ispunjavaju školjke i ne sudjeluju u vezivanju. Odnos između atoma može se izvesti ne samo jedan, već i dva, pa čak i tri podijeljena parova. Takve veze se zovu dvostruko i T. lokalni - višestruki priključci.

3.3.1.1 Kovalentna ne-polarnica. Komunikacija provedena formiranjem elektroničkih parova, u istoj mjeri koja je pripadala oba atoma, naziva se kovalentno notusno. Izlazi između atoma s gotovo jednakom elektronežljivošću (0,4\u003e ΔEo\u003e 0) i, prema tome, ujednačenu raspodjelu gustoće elektrona između jezgra atoma u homo-tenor molekulama. Na primjer, H 2, O 2, N 2, CL 2 itd., Dipolni trenutak takvih veza je nula. Veza u graničnim ugljovodonicima (na primjer, u CH 4) smatra se gotovo ne-polarnom, jer Δ EO \u003d 2,5 (c) - 2,1 (h) \u003d 0,4.

3.3.1.2 Kovalentna polarna komunikacija. Ako molekula formira dva različita atoma, zona preklapanja elektronskih oblaka (orbital) prebacuje se prema jednom od atoma, a takva veza se naziva polar . Sa takvom vezom verovatnoća pronalaženja elektrona u blizini jezgre jednog od atoma je veća. Na primjer, NCL, H 2 S, pH 3.

Polar (asimetrična) kovalentna komunikacija - Komunikacija između atoma sa različitim elektronegistilom (2\u003e ΔEO\u003e 0,4) i asimetrična distribucija zajedničkog elektronskog para. U pravilu se formira između dva nemetala.

Elektronska gustoća takve veze pominje se na elektronegativnom atomu, što dovodi do pojave djelomičnog negativnog naboja (Delt minus), a na manje elektronegativnom atomu - djelomičnom pozitivnom punjenju  (Delta Plus)

C      C      C           C  mg .

Smjer premještanja elektrona označava se i strelicom:

Ccl, co, cn, on, cmg.

Što je veća razlika u elektronomaktivnosti pridruženih atoma, što je veća polarnost komunikacije i njegov dipolski trenutak. Između suprotnog znaka Djelomične troškove Postoje dodatne snage atrakcije. Stoga je od polarne veze, jača je.

Osim toga polarizum kovalentna komunikacija ima svojstvo sarutstvo - Sposobnost atoma da se formira toliko kovalentnih veza jer su energično dostupne atomske orbite. Treća imovina kovalentne veze je njegova fokus.

3.3.2 ION veza. Pokretačka snaga njegovog formiranja je sva ista aspiracija atoma na vitsku školjku. Ali u nekim slučajevima takva oktetska ljuska može se pojaviti samo kad elektronski prijenos od jednog atoma u drugi. Stoga se u pravilu u pravilu formira jonska veza između metala i nemetalola.

Razmislite kao primjer reakcija između natrijum atoma (3s 1) i fluorina (2s 2 3s 5). Razlika električne energije u vezi naF

eo \u003d 4,0 - 0,93 \u003d 3,07

Natrijum, dajući fklikov 3s 1 -eektron, postaje na + ion i ostaje sa 2s 2 2p 6 sa 6 o 2p 6 školjkama, što odgovara elektroničkoj konfiguraciji neona atoma. Točno ista elektronska konfiguracija stječe fluorore, prihvaćajući jedan elektron, dat natrijumom. Kao rezultat toga, javljaju se snage elektro-statičke atrakcije između suprotno nabijenih iona.

Ion komunikacija - Ekstremni slučaj polarnog kovalentne veze na osnovu elektrostatičke privlačnosti jona. Takva se veza događa s velikom razlikom u atomima koji su povezani sa elektronima (eo\u003e 2), kada manje elektronegativnog atoma gotovo u potpunosti daje svoje valence elektrone i pretvori se u kation, a drugi, elektronegativni atom, ovi elektroni pričvršćuju i postaju Anion. Interakcija jona suprotnog znaka ne ovisi o smjeru, a Coulomb sile nemaju imovinu zasićenosti. Na osnovu ovoga Živa komunikacija Nema prostorne usmjeren i sarutstvo Budući da je svaka ion povezana s određenim brojem protuuionika (koordinacijski broj iona). Stoga, jedinjenja povezana sa ionjom nemaju molekulalnu strukturu i čvrsti su formiraju ionske kristalne rešetke, sa visokim temperaturama topljenja i ključanja, oni su visoko solarni, često fiziološki otopine, u vodenim rešenjima električno provodljivog. Na primjer, mgs, nacl i 2 o 3. Praktično nema spojeva sa čisto jonskim vezama, jer neki udio u suočavanju uvijek ostaje zbog činjenice da se ukupni tranzicija jednog elektrona na drugi atom ne primijeti; U većini "jonske" supstance udio jonskih komunikacija ne prelazi 90%. Na primjer, u NAF-u polarizacija komunikacije je oko 80%.

U organskim spojevima ionske veze su prilično rijetke, jer Ugljični atom nije sklon izgubiti ili steći elektrona sa formiranjem jona.

Valencija Elementi u spojevima sa jonskim vezama vrlo često karakteriziraju stepen oksidacije Što, zauzvrat odgovara veličini punjenja elementa ION u ovoj vezi.

Stepen oksidacije - Ovo je uvjetno naboj koji dobija atom kao rezultat preraspodjele elektronske gustoće. Kvantitativno je karakteriziran brojem pomaknutih elektrona iz manjeg električnog elementa na više elektronegacija. Pozitivno nabijen ion formiran je iz tog elementa koji je dao svoje elektrone, a negativan jon iz elementa koji su prihvatili ovi elektroni.

Element smješten u veća oksidacija (Maksimalno pozitivno), već je dao sve svoje valence elektrone koji su u Avzu. I budući da se njihov broj određuje brojem grupe u kojoj je element, najviši stepen oksidacije za većinu elemenata i bit će jednak broj grupe . U vezi niža oksidacija (Maksimalno negativno), a zatim se pojavljuje pri formiranju školjke od osam elektrona, odnosno u slučaju kada se Avz potpuno popuni. Za nemmetalov Izračunava se formulom Broj grupe - 8 . Za metali jednaki nula jer ne mogu primati elektrone.

Na primjer, Avz sumpor ima obrazac: 3S 2 3p 4. Ako atom daje sve elektrone (šest), ona će steći najviši stepen oksidacije +6 jednaki VI Ako postoje dvije potrebne za dovršetak stabilne ljuske, ona će steći nizak stepen oksidacije –2 jednaki Broj grupe - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.

3.3.3 Metalna veza. Većina metala ima brojne nekretnine koje su uobičajene i različite od svojstava drugih tvari. Takva svojstva su relativno visoke temperature topljenja, mogućnost odražavanja svjetlosti, visoke toplotne i električne provodljivosti. Te se karakteristike objašnjavaju postojanjem posebne vrste interakcije u metalima. – metalna komunikacija.

U skladu s pozicijom u periodičnom sustavu, atomi metala imaju mali broj valentnih elektrona koji su dovoljno slabo povezani sa njihovim jezgrama i lako se mogu odvojiti od njih. Kao rezultat toga, pozitivno naplaćeni joni lokalizirani u određenim položajima kristalne rešetke pojavljuju se u kristalnoj rešetki metala, te veliki broj delokaliziranih (besplatnih) elektrona koji se relativno slobodno kreću u polju pozitivnih centara i komuniciraju između Svi metalni atomi zbog elektrostatičke atrakcije.

Ovo je važna razlika između metalnih veza iz kovalentnog, koja ima strogu orijentaciju u prostoru. Komunikacijske sile u metalima nisu lokalizirane i ne usmjerene, a besplatni elektroni koji formiraju "elektronski gas" uzrokuju visoku toplinu i električnu provodljivost. Stoga je u ovom slučaju nemoguće govoriti o smjeru obveznica, jer se valentne elektrone gotovo ravnomjerno rasporede preko kristala. To je upravo ono što je objašnjeno, na primjer, plastičnost metala, I.E. mogućnost raseljavanja iona i atoma u bilo kojem smjeru

3.3.4 Komunikacija za prihvatanje donatora. Pored mehanizma za formiranje kovalentne veze, prema kojem se ukupni elektronski par nastaje kada dva elektrona komuniciraju, postoji i posebna mehanizam donatora . Leži u činjenici da se kovalentna veza formira kao rezultat tranzicije već postojećeg (smislenog) elektronskog para donora (dobavljač elektrona) u ukupnoj upotrebi donatora i akumulator (Dobavljač besplatnog atomskog orbitalnog).

Nakon formiranja ne razlikuje se od kovalentnog. Mehanizam donatorskog prihvatanja dobro je prikazan formacijom amonijum-jona (slika 9) (zupčanici označavaju elektrone vanjske razine atoma azota):

Slika 9- Amonijum ion obrazovni šeman

Elektronska formula AVZ atoma atoma 2S 2 2p 3, odnosno ima tri nepokoračena elektrona, koja dolaze u kovalentnu obvezu sa tri atoma vodika (1s 1), od kojih svaka ima jedan valentni elektron. U isto vrijeme formira se amonijačni molecule NH 3, u kojem je sačuvan srednji elektronski par azota. Ako je hidrogen (1s 0) prikladan za ovaj molekul koji nema elektrone, a azot će prenijeti svoj par elektrona (donatora) na ovaj atomski orbitalni vodonik (amontri), što rezultira amonijum-jonom. Ima svaki atom vodonik povezan sa atomom azota sa zajedničkim elektronskim parom, od kojih se jedna implementira prema mehanizmu donatora. Važno je napomenuti da se obveznice H-N formiraju različitim mehanizmima, nemaju nikakve razlike u nekretninama. Navedeni fenomen je zbog činjenice da u vrijeme formiranja spajanja orbitalnog od 2 godine i 2R elektrona atoma dušika promijene svoj obrazac. Kao rezultat toga, četiri su u potpunosti identična u obliku orbitale.

Atomi s velikim brojem elektrona obično nastupaju kao donatori, ali imaju mali broj pasiranih elektrona. Za elemente II razdoblja, takva prilika, osim atoma azota, dostupna je kod kisika (dva para parova) i u fluoru (tri različita parova). Na primjer, ion vodonika H + u vodenim rješenjima nikada nije u slobodnoj državi, jer je ion hidroksonije H 3 O + hidroknija jona uvijek formirana iz vodene molekule H 2 O i ION H +, iako je hidroknija prisutna u svim vodenim rješenjima , iako se čuva zbog lakoće pisanja H + simbola.

3.3.5 Vodonik veza. Vodonik atom povezan sa snažnim elektronegativnim elementom (azot, kisik, fluorin itd.) Koji "zategni" ukupni elektronički par nedostaje elektrona i stječe efikasnu pozitivnu naknadu. Stoga je sposoban da komunicira sa različitim par elektrona drugog elektronegativnog atoma (koji stječe efikasan negativan naboj) iste (intramolekularne komunikacije) ili neku drugu molekulu (intermolekularna komunikacija). Kao rezultat toga, javlja se vodikov komunikacija što je grafički označeno po bodovima:

Ova veza je mnogo slabija od ostalih hemijskih veza (energija njegove formiranja 10 – 40 kJ / MOL) i uglavnom ima djelomično elektrostatički, djelomično karakter donatorskog prihvaćanja.

Izuzetno važna uloga vodikovnih veza u biološkim makromolekulama, takva anorganska jedinjenja AS H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Na primjer, obveznice ONV-a u H 2 o imaju vidljiv polarnog karaktera sa viškom negativnog punjenja - na atomu kisika. Atom vodika, naprotiv, stječe malu pozitivnu naknadu  + i može komunicirati sa vodenim pare elektrona atoma kisika susjedne molekule vode.

Interakcija između molekula vode dovoljno je jaka, takva da, čak i u pare vode, dimera i trodimenzionalnih trimera (H 2 o) 2, (h 2 o) 3, itd., Mogu nastati u rješenjima. Dugi lanci mogu se pojaviti saradnici ove vrste:

budući da kisik ima dva besmislena para elektrona.

Prisutnost vodikovih obveznica objašnjava visoke temperature ključanja vode, alkoholi, karboksilne kiseline. Zbog ventilatora vodika, voda se karakteriše kao visoka u odnosu na H 2 E (E \u003d s, SE, TE) s topljenjem i ključalim temperaturama. Ako bi vodonigene bile odsutne, tada se voda topi na -100 ° C i kuhala na -80 ° C. Primećeni su tipični slučajevi udruživanja za alkohole i organske kiseline.

Vodovodikove veze mogu se pojaviti između različitih molekula i unutar molekule ako u ovom molekulu postoje grupe s mogućnostima donatora i prihvata. Na primjer, to su intramolekularne ventilacije za vodikove koje igraju veliku ulogu u formiranju peptidnih lanaca, koje određuju strukturu proteina. N-obveznice utiču na fizička i hemijska svojstva tvari.

Vrsta vodikovih obveznica ne formiraju atome drugih elemenata Budući da su snage elektrostatičke atrakcije varipete krajevi diploma polarnih obveznica (O-H, N-H, itd.) Sasvim slabe i djeluju samo na niskim udaljenostima. Vodonik, koji ima najmanji atomski radijus, omogućava vam da se toliko približite takvim dipolama da sila privlačnosti postane uočljiva. Nijedan drugi element s velikim atomskim radijusom nije sposoban formiranje takvih veza.

3.3.6 Intermolekularne snage interakcije (Van der Waals Snaga). 1873. holandski naučnik I. van der Waals predložio je da postoje snage koje određuju privlačnost između molekula. Te su snage kasnije primile ime snaga van der Waals – Najninjeg zverzijskog pregleda intermolekularne komunikacije. Energija van der Waals komunikacija je manja vodonika i je 2-20 kJ / ∙ krtica.

Ovisno o načinu sile podijeljene su na:

1) orijentacionalni (dipole-dipol ili jom-dipol) - nastaju između polarnih molekula ili između iona i polarnih molekula. Kada su polarni molekuli repprotstvo izračunati na takav način da je pozitivna strana jedne dipole fokusirana na negativnu stranu drugog dipola (slika 10).

Slika 10 - Orijentacionalna interakcija

2) Indukcija (Dipol - inducirani Dipol ili Ion inducirani dipole) - nastaju između polarnih molekula ili jona i ne-polarnih molekula, ali sposobnih za polarizaciju. Diples mogu utjecati na ne-polarne molekule, pretvaranjem u naznačene (inducirane) dipole. (Slika 11).

Slika 11 - Indukcijska interakcija

3) disperzija (inducirana dipola - inducirana dipola) - nastaju između ne-polarnih molekula koji mogu polarizirati. U bilo kojem molekuli ili atomu plemenitih plina javljaju se fluktuacije električne gustoće, kao rezultat toga što se pojavljuju instantalni dipola, koji zauzvrat induciraju trenutne dipole u susjednim molekulama. Prijedlog trenutnih dipola postaje dosljedan, njihov izgled i propadanje javlja se sinkrono. Kao rezultat interakcije trenutnih dipola, energija sistema se smanjuje (slika 12).

Slika 12 - disperzijska interakcija