Vonkajšie obaly všetkých prvkov, okrem vzácnych plynov, sú NEÚPLNÉ a v procese chemickej interakcie sú DOKONČENÉ.

Chemická väzba je tvorená elektrónmi vonkajších elektrónových obalov, ale uskutočňuje sa rôznymi spôsobmi.

Existujú tri hlavné typy chemických väzieb:

Kovalentná väzba a jej odrody: polárna a nepolárna kovalentná väzba;

iónová väzba;

Kovové spojenie.

Iónová väzba

Iónová chemická väzba je väzba vytvorená v dôsledku elektrostatickej príťažlivosti katiónov k aniónom.

Iónová väzba sa vyskytuje medzi atómami, ktoré majú navzájom výrazne odlišné hodnoty elektronegativity, takže pár elektrónov tvoriacich väzbu je silne zaujatý smerom k jednému z atómov, takže ho možno považovať za patriaci k atómu tohto prvku.

Elektronegativita je schopnosť atómov chemických prvkov priťahovať svoje vlastné a cudzie elektróny.

Povaha iónovej väzby, štruktúra a vlastnosti iónových zlúčenín sú vysvetlené z pozície elektrostatickej teórie chemických väzieb.

Tvorba katiónov: M 0 - n e - = M n+

Tvorba aniónov: HeM 0 + n e - = HeM n-

Napríklad: 2Na0 + Cl20 = 2Na + Cl -

Pri horení kovového sodíka v chlóre vznikajú v dôsledku redoxnej reakcie katióny silne elektropozitívneho prvku sodíka a anióny silne elektronegatívneho prvku chlór.

Záver: medzi kovovými a nekovovými atómami sa vytvára iónová chemická väzba, ktoré sa značne líšia v elektronegativite.

Napríklad: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 atď.

Kovalentné nepolárne a polárne väzby

Kovalentná väzba je spojenie atómov pomocou spoločných (medzi nimi zdieľaných) elektrónových párov.

Kovalentná nepolárna väzba

Uvažujme o výskyte kovalentnej nepolárnej väzby na príklade tvorby molekuly vodíka z dvoch atómov vodíka. Tento proces je už typickou chemickou reakciou, pretože z jednej látky (atómového vodíka) vzniká ďalšia – molekulárny vodík. Vonkajším znakom energetického „úžitku“ tohto procesu je uvoľnenie veľkého množstva tepla.

Elektrónové obaly atómov vodíka (s jedným s-elektrónom na každý atóm) sa spájajú do spoločného elektrónového oblaku (molekulárneho orbitálu), kde oba elektróny „slúžia“ jadrám bez ohľadu na to, či ide o „naše“ jadro alebo „cudzie“. Nový elektrónový obal je podobný dokončenému elektrónovému obalu inertného plynu hélia z dvoch elektrónov: 1s 2.

V praxi sa používajú jednoduchšie metódy. Napríklad americký chemik J. Lewis v roku 1916 navrhol označovať elektróny bodkami vedľa symbolov prvkov. Jedna bodka predstavuje jeden elektrón. V tomto prípade je tvorba molekuly vodíka z atómov napísaná takto:

Uvažujme väzbu dvoch atómov chlóru 17 Cl (jadrový náboj Z = 17) do dvojatómovej molekuly z hľadiska štruktúry elektrónových obalov chlóru.

Vonkajšia elektronická hladina chlóru obsahuje s 2 + p 5 = 7 elektrónov. Keďže elektróny nižších úrovní sa nezúčastňujú chemických interakcií, bodkami budeme označovať iba elektróny vonkajšej tretej úrovne. Tieto vonkajšie elektróny (7 kusov) môžu byť usporiadané vo forme troch elektrónových párov a jedného nepárového elektrónu.

Po spojení nepárových elektrónov dvoch atómov do molekuly sa získa nový elektrónový pár:

V tomto prípade sa každý z atómov chlóru ocitne obklopený OCTET elektrónov. Dá sa to ľahko zistiť zakrúžkovaním ktoréhokoľvek z atómov chlóru.

Kovalentnú väzbu tvorí iba pár elektrónov umiestnených medzi atómami. Nazýva sa to split pair. Zostávajúce páry elektrónov sa nazývajú osamelé páry. Vypĺňajú škrupiny a nezúčastňujú sa viazania.

Atómy vytvárajú chemické väzby zdieľaním dostatočného množstva elektrónov, aby získali elektrónovú konfiguráciu podobnú kompletnej elektrónovej konfigurácii atómov ušľachtilých prvkov.

Podľa Lewisovej teórie a oktetového pravidla môže byť komunikácia medzi atómami nevyhnutne uskutočnená nie jedným, ale dvoma alebo dokonca tromi rozdelenými pármi, ak to vyžaduje oktetové pravidlo. Takéto väzby sa nazývajú dvojité a trojité väzby.

Napríklad kyslík môže vytvoriť dvojatómovú molekulu s oktetom elektrónov z každého atómu iba vtedy, keď sú medzi atómy umiestnené dva zdieľané páry:

Atómy dusíka (2s 2 2p 3 na poslednom obale) sú tiež viazané do dvojatómovej molekuly, ale na usporiadanie oktetu elektrónov musia medzi sebou usporiadať tri zdieľané páry:

Záver: kovalentná nepolárna väzba vzniká medzi atómami s rovnakou elektronegativitou, teda medzi atómami toho istého chemického prvku - nekovu.

Napríklad: v molekulách H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 je kovalentná nepolárna väzba.

Kovalentná väzba

Polárna kovalentná väzba je medzičlánkom medzi čisto kovalentnou väzbou a iónovou väzbou. Rovnako ako iónové, môže vzniknúť iba medzi dvoma atómami rôznych typov.

Ako príklad uvažujme tvorbu vody pri reakcii medzi atómami vodíka (Z = 1) a kyslíka (Z = 8). Na tento účel je vhodné najskôr zapísať elektronické vzorce pre vonkajšie obaly vodíka (1s 1) a kyslíka (...2s 2 2p 4).

Ukazuje sa, že na to je potrebné vziať presne dva atómy vodíka na jeden atóm kyslíka. Príroda je však taká, že akceptorové vlastnosti atómu kyslíka sú vyššie ako vlastnosti atómu vodíka (o dôvodoch sa bude diskutovať o niečo neskôr). Preto sú väzbové elektrónové páry v Lewisovom vzorci pre vodu mierne posunuté smerom k jadru atómu kyslíka. Väzba v molekule vody je polárna kovalentná a na atómoch sa objavujú čiastočné kladné a záporné náboje.

Záver: kovalentná polárna väzba vzniká medzi atómami s rôznou elektronegativitou, teda medzi atómami rôznych chemických prvkov – nekovov.

Napríklad: v molekulách HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 - kovalentná polárna väzba.

Štrukturálne vzorce

V súčasnosti je zvykom znázorňovať elektrónové páry (čiže chemické väzby) medzi atómami pomlčkami, pričom každá pomlčka je spoločným elektrónovým párom. V tomto prípade nám už známe molekuly vyzerajú takto:

Vzorce s pomlčkami medzi atómami sa nazývajú štruktúrne vzorce. Osamelé páry elektrónov často nie sú zobrazené v štruktúrnych vzorcoch.

Na zobrazenie molekúl sú veľmi dobré štruktúrne vzorce: jasne ukazujú, ako sú atómy navzájom spojené, v akom poradí, akými väzbami.

Väzbový pár elektrónov v Lewisových vzorcoch je rovnaký ako jedna pomlčka v štruktúrnych vzorcoch.

Dvojité a trojité väzby majú spoločný názov – viacnásobné väzby. O molekule dusíka sa tiež hovorí, že má väzbový poriadok tri. V molekule kyslíka je poradie väzieb dva. Poradie väzieb v molekulách vodíka a chlóru je rovnaké. Vodík a chlór už nemajú násobnú, ale jednoduchú väzbu.

Poradie väzieb je počet zdieľaných zdieľaných párov medzi dvoma viazanými atómami. Objednávka pripojenia vyššia ako tri sa nevyskytuje.

Chémia je úžasná a, pravdaže, mätúca veda. Z nejakého dôvodu sa spája s jasnými experimentmi, farebnými skúmavkami a hustými oblakmi pary. Málokto sa však zamýšľa nad tým, odkiaľ toto „kúzlo“ pochádza. V skutočnosti neprebehne ani jedna reakcia bez vzniku zlúčenín medzi atómami reaktantov. Navyše sa tieto „prepojky“ niekedy nachádzajú v jednoduchých prvkoch. Ovplyvňujú schopnosť látok reagovať a vysvetľujú niektoré ich fyzikálne vlastnosti.

Aké typy chemických väzieb existujú a ako ovplyvňujú zlúčeniny?

teória

Musíme začať tými najjednoduchšími vecami. Chemická väzba je interakcia, pri ktorej sa atómy látok spájajú a vytvárajú zložitejšie látky. Je chybou domnievať sa, že je to charakteristické iba pre zlúčeniny, ako sú soli, kyseliny a zásady – dokonca aj jednoduché látky, ktorých molekuly pozostávajú z dvoch atómov, majú tieto „mosty“, ak sa tak dá nazvať väzba. Mimochodom, je dôležité si uvedomiť, že zjednocovať sa môžu iba atómy s rôznym nábojom (toto je základ fyziky: rovnako nabité častice sa odpudzujú a opačné priťahujú), takže v zložitých látkach bude vždy katión (ión s kladný náboj) a anión (záporná častica) a samotné spojenie bude vždy neutrálne.

Teraz sa pokúsme pochopiť, ako dochádza k tvorbe chemickej väzby.

Vzdelávací mechanizmus

Akákoľvek látka má určitý počet elektrónov distribuovaných cez energetické vrstvy. Najzraniteľnejšia je vonkajšia vrstva, ktorá zvyčajne obsahuje najmenšie množstvo týchto častíc. Ich počet zistíte tak, že sa pozriete na číslo skupiny (riadok s číslami od jedna do osem v hornej časti periodickej tabuľky), v ktorom sa chemický prvok nachádza, a počet energetických vrstiev sa rovná číslu periódy ( od jednej do siedmich, zvislá čiara naľavo od prvkov).

V ideálnom prípade obsahuje vonkajšia energetická vrstva osem elektrónov. Ak ich nie je dostatok, atóm sa ich snaží uchmatnúť inej častici. Chemické väzby látok sa vytvárajú v procese výberu elektrónov potrebných na dokončenie vonkajšej energetickej vrstvy. Ich počet sa môže meniť a závisí od počtu valenčných alebo nepárových častíc (aby ste zistili, koľko ich je v atóme, musíte vytvoriť jeho elektronický vzorec). Počet elektrónov, ktoré nemajú pár, sa bude rovnať počtu vytvorených väzieb.

Trochu viac o typoch

Typy chemických väzieb vytvorených počas reakcií alebo jednoducho v molekule látky úplne závisia od samotného prvku. Existujú tri typy „mostov“ medzi atómami: iónové, kovové a kovalentné. Ten sa zase delí na polárne a nepolárne.

Aby pochopili, akou väzbou sú atómy spojené, používajú akési pravidlo: ak sú prvky na pravej a ľavej strane tabuľky (to znamená, že ide o kov a nekov, napríklad NaCl), potom je ich spojenie výborným príkladom iónovej väzby. Dva nekovy tvoria kovalentnú polárnu väzbu (HCl) a dva atómy tej istej látky, ktoré sa spoja do jednej molekuly, tvoria kovalentnú nepolárnu väzbu (Cl 2, O 2). Vyššie uvedené typy chemických väzieb nie sú vhodné pre látky pozostávajúce z kovov - nachádzajú sa tam iba kovové väzby.

Kovalentná interakcia

Ako už bolo spomenuté, typy chemických väzieb majú určitý vplyv na látky. Napríklad kovalentný „most“ je veľmi nestabilný, a preto sa spojenia s ním ľahko zničia najmenším vonkajším vplyvom, napríklad zahrievaním. Pravda, to platí len pre molekulárne látky. Tie, ktoré majú nemolekulárnu štruktúru, sú prakticky nezničiteľné (ideálnym príkladom je diamantový kryštál – kombinácia atómov uhlíka).

Vráťme sa k polárnym a nepolárnym kovalentným väzbám. Pri nepolárnom je všetko jednoduché - elektróny, medzi ktorými je vytvorený „most“, sú v rovnakej vzdialenosti od atómov. Ale v druhom prípade sú posunuté do jedného z prvkov. Víťazom v „ťahaní lanom“ sa stane látka, ktorej elektronegativita (schopnosť priťahovať elektróny) je vyššia. Určuje sa pomocou špeciálnych tabuliek a čím väčší je rozdiel v tejto hodnote medzi dvoma prvkami, tým polárnejší bude vzťah medzi nimi. Pravda, jediné, na čo môže byť znalosť elektronegativity prvkov užitočná, je určenie katiónu (kladný náboj - látka, v ktorej bude táto hodnota menšia) a aniónu (negatívnej častice s lepšou schopnosťou priťahovať elektróny).

Iónová väzba

Nie všetky typy chemických väzieb sú vhodné na spájanie kovu a nekovu. Ako už bolo spomenuté vyššie, ak je rozdiel v elektronegativite prvkov obrovský (a to sa deje, keď sú umiestnené v opačných častiach tabuľky), vzniká medzi nimi iónová väzba. V tomto prípade sa valenčné elektróny presúvajú z atómu s nižšou elektronegativitou k atómu s vyššou, pričom vytvárajú anión a katión. Najvýraznejším príkladom takejto väzby je spojenie halogénu a kovu, napríklad AlCl2 alebo HF.

Kovové spojenie

S kovmi je to ešte jednoduchšie. Vyššie uvedené typy chemických väzieb sú im cudzie, pretože majú svoje vlastné. Môže spájať oba atómy tej istej látky (Li 2) a rôzne (AlCr 2), v druhom prípade vznikajú zliatiny. Ak hovoríme o fyzikálnych vlastnostiach, potom kovy kombinujú plasticitu a pevnosť, to znamená, že sa pri najmenšom náraze nezrútia, ale jednoducho zmenia tvar.

Medzimolekulová väzba

Mimochodom, chemické väzby existujú aj v molekulách. Nazývajú sa intermolekulárne. Najbežnejším typom je vodíková väzba, v ktorej si atóm vodíka požičiava elektróny z prvku s vysokou elektronegativitou (napríklad molekula vody).

Jednotná teória chemických väzieb neexistuje, chemické väzby sa konvenčne delia na kovalentné (univerzálny typ väzby), iónové (špeciálny prípad kovalentnej väzby), kovové a vodíkové.

Kovalentná väzba

Vznik kovalentnej väzby je možný tromi mechanizmami: výmenným, donorsko-akceptorovým a datívnym (Lewis).

Podľa metabolický mechanizmus K tvorbe kovalentnej väzby dochádza v dôsledku zdieľania spoločných elektrónových párov. V tomto prípade má každý atóm tendenciu získať obal z inertného plynu, t.j. získať dokončenú úroveň vonkajšej energie. Vznik chemickej väzby podľa typu výmeny je znázornený pomocou Lewisových vzorcov, v ktorých je každý valenčný elektrón atómu znázornený bodkami (obr. 1).

Ryža. 1 Vznik kovalentnej väzby v molekule HCl mechanizmom výmeny

S rozvojom teórie atómovej štruktúry a kvantovej mechaniky je vznik kovalentnej väzby reprezentovaný ako prekrývanie elektrónových orbitálov (obr. 2).

Ryža. 2. Vznik kovalentnej väzby v dôsledku prekrývania elektrónových oblakov

Čím väčšie je prekrytie atómových orbitálov, tým silnejšia je väzba, tým kratšia je dĺžka väzby a tým väčšia je energia väzby. Kovalentná väzba môže vzniknúť prekrývaním rôznych orbitálov. V dôsledku prekrytia orbitálov s-s, s-p, ako aj orbitálov d-d, p-p, d-p s postrannými lalokmi dochádza k tvorbe väzieb. Väzba vzniká kolmo na čiaru spájajúcu jadrá 2 atómov. Jedna a jedna väzba sú schopné vytvoriť viacnásobnú (dvojitú) kovalentnú väzbu, charakteristickú pre organické látky triedy alkénov, alkadiénov atď. Jedna a dve väzby tvoria viacnásobnú (trojitú) kovalentnú väzbu, charakteristickú pre organické látky triedy alkínov (acetylénov).

Vznik kovalentnej väzby o donor-akceptorový mechanizmus Pozrime sa na príklad amónneho katiónu:

NH3 + H+ = NH4+

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atóm dusíka má voľný osamelý pár elektrónov (elektróny, ktoré sa nezúčastňujú na tvorbe chemických väzieb v molekule) a katión vodíka má voľný orbitál, takže sú donorom a akceptorom elektrónov.

Uvažujme o datívnom mechanizme tvorby kovalentnej väzby na príklade molekuly chlóru.

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

Atóm chlóru má voľný osamelý elektrónový pár aj voľné orbitály, preto môže vykazovať vlastnosti donoru aj akceptora. Preto, keď sa vytvorí molekula chlóru, jeden atóm chlóru pôsobí ako donor a druhý ako akceptor.

Hlavná charakteristiky kovalentnej väzby sú: nasýtenie (nasýtené väzby vznikajú, keď atóm na seba naviaže toľko elektrónov, koľko mu valenčné schopnosti dovoľujú; nenasýtené väzby vznikajú, keď je počet pripojených elektrónov menší ako valenčné schopnosti atómu); smerovosť (táto hodnota súvisí s geometriou molekuly a pojmom „uhol väzby“ - uhol medzi väzbami).

Iónová väzba

Neexistujú žiadne zlúčeniny s čistou iónovou väzbou, aj keď sa to chápe ako chemicky viazaný stav atómov, v ktorom sa vytvorí stabilné elektronické prostredie atómu, keď sa celková hustota elektrónov úplne prenesie na atóm elektronegatívnejšieho prvku. Iónová väzba je možná len medzi atómami elektronegatívnych a elektropozitívnych prvkov, ktoré sú v stave opačne nabitých iónov - katiónov a aniónov.

DEFINÍCIA

Ión sú elektricky nabité častice vytvorené odstránením alebo pridaním elektrónu k atómu.

Pri prenose elektrónu majú kovové a nekovové atómy tendenciu vytvárať okolo svojho jadra stabilnú konfiguráciu elektrónového obalu. Atóm nekovu vytvára okolo svojho jadra obal z následného inertného plynu a atóm kovu vytvára obal z predchádzajúceho inertného plynu (obr. 3).

Ryža. 3. Vytvorenie iónovej väzby na príklade molekuly chloridu sodného

Molekuly, v ktorých existujú iónové väzby v čistej forme, sa nachádzajú v parnom stave látky. Iónová väzba je veľmi pevná, a preto látky s touto väzbou majú vysokú teplotu topenia. Na rozdiel od kovalentných väzieb nie sú iónové väzby charakterizované smerovosťou a saturáciou, pretože elektrické pole vytvorené iónmi pôsobí rovnako na všetky ióny v dôsledku sférickej symetrie.

Kovové spojenie

Kovová väzba je realizovaná iba v kovoch - to je interakcia, ktorá drží atómy kovov v jednej mriežke. Na tvorbe väzby sa podieľajú len valenčné elektróny atómov kovu patriace do jeho celého objemu. V kovoch sú elektróny neustále odstraňované z atómov a pohybujú sa v celej hmote kovu. Atómy kovov zbavené elektrónov sa menia na kladne nabité ióny, ktoré majú tendenciu prijímať pohybujúce sa elektróny. Tento nepretržitý proces vytvára vo vnútri kovu takzvaný „elektrónový plyn“, ktorý pevne spája všetky atómy kovu (obr. 4).

Kovová väzba je silná, preto sa kovy vyznačujú vysokou teplotou topenia a prítomnosť „elektrónového plynu“ dáva kujnosť a ťažnosť.

Vodíková väzba

Vodíková väzba je špecifická medzimolekulová interakcia, pretože jeho výskyt a sila závisí od chemickej povahy látky. Vzniká medzi molekulami, v ktorých je atóm vodíka naviazaný na atóm s vysokou elektronegativitou (O, N, S). Výskyt vodíkovej väzby závisí od dvoch dôvodov: po prvé, atóm vodíka spojený s elektronegatívnym atómom nemá elektróny a môže sa ľahko začleniť do elektrónových oblakov iných atómov, a po druhé, má valenčný s-orbitál. atóm vodíka je schopný prijať osamelý pár elektrónov elektronegatívneho atómu a vytvoriť s ním väzbu prostredníctvom mechanizmu donor-akceptor.

Všetky v súčasnosti známe chemické prvky nachádzajúce sa v periodickej tabuľke sú rozdelené do dvoch veľkých skupín: kovy a nekovy. Aby sa nestali len prvkami, ale zlúčeninami, chemickými látkami a mohli navzájom interagovať, musia existovať vo forme jednoduchých a zložitých látok.

To je dôvod, prečo sa niektoré elektróny snažia prijímať, zatiaľ čo iné sa snažia rozdávať. Vzájomným dopĺňaním sa z prvkov vytvárajú rôzne chemické molekuly. Čo ich však drží spolu? Prečo existujú látky takej sily, že ani tie najvážnejšie nástroje nemožno zničiť? Iné sú naopak zničené najmenším nárazom. To všetko sa vysvetľuje tvorbou rôznych typov chemických väzieb medzi atómami v molekulách, tvorbou kryštálovej mriežky určitej štruktúry.

Typy chemických väzieb v zlúčeninách

Celkovo existujú 4 hlavné typy chemických väzieb.

1. Kovalentné nepolárne. Vzniká medzi dvoma rovnakými nekovmi v dôsledku zdieľania elektrónov, tvorby spoločných elektrónových párov. Na jej vzniku sa podieľajú valenčné nepárové častice. Príklady: halogény, kyslík, vodík, dusík, síra, fosfor.
2. Kovalentná polárna. Vzniká medzi dvoma rôznymi nekovmi alebo medzi kovom s veľmi slabými vlastnosťami a nekovom so slabou elektronegativitou. Je tiež založená na spoločných elektrónových pároch a ich priťahovaní k sebe atómom, ktorého elektrónová afinita je vyššia. Príklady: NH 3, SiC, P 2 O 5 a iné.
3. Vodíková väzba. Najnestabilnejší a najslabší, vzniká medzi vysoko elektronegatívnym atómom jednej molekuly a kladným atómom druhej. Najčastejšie sa to stane, keď sú látky rozpustené vo vode (alkohol, amoniak atď.). Vďaka tomuto spojeniu môžu existovať makromolekuly bielkovín, nukleových kyselín, komplexných sacharidov a pod.
4. Iónová väzba. Vzniká vďaka silám elektrostatickej príťažlivosti rôzne nabitých kovových a nekovových iónov. Čím silnejší je rozdiel v tomto indikátore, tým jasnejšie je vyjadrená iónová povaha interakcie. Príklady zlúčenín: binárne soli, komplexné zlúčeniny - zásady, soli.
5. Kovová väzba, ktorej mechanizmus tvorby, ako aj jej vlastnosti budú diskutované ďalej. Tvorí sa v kovoch a ich zliatinách rôznych druhov.

Existuje niečo ako jednota chemickej väzby. Hovorí len, že nie je možné považovať každú chemickú väzbu za štandard. Všetko sú to len konvenčne označené jednotky. Všetky interakcie sú totiž založené na jedinom princípe – elektrón-statickej interakcii. Preto iónové, kovové, kovalentné a vodíkové väzby majú rovnakú chemickú povahu a sú len hraničnými prípadmi jeden druhého.

Kovy a ich fyzikálne vlastnosti

Kovy sa nachádzajú v drvivej väčšine všetkých chemických prvkov. Je to spôsobené ich špeciálnymi vlastnosťami. Značnú časť z nich ľudia získali jadrovými reakciami v laboratórnych podmienkach, sú rádioaktívne s krátkym polčasom rozpadu.

Väčšinu však tvoria prírodné prvky, ktoré tvoria celé horniny a rudy a sú súčasťou najdôležitejších zlúčenín. Práve od nich sa ľudia naučili odlievať zliatiny a vyrábať množstvo krásnych a dôležitých výrobkov. Ide o meď, železo, hliník, striebro, zlato, chróm, mangán, nikel, zinok, olovo a mnohé ďalšie.

Pre všetky kovy možno identifikovať spoločné fyzikálne vlastnosti, ktoré sa vysvetľujú tvorbou kovovej väzby. Aké sú tieto vlastnosti?

1. Kujnosť a ťažnosť. Je známe, že mnohé kovy možno valcovať aj do stavu fólie (zlato, hliník). Iní vyrábajú drôty, ohybné plechy a výrobky, ktoré sa môžu pri fyzickom náraze zdeformovať, ale po zastavení okamžite obnovia svoj tvar. Práve tieto vlastnosti kovov sa nazývajú kujnosť a ťažnosť. Dôvodom tejto funkcie je kovový typ pripojenia. Ióny a elektróny v kryštáli kĺžu voči sebe bez toho, aby sa rozbili, čo umožňuje zachovať integritu celej štruktúry.
2. Kovový lesk. Vysvetľuje tiež kovovú väzbu, mechanizmus tvorby, jej vlastnosti a vlastnosti. Nie všetky častice sú teda schopné absorbovať alebo odrážať svetelné vlny rovnakej vlnovej dĺžky. Atómy väčšiny kovov odrážajú krátkovlnné lúče a získavajú takmer rovnakú farbu strieborného, ​​bieleho a bledomodrého odtieňa. Výnimkou sú medené a zlaté, ich farby sú červeno-červené a žlté. Sú schopné odrážať žiarenie s väčšou vlnovou dĺžkou.
3. Tepelná a elektrická vodivosť. Tieto vlastnosti sú vysvetlené aj štruktúrou kryštálovej mriežky a skutočnosťou, že pri jej tvorbe sa realizuje kovový typ väzby. V dôsledku pohybu „elektrónového plynu“ vo vnútri kryštálu sa elektrický prúd a teplo okamžite a rovnomerne rozdelia medzi všetky atómy a ióny a prechádzajú cez kov.
4. Pevný stav agregácie za normálnych podmienok. Jedinou výnimkou je tu ortuť. Všetky ostatné kovy sú nevyhnutne silné, pevné zlúčeniny, ako aj ich zliatiny. Je to tiež dôsledok kovových väzieb prítomných v kovoch. Mechanizmus vzniku tohto typu väzby častíc plne potvrdzuje vlastnosti.

Toto sú hlavné fyzikálne vlastnosti kovov, ktoré sú presne vysvetlené a určené schémou tvorby kovovej väzby. Tento spôsob spájania atómov je relevantný najmä pre kovové prvky a ich zliatiny. Teda pre nich v pevnom a kvapalnom skupenstve.

Chemická väzba kovového typu

V čom spočíva jeho zvláštnosť? Ide o to, že takáto väzba sa nevytvára v dôsledku rozdielne nabitých iónov a ich elektrostatickej príťažlivosti a nie v dôsledku rozdielu v elektronegativite a prítomnosti voľných elektrónových párov. To znamená, že iónové, kovové, kovalentné väzby majú mierne odlišnú povahu a charakteristické črty viazaných častíc.

Všetky kovy majú nasledujúce vlastnosti:

• malý počet elektrónov na (okrem niektorých výnimiek, ktoré môžu mať 6, 7 a 8);
• veľký atómový polomer;
• nízka ionizačná energia.

To všetko prispieva k ľahkému oddeleniu vonkajších nepárových elektrónov od jadra. Atóm má zároveň veľa voľných orbitálov. Diagram tvorby kovovej väzby presne ukáže vzájomné prekrytie početných orbitálnych buniek rôznych atómov, ktoré v dôsledku toho tvoria spoločný intrakryštalický priestor. Z každého atómu sa do nej privádzajú elektróny, ktoré začnú voľne putovať rôznymi časťami mriežky. Každý z nich sa pravidelne pripája k iónu na mieste v kryštáli a mení ho na atóm, potom sa opäť odpája a vytvára ión.

Kovová väzba je teda väzba medzi atómami, iónmi a voľnými elektrónmi v bežnom kovovom kryštáli. Elektrónový oblak, ktorý sa voľne pohybuje v štruktúre, sa nazýva „elektrónový plyn“. To vysvetľuje väčšinu kovov a ich zliatin.

Ako presne sa kovová chemická väzba realizuje? Možno uviesť rôzne príklady. Skúsme sa na to pozrieť na kúsku lítia. Aj keď to vezmete o veľkosti hrášku, budú tam tisíce atómov. Predstavme si teda, že každý z týchto tisícov atómov odovzdá svoj jediný valenčný elektrón spoločnému kryštalickému priestoru. Zároveň, keď poznáte elektronickú štruktúru daného prvku, môžete vidieť počet prázdnych orbitálov. Lítium ich bude mať 3 (p-orbitály druhej energetickej hladiny). Tri pre každý atóm z desiatok tisíc - toto je spoločný priestor vo vnútri kryštálu, v ktorom sa „elektrónový plyn“ voľne pohybuje.

Látka s kovovou väzbou je vždy silná. Koniec koncov, elektrónový plyn neumožňuje kryštálu kolaps, ale iba premiestňuje vrstvy a okamžite ich obnovuje. Leskne sa, má určitú hustotu (najčastejšie vysokú), tavivosť, tvárnosť a plasticitu.

Kde inde sa predáva kovové lepenie? Príklady látok:

• kovy vo forme jednoduchých štruktúr;
• všetky kovové zliatiny navzájom;
• všetky kovy a ich zliatiny v tekutom a pevnom stave.

Konkrétnych príkladov je jednoducho neskutočné množstvo, keďže v periodickej tabuľke je viac ako 80 kovov!

Kovová väzba: mechanizmus tvorby

Ak to zvážime vo všeobecnosti, hlavné body sme už načrtli vyššie. Prítomnosť voľných elektrónov a elektrónov, ktoré sa ľahko oddelia od jadra v dôsledku nízkej ionizačnej energie, sú hlavnými podmienkami pre vznik tohto typu väzby. Ukazuje sa teda, že sa realizuje medzi nasledujúcimi časticami:

• atómy v miestach kryštálovej mriežky;
• voľné elektróny, ktoré boli valenčnými elektrónmi v kove;
• ióny v miestach kryštálovej mriežky.

Výsledkom je kovová väzba. Mechanizmus vzniku je všeobecne vyjadrený nasledovným zápisom: Me 0 - e - ↔ Me n+. Z diagramu je zrejmé, aké častice sú prítomné v kovovom kryštáli.

Samotné kryštály môžu mať rôzne tvary. Závisí to od konkrétnej látky, s ktorou máme dočinenia.

Druhy kovových kryštálov

Táto štruktúra kovu alebo jeho zliatiny sa vyznačuje veľmi hustým zhlukom častíc. Poskytujú ho ióny v kryštálových uzloch. Samotné mriežky môžu mať v priestore rôzne geometrické tvary.

1. Telesocentrická kubická mriežka - alkalické kovy.
2. Šesťhranná kompaktná štruktúra - všetky alkalické zeminy okrem bária.
3. Face-centric kubický - hliník, meď, zinok, veľa prechodných kovov.
4. Ortuť má romboedrickú štruktúru.
5. Tetragonálny - indium.

Čím nižšie a nižšie sa nachádza v periodickom systéme, tým zložitejšie je jeho balenie a priestorová organizácia kryštálu. V tomto prípade je pri konštrukcii kryštálu rozhodujúca kovová chemická väzba, ktorej príklady možno uviesť pre každý existujúci kov. Zliatiny majú vo vesmíre veľmi rôznorodé organizácie, z ktorých niektoré ešte neboli úplne preskúmané.

Komunikačná charakteristika: nesmerová

Kovalentné a kovové väzby majú jednu veľmi výraznú charakteristickú črtu. Na rozdiel od prvého nie je kovová väzba smerová. Čo to znamená? To znamená, že elektrónový oblak vo vnútri kryštálu sa pohybuje úplne voľne v rámci svojich hraníc v rôznych smeroch, každý elektrón je schopný pripojiť sa k absolútne akémukoľvek iónu v uzloch štruktúry. To znamená, že interakcia sa uskutočňuje rôznymi smermi. Preto hovoria, že kovová väzba je nesmerová.

Mechanizmus kovalentnej väzby zahŕňa tvorbu zdieľaných elektrónových párov, teda oblakov prekrývajúcich sa atómov. Navyše sa vyskytuje striktne pozdĺž určitej línie spájajúcej ich stredy. Preto hovoria o smere takéhoto spojenia.

Sýtosť

Táto charakteristika odráža schopnosť atómov mať obmedzenú alebo neobmedzenú interakciu s ostatnými. Kovalentné a kovové väzby sú teda podľa tohto ukazovateľa opäť protiklady.

Prvý je saturovateľný. Atómy podieľajúce sa na jej tvorbe majú presne definovaný počet valenčných vonkajších elektrónov, ktoré sa priamo podieľajú na tvorbe zlúčeniny. Nebude mať viac elektrónov, ako má. Preto je počet vytvorených väzieb obmedzený valenciou. Preto saturácia spojenia. Vďaka tejto vlastnosti má väčšina zlúčenín konštantné chemické zloženie.

Kovové a vodíkové väzby sú naopak nenasýtené. Je to spôsobené prítomnosťou mnohých voľných elektrónov a orbitálov vo vnútri kryštálu. Ióny tiež zohrávajú úlohu v miestach kryštálovej mriežky, z ktorých každý sa môže kedykoľvek stať atómom a znova iónom.

Ďalšou charakteristikou kovovej väzby je delokalizácia vnútorného elektrónového oblaku. Prejavuje sa to schopnosťou malého počtu zdieľaných elektrónov viazať na seba veľa atómových jadier kovov. To znamená, že hustota je akoby delokalizovaná, rozložená rovnomerne medzi všetky časti kryštálu.

Príklady tvorby väzieb v kovoch

Pozrime sa na niekoľko konkrétnych možností, ktoré ilustrujú, ako vzniká kovová väzba. Príklady látok sú:

• zinok;
• hliník;
• draslík;
• chróm.

Vznik kovovej väzby medzi atómami zinku: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Atóm zinku má štyri energetické úrovne. Na základe elektronickej štruktúry má 15 voľných orbitálov - 3 v p-orbitáloch, 5 v 4 d a 7 v 4f. Elektrónová štruktúra je nasledovná: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, spolu 30 elektrónov v atóme. To znamená, že dve voľné valenčné negatívne častice sa môžu pohybovať v rámci 15 priestranných a neobsadených orbitálov. A tak je to s každým atómom. Výsledkom je obrovský spoločný priestor pozostávajúci z prázdnych orbitálov a malého počtu elektrónov, ktoré spájajú celú štruktúru dohromady.

Kovová väzba medzi atómami hliníka: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Trinásť elektrónov atómu hliníka sa nachádza na troch energetických úrovniach, ktorých majú zjavne nadbytok. Elektronická štruktúra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Voľné orbitály - 7 kusov. Je zrejmé, že elektrónový oblak bude malý v porovnaní s celkovým vnútorným voľným priestorom v kryštáli.

Chrómová kovová väzba. Tento prvok je zvláštny svojou elektronickou štruktúrou. Na stabilizáciu systému totiž elektrón spadne zo 4s do 3d orbitálu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Celkovo je 24 elektrónov, z toho šesť valenčných elektrónov. Sú to tí, ktorí idú do spoločného elektronického priestoru, aby vytvorili chemickú väzbu. Existuje 15 voľných orbitálov, čo je stále oveľa viac, ako je potrebné na vyplnenie. Preto je chróm tiež typickým príkladom kovu so zodpovedajúcou väzbou v molekule.

Jedným z najaktívnejších kovov, ktorý reaguje aj s obyčajnou vodou s ohňom, je draslík. Čo vysvetľuje tieto vlastnosti? Opäť mnohými spôsobmi - kovovým typom spojenia. Tento prvok má len 19 elektrónov, ale nachádzajú sa na 4 energetických úrovniach. Teda v 30 orbitáloch rôznych podúrovní. Elektronická štruktúra: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Len dva s veľmi nízkou ionizačnou energiou. Voľne sa odtrhnú a idú do spoločného elektronického priestoru. Na jeden atóm pripadá 22 orbitálov na pohyb, to znamená veľmi veľký voľný priestor pre „elektrónový plyn“.

Podobnosti a rozdiely s inými typmi spojení

Vo všeobecnosti už bola táto otázka diskutovaná vyššie. Dá sa len zovšeobecniť a vyvodiť záver. Hlavné vlastnosti kovových kryštálov, ktoré ich odlišujú od všetkých ostatných typov spojení, sú:

• niekoľko typov častíc, ktoré sa zúčastňujú procesu väzby (atómy, ióny alebo atóm-ióny, elektróny);
• rôzne priestorové geometrické štruktúry kryštálov.

Kovové väzby majú s vodíkovými a iónovými väzbami spoločnú nenasýtenosť a nesmerovosť. S kovalentnou polárnou - silnou elektrostatickou príťažlivosťou medzi časticami. Oddelene od iónových - typ častíc v uzloch kryštálovej mriežky (ióny). S kovalentnými nepolárnymi - atómami v uzloch kryštálu.

Typy väzieb v kovoch rôznych stavov agregácie

Ako sme uviedli vyššie, kovová chemická väzba, ktorej príklady sú uvedené v článku, sa vytvára v dvoch stavoch agregácie kovov a ich zliatin: v pevnom a kvapalnom stave.

Vzniká otázka: aký typ väzby je v kovových parách? Odpoveď: kovalentné polárne a nepolárne. Rovnako ako u všetkých zlúčenín, ktoré sú vo forme plynu. To znamená, že keď sa kov dlhodobo zahrieva a prechádza z pevného do tekutého stavu, väzby sa neprerušia a kryštalická štruktúra sa zachová. Keď však dôjde k prevodu kvapaliny do stavu pary, kryštál sa zničí a kovová väzba sa premení na kovalentnú.

164039 0

Každý atóm má určitý počet elektrónov.

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

Ryža. 1.

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

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

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

Prvý typ pripojenia jeiónový spojenie

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

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

Ryža. 2.

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

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

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

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

Vodné roztoky kyselín podliehajú charakteristickým reakciám:

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

b) s kovmi - s tvorbou soli a vodíka;

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

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

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

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

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

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

2) HCl A Cl ‑

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

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

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

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

Voda teda môže tvoriť dva konjugované páry:

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

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

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

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

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

Druhým typom pripojenia jekovalentný spojenie

Atómy môžu vytvárať stabilné elektronické konfigurácie zdieľaním elektrónov.

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

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

Ryža. 4. Kovalentná väzba v molekule Cl2.

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

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

Kovalentná väzba má zas ešte jednu modifikáciu.

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

Obr. 5.

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

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

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

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

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

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

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

Tretí typ pripojenia jedipól-dipól spojenie

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

Sila týchto interakcií závisí od povahy molekúl.

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

Ryža. 6.

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

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

Preto sa atóm zmení na veľký dipól.

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

Obr.7.

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

Stôl 1. Energia medzimolekulových síl

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

Štvrtý typ pripojenia jekovové spojenie

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

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

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

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

Lekárska bioanorganika. G.K. Baraškov