Spoljne ljuske svih elemenata, osim plemenitih gasova, su NEKOMPLETNE iu procesu hemijske interakcije su KOMPLETNE.

Hemijska veza formirana je od strane elektrona vanjskih elektronskih omotača, ali se odvija na različite načine.

Postoje tri glavne vrste hemijskih veza:

Kovalentna veza i njene varijante: polarna i nepolarna kovalentna veza;

jonska veza;

Metalni priključak.

Jonska veza

Jonska kemijska veza je veza nastala zbog elektrostatičkog privlačenja kationa na anione.

Jonska veza nastaje između atoma koji imaju oštro različite vrijednosti elektronegativnosti jedni od drugih, tako da je par elektrona koji formira vezu snažno nagnut prema jednom od atoma, tako da se može smatrati da pripada atomu ovog elementa.

Elektronegativnost je sposobnost atoma hemijskih elemenata da privlače svoje i tuđe elektrone.

Priroda jonske veze, struktura i svojstva ionskih jedinjenja objašnjeni su sa stanovišta elektrostatičke teorije hemijskih veza.

Formiranje kationa: M 0 - n e - = M n+

Formiranje anjona: HeM 0 + n e - = HeM n-

Na primjer: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

Kada metalni natrij sagorijeva u kloru, kao rezultat redoks reakcije, nastaju kationi jako elektropozitivnog elementa natrijuma i anioni jako elektronegativnog elementa klora.

Zaključak: ionska hemijska veza se formira između atoma metala i nemetala koji se jako razlikuju po elektronegativnosti.

Na primjer: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2, itd.

Kovalentne nepolarne i polarne veze

Kovalentna veza je veza atoma pomoću zajedničkih (zajedničkih) elektronskih parova.

Kovalentna nepolarna veza

Razmotrimo pojavu kovalentne nepolarne veze na primjeru formiranja molekule vodika iz dva atoma vodika. Ovaj proces je već tipična hemijska reakcija, jer iz jedne supstance (atomskog vodonika) nastaje druga - molekularni vodonik. Vanjski znak energetske "koristi" ovog procesa je oslobađanje velike količine topline.

Elektronske ljuske atoma vodika (sa po jednim s-elektronom za svaki atom) spajaju se u zajednički elektronski oblak (molekularna orbitala), gdje oba elektrona „služe“ jezgrima, bez obzira da li je riječ o „našem“ jezgru ili „stranom“. Nova elektronska ljuska slična je završenoj elektronskoj ljusci helijuma inertnog plina od dva elektrona: 1s 2.

U praksi se koriste jednostavnije metode. Na primjer, američki hemičar J. Lewis je 1916. godine predložio označavanje elektrona tačkama pored simbola elemenata. Jedna tačka predstavlja jedan elektron. U ovom slučaju, formiranje molekule vodika iz atoma zapisuje se na sljedeći način:

Razmotrimo vezivanje dva atoma hlora 17 Cl (nuklearni naboj Z = 17) u dvoatomski molekul sa stanovišta strukture elektronskih omotača hlora.

Vanjski elektronski nivo hlora sadrži s 2 + p 5 = 7 elektrona. Pošto elektroni nižih nivoa ne učestvuju u hemijskim interakcijama, tačkama ćemo označiti samo elektrone spoljašnjeg trećeg nivoa. Ovi vanjski elektroni (7 komada) mogu biti raspoređeni u obliku tri elektronska para i jednog nesparenog elektrona.

Nakon spajanja nesparenih elektrona dva atoma u molekulu, dobija se novi elektronski par:

U ovom slučaju, svaki od atoma hlora nalazi se okružen oktetom elektrona. To se lako može vidjeti kruženjem bilo kojeg od atoma hlora.

Kovalentnu vezu formira samo par elektrona koji se nalazi između atoma. To se zove podijeljeni par. Preostali parovi elektrona nazivaju se usamljenim parovima. Oni pune školjke i ne učestvuju u vezivanju.

Atomi formiraju hemijske veze tako što dele dovoljno elektrona da dobiju elektronsku konfiguraciju sličnu kompletnoj elektronskoj konfiguraciji atoma plemenitih elemenata.

Prema Lewisovoj teoriji i pravilu okteta, komunikacija između atoma može se odvijati ne nužno jednim, već dva ili čak tri podijeljena para, ako to zahtijeva pravilo okteta. Takve veze se nazivaju dvostrukim i trostrukim vezama.

Na primjer, kisik može formirati dvoatomsku molekulu s oktetom elektrona iz svakog atoma samo kada su dva zajednička para postavljena između atoma:

Atomi dušika (2s 2 2p 3 na posljednjoj ljusci) su također vezani u dvoatomsku molekulu, ali da bi organizirali oktet elektrona, oni moraju između sebe rasporediti tri zajednička para:

Zaključak: kovalentna nepolarna veza nastaje između atoma iste elektronegativnosti, odnosno između atoma istog hemijskog elementa - nemetala.

Na primjer: u molekulima H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 je kovalentna nepolarna veza.

Kovalentna veza

Polarna kovalentna veza je međuprostor između čisto kovalentne veze i jonske veze. Baš kao i jonski, može nastati samo između dva atoma različitih tipova.

Kao primjer, razmotrite stvaranje vode u reakciji između atoma vodika (Z = 1) i kisika (Z = 8). Da biste to učinili, zgodno je prvo zapisati elektronske formule za vanjske ljuske vodonika (1s 1) i kisika (...2s 2 2p 4).

Ispada da je za to potrebno uzeti tačno dva atoma vodika po jednom atomu kiseonika. Međutim, priroda je takva da su akceptorska svojstva atoma kisika veća od svojstva atoma vodika (o razlozima za to ćemo govoriti malo kasnije). Stoga su vezni elektronski parovi u Lewisovoj formuli za vodu blago pomaknuti prema jezgri atoma kisika. Veza u molekuli vode je polarna kovalentna, a na atomima se pojavljuju djelomični pozitivni i negativni naboji.

Zaključak: kovalentna polarna veza nastaje između atoma različite elektronegativnosti, odnosno između atoma različitih kemijskih elemenata - nemetala.

Na primjer: u molekulima HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 - kovalentna polarna veza.

Strukturne formule

Trenutno je uobičajeno da se elektronski parovi (odnosno hemijske veze) između atoma prikazuju crticama.Svaka crtica je zajednički par elektrona. U ovom slučaju, molekule koje su nam već poznate izgledaju ovako:

Formule sa crticama između atoma nazivaju se strukturne formule. Usamljeni parovi elektrona često nisu prikazani u strukturnim formulama.

Strukturne formule su vrlo dobre za opisivanje molekula: jasno pokazuju kako su atomi međusobno povezani, kojim redoslijedom, kojim vezama.

Vezni par elektrona u Lewisovim formulama je isti kao jedna crtica u strukturnim formulama.

Dvostruke i trostruke veze imaju zajednički naziv - višestruke veze. Takođe se kaže da molekul azota ima vezu od tri. U molekulu kiseonika red veze je dva. Redoslijed veza u molekulima vodonika i hlora je isti. Vodik i hlor više nemaju višestruku, već jednostavnu vezu.

Red veze je broj zajedničkih parova između dva vezana atoma. Redoslijed povezivanja veći od tri se ne javlja.

Hemija je nevjerovatna i, doduše, zbunjujuća nauka. Iz nekog razloga, povezuje se sa svijetlim eksperimentima, šarenim epruvetama i gustim oblacima pare. Ali malo ljudi razmišlja o tome odakle dolazi ova "magija". Zapravo, nijedna reakcija se ne odvija bez stvaranja spojeva između atoma reaktanata. Štaviše, ovi "skakači" se ponekad nalaze u jednostavnim elementima. Oni utiču na sposobnost supstanci da reaguju i objašnjavaju neka njihova fizička svojstva.

Koje vrste hemijskih veza postoje i kako one utiču na jedinjenja?

Teorija

Moramo početi od najjednostavnijih stvari. Hemijska veza je interakcija u kojoj se atomi supstanci kombinuju i formiraju složenije supstance. Pogrešno je vjerovati da je to karakteristično samo za spojeve kao što su soli, kiseline i baze - čak i jednostavne tvari čije se molekule sastoje od dva atoma imaju te "mostove", ako se tako može nazvati vezom. Usput, važno je zapamtiti da se samo atomi različitog naboja mogu ujediniti (ovo su osnove fizike: jednako nabijene čestice se odbijaju, a suprotne se privlače), tako da će u složenim tvarima uvijek postojati kation (jon sa pozitivan naboj) i anion (negativna čestica), a sama veza će uvijek biti neutralna.

Pokušajmo sada razumjeti kako dolazi do stvaranja kemijske veze.

Obrazovni mehanizam

Svaka tvar ima određeni broj elektrona raspoređenih po energetskim slojevima. Najranjiviji je vanjski sloj, koji obično sadrži najmanju količinu ovih čestica. Njihov broj možete saznati gledajući broj grupe (red sa brojevima od jedan do osam na vrhu periodnog sistema) u kojoj se nalazi hemijski element, a broj energetskih slojeva jednak je broju perioda ( od jedan do sedam, okomita linija lijevo od elemenata).

U idealnom slučaju, vanjski energetski sloj sadrži osam elektrona. Ako ih nema dovoljno, atom pokušava da ih zgrabi od druge čestice. U procesu odabira elektrona neophodnih za kompletiranje vanjskog energetskog sloja formiraju se kemijske veze tvari. Njihov broj može varirati i ovisi o broju valentnih ili nesparenih čestica (da biste saznali koliko ih ima u atomu, potrebno je stvoriti njegovu elektronsku formulu). Broj elektrona koji nemaju par će biti jednak broju formiranih veza.

Još malo o tipovima

Vrste hemijskih veza koje nastaju tokom reakcija ili jednostavno u molekulu supstance u potpunosti zavise od samog elementa. Postoje tri vrste “mostova” između atoma: jonski, metalni i kovalentni. Potonji se, pak, dijeli na polarne i nepolarne.

Da bi razumjeli kojom su vezom povezani atomi, koriste svojevrsno pravilo: ako su elementi na desnoj i lijevoj strani stola (to jest, metal i nemetal, na primjer NaCl), onda je njihova veza odličan primjer jonske veze. Dva nemetala formiraju kovalentnu polarnu vezu (HCl), a dva atoma iste supstance, spajajući se u jedan molekul, formiraju kovalentnu nepolarnu vezu (Cl 2, O 2). Gore navedene vrste hemijskih veza nisu prikladne za supstance koje se sastoje od metala - tamo se nalaze samo metalne veze.

Kovalentna interakcija

Kao što je ranije spomenuto, vrste hemijskih veza imaju određeni učinak na supstance. Na primjer, kovalentni "most" je vrlo nestabilan, zbog čega se veze s njim lako uništavaju i najmanjim vanjskim utjecajem, na primjer, zagrijavanjem. Istina, ovo se odnosi samo na molekularne supstance. Oni koji imaju nemolekularnu strukturu su praktički neuništivi (idealan primjer je kristal dijamanta - kombinacija atoma ugljika).

Vratimo se na polarne i nepolarne kovalentne veze. S nepolarnim je sve jednostavno - elektroni, između kojih se formira "most", nalaze se na jednakoj udaljenosti od atoma. Ali u drugom slučaju oni se prebacuju na jedan od elemenata. Pobjednik u “povlačenju konopa” bit će supstanca čija je elektronegativnost (sposobnost privlačenja elektrona) veća. Određuje se pomoću posebnih tabela, a što je veća razlika u ovoj vrijednosti između dva elementa, to će odnos između njih biti polarniji. Istina, jedino za što znanje o elektronegativnosti elemenata može biti korisno je određivanje kationa (pozitivnog naboja - tvari u kojoj će ta vrijednost biti manja) i aniona (negativna čestica s boljom sposobnošću privlačenja). elektrona).

Jonska veza

Nisu sve vrste hemijskih veza prikladne za spajanje metala i nemetala. Kao što je gore spomenuto, ako je razlika u elektronegativnosti elemenata ogromna (a to se događa kada se nalaze u suprotnim dijelovima stola), između njih se formira ionska veza. U ovom slučaju, valentni elektroni se kreću od atoma sa nižom elektronegativnošću do atoma s višom, formirajući anion i kation. Najupečatljiviji primjer takve veze je veza halogena i metala, na primjer AlCl 2 ili HF.

Metalni priključak

Sa metalima je još lakše. Gore navedene vrste hemijskih veza su im strane, jer imaju svoje. Može povezati oba atoma iste supstance (Li 2) i različite (AlCr 2), u ovom drugom slučaju nastaju legure. Ako govorimo o fizičkim svojstvima, onda metali kombiniraju plastičnost i čvrstoću, odnosno ne ruše se pri najmanjem udaru, već jednostavno mijenjaju oblik.

Intermolekularna veza

Inače, hemijske veze postoje i u molekulima. Nazivaju se intermolekularnim. Najčešći tip je vodikova veza, u kojoj atom vodika posuđuje elektrone od elementa s visokom elektronegativnošću (molekula vode, na primjer).

Ne postoji jedinstvena teorija hemijskih veza; hemijske veze se konvencionalno dele na kovalentne (univerzalni tip veze), ionske (poseban slučaj kovalentne veze), metalne i vodikove.

Kovalentna veza

Formiranje kovalentne veze moguće je pomoću tri mehanizma: razmjenski, donor-akceptor i dativ (Lewis).

Prema metabolički mehanizam Do stvaranja kovalentne veze dolazi zbog dijeljenja zajedničkih elektronskih parova. U ovom slučaju, svaki atom teži da dobije ljusku od inertnog gasa, tj. dobiti završeni nivo eksterne energije. Formiranje hemijske veze po tipu razmene prikazano je korišćenjem Lewisovih formula, u kojima je svaki valentni elektron atoma predstavljen tačkama (slika 1).

Rice. 1 Formiranje kovalentne veze u molekulu HCl mehanizmom izmjene

Sa razvojem teorije atomske strukture i kvantne mehanike, formiranje kovalentne veze je predstavljeno kao preklapanje elektronskih orbitala (slika 2).

Rice. 2. Formiranje kovalentne veze zbog preklapanja elektronskih oblaka

Što je veće preklapanje atomskih orbitala, to je veza jača, dužina veze je kraća i energija veze je veća. Kovalentna veza se može formirati preklapanjem različitih orbitala. Kao rezultat preklapanja s-s, s-p orbitala, kao i d-d, p-p, d-p orbitala sa bočnim režnjevima, dolazi do stvaranja veza. Veza se formira okomito na liniju koja povezuje jezgra 2 atoma. Jedna i jedna veza su sposobne da formiraju višestruku (dvostruku) kovalentnu vezu, karakterističnu za organske supstance klase alkena, alkadiena itd. Jedna i dve veze čine višestruku (trostruku) kovalentnu vezu, karakterističnu za organske supstance klase alkina (acetilena).

Formiranje kovalentne veze putem mehanizam donor-akceptor Pogledajmo primjer amonijum kationa:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atom dušika ima slobodan usamljeni par elektrona (elektroni koji nisu uključeni u formiranje hemijskih veza unutar molekula), a kation vodika ima slobodnu orbitalu, tako da su oni donor i akceptor elektrona.

Razmotrimo dativni mehanizam stvaranja kovalentne veze na primjeru molekula hlora.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Atom hlora ima i slobodni usamljeni par elektrona i prazne orbitale, stoga može pokazati svojstva i donora i akceptora. Stoga, kada se formira molekul hlora, jedan atom hlora djeluje kao donor, a drugi kao akceptor.

Main karakteristike kovalentne veze su: zasićenje (zasićene veze nastaju kada atom veže onoliko elektrona za sebe koliko mu valentne sposobnosti dozvoljavaju; nezasićene veze nastaju kada je broj vezanih elektrona manji od valentnih sposobnosti atoma); usmjerenost (ova vrijednost je povezana s geometrijom molekula i konceptom "veznog ugla" - ugla između veza).

Jonska veza

Ne postoje spojevi s čistom ionskom vezom, iako se to podrazumijeva kao kemijski vezano stanje atoma u kojem se stvara stabilno elektronsko okruženje atoma kada se ukupna gustoća elektrona u potpunosti prenese na atom elektronegativnijeg elementa. Jonska veza je moguća samo između atoma elektronegativnih i elektropozitivnih elemenata koji su u stanju suprotno nabijenih jona – katjona i anjona.

DEFINICIJA

Ion su električno nabijene čestice nastale uklanjanjem ili dodavanjem elektrona atomu.

Kada prenose elektron, atomi metala i nemetala teže formiranju stabilne konfiguracije elektronske ljuske oko svog jezgra. Atom nemetala stvara omotač od naknadnog inertnog gasa oko svog jezgra, a atom metala stvara omotač prethodnog inertnog gasa (slika 3).

Rice. 3. Formiranje ionske veze na primjeru molekule natrijum hlorida

Molekule u kojima postoje jonske veze u svom čistom obliku nalaze se u stanju pare supstance. Jonska veza je vrlo jaka, te stoga tvari sa ovom vezom imaju visoku tačku topljenja. Za razliku od kovalentnih veza, ionske veze ne karakteriziraju usmjerenost i zasićenost, budući da električno polje koje stvaraju joni djeluje jednako na sve ione zbog sferne simetrije.

Metalni priključak

Metalna veza se ostvaruje samo u metalima - to je interakcija koja drži atome metala u jednoj rešetki. U formiranju veze učestvuju samo valentni elektroni atoma metala koji pripadaju čitavom njegovom volumenu. U metalima se elektroni neprestano odvajaju od atoma i kreću se po cijeloj masi metala. Atomi metala, lišeni elektrona, pretvaraju se u pozitivno nabijene ione, koji teže da prihvate pokretne elektrone. Ovaj kontinuirani proces formira takozvani „elektronski gas“ unutar metala, koji čvrsto povezuje sve atome metala zajedno (slika 4).

Metalna veza je jaka, pa se metali odlikuju visokom tačkom topljenja, a prisustvo "elektronskog gasa" daje metalima savitljivost i duktilnost.

Vodikova veza

Vodikova veza je specifična intermolekularna interakcija, jer njegova pojava i jačina zavise od hemijske prirode supstance. Nastaje između molekula u kojima je atom vodika vezan za atom visoke elektronegativnosti (O, N, S). Pojava vodikove veze zavisi od dva razloga: prvo, atom vodika povezan sa elektronegativnim atomom nema elektrone i lako se može ugraditi u elektronske oblake drugih atoma, i drugo, ima valencijsku s-orbitalu, atom vodonika je u stanju prihvatiti usamljeni par elektrona elektronegativnog atoma i formirati vezu s njim kroz mehanizam donor-akceptor.

Svi trenutno poznati hemijski elementi koji se nalaze u periodnom sistemu podeljeni su u dve velike grupe: metali i nemetali. Da bi oni postali ne samo elementi, već spojevi, kemijske tvari, i da bi mogli međusobno djelovati, moraju postojati u obliku jednostavnih i složenih tvari.

Zbog toga neki elektroni pokušavaju da prihvate, dok drugi pokušavaju da odaju. Nadopunjavajući jedni druge na ovaj način, elementi formiraju različite hemijske molekule. Ali šta ih drži zajedno? Zašto postoje supstance takve snage da se čak ni najozbiljniji instrumenti ne mogu uništiti? Drugi su, naprotiv, uništeni najmanjim udarom. Sve se to objašnjava stvaranjem različitih vrsta kemijskih veza između atoma u molekulima, formiranjem kristalne rešetke određene strukture.

Vrste hemijskih veza u jedinjenjima

Ukupno postoje 4 glavne vrste hemijskih veza.

1. Kovalentno nepolarno. Nastaje između dva identična nemetala zbog dijeljenja elektrona, formiranja zajedničkih elektronskih parova. U njegovom formiranju učestvuju valentne nesparene čestice. Primeri: halogeni, kiseonik, vodonik, azot, sumpor, fosfor.
2. Kovalentno polarni. Nastaje između dva različita nemetala ili između metala sa vrlo slabim svojstvima i nemetala sa slabom elektronegativnošću. Takođe se zasniva na zajedničkim elektronskim parovima i njihovom povlačenju prema sebi od strane atoma čiji je afinitet prema elektronu veći. Primjeri: NH 3, SiC, P 2 O 5 i drugi.
3. Vodikova veza. Najnestabilniji i najslabiji, formira se između visoko elektronegativnog atoma jednog molekula i pozitivnog atoma drugog. Najčešće se to događa kada su tvari otopljene u vodi (alkohol, amonijak, itd.). Zahvaljujući ovoj vezi mogu postojati makromolekule proteina, nukleinskih kiselina, složenih ugljikohidrata itd.
4. Jonska veza. Nastaje zbog sila elektrostatičkog privlačenja različito nabijenih iona metala i nemetala. Što je razlika u ovom pokazatelju jača, to je jasnije izražena jonska priroda interakcije. Primjeri spojeva: binarne soli, kompleksna jedinjenja - baze, soli.
5. Metalna veza, čiji mehanizam formiranja, kao i njena svojstva, bit će razmotreni dalje. Nastaje u metalima i njihovim legurama raznih vrsta.

Postoji takva stvar kao što je jedinstvo hemijske veze. To samo kaže da je nemoguće svaku hemijsku vezu smatrati standardom. Sve su to samo konvencionalno označene jedinice. Na kraju krajeva, sve interakcije se zasnivaju na jednom principu - elektron-statičkoj interakciji. Prema tome, jonske, metalne, kovalentne i vodonične veze imaju istu hemijsku prirodu i samo su granični slučajevi jedne druge.

Metali i njihova fizička svojstva

Metali se nalaze u ogromnoj većini svih hemijskih elemenata. To je zbog njihovih posebnih svojstava. Značajan dio njih ljudi su dobili nuklearnim reakcijama u laboratorijskim uvjetima, radioaktivni su s kratkim poluživotom.

Međutim, većina su prirodni elementi koji formiraju čitave stijene i rude i dio su najvažnijih spojeva. Od njih su ljudi naučili lijevati legure i praviti mnogo lijepih i važnih proizvoda. To su bakar, gvožđe, aluminijum, srebro, zlato, hrom, mangan, nikl, cink, olovo i mnogi drugi.

Za sve metale mogu se identificirati zajednička fizička svojstva, koja se objašnjavaju stvaranjem metalne veze. Koja su to svojstva?

1. Savitljivost i duktilnost. Poznato je da se mnogi metali mogu valjati čak i do stanja folije (zlato, aluminijum). Drugi proizvode žicu, fleksibilne metalne limove i proizvode koji se mogu deformisati tokom fizičkog udara, ali odmah vraćaju svoj oblik nakon što prestane. Upravo se ove kvalitete metala nazivaju savitljivost i duktilnost. Razlog za ovu značajku je metalna vrsta veze. Joni i elektroni u kristalu klize jedni prema drugima bez lomljenja, što omogućava održavanje integriteta cijele strukture.
2. Metalni sjaj. Takođe objašnjava metalnu vezu, mehanizam formiranja, njene karakteristike i karakteristike. Dakle, nisu sve čestice u stanju da apsorbuju ili reflektuju svetlosne talase iste talasne dužine. Atomi većine metala odbijaju kratkotalasne zrake i dobijaju gotovo istu boju srebrne, bijele i blijedo plavkaste nijanse. Izuzetak su bakar i zlato, njihove boje su crveno-crvena, odnosno žuta. Oni su u stanju da reflektuju zračenje duže talasne dužine.
3. Toplotna i električna provodljivost. Ova svojstva se takođe objašnjavaju strukturom kristalne rešetke i činjenicom da se u njenom formiranju ostvaruje metalni tip veze. Zbog "elektronskog plina" koji se kreće unutar kristala, električna struja i toplina se trenutno i ravnomjerno raspoređuju između svih atoma i jona i provode se kroz metal.
4. Čvrsto agregatno stanje u normalnim uslovima. Jedini izuzetak je živa. Svi ostali metali su nužno jaka, čvrsta jedinjenja, kao i njihove legure. Ovo je također rezultat prisutnog metalnog vezivanja u metalima. Mehanizam nastanka ove vrste vezivanja čestica u potpunosti potvrđuje svojstva.

Ovo su glavne fizičke karakteristike metala, koje se objašnjavaju i određuju upravo shemom formiranja metalne veze. Ova metoda povezivanja atoma je relevantna posebno za metalne elemente i njihove legure. Odnosno, za njih u čvrstom i tečnom stanju.

Metalna hemijska veza

Koja je njegova posebnost? Stvar je u tome da takva veza nastaje ne zbog različito nabijenih jona i njihove elektrostatičke privlačnosti, a ne zbog razlike u elektronegativnosti i prisutnosti slobodnih elektronskih parova. Odnosno, jonske, metalne, kovalentne veze imaju malo drugačiju prirodu i karakteristične karakteristike čestica koje se vezuju.

Svi metali imaju sljedeće karakteristike:

• mali broj elektrona po (osim nekih izuzetaka, koji mogu imati 6,7 i 8);
• veliki atomski radijus;
• niska energija jonizacije.

Sve to doprinosi lakom odvajanju vanjskih nesparenih elektrona od jezgra. Istovremeno, atom ima mnogo slobodnih orbitala. Dijagram formiranja metalne veze će precizno pokazati preklapanje brojnih orbitalnih ćelija različitih atoma međusobno, koje kao rezultat formiraju zajednički intrakristalni prostor. Iz svakog atoma u njega se unose elektroni koji počinju slobodno lutati kroz različite dijelove rešetke. Povremeno, svaki od njih se veže za jon na mestu u kristalu i pretvara ga u atom, a zatim se ponovo odvaja da bi formirao ion.

Dakle, metalna veza je veza između atoma, jona i slobodnih elektrona u običnom metalnom kristalu. Elektronski oblak koji se slobodno kreće unutar strukture naziva se "elektronski plin". To je ono što objašnjava većinu metala i njihovih legura.

Kako se tačno hemijska veza metala ostvaruje? Mogu se navesti različiti primjeri. Pokušajmo to pogledati na komadu litijuma. Čak i ako uzmete veličinu zrna graška, biće hiljade atoma. Dakle, zamislimo da svaki od ovih hiljada atoma predaje svoj jedan valentni elektron zajedničkom kristalnom prostoru. U isto vrijeme, znajući elektronsku strukturu datog elementa, možete vidjeti broj praznih orbitala. Litijum će ih imati 3 (p-orbitale drugog energetskog nivoa). Tri za svaki atom od desetina hiljada - ovo je zajednički prostor unutar kristala u kojem se "elektronski gas" slobodno kreće.

Supstanca sa metalnom vezom je uvek jaka. Na kraju krajeva, elektronski plin ne dopušta da se kristal sruši, već samo pomiče slojeve i odmah ih obnavlja. Sjaji, ima određenu gustoću (najčešće visoku), topljivost, savitljivost i plastičnost.

Gdje se još prodaje metalna veza? Primjeri supstanci:

• metali u obliku jednostavnih struktura;
• sve metalne legure međusobno;
• svi metali i njihove legure u tečnom i čvrstom stanju.

Postoji jednostavno nevjerovatan broj konkretnih primjera, budući da postoji više od 80 metala u periodnom sistemu!

Metalna veza: mehanizam nastanka

Ako to posmatramo uopšteno, glavne tačke smo već naveli iznad. Prisustvo slobodnih elektrona i elektrona koji se lako odvajaju od jezgra zbog niske energije jonizacije glavni su uvjeti za stvaranje ove vrste veze. Dakle, ispada da se realizuje između sljedećih čestica:

• atomi na mjestima kristalne rešetke;
• slobodni elektroni koji su bili valentni elektroni u metalu;
• jona na mjestima kristalne rešetke.

Rezultat je metalna veza. Mehanizam formiranja se generalno izražava sljedećom notacijom: Me 0 - e - ↔ Me n+. Iz dijagrama je očigledno koje su čestice prisutne u metalnom kristalu.

Sami kristali mogu imati različite oblike. To ovisi o specifičnoj tvari s kojom imamo posla.

Vrste metalnih kristala

Ova struktura metala ili njegove legure karakterizira vrlo gusto pakovanje čestica. Obezbeđuju ga joni u kristalnim čvorovima. Same rešetke mogu imati različite geometrijske oblike u prostoru.

1. Tijelocentrična kubična rešetka - alkalni metali.
2. Heksagonalna kompaktna struktura - sve zemnoalkalne osim barijuma.
3. Lice-centric kubik - aluminijum, bakar, cink, mnogi prelazni metali.
4. Merkur ima romboedačku strukturu.
5. Tetragonalni - indijum.

Što se niže i niže nalazi u periodičnom sistemu, to je složenije njegovo pakovanje i prostorna organizacija kristala. U ovom slučaju, metalna hemijska veza, čiji se primjeri mogu dati za svaki postojeći metal, je odlučujuća u konstrukciji kristala. Legure imaju vrlo različite organizacije u svemiru, od kojih neke još nisu u potpunosti proučene.

Komunikacijske karakteristike: neusmjerena

Kovalentne i metalne veze imaju jednu vrlo izraženu karakterističnu osobinu. Za razliku od prve, metalna veza nije usmjerena. Šta to znači? To jest, elektronski oblak unutar kristala kreće se potpuno slobodno unutar njegovih granica u različitim smjerovima, svaki elektron je sposoban vezati se za apsolutno bilo koji ion na čvorovima strukture. Odnosno, interakcija se odvija u različitim smjerovima. Stoga kažu da je metalna veza neusmjerena.

Mehanizam kovalentne veze uključuje formiranje zajedničkih elektronskih parova, odnosno oblaka atoma koji se preklapaju. Štoviše, događa se striktno duž određene linije koja povezuje njihove centre. Stoga govore o smjeru takve veze.

Zasićenost

Ova karakteristika odražava sposobnost atoma da imaju ograničenu ili neograničenu interakciju s drugima. Dakle, kovalentna i metalna veza su opet suprotne prema ovom pokazatelju.

Prvi je zasićen. Atomi koji učestvuju u njegovom formiranju imaju strogo određen broj valentnih vanjskih elektrona, koji su direktno uključeni u formiranje spoja. Neće imati više elektrona nego što ima. Stoga je broj formiranih veza ograničen valentnošću. Otuda i zasićenost veze. Zbog ove karakteristike, većina jedinjenja ima konstantan hemijski sastav.

Metalne i vodonične veze su, naprotiv, nezasićene. To je zbog prisutnosti brojnih slobodnih elektrona i orbitala unutar kristala. Joni također igraju ulogu na mjestima kristalne rešetke, od kojih svaki može postati atom i opet jon u bilo kojem trenutku.

Još jedna karakteristika metalne veze je delokalizacija unutrašnjeg elektronskog oblaka. Ona se manifestuje u sposobnosti malog broja zajedničkih elektrona da vežu zajedno mnoga atomska jezgra metala. To jest, gustoća je, takoreći, delokalizirana, ravnomjerno raspoređena između svih dijelova kristala.

Primjeri stvaranja veza u metalima

Pogledajmo nekoliko specifičnih opcija koje ilustruju kako se formira metalna veza. Primjeri supstanci su:

• cink;
• aluminijum;
• kalijum;
• hrom.

Formiranje metalne veze između atoma cinka: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Atom cinka ima četiri energetska nivoa. Na osnovu elektronske strukture, ima 15 slobodnih orbitala - 3 u p-orbitalama, 5 u 4 d i 7 u 4f. Elektronska struktura je sljedeća: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, ukupno 30 elektrona u atomu. To jest, dvije slobodne valentne negativne čestice mogu se kretati unutar 15 prostranih i nezauzetih orbitala. I tako je za svaki atom. Rezultat je ogroman zajednički prostor koji se sastoji od praznih orbitala i malog broja elektrona koji povezuju cijelu strukturu zajedno.

Metalna veza između atoma aluminija: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Trinaest elektrona atoma aluminijuma nalazi se na tri energetska nivoa, kojih očigledno ima u izobilju. Elektronska struktura: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Besplatne orbitale - 7 komada. Očigledno, elektronski oblak će biti mali u poređenju sa ukupnim unutrašnjim slobodnim prostorom u kristalu.

Kromirana metalna veza. Ovaj element je poseban po svojoj elektronskoj strukturi. Zaista, da bi stabilizovao sistem, elektron pada sa 4s na 3d orbitalu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Ukupno ima 24 elektrona, od kojih je šest valentnih elektrona. Oni su ti koji ulaze u zajednički elektronski prostor da formiraju hemijsku vezu. Postoji 15 slobodnih orbitala, što je još uvijek mnogo više nego što je potrebno za popunjavanje. Stoga je hrom također tipičan primjer metala s odgovarajućom vezom u molekuli.

Jedan od najaktivnijih metala koji čak i sa običnom vodom reagira s vatrom je kalij. Šta objašnjava ova svojstva? Opet, na mnogo načina - metalnom vrstom veze. Ovaj element ima samo 19 elektrona, ali se nalaze na 4 energetska nivoa. Odnosno, u 30 orbitala različitih podnivoa. Elektronska struktura: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Samo dva sa vrlo niskom energijom jonizacije. Oni se slobodno odvajaju i odlaze u zajednički elektronski prostor. Postoje 22 orbitale za kretanje po atomu, odnosno veoma veliki slobodan prostor za „elektronski gas“.

Sličnosti i razlike sa drugim vrstama veza

Općenito, ovo pitanje je već razmotreno gore. Može se samo generalizovati i izvući zaključak. Glavne karakteristike metalnih kristala koje ih razlikuju od svih ostalih vrsta veza su:

• nekoliko vrsta čestica koje učestvuju u procesu vezivanja (atomi, joni ili atom-joni, elektroni);
• različite prostorne geometrijske strukture kristala.

Metalne veze imaju zajedničko sa vodoničnim i ionskim vezama nezasićenost i neusmjerenost. Sa kovalentnom polarnom - snažnom elektrostatičkom privlačnošću između čestica. Zasebno od ionskih - vrsta čestica na čvorovima kristalne rešetke (joni). Sa kovalentnim nepolarnim - atomima u čvorovima kristala.

Vrste veza u metalima različitog agregatnog stanja

Kao što smo već napomenuli, metalna hemijska veza, čiji su primjeri dati u članku, nastaje u dva agregirana stanja metala i njihovih legura: čvrstom i tekućem.

Postavlja se pitanje: koja je vrsta veze u metalnim parama? Odgovor: kovalentno polarni i nepolarni. Kao i kod svih jedinjenja koja su u obliku gasa. Odnosno, kada se metal dugo zagrijava i prelazi iz čvrstog u tekuće stanje, veze se ne prekidaju i kristalna struktura je očuvana. Međutim, kada dođe do prelaska tečnosti u stanje pare, kristal se uništava i metalna veza se pretvara u kovalentnu.

164039 0

Svaki atom ima određeni broj elektrona.

Prilikom ulaska u kemijske reakcije, atomi doniraju, dobivaju ili dijele elektrone, postižući najstabilniju elektronsku konfiguraciju. Konfiguracija s najnižom energijom (kao kod atoma plemenitog plina) ispada najstabilnijom. Ovaj obrazac se naziva „pravilo okteta“ (slika 1).

Rice. 1.

Ovo pravilo važi za sve vrste veza. Elektronske veze između atoma omogućavaju im da formiraju stabilne strukture, od najjednostavnijih kristala do složenih biomolekula koji na kraju formiraju žive sisteme. Od kristala se razlikuju po kontinuiranom metabolizmu. Istovremeno, mnoge hemijske reakcije se odvijaju prema mehanizmima elektronski transfer, koji igraju ključnu ulogu u energetskim procesima u tijelu.

Hemijska veza je sila koja drži zajedno dva ili više atoma, jona, molekula ili bilo koju kombinaciju ovih.

Priroda kemijske veze je univerzalna: to je elektrostatička sila privlačenja između negativno nabijenih elektrona i pozitivno nabijenih jezgri, određena konfiguracijom elektrona vanjske ljuske atoma. Sposobnost atoma da formira hemijske veze naziva se valence, ili oksidacijskom stanju. Koncept od valentnih elektrona- elektroni koji formiraju hemijske veze, odnosno nalaze se u orbitalama najviše energije. Prema tome, vanjski omotač atoma koji sadrži ove orbitale naziva se valentna ljuska. Trenutno nije dovoljno ukazati na prisustvo hemijske veze, već je potrebno razjasniti njen tip: jonska, kovalentna, dipol-dipolna, metalna.

Prva vrsta veze jejonski veza

Prema Luisovoj i Kosselovoj elektronskoj valentnoj teoriji, atomi mogu postići stabilnu elektronsku konfiguraciju na dva načina: prvo, gubitkom elektrona, postajući katjoni, drugo, njihovo sticanje, pretvaranje u anjoni. Kao rezultat prijenosa elektrona, zbog elektrostatičke sile privlačenja između jona sa nabojima suprotnih predznaka, formira se hemijska veza, nazvana Kosselom “ elektrovalentan"(sada se zove jonski).

U ovom slučaju, anioni i kationi formiraju stabilnu elektronsku konfiguraciju s ispunjenom vanjskom elektronskom ljuskom. Tipične ionske veze formiraju se od katjona T i II grupa periodnog sistema i anjona nemetalnih elemenata grupa VI i VII (16 i 17 podgrupa, respektivno, halkogeni I halogeni). Veze jonskih spojeva su nezasićene i neusmjerene, pa zadržavaju mogućnost elektrostatičke interakcije s drugim ionima. Na sl. Na slikama 2 i 3 prikazani su primjeri ionskih veza koje odgovaraju Kosselovom modelu prijenosa elektrona.

Rice. 2.

Rice. 3. Jonska veza u molekulu kuhinjske soli (NaCl)

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

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

Baze mogu neutralizirati kiseline. Nisu sve baze rastvorljive u vodi (na primer, neka organska jedinjenja koja ne sadrže OH grupe su nerastvorljiva, posebno, trietilamin N(C 2 H 5) 3); rastvorljive baze se nazivaju alkalije.

Vodene otopine kiselina prolaze kroz karakteristične reakcije:

a) sa oksidima metala - sa stvaranjem soli i vode;

b) sa metalima - sa stvaranjem soli i vodonika;

c) sa karbonatima - sa stvaranjem soli, CO 2 i N 2 O.

Svojstva kiselina i baza opisuje nekoliko teorija. U skladu sa teorijom S.A. Arrhenius, kiselina je supstanca koja se disocira i formira jone N+ , dok baza formira jone HE- . Ova teorija ne uzima u obzir postojanje organskih baza koje nemaju hidroksilne grupe.

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

Na primjer, u reakciji između amonijaka N.H. 3 (slaba baza) i hlorovodonika u gasnoj fazi nastaje čvrst amonijum hlorid, a u ravnotežnoj smeši dve supstance uvek se nalaze 4 čestice od kojih su dve kiseline, a druge dve baze:

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

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

2) HCl I Cl ‑

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

Teorija Brønsted-Lowryja objašnjava jedinstvenu ulogu vode za život biosfere. Voda, ovisno o tvari koja s njom stupa u interakciju, može pokazati svojstva kiseline ili baze. Na primjer, u reakcijama s vodenim otopinama octene kiseline, voda je baza, a u reakcijama s vodenim otopinama amonijaka kiselina.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Ovdje molekul sirćetne kiseline donira proton molekulu vode;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HE- . Ovdje molekul amonijaka prihvata proton od molekula vode.

Dakle, voda može formirati dva konjugirana para:

1) H2O(kiselina) i HE- (konjugirana osnova)

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

U prvom slučaju voda donira proton, au drugom ga prihvata.

Ovo svojstvo se zove amfiprotonizam. Supstance koje mogu reagovati i kao kiseline i baze nazivaju se amfoterično. Takve tvari se često nalaze u živoj prirodi. Na primjer, aminokiseline mogu formirati soli i sa kiselinama i sa bazama. Stoga, peptidi lako formiraju koordinaciona jedinjenja sa prisutnim metalnim jonima.

Dakle, karakteristično svojstvo jonske veze je potpuno kretanje veznih elektrona do jednog od jezgara. To znači da između jona postoji oblast u kojoj je gustina elektrona skoro nula.

Druga vrsta veze jekovalentna veza

Atomi mogu formirati stabilne elektronske konfiguracije dijeljenjem elektrona.

Takva veza nastaje kada se par elektrona dijeli jedan po jedan od svih atom. U ovom slučaju, elektroni zajedničke veze ravnomjerno su raspoređeni između atoma. Primjeri kovalentnih veza uključuju homonuklearni dijatomski molekuli H 2 , N 2 , F 2. Isti tip veze nalazi se u alotropima O 2 i ozon O 3 i za poliatomsku molekulu S 8 i takođe heteronuklearne molekule hlorovodonik HCl, ugljen-dioksid CO 2, metan CH 4, etanol WITH 2 N 5 HE, sumpor heksafluorid SF 6, acetilen WITH 2 N 2. Svi ovi molekuli dijele iste elektrone, a njihove veze su zasićene i usmjerene na isti način (slika 4).

Za biologe je važno da dvostruke i trostruke veze imaju smanjene kovalentne atomske radijuse u odnosu na jednostruku vezu.

Rice. 4. Kovalentna veza u Cl 2 molekulu.

Jonske i kovalentne vrste veza su dva ekstremna slučaja mnogih postojećih tipova hemijskih veza, a u praksi je većina veza srednja.

Jedinjenja dva elementa koja se nalaze na suprotnim krajevima istog ili različitih perioda periodnog sistema pretežno formiraju jonske veze. Kako se elementi približavaju u određenom periodu, ionska priroda njihovih spojeva se smanjuje, a kovalentni karakter se povećava. Na primjer, halogenidi i oksidi elemenata na lijevoj strani periodnog sistema formiraju pretežno ionske veze ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), a ista jedinjenja elemenata na desnoj strani tabele su kovalentna ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukoza C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5 OH).

Kovalentna veza, zauzvrat, ima još jednu modifikaciju.

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

Fig. 5.

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

Suština kovalentne veze i njena raznolikost - koordinaciona veza - može se razjasniti uz pomoć druge teorije kiselina i baza koju je predložio GN. Lewis. On je donekle proširio semantički koncept pojmova "kiselina" i "baza" prema teoriji Brønsted-Lowryja. Lewisova teorija objašnjava prirodu stvaranja kompleksnih jona i učešće supstanci u reakcijama nukleofilne supstitucije, odnosno u stvaranju CS.

Prema Lewisu, kiselina je supstanca sposobna da formira kovalentnu vezu prihvatanjem elektronskog para iz baze. Lewisova baza je supstanca koja ima usamljeni elektronski par, koji doniranjem elektrona formira kovalentnu vezu sa Lewisovom kiselinom.

Odnosno, Lewisova teorija proširuje raspon kiselinsko-baznih reakcija i na reakcije u kojima protoni uopće ne učestvuju. Štaviše, sam proton je, prema ovoj teoriji, također kiselina, jer je sposoban prihvatiti elektronski par.

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

Gore je napomenuto da je podjela tvari na ionske i kovalentne relativna, jer se potpuni prijenos elektrona s atoma metala na atome akceptora ne događa u kovalentnim molekulima. U spojevima s ionskim vezama svaki ion je u električnom polju jona suprotnog predznaka, pa su međusobno polarizirani, a njihove ljuske su deformirane.

Polarizabilnost određena elektronskom strukturom, nabojem i veličinom jona; za anjone je veći nego za katione. Najveća polarizabilnost među kationima je za katione većeg naboja i manje veličine, npr. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ima snažan polarizirajući efekat N+ . Budući da je utjecaj polarizacije jona dvosmjeran, značajno mijenja svojstva spojeva koje oni formiraju.

Treća vrsta veze jedipol-dipol veza

Pored navedenih vrsta komunikacije, postoje i dipol-dipol intermolekularni interakcije, tzv van der Waals .

Snaga ovih interakcija ovisi o prirodi molekula.

Postoje tri vrste interakcija: permanentni dipol - permanentni dipol ( dipol-dipol atrakcija); permanentni dipol - inducirani dipol ( indukcija atrakcija); trenutni dipol - inducirani dipol ( disperzivno privlačnost, ili londonske sile; pirinač. 6).

Rice. 6.

Samo molekuli s polarnim kovalentnim vezama imaju dipol-dipolni moment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), a snaga veze je 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 kulona - C × m).

U biohemiji postoji još jedna vrsta veze - vodonik vezu koja je ograničavajući slučaj dipol-dipol atrakcija. Ova veza nastaje privlačenjem između atoma vodika i malog elektronegativnog atoma, najčešće kisika, fluora i dušika. Kod velikih atoma koji imaju sličnu elektronegativnost (kao što su hlor i sumpor), vodikova veza je mnogo slabija. Atom vodika se razlikuje po jednoj značajnoj osobini: kada se vezani elektroni povuku, njegovo jezgro - proton - je izloženo i više nije zaštićeno elektronima.

Stoga se atom pretvara u veliki dipol.

Vodikova veza, za razliku od van der Waalsove, nastaje ne samo tokom međumolekularnih interakcija, već i unutar jedne molekule - intramolekularno vodoničnu vezu. Vodikove veze igraju važnu ulogu u biohemiji, na primjer, za stabilizaciju strukture proteina u obliku a-heliksa, ili za formiranje dvostruke spirale DNK (slika 7).

Fig.7.

Vodikove i van der Waalsove veze su mnogo slabije od jonskih, kovalentnih i koordinacionih veza. Energija međumolekulskih veza je prikazana u tabeli. 1.

Tabela 1. Energija međumolekularnih sila

Bilješka: Stepen međumolekularnih interakcija odražava se entalpijom topljenja i isparavanja (ključanja). Jonska jedinjenja zahtijevaju znatno više energije za razdvajanje jona nego za razdvajanje molekula. Entalpija topljenja jonskih jedinjenja je mnogo veća od one molekularnih jedinjenja.

Četvrta vrsta veze jemetalni spoj

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

Iz kratkog pregleda tipova veza postaje jasan jedan detalj: važan parametar atoma ili jona metala - donora elektrona, kao i atoma - akceptora elektrona, je njegov veličina.

Ne ulazeći u detalje, napominjemo da se kovalentni radijusi atoma, ionski radijusi metala i van der Waalsovi radijusi molekula u interakciji povećavaju kako se njihov atomski broj povećava u grupama periodnog sistema. U ovom slučaju, vrijednosti radijusa jona su najmanje, a van der Waalsovi polumjeri najveći. Po pravilu, pri kretanju niz grupu, radijusi svih elemenata se povećavaju, kako kovalentnih tako i van der Waalsovih.

Od najvećeg značaja za biologe i lekare su koordinacija(donor-akceptor) veze koje razmatra koordinaciona hemija.

Medicinska bioanorganika. G.K. Barashkov