Folytatás. Lásd 13., 18., 23/2007.
6/2008
A kézikönyv korábbi fejezetei azt a tényt tárgyalták, hogy az anyag molekulákból, a molekulák pedig atomokból állnak. Elgondolkozott már azon, hogy miért nem repülnek szét a molekulát alkotó atomok különböző irányokba?
Mi tartja az atomokat a molekulában? Visszatartja őket .
kémiai kötés A kémiai kötés természetének megértéséhez elegendő egy egyszerű fizikai kísérletet felidézni..
Két zsinóron egymás mellett lógó golyó semmilyen módon nem „reagál” egymásra. De ha az egyik golyónak pozitív, a másiknak negatív töltést adsz, akkor vonzzák egymást.
Nem ez az az erő, ami az atomokat egymáshoz vonzza? Valóban, a kutatások ezt mutatták
A kémiai kötés elektromos jellegű Honnan származnak a semleges atomok töltései? A cikk az Egységes Állami Vizsga "Vizsga" online tanfolyamának támogatásával jelent meg. Az oldalon megtalálja az összes szükséges anyagot az egységes államvizsgára való önálló felkészüléshez - egyedi felkészülési tervet készít minden felhasználó számára, nyomon követve a tantárgy, az elmélet és a feladatok egyes témáinak előrehaladását. Minden feladat megfelel a legújabb változásoknak és kiegészítéseknek. Lehetőség van arra is, hogy az Egységes Államvizsga írásbeli részéből feladatokat küldjenek szakértőknek pontszerzésre és a munka értékelési szempontok szerinti elemzésére. Feladatok küldetések formájában a tapasztalatok felhalmozásával, szintek teljesítésével, bónuszok és díjak átvételével, versenyek barátokkal az Egységes Állami Vizsga Arénában. A felkészülés megkezdéséhez kövesse a következő linket: https://examer.ru.
Az atomok szerkezetének leírásakor kimutatták, hogy a nemesgázatomok kivételével minden atom hajlamos elektront nyerni vagy leadni. Ennek oka egy stabil nyolcelektronos külső szint kialakulása (mint a nemesgázok). Elektronok fogadásakor vagy leadásakor elektromos töltések keletkeznek, és ennek eredményeként elektrosztatikus kölcsönhatás lép fel a részecskék között. Ez így keletkezik
ionos kötés
, azaz
kötés az ionok között.
b) Hány elektron maradt a nátriumatomban?
c) Lesz ennek a részecskének töltése?
Így ebben a folyamatban egy stabil részecske keletkezett (külső szinten 8 elektron), aminek van töltése, mert a nátriumatom magjának töltése még mindig +11, a fennmaradó elektronok teljes töltése pedig –10. Ezért a nátriumion töltése +1. A folyamat rövid felvétele így néz ki:
Mi történik a kénatommal? Ez az atom addig fogad elektronokat, amíg a külső szint be nem fejeződik:
Egy egyszerű számítás megmutatja, hogy ez a részecske töltéssel rendelkezik:
Az ellentétes töltésű ionok vonzzák egymást, ami egy ionos kötést és egy „ionos molekulát” eredményez:
Vannak más módok is az ionok képzésére, amelyekről a 6. fejezetben lesz szó.
Formálisan a nátrium-szulfidot pontosan ennek a molekulaösszetételnek tulajdonítják, bár az ionokból álló anyag körülbelül a következő szerkezettel rendelkezik (1. ábra):
Így, az ionokból álló anyagok nem tartalmaznak egyedi molekulákat! Ebben az esetben csak feltételes „ionos molekuláról” beszélhetünk.
Feladat 4.1. Mutassa meg, hogyan megy végbe az elektronok átvitele, amikor az atomok között ionos kötés jön létre:
a) kalcium és klór;
b) alumínium és oxigén.
EMLÉKEZD! Egy fématom feladja a külső elektronokat; A nemfém atom felveszi a hiányzó elektronokat.
Következtetés. A fent leírt mechanizmus szerint ionos kötés jön létre az aktív fémek atomjai és az aktív nemfémek között.
A kutatások azonban azt mutatják, hogy az elektronok teljes átvitele egyik atomról a másikra nem mindig megy végbe. Nagyon gyakran kémiai kötés nem elektronok adásával és fogadásával jön létre, hanem közös elektronpárok* képződésének eredményeként. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens .
A kovalens kötés a közös elektronpárok képződése miatt jön létre. Ez a fajta kötés például nemfém atomok között jön létre. Így ismert, hogy a nitrogénmolekula két atomból áll - N 2.
Hogyan jön létre kovalens kötés ezen atomok között? A kérdés megválaszolásához figyelembe kell venni a nitrogénatom szerkezetét:
Kérdés. Hány elektron hiányzik a külső szint befejezése előtt?
VÁLASZ: Három elektron hiányzik. Ezért a külső szint minden elektronját egy ponttal jelölve kapjuk:
VÁLASZ: A lényeg az, hogy meg akarjuk mutatni a megosztott elektronpárok kialakulását. Egy pár két elektron. Ilyen pár különösen akkor fordul elő, ha minden atom egy elektront biztosít egy pár létrehozásához. A nitrogénatomnak három elektron hiánya van ahhoz, hogy befejezze a külső szintet.
Ez azt jelenti, hogy három egyedi elektront kell „előkészítenie”, hogy jövőbeli párokat alkossanak (2. ábra). Megkapta molekula elektronképlete
nitrogén, ami azt mutatja, hogy most minden nitrogénatomnak nyolc elektronja van (ebből hat ovális körben van, plusz 2 saját elektron); három közös elektronpár jelent meg az atomok között (a körök metszéspontja). Minden elektronpár egy kovalens kötésnek felel meg.
Hány kovalens kötés jött létre? Három. Minden kötést (minden megosztott elektronpárt) kötőjellel (valenciavonás) mutatunk be:
Mindezek a képletek azonban nem adnak választ arra a kérdésre: mi köti össze az atomokat, ha kovalens kötés jön létre? Az elektronképlet azt mutatja, hogy az atomok között közös elektronpár található. Ebben a térrészben többlet negatív töltés keletkezik. És az atommagok, mint ismeretes, pozitív töltéssel rendelkeznek. Így mindkét atom magja egy közös negatív töltéshez vonzódik, amely közös elektronpárok (pontosabban az elektronfelhők metszéspontja) miatt keletkezett (3. ábra).
Létezhet-e ilyen kötés különböző atomok között? Talán. Hagyja, hogy egy nitrogénatom kölcsönhatásba lépjen a hidrogénatomokkal:
A hidrogénatom szerkezete azt mutatja, hogy az atomnak egy elektronja van. Hány atomot kell venni, hogy a nitrogénatom „megszerezze, amit akar” - három elektront? Nyilván három hidrogénatom
(4. ábra):
Kereszt az ábrán. A 4 a hidrogénatom elektronjait jelöli. Az ammónia molekula elektronikus képlete azt mutatja, hogy a nitrogénatom immár nyolc elektronból áll, és minden hidrogénatom két elektronból áll (és nem lehet több az első energiaszinten).
A grafikus képlet azt mutatja, hogy a nitrogénatom vegyértéke három (három kötőjel vagy három vegyértékvonás), és minden hidrogénatom vegyértéke egy (egy kötőjel). Bár mind az N 2, mind az NH 3 molekulák ugyanazt a nitrogénatomot tartalmazzák, az atomok közötti kémiai kötések különböznek egymástól. Az N2 nitrogénmolekulában kémiai kötések jönnek létre azonos atomok .
Az NH 3 ammónia molekulában kémiai kötés jön létre különböző atomok. Ezért az egyik atom (jelen esetben a nitrogénatom) erősebben vonzza a közös elektronpárt. A közös elektronpárok a nitrogénatom felé tolódnak el, és egy kis negatív töltés jelenik meg rajta, és egy pozitív a hidrogénatomon, elektromos pólusok keletkeztek - kötés poláris (5. ábra).
A legtöbb kovalens kötéssel felépített anyag egyedi molekulákból áll (6. ábra).
ábrából A 6. ábra azt mutatja, hogy vannak kémiai kötések az atomok között, de a molekulák között ezek hiányoznak vagy jelentéktelenek.
A kémiai kötés típusa befolyásolja az anyag tulajdonságait és az oldatokban való viselkedését. Tehát minél nagyobb a vonzás a részecskék között, annál nehezebb elszakítani őket egymástól, és annál nehezebb a szilárd anyagot gáz- vagy folyékony halmazállapotúvá alakítani. Próbáljuk meg meghatározni az alábbi diagramon, hogy mely részecskéknek van nagyobb kölcsönhatási ereje, és milyen kémiai kötés jön létre (7. ábra).
Ha figyelmesen olvassa el a fejezetet, a válasza a következő lesz: a részecskék közötti maximális kölcsönhatás az I (ionos kötés) esetén lép fel. Ezért minden ilyen anyag szilárd. A legkevesebb kölcsönhatás a töltetlen részecskék között (III. eset - nem poláris kovalens kötés). Az ilyen anyagok leggyakrabban gázok.
Feladat 4.2. Határozza meg, milyen kémiai kötés jön létre az anyagok atomjai között: NaCl, HCl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. Adjon magyarázatot!
Feladat 4.3. Készítsen elektronikus és grafikus képleteket a 4.2. feladatban szereplő anyagokhoz, amelyekben kovalens kötés jelenlétét határozta meg! Az ionos kötéshez rajzoljon elektronátviteli diagramokat.
Nincs ember a Földön, aki ne látott volna megoldásokat. Mi ez?
Az oldat két vagy több komponens (komponensek vagy anyagok) homogén keveréke.
Mi az a homogén keverék? A keverék homogenitása azt feltételezi, hogy a keveréket alkotó anyagok között hiányzó interfész.
Ebben az esetben, legalábbis vizuálisan, lehetetlen meghatározni, hogy egy adott keveréket hány anyag alkotott. Például a csapvizet egy pohárban nézve nehéz elképzelni, hogy a vízmolekulák mellett jó tucat iont és molekulát (O 2, CO 2, Ca 2+ stb.) is tartalmaz. És egyetlen mikroszkóp sem segít meglátni ezeket a részecskéket. De az interfész hiánya nem az egyetlen jele a homogenitásnak.. Ezért az oldat elkészítéséhez alaposan össze kell keverni az azt alkotó összetevőket (anyagokat).
A megoldásoknak különböző aggregációs állapotai lehetnek:
Gáznemű oldatok (például levegő - O 2, N 2, CO 2, Ar gázok keveréke);
Folyékony oldatok (például kölnivíz, szirup, sóoldat);
Szilárd oldatok (például ötvözetek).
Az egyik oldatot alkotó anyagot ún oldószer. Az oldószer ugyanolyan aggregációs állapotú, mint az oldat. Tehát a folyékony oldatok esetében folyadék: víz, olaj, benzin stb. A gyakorlatban leggyakrabban vizes oldatokat használnak. További megvitatásra kerül sor (kivéve, ha megfelelő foglalás történik).
Mi történik, ha különböző anyagok feloldódnak a vízben? Miért oldódnak egyes anyagok jól vízben, míg mások rosszul? Mi határozza meg az oldhatóságot - egy anyag vízben való oldódási képességét?
Képzeljük el, hogy egy darab cukrot teszünk egy pohár meleg vízbe. Ott feküdt, összezsugorodott és... eltűnt. Ahol? Megsértik az anyag (tömegének, energiájának) megmaradásának törvényét?
Nem. Igyál egy kortyot a kapott oldatból, és meg fogod győződni arról, hogy a víz édes, és a cukor nem tűnt el. De miért nem látszik? Az a tény, hogy az oldódás során az anyag zúzása (őrlése) történik. Ebben az esetben egy darab cukor molekulákra bomlott, de nem látjuk őket. Igen ám, de miért nem bomlik le molekulákra az asztalon heverő cukor? Miért nem tűnik el egy vízbe ejtett margarindarab sem? Hanem azért, mert az oldható anyag széttöredezése oldószer, például víz hatására megy végbe. De az oldószer képes lesz molekulákká „rángatni” a kristályt, a szilárd anyagot, ha sikerül „megfognia” ezeket a részecskéket..
Más szóval, amikor egy anyag feloldódik, annak lennie kell kölcsönhatás az anyag és az oldószer között.
Mikor lehetséges ilyen interakció? Csak abban az esetben, ha az anyagok szerkezete (mind az oldható, mind az oldószer) hasonló. Az alkimisták szabálya régóta ismert: „a hasonló feloldódik a hasonlóban”. Példáinkban a cukormolekulák polárisak, és bizonyos kölcsönhatási erők lépnek fel közöttük és a poláris vízmolekulák között. Nincsenek ilyen erők a nem poláris zsírmolekulák és a poláris vízmolekulák között. Ezért a zsírok nem oldódnak vízben. Így, az oldhatóság az oldott anyag és az oldószer természetétől függ
Az ilyen vegyületek egyedi anyagokként léteznek: bázisok, oxigéntartalmú savak. Természetesen ezen vegyületek képződése során erős kémiai kötések keletkeznek, és hő szabadul fel. Tehát, amikor a CaO-t (oltott mész) feloldjuk vízben, annyi hő szabadul fel, hogy a keverék felforr.
De miért nem melegszik fel a kapott oldat, amikor a cukrot vagy a sót vízben oldják? Először is, nem minden hidrát olyan erős, mint a kénsav vagy a kalcium-hidroxid. Vannak sók hidrátjai(kristályhidrátok)
, amelyek melegítés hatására könnyen lebomlanak:
Másodszor, az oldás során, amint már említettük, aprítási folyamat megy végbe. Ez pedig energiát fogyaszt és hőt vesz fel.
Mivel mindkét folyamat egyidejűleg megy végbe, az oldat felmelegedhet vagy lehűlhet attól függően, hogy melyik folyamat dominál. Feladat 5.1.
Határozza meg, hogy minden esetben melyik folyamat – aprítás vagy hidratálás – dominál:
a) kénsav vízben való feloldásakor, ha az oldatot melegítjük;
b) ha az ammónium-nitrátot vízben oldják, ha az oldat lehűlt;
c) a konyhasót vízben oldva, ha az oldat hőmérséklete gyakorlatilag változatlan marad. Mivel az oldat hőmérséklete az oldódás során változik, természetes, hogy azt feltételezzük oldhatósága a hőmérséklettől függ
. Valójában a legtöbb szilárd anyag oldhatósága melegítéssel nő. A gázok oldhatósága hevítés hatására csökken. Ezért a szilárd anyagokat általában meleg vagy forró vízben oldják fel, míg a szénsavas italokat hidegen tartják. Oldhatóság(oldódási képesség) anyagok nem függ az anyag őrlésétől vagy a keverés intenzitásától. De a hőmérséklet növelésével, az anyag őrlésével, a kész oldat keverésével felgyorsíthatja az oldódási folyamatot. Az oldat előállítási feltételeinek megváltoztatásával lehetőség nyílik különböző összetételű oldatok előállítására. Természetesen van egy határ, amelyet elérve könnyen felfedezhető, hogy az anyag már nem oldódik vízben. Ezt a megoldást ún gazdag
Így ha egy oldat az oldószerhez képest sok oldott anyagot tartalmaz, azt koncentráltnak, ha kevés az anyag, hígnak nevezzük. Nagyon gyakran tulajdonságai, és így alkalmazása is az oldat összetételétől függ.
Így hígított ecetsavoldatot (asztali ecetet) használnak ízesítőként, és ennek a savnak tömény oldata (szájon át bevéve ecetesszencia) halálos égési sérülést okozhat.
A megoldások mennyiségi összetételének tükrözése érdekében egy értéket ún oldott anyag tömeghányada :
Ahol m(v-va) – az oldott anyag tömege az oldatban; m(oldat) – az oldott anyagot és az oldószert tartalmazó oldat össztömege.
Tehát, ha 100 g ecet 6 g ecetsavat tartalmaz, akkor 6% -os ecetsavoldatról beszélünk (ez asztali ecet). Az oldott anyag tömeghányad fogalmát használó problémamegoldási módszereket a 8. fejezet tárgyalja.
Következtetések az 5. fejezethez. Az oldatok legalább két anyagból álló homogén keverékek, amelyek közül az egyiket oldószernek, a másikat oldott anyagnak nevezik. Feloldódáskor ez az anyag kölcsönhatásba lép az oldószerrel, aminek következtében az oldott anyag összetörik. Az oldat összetételét az oldatban lévő oldott anyag tömeghányadával fejezzük ki.
* Ezek az elektronpárok az elektronfelhők metszéspontjában fordulnak elő.
Folytatás következik
Kérem a Segítsen nekem megoldani a kémiát a kérdéssel foglalkozó részben. Jelölje meg a szerző által meghatározott NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... molekulákban lévő kötés típusát Evgeny_1991 a legjobb válasz az 1) NH3 kötés típusú cov. poláris. A kötés kialakításában három párosítatlan nitrogénelektron és egy hidrogén vesz részt. Nincsenek pi kötések. sp3 hibridizáció. A molekula alakja piramis alakú (egy orbitális nem vesz részt a hibridizációban, a tetraéder piramissá alakul)
A CaCl2 típusú kötés ionos. A kötés kialakulásában két kalcium elektron vesz részt az s pályán, amelyek két klóratomot fogadnak be, ezzel befejezve a harmadik szintjüket. nincs pi kötés, hibridizációs típusú sp. a térben 180 fokos szögben helyezkednek el
Az Al2O3 kötéstípus ionos. Az alumínium s és p pályájáról három elektron vesz részt a kötés kialakításában, amelyet az oxigén elfogad, ezzel befejezve a második szintjét. O=Al-O-Al=O. Az oxigén és az alumínium között pi-kötések vannak. sp hibridizációs típus legvalószínűbb.
A BaS kötéstípus ionos. a bárium két elektronját elfogadja a kén. Ba=S egy pi kötés. hibridizáció sp. Lapos molekula.
2) AgNO3
az ezüst a katódon redukálódik
K Ag+ + e = Ag
a víz az anódnál oxidálódik
A 2H2O-4e = O2 + 4H+
Faraday törvénye szerint (bármilyen...) a katódon felszabaduló anyag tömege (térfogata) arányos az oldaton áthaladó elektromosság mennyiségével
m(Ag)=Me/zF*I*t=32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l
Az NH3 az egyik leghíresebb és leghasznosabb vegyi anyag. Széleskörű alkalmazásra talált a mezőgazdaságban és azon kívül is. Különleges kémiai tulajdonságokkal rendelkezik, amelyeknek köszönhetően különféle iparágakban használják.
Az NH 3-t még a kémiában legtudatlanabb emberek is ismerik. Ez ammónia. Az ammóniát (NH 3) más néven hidrogén-nitridnek nevezik, és normál körülmények között színtelen, erre az anyagra jellemző kifejezett szagú gáz. Azt is érdemes megjegyezni, hogy az NH 3 gáz (az úgynevezett ammónia) majdnem kétszer olyan könnyű, mint a levegő!
A gázon kívül körülbelül 70 ° C hőmérsékletű folyadék lehet, vagy oldat formájában (ammóniaoldat) lehet. A folyékony NH 3 megkülönböztető tulajdonsága, hogy képes önmagában feloldani a D.I. elemcsoportok I. és II. alcsoportjának fémeit (azaz alkáli- és alkáliföldfémeket), valamint magnéziumot, alumíniumot, európiumot. és itterbium. A vízzel ellentétben a folyékony ammónia nem lép kölcsönhatásba a fenti elemekkel, hanem pontosan oldószerként működik. Ez a tulajdonság lehetővé teszi a fémek eredeti formájukban történő izolálását az oldószer (NH 3) elpárologtatásával. Az alábbi ábrán láthatja, hogyan néz ki a folyékony ammóniában oldott nátrium.
Az ammónia (NH 3) diagramját és térszerkezetét a legvilágosabban egy háromszög alakú gúla mutatja. Az ammónia „piramis” teteje a nitrogénatom (kék színnel kiemelve), amint az az alábbi képen is látható.
Az ammónia (NH 3) nevű anyag atomjait hidrogénkötések tartják össze, akárcsak a vízmolekulában. De nagyon fontos megjegyezni, hogy az ammónia molekulában a kötések gyengébbek, mint a vízmolekulában. Ez megmagyarázza, hogy az NH 3 olvadáspontja és forráspontja miért alacsonyabb a H 2 O-hoz képest.
Az ammónia nevű NH 3 anyag előállításának két leggyakoribb módja. Az ipar az úgynevezett Haber-eljárást alkalmazza, melynek lényege, hogy a levegő nitrogénjét és (metánból nyert) hidrogént kötnek meg úgy, hogy ezeknek a gázoknak a keverékét nagy nyomáson fűtött katalizátoron vezetik át.
Laboratóriumokban az ammóniaszintézis leggyakrabban tömény ammónium-klorid és szilárd nátrium-hidroxid kölcsönhatásán alapul.
Folytassuk az NH 3 kémiai tulajdonságainak közvetlen vizsgálatát.
1) Az NH3 gyenge bázisként működik. Ezért a következő egyenlet írja le a vízzel való kölcsönhatást:
NH 3 + H 2 O = NH4 + + OH -
2) Szintén az NH 3 bázikus tulajdonságain alapul, hogy képes reagálni savakkal és a megfelelő ammóniumsókat képezni:
NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (ammónium-nitrát)
3) Korábban azt mondták, hogy a fémek egy bizonyos csoportja feloldódik a folyékony ammóniában. Egyes fémek azonban képesek nemcsak feloldódni, hanem az NH 3-mal amidoknak nevezett vegyületeket is képeznek:
Na (tv) + NH3 (g) = NaNH 2 + H 2
Na (szilárd) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (a reakciót vas, mint katalizátor jelenlétében hajtjuk végre)
4) Amikor az NH 3 kölcsönhatásba lép a Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+ fémekkel, a megfelelő fémhidroxidok és ammóniumkation képződnek:
Fe 3+ + NH 3 + H 2 O = Fe(OH) 3 + NH 4 +
5) Az NH 3 Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ fémekkel való kölcsönhatásának eredménye leggyakrabban a megfelelő fémkomplexek:
Cu 2+ + NH 3 + H 2 O = Cu(OH) 2 + NH 4 +
Cu(OH) 2 + NH 3 = 2 + + OH -
Köztudott, hogy az aminosavak az emberi szervezetben zajló biokémiai folyamatok szerves részét képezik. Ezek a fő forrásai az NH 3 -nak, az ammóniának nevezett anyagnak, amely oxidatív dezaminációjuk eredménye (leggyakrabban). Sajnos az ammónia mérgező az emberi szervezetre, könnyen képezi a fent említett ammóniumkationt (NH 4 +), amely felhalmozódik a sejtekben. Ezt követően a legfontosabb biokémiai ciklusok lelassulnak, és ennek következtében a termelődő ATP szintje csökken.
Nem nehéz kitalálni, hogy a szervezetnek mechanizmusokra van szüksége a felszabaduló NH 3 megkötéséhez és semlegesítéséhez. Az alábbi diagram az ammónia forrásait és néhány kötőtermékét mutatja be az emberi szervezetben.
Tehát röviden szólva, az ammónia semlegesítése a szövetekben lévő transzportformáinak (például glutamin és alanin), a vizelettel történő kiválasztódása, a karbamid bioszintézise révén történik, amely az NH 3 semlegesítésének fő természetes módja az emberben. test.
A modern időkben a folyékony ammónia a legkoncentráltabb és legolcsóbb nitrogénműtrágya, amelyet a mezőgazdaságban durva talajok és tőzeg ammóniázására használnak. Ha folyékony ammóniát adnak a talajhoz, megnő a mikroorganizmusok száma, de nem figyelhetők meg negatív következmények, mint például a szilárd műtrágyák esetében. Az alábbi ábra az ammóniagáz folyékony nitrogénnel történő cseppfolyósításának egyik lehetséges berendezését mutatja be.
A folyékony ammónia elpárolgása során sok hőt vesz fel a környezetből, és lehűlést okoz. Ezt a tulajdonságot hűtőberendezésekben használják mesterséges jég előállítására romlandó élelmiszerek tárolása során. Ezenkívül a talaj lefagyasztására használják földalatti építmények építése során. Az ammónia vizes oldatait a vegyiparban (ipari nemvizes oldószer), a laboratóriumi gyakorlatban (például vegyi termékek elektrokémiai gyártásánál oldószerként), gyógyászatban és háztartási felhasználásban használják.
3.3.1 Kovalens kötés egy kétközpontú, kételektronos kötés, amely a párosítatlan elektronokat hordozó elektronfelhők antiparallel spinekkel való átfedése következtében jön létre. Általában egy kémiai elem atomjai között képződik.
Mennyiségileg a vegyérték jellemzi. Az elem vegyértéke - ez az a képessége, hogy bizonyos számú kémiai kötést hozzon létre az atomi vegyértéksávban elhelyezkedő szabad elektronok miatt.
Kovalens kötést csak az atomok között elhelyezkedő elektronpár képez. Ezt osztott párnak hívják. A fennmaradó elektronpárokat magányos pároknak nevezzük. Megtöltik a kagylókat, és nem vesznek részt a kötésben. Az atomok közötti kapcsolatot nemcsak egy, hanem kettő, sőt három osztott pár is megvalósíthatja. Az ilyen kapcsolatokat ún kettős stb raj - több kapcsolat.
3.3.1.1 Kovalens nempoláris kötés. A két atomhoz egyformán tartozó elektronpárok létrehozásával létrejött kötést nevezzük kovalens nempoláris. Gyakorlatilag azonos elektronegativitású (0,4 > ΔEO > 0) atomok között fordul elő, és ezért homonukleáris molekulákban az atommagok között egyenletes az elektronsűrűség eloszlása. Például H 2, O 2, N 2, Cl 2 stb. Az ilyen kötések dipólusmomentuma nulla. A telített szénhidrogénekben (például CH4-ben) lévő CH-kötés gyakorlatilag nem polárisnak tekinthető, mivel AEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.
3.3.1.2 Kovalens poláris kötés. Ha egy molekulát két különböző atom alkot, akkor az elektronfelhők (pályák) átfedési zónája az egyik atom felé tolódik el, és egy ilyen kötést ún. poláris . Ilyen kötéssel nagyobb a valószínűsége annak, hogy az egyik atom magja közelében elektronokat találunk. Például HCl, H 2 S, PH 3.
Poláris (aszimmetrikus) kovalens kötés - különböző elektronegativitású (2 > ΔEO > 0,4) atomok közötti kötés és a közös elektronpár aszimmetrikus eloszlása. Jellemzően két nemfém között képződik.
Egy ilyen kötés elektronsűrűsége egy elektronegatívabb atom felé tolódik el, ami egy részleges negatív töltés (delta mínusz) megjelenéséhez vezet rajta, és egy részleges pozitív töltés (delta plusz) a kisebben. elektronegatív atom.
C .
Az elektronok elmozdulásának irányát egy nyíl is jelzi:
CCl, CO, CN, OH, CMg.
Minél nagyobb a kötött atomok elektronegativitásbeli különbsége, annál nagyobb a kötés polaritása és annál nagyobb a dipólusmomentuma. Az ellenkező előjelű résztöltések között további vonzóerők hatnak. Ezért minél polárisabb a kötés, annál erősebb.
Kivéve polarizálhatóság kovalens kötés rendelkezik az ingatlannal telítettség – az atom azon képessége, hogy annyi kovalens kötést hozzon létre, ahány atomi pályája van energetikailag. A kovalens kötés harmadik tulajdonsága az irány.
3.3.2 Ionos kötés. Kialakulásának hajtóereje az atomok ugyanazon vágya az oktetthéj iránt. De bizonyos esetekben egy ilyen „oktett” héj csak akkor keletkezhet, ha az elektronok egyik atomról a másikra kerülnek. Ezért általában ionos kötés jön létre egy fém és egy nemfém között.
Tekintsük példaként a nátrium (3s 1) és a fluor (2s 2 3s 5) atomok közötti reakciót. Elektronegativitás különbség a NaF vegyületben
EO = 4,0 - 0,93 = 3,07
A nátrium, miután 3s 1 elektronját átadta a fluornak, Na + ionná válik, és egy töltött 2s 2 2p 6 héjjal marad, ami megfelel a neonatom elektronkonfigurációjának. A fluor pontosan ugyanazt az elektronikus konfigurációt kapja, ha befogad egy nátrium által adományozott elektront. Ennek eredményeként az ellentétes töltésű ionok között elektrosztatikus vonzó erők keletkeznek.
Ionos kötés - a poláris kovalens kötés extrém esete, amely az ionok elektrosztatikus vonzásán alapul. Ilyen kötés akkor jön létre, ha nagy különbség van a kötött atomok elektronegativitása között (EO > 2), amikor egy kevésbé elektronegatív atom szinte teljesen feladja vegyértékelektronjait és kationná alakul, és egy másik, elektronegatívabb atom kötődik ezek az elektronok és anionná válnak. Az ellentétes előjelű ionok kölcsönhatása nem függ az iránytól, és a Coulomb-erők nem rendelkeznek telítettségi tulajdonsággal. Ennek köszönhetően ionos kötés nincs térbeli fókusz És telítettség , mivel minden ion bizonyos számú ellenionhoz kapcsolódik (ion koordinációs szám). Ezért az ionkötésű vegyületeknek nincs molekulaszerkezetük, és szilárd anyagok, amelyek ionos kristályrácsokat képeznek, magas olvadás- és forrásponttal, erősen polárisak, gyakran sószerűek, vizes oldatokban elektromosan vezetők. Például MgS, NaCl, A 2 O 3. Gyakorlatilag nincsenek tisztán ionos kötéssel rendelkező vegyületek, mivel bizonyos mennyiségű kovalencia mindig megmarad annak a ténynek köszönhetően, hogy nem figyelhető meg egy elektron teljes átvitele egy másik atomra; a leginkább „ionos” anyagokban a kötés ionosságának aránya nem haladja meg a 90%-ot. Például NaF-ben a kötés polarizációja körülbelül 80%.
A szerves vegyületekben az ionos kötések meglehetősen ritkák, mert A szénatom nem hajlamos sem elektronok elvesztésére, sem elektronszerzésre, hogy ionokat képezzenek.
Vegyérték Az ionos kötésekkel rendelkező vegyületek elemeit nagyon gyakran jellemzik oxidációs állapot , ami viszont megfelel az elemion töltésértékének egy adott vegyületben.
Oxidációs állapot - ez egy feltételes töltés, amelyet az atom az elektronsűrűség újraeloszlása következtében szerez. Mennyiségileg a kevésbé elektronegatív elemről egy elektronegatívabb elemre eltolódott elektronok száma jellemzi. Az elektronjait feladó elemből pozitív töltésű ion, az ezeket az elektronokat befogadó elemből negatív ion keletkezik.
A benne található elem legmagasabb oxidációs állapot (maximum pozitív), már feladta az AVZ-ben található összes vegyértékelektronját. És mivel számukat annak a csoportnak a száma határozza meg, amelyben az elem található, akkor legmagasabb oxidációs állapot a legtöbb elemre és egyenlő lesz csoportszám . Amivel kapcsolatban legalacsonyabb oxidációs állapot (maximum negatív), akkor megjelenik egy nyolcelektronos héj kialakulása során, vagyis abban az esetben, ha az AVZ teljesen megtelt. Mert nem fémek képlettel számoljuk ki Csoportszám – 8 . Mert fémek egyenlő nulla , mivel nem tudnak elektronokat fogadni.
Például a kén AVZ alakja: 3s 2 3p 4. Ha egy atom feladja az összes elektronját (hat), akkor a legmagasabb oxidációs állapotot kapja +6 , egyenlő a csoport számával VI , ha a stabil héj elkészítéséhez a kettő szükséges, akkor a legalacsonyabb oxidációs állapotot kapja –2 , egyenlő Csoportszám – 8 = 6 – 8= –2.
3.3.3 Fém kötés. A legtöbb fémnek számos olyan tulajdonsága van, amelyek általános jellegűek, és különböznek más anyagok tulajdonságaitól. Ilyen tulajdonságok a viszonylag magas olvadási hőmérséklet, a fényvisszaverő képesség, valamint a magas hő- és elektromos vezetőképesség. Ezeket a tulajdonságokat a fémek speciális kölcsönhatásának megléte magyarázza – fém csatlakozás.
A fématomok periódusos rendszerben elfoglalt helyüknek megfelelően kevés vegyértékelektronnal rendelkeznek, amelyek meglehetősen gyengén kötődnek az atommagjukhoz, és könnyen leválaszthatók. Ennek eredményeként a fém kristályrácsában pozitív töltésű ionok jelennek meg, amelyek a kristályrács bizonyos pozícióiban lokalizálódnak, és nagyszámú delokalizált (szabad) elektron, amelyek viszonylag szabadon mozognak a pozitív centrumok terén és kommunikálnak az összes fém között. atomok elektrosztatikus vonzás következtében.
Ez egy fontos különbség a fémes kötések és a kovalens kötések között, amelyek szigorú térbeli orientációval rendelkeznek. A fémekben a kötési erők nem lokalizáltak vagy nem irányítottak, és az „elektrongázt” alkotó szabad elektronok magas hő- és elektromos vezetőképességet okoznak. Ezért ebben az esetben nem lehet beszélni a kötések irányáról, mivel a vegyértékelektronok szinte egyenletesen oszlanak el a kristályban. Ez magyarázza például a fémek plaszticitását, vagyis az ionok és atomok bármilyen irányú elmozdulásának lehetőségét
3.3.4 Adományozó-elfogadó kötvény. A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa mellett, amely szerint két elektron kölcsönhatásából közös elektronpár keletkezik, létezik egy speciális donor-akceptor mechanizmus . Abban rejlik, hogy egy már létező (magányos) elektronpár átmenete következtében kovalens kötés jön létre. donor (elektronszállító) az adományozó közös használatára és elfogadó (szabad atompálya szállítója).
Miután kialakult, nem különbözik a kovalenstől. A donor-akceptor mechanizmust jól szemlélteti az ammóniumion képződésének sémája (9. ábra) (a csillagok a nitrogénatom külső szintjének elektronjait jelölik):
9. ábra - Az ammóniumion képződésének sémája
A nitrogénatom ABZ-jének elektronképlete 2s 2 2p 3, azaz három párosítatlan elektronja van, amelyek kovalens kötésbe lépnek három hidrogénatommal (1s 1), amelyek mindegyikének van egy vegyértékelektronja. Ebben az esetben NH 3 ammónia molekula keletkezik, amelyben a nitrogén magányos elektronpárja megmarad. Ha egy hidrogén proton (1s 0), amely nem rendelkezik elektronokkal, megközelíti ezt a molekulát, akkor a nitrogén átadja elektronpárját (donor) erre a hidrogénatompályára (akceptorra), ami ammóniumion képződéséhez vezet. Ebben minden hidrogénatom egy közös elektronpárral kapcsolódik egy nitrogénatomhoz, amelyek közül az egyik donor-akceptor mechanizmuson keresztül valósul meg. Fontos megjegyezni, hogy a különböző mechanizmusokkal létrejött H-N kötések tulajdonságaiban nincs különbség. Ez a jelenség abból adódik, hogy a kötés kialakulásának pillanatában a nitrogénatom 2s és 2p elektronjainak pályája megváltoztatja alakját. Ennek eredményeként négy pontosan azonos alakú pálya jelenik meg.
A donorok általában nagyszámú elektront, de kevés párosítatlan elektront tartalmazó atomok. A II. periódus elemeinél a nitrogénatomon kívül az oxigénre (két magányos pár) és a fluorra (három magányos pár) van ilyen lehetőség. Például a H + hidrogénion vizes oldatokban soha nincs szabad állapotban, mivel a H 3 O + hidrogénion mindig a H 2 O vízmolekulákból és a H + ionból képződik. A hidrogénion minden vizes oldatban jelen van , bár az írás megkönnyítése érdekében a H+ szimbólum megmarad.
3.3.5 Hidrogénkötés. Egy erősen elektronegatív elemhez (nitrogén, oxigén, fluor stb.) társuló hidrogénatom, amely egy közös elektronpárt „rángat” magára, elektronhiányt tapasztal és hatékony pozitív töltésre tesz szert. Ezért képes kölcsönhatásba lépni egy másik elektronegatív atom (amely effektív negatív töltést vesz fel) magányos elektronpárjával ugyanazon (intramolekuláris kötés) vagy egy másik molekula (intermolekuláris kötés) elektronpárjával. Ennek eredményeként van hidrogénkötés , amelyet grafikusan pontok jelölnek:
Ez a kötés sokkal gyengébb, mint más kémiai kötések (kialakulásának energiája 10 – 40 kJ/mol) és főleg részben elektrosztatikus, részben donor-akceptor jellegű.
A hidrogénkötés rendkívül fontos szerepet játszik a biológiai makromolekulákban, olyan szervetlen vegyületekben, mint a H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Például a H2O-ban lévő O-H kötések észrevehetően poláris jellegűek, az oxigénatomon túl sok negatív töltés –. A hidrogénatom ezzel szemben kis pozitív töltést + kap, és kölcsönhatásba léphet a szomszédos vízmolekula oxigénatomjának magányos elektronpárjaival.
A vízmolekulák közötti kölcsönhatás meglehetősen erősnek bizonyul, így még a vízgőzben is vannak dimerek és trimerek a (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 stb. összetételben. Az oldatokban hosszú láncok társulnak ez a típus jelenhet meg:
mert az oxigénatomnak két magányos elektronpárja van.
A hidrogénkötések jelenléte magyarázza a víz, az alkoholok és a karbonsavak magas forráspontját. A hidrogénkötések miatt a vízre a H 2 E-hez képest ilyen magas olvadás- és forráshőmérséklet jellemző (E = S, Se, Te). Ha nem lennének hidrogénkötések, akkor a víz –100 °C-on megolvadna, és –80 °C-on forrna. Tipikus asszociációs esetek figyelhetők meg az alkoholok és a szerves savak esetében.
Hidrogénkötések létrejöhetnek különböző molekulák között és egy molekulán belül is, ha ez a molekula donor és akceptor képességgel rendelkező csoportokat tartalmaz. Például az intramolekuláris hidrogénkötések játsszák a fő szerepet a peptidláncok kialakításában, amelyek meghatározzák a fehérjék szerkezetét. A H-kötések befolyásolják az anyag fizikai és kémiai tulajdonságait.
Más elemek atomjai nem képeznek hidrogénkötést , mivel a poláris kötésdipólusok (O-H, N-H stb.) ellentétes végeinek elektrosztatikus vonzási erői meglehetősen gyengék és csak kis távolságra hatnak. A legkisebb atomsugárral rendelkező hidrogén lehetővé teszi, hogy az ilyen dipólusok olyan közel kerüljenek egymáshoz, hogy a vonzó erők észrevehetővé válnak. Nincs más nagy atomsugárral rendelkező elem, amely képes ilyen kötések kialakítására.
3.3.6 Intermolekuláris kölcsönhatási erők (van der Waals erők). 1873-ban I. Van der Waals holland tudós felvetette, hogy vannak olyan erők, amelyek vonzást okoznak a molekulák között. Ezeket az erőket később van der Waals erőknek nevezték el – az intermolekuláris kötések leguniverzálisabb típusa. A van der Waals kötés energiája kisebb, mint a hidrogénkötésé, és 2-20 kJ/∙mol.
Az előfordulás módjától függően az erőket a következőkre osztják:
1) orientációs (dipól-dipól vagy ion-dipól) - poláris molekulák vagy ionok és poláris molekulák között fordul elő. Ahogy a poláris molekulák közelednek egymáshoz, úgy orientálódnak, hogy az egyik dipólus pozitív oldala a másik dipólus negatív oldala felé irányuljon (10. ábra).
|
10. ábra - Tájékozódási interakció |
||||
2) indukció (dipól - indukált dipól vagy ion - indukált dipól) - poláris molekulák vagy ionok és nem poláris molekulák között keletkezik, de képes polarizálni. A dipólusok befolyásolhatják a nem poláris molekulákat, jelzett (indukált) dipólusokká alakítva azokat. (11. ábra).
|
11. ábra - Induktív kölcsönhatás |
||||
3) diszperzív (indukált dipól - indukált dipólus) - a polarizációra képes apoláris molekulák között keletkezik. A nemesgáz bármely molekulájában vagy atomjában az elektromos sűrűség ingadozása lép fel, ami pillanatnyi dipólusok megjelenését eredményezi, amelyek viszont pillanatnyi dipólusokat indukálnak a szomszédos molekulákban. A pillanatnyi dipólusok mozgása konzisztenssé válik, megjelenésük és bomlásuk szinkronban történik. A pillanatnyi dipólusok kölcsönhatása következtében a rendszer energiája csökken (12. ábra).
|
12. ábra - Diszperziós kölcsönhatás |
|||||||
163120 0
Minden atomnak van bizonyos számú elektronja.
Amikor kémiai reakciókba lépnek, az atomok elektronokat adnak, nyernek vagy osztanak meg, így a legstabilabb elektronikus konfigurációt érik el. A legalacsonyabb energiájú konfiguráció (mint a nemesgáz atomoknál) bizonyul a legstabilabbnak. Ezt a mintát „oktett szabálynak” nevezik (1. ábra).
Rizs. 1.
Ez a szabály mindenkire vonatkozik kapcsolatok típusai. Az atomok közötti elektronikus kapcsolatok lehetővé teszik számukra, hogy stabil struktúrákat alakítsanak ki, a legegyszerűbb kristályoktól az összetett biomolekulákig, amelyek végső soron élő rendszereket alkotnak. Folyamatos anyagcseréjükben különböznek a kristályoktól. Ugyanakkor sok kémiai reakció a mechanizmusok szerint megy végbe elektronikus átutalás, amelyek kritikus szerepet játszanak a szervezet energiafolyamataiban.
A kémiai kötés az az erő, amely két vagy több atomot, iont, molekulát vagy ezek kombinációját tart össze..
A kémiai kötés természete univerzális: a negatív töltésű elektronok és a pozitív töltésű atommagok közötti elektrosztatikus vonzási erő, amelyet az atomok külső héjának elektronjainak konfigurációja határoz meg. Az atom azon képességét, hogy kémiai kötéseket hozzon létre, ún vegyérték, vagy oxidációs állapot. A koncepció vegyértékelektronok- elektronok, amelyek kémiai kötéseket alkotnak, vagyis a legmagasabb energiájú pályákon helyezkednek el. Ennek megfelelően az ezeket a pályákat tartalmazó atom külső héját ún vegyértékhéj. Jelenleg nem elég a kémiai kötés jelenlétét jelezni, hanem pontosítani kell annak típusát: ionos, kovalens, dipól-dipólus, fémes.
Az első típusú kapcsolat azión kapcsolat
Lewis és Kossel elektronikus vegyértékelmélete szerint az atomok kétféleképpen érhetnek el stabil elektronkonfigurációt: először is, elektronok elvesztésével, kationok, másodszor, ezek megszerzése, átalakulása anionok. Az elektronátvitel eredményeként az ellentétes előjelű ionok közötti elektrosztatikus vonzási erő hatására kémiai kötés jön létre, amelyet Kossel " elektrovalens"(most hívják ión).
Ebben az esetben az anionok és kationok stabil elektronikus konfigurációt alkotnak, kitöltött külső elektronhéjjal. A tipikus ionos kötések a periodikus rendszer T és II kationjaiból, valamint a VI és VII csoportok nemfémes elemeinek anionjaiból jönnek létre (16, illetve 17 alcsoport, kalkogéneketÉs halogének). Az ionos vegyületek kötései telítetlenek és nem irányítottak, így megmarad az elektrosztatikus kölcsönhatás lehetősége más ionokkal. ábrán. A 2. és 3. ábra az elektrontranszfer Kossel-modelljének megfelelő ionkötésekre mutat példákat.
Rizs. 2.
Rizs. 3. Ionos kötés konyhasó (NaCl) molekulában
Itt érdemes felidézni néhány olyan tulajdonságot, amelyek megmagyarázzák az anyagok viselkedését a természetben, különös tekintettel a gondolatra savakÉs okokból.
Mindezen anyagok vizes oldatai elektrolitok. Különbözően változtatják a színüket mutatók. Az indikátorok hatásmechanizmusát F.V. Ostwald. Megmutatta, hogy az indikátorok gyenge savak vagy bázisok, amelyek színe a nem disszociált és a disszociált állapotokban különbözik.
A bázisok semlegesíthetik a savakat. Nem minden bázis oldódik vízben (például egyes szerves vegyületek, amelyek nem tartalmaznak OH-csoportokat, oldhatatlanok, különösen, trietil-amin N(C2H5)3); oldható bázisok ún lúgok.
A savak vizes oldatai jellegzetes reakciókon mennek keresztül:
a) fém-oxidokkal - só és víz képződésével;
b) fémekkel - só és hidrogén képződésével;
c) karbonátokkal - sóképzéssel, CO 2 és N 2 O.
A savak és bázisok tulajdonságait több elmélet írja le. Az S.A. elméletének megfelelően Az Arrhenius, egy sav olyan anyag, amely disszociálva ionokat képez N+ , míg a bázis ionokat képez Ő- . Ez az elmélet nem veszi figyelembe a hidroxilcsoportokat nem tartalmazó szerves bázisok létezését.
összhangban proton Brønsted és Lowry elmélete szerint a sav olyan anyag, amely olyan molekulákat vagy ionokat tartalmaz, amelyek protonokat adnak át. adományozók protonok), a bázis pedig olyan anyag, amely olyan molekulákból vagy ionokból áll, amelyek protonokat fogadnak el ( elfogadók protonok). Vegye figyelembe, hogy vizes oldatokban a hidrogénionok hidratált formában, azaz hidrogénionok formájában léteznek H3O+ . Ez az elmélet nemcsak vízzel és hidroxidionokkal, hanem oldószer hiányában vagy nem vizes oldószerrel végbemenő reakciókat is leírja.
Például az ammónia közötti reakcióban N.H. 3 (gyenge bázis) és hidrogén-klorid gázfázisban szilárd ammónium-klorid képződik, és két anyag egyensúlyi keverékében mindig 4 részecske van, ebből kettő sav, a másik kettő bázis:
Ez az egyensúlyi keverék két konjugált sav- és bázispárból áll:
1)N.H. 4+ és N.H. 3
2) HClÉs Cl ‑
Itt minden konjugált párban a sav és a bázis egy protonban különbözik. Minden savnak van konjugált bázisa. Az erős savnak gyenge konjugált bázisa, a gyenge savnak erős konjugált bázisa van.
A Brønsted-Lowry elmélet segít megmagyarázni a víz egyedülálló szerepét a bioszféra életében. A víz, a vele kölcsönhatásba lépő anyagtól függően, akár sav, akár bázis tulajdonságait mutathatja. Például az ecetsav vizes oldataival végzett reakciókban a víz bázis, a vizes ammóniaoldatokkal pedig sav.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Itt egy ecetsavmolekula protont adományoz egy vízmolekulának;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + Ő- . Itt az ammónia molekula protont fogad el egy vízmolekulától.
Így a víz két konjugált párt alkothat:
1) H2O(sav) és Ő- (konjugált bázis)
2) H3O+ (sav) és H2O(konjugált bázis).
Az első esetben a víz protont adományoz, a második esetben pedig elfogadja.
Ezt a tulajdonságot ún amfiprotonizmus. Azokat az anyagokat, amelyek savként és bázisként is reagálhatnak, nevezzük amfoter. Az ilyen anyagok gyakran megtalálhatók az élő természetben. Például az aminosavak savakkal és bázisokkal egyaránt sókat képezhetnek. Ezért a peptidek könnyen alkotnak koordinációs vegyületeket a jelenlévő fémionokkal.
Így az ionos kötés jellemző tulajdonsága a kötő elektronok teljes mozgása az egyik atommaghoz. Ez azt jelenti, hogy az ionok között van egy olyan tartomány, ahol az elektronsűrűség közel nulla.
A második típusú kapcsolat azkovalens kapcsolat
Az atomok az elektronok megosztásával stabil elektronikus konfigurációkat alkothatnak.
Ilyen kötés akkor jön létre, ha egy-egy elektronpáron osztoznak mindenkitől atom. Ebben az esetben a megosztott kötés elektronjai egyenlően oszlanak el az atomok között. A kovalens kötésekre példák a következők: homonukleáris kétatomos molekulák H 2 , N 2 , F 2. Ugyanilyen típusú kapcsolat található az allotrópokban O 2 és ózon O 3. ábra és egy többatomos molekula esetében S 8 és szintén heteronukleáris molekulák hidrogén-klorid HCl, szén-dioxid CO 2, metán CH 4, etanol VEL 2 N 5 Ő, kén-hexafluorid SF 6, acetilén VEL 2 N 2. Ezeknek a molekuláknak ugyanazok az elektronjaik vannak, és kötéseik azonos módon telítettek és irányítottak (4. ábra).
A biológusok számára fontos, hogy a kettős és hármas kötések kovalens atomi sugarai kisebbek az egyszeres kötésekhez képest.
Rizs. 4. Kovalens kötés Cl 2 molekulában.
Az ionos és kovalens típusú kötések a létező kémiai kötések számos típusának két szélsőséges esetei, és a gyakorlatban a legtöbb kötés közbenső.
A periódusos rendszer azonos vagy különböző periódusainak ellentétes végein elhelyezkedő két elem vegyületei túlnyomórészt ionos kötéseket alkotnak. Ahogy az elemek egy perióduson belül közelebb kerülnek egymáshoz, vegyületeik ionos jellege csökken, és a kovalens jelleg növekszik. Például a periódusos rendszer bal oldalán lévő elemek halogenidjei és oxidjai túlnyomórészt ionos kötéseket alkotnak ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), és ugyanazok az elemek vegyületei a táblázat jobb oldalán kovalensek ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glükóz C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5OH).
A kovalens kötésnek viszont van még egy módosítása.
A többatomos ionokban és az összetett biológiai molekulákban mindkét elektron csak innen származhat egy atom. Úgy hívják donor elektronpár. Egy olyan atomot, amely ezen az elektronpáron osztozik egy donorral, az úgynevezett elfogadó elektronpár. Ezt a típusú kovalens kötést ún koordináció (donor-elfogadó, vagyrészeshatározó) kommunikáció(5. ábra). Ez a fajta kötés a biológia és az orvostudomány számára a legfontosabb, mivel az anyagcsere szempontjából legfontosabb d-elemek kémiáját nagyrészt koordinációs kötések írják le.
Füge. 5.
Általában egy komplex vegyületben a fématom egy elektronpár akceptorjaként működik; ellenkezőleg, ionos és kovalens kötésekben a fématom elektrondonor.
A kovalens kötés lényege és változata - a koordinációs kötés - egy másik, a GN által javasolt savak és bázisok elmélete segítségével tisztázható. Lewis. Némileg kibővítette a „sav” és „bázis” kifejezések szemantikai fogalmát a Bronsted-Lowry elmélet szerint. Lewis elmélete megmagyarázza a komplex ionok képződésének természetét és az anyagok részvételét a nukleofil szubsztitúciós reakciókban, azaz a CS képződésében.
Lewis szerint a sav olyan anyag, amely képes kovalens kötést létrehozni egy bázis elektronpárjának elfogadásával. A Lewis-bázis olyan anyag, amelynek magányos elektronpárja van, amely elektronok adományozásával kovalens kötést hoz létre Lewis-savval.
Vagyis Lewis elmélete kiterjeszti a sav-bázis reakciók körét azokra a reakciókra is, amelyekben a protonok egyáltalán nem vesznek részt. Sőt, maga a proton ezen elmélet szerint szintén sav, mivel képes elektronpárt fogadni.
Ezért ezen elmélet szerint a kationok Lewis-savak, az anionok pedig Lewis-bázisok. Példa erre a következő reakciók:
Fentebb megjegyeztük, hogy az anyagok ionosra és kovalensre való felosztása relatív, mivel a kovalens molekulákban nem megy végbe teljes elektronátadás a fématomoktól az akceptor atomokhoz. Az ionos kötésekkel rendelkező vegyületekben minden ion az ellenkező előjelű ionok elektromos mezőjében van, így kölcsönösen polarizálódnak, héjaik deformálódnak.
Polarizálhatóság az ion elektronszerkezete, töltése és mérete határozza meg; az anionok esetében magasabb, mint a kationoknál. A kationok közül a legnagyobb polarizálhatóság a nagyobb töltésű és kisebb méretű kationok esetében van, pl. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Erős polarizáló hatása van N+ . Mivel az ionpolarizáció hatása kétirányú, jelentősen megváltoztatja az általuk képződött vegyületek tulajdonságait.
A harmadik típusú kapcsolat azdipólus-dipólus kapcsolat
A felsorolt kommunikációs típusok mellett léteznek dipólus-dipólusok is intermolekuláris interakciók, más néven van der Waals .
Ezen kölcsönhatások erőssége a molekulák természetétől függ.
Háromféle kölcsönhatás létezik: permanens dipólus - permanens dipólus ( dipólus-dipólus vonzerő); állandó dipólus által indukált dipólus ( indukció vonzerő); pillanatnyi dipólus által indukált dipólus ( szétszórt vonzás, vagy a londoni erők; rizs. 6).
Rizs. 6.
Csak a poláris kovalens kötésekkel rendelkező molekulák rendelkeznek dipólus-dipólus momentummal ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), a kötési szilárdság pedig 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10–30 coulombméter - C × m).
A biokémiában van egy másik típusú kapcsolat - hidrogén korlátozó eset dipólus-dipólus vonzerő. Ez a kötés egy hidrogénatom és egy kis elektronegatív atom, leggyakrabban oxigén, fluor és nitrogén között jön létre. A hasonló elektronegativitással rendelkező nagy atomok (például klór és kén) esetén a hidrogénkötés sokkal gyengébb. A hidrogénatomot egy lényeges tulajdonság különbözteti meg: amikor a kötőelektronokat elhúzzák, atommagja - a proton - szabaddá válik, és már nem védi az elektronok.
Ezért az atom nagy dipólussá válik.
A hidrogénkötés a van der Waals kötéstől eltérően nemcsak intermolekuláris kölcsönhatások során jön létre, hanem egy molekulán belül is. intramolekuláris hidrogénkötés. A hidrogénkötések fontos szerepet játszanak a biokémiában, például a fehérjék szerkezetének stabilizálásában a-hélix formájában, vagy a DNS kettős hélixének kialakításában (7. ábra).
7. ábra.
A hidrogén- és a van der Waals kötések sokkal gyengébbek, mint az ionos, kovalens és koordinációs kötések. Az intermolekuláris kötések energiáját a táblázat tartalmazza. 1.
1. táblázat. Intermolekuláris erők energiája
Jegyzet: Az intermolekuláris kölcsönhatások mértékét az olvadás és a párolgás (forrás) entalpiája tükrözi. Az ionos vegyületek lényegesen több energiát igényelnek az ionok szétválasztásához, mint a molekulák elválasztásához. Az ionos vegyületek olvadási entalpiája sokkal nagyobb, mint a molekuláris vegyületeké.
A negyedik típusú kapcsolat azfém csatlakozás
Végül van egy másik típusú intermolekuláris kötés - fém: fémrács pozitív ionjainak összekapcsolása szabad elektronokkal. Ez a fajta kapcsolat nem fordul elő biológiai objektumokban.
A kötéstípusok rövid áttekintéséből egy részlet világossá válik: a fématomnak vagy -ionnak - az elektrondonornak, valamint az atomnak - az elektronakceptornak fontos paramétere az méret.
Anélkül, hogy a részletekbe mennénk, megjegyezzük, hogy az atomok kovalens sugarai, a fémek ionos sugarai és a kölcsönhatásban lévő molekulák van der Waals sugarai a periódusos rendszer csoportjainak atomszámának növekedésével nőnek. Ebben az esetben az ionsugár értékei a legkisebbek, és a van der Waals sugarak a legnagyobbak. Általában a csoportban lefelé haladva minden elem sugara nő, mind a kovalens, mind a van der Waals.
A biológusok és az orvosok számára a legfontosabbak koordináció(donor-elfogadó) koordinációs kémia által figyelembe vett kötések.
Orvosi bioszervetlen anyagok. G.K. Baraskov
