Как да определим химическа връзка. Основни видове химични връзки. Свойства на ковалентните връзки

Концепцията за химическа връзка е от немалко значение в различни области на химията като наука. Това се дължи на факта, че именно с негова помощ отделните атоми могат да се комбинират в молекули, образувайки всякакви вещества, които от своя страна са обект на химични изследвания.

Разнообразието от атоми и молекули е свързано с появата на различни видове връзки между тях. Различните класове молекули се характеризират със собствени характеристики на разпределение на електрони и следователно свои собствени типове връзки.

Основни понятия

Химическа връзканаречен набор от взаимодействия, които водят до свързване на атоми с образуването на стабилни частици с по-сложна структура (молекули, йони, радикали), както и агрегати (кристали, стъкла и др.). Природата на тези взаимодействия е електрическа по природа и те възникват по време на разпределението на валентните електрони в приближаващите се атоми.

Валанс приеназовете способността на атома да образува определен брой връзки с други атоми. В йонните съединения броят на отдадените или получените електрони се приема като стойност на валентността. В ковалентните съединения той е равен на броя на споделените електронни двойки.

Под степента на окисление се разбира като условназарядът, който би могъл да има атом, ако всички полярни ковалентни връзки бяха йонни по природа.

Кратността на връзката се наричаброя на споделените електронни двойки между разглежданите атоми.

Връзките, разглеждани в различни клонове на химията, могат да бъдат разделени на два вида химични връзки: тези, които водят до образуването на нови вещества (вътремолекулни) , Итези, които възникват между молекулите (междумолекулни).

Основни комуникационни характеристики

Енергия на комуникациятае енергията, необходима за разрушаване на всички съществуващи връзки в една молекула. Това е и енергията, освободена по време на образуването на връзка.

Дължина на връзкатае разстоянието между съседните ядра на атомите в молекулата, при което силите на привличане и отблъскване са балансирани.

Тези две характеристики на химичната връзка между атомите са мярка за нейната сила: колкото по-къса е дължината и колкото по-голяма е енергията, толкова по-силна е връзката.

Ъгъл на свързванеобичайно е да се нарича ъгълът между представените линии, преминаващи в посоката на комуникация през ядрата на атомите.

Методи за описание на връзките

Най-често срещаните два подхода за обяснение на химическата връзка, заимствани от квантовата механика:

Молекулярен орбитален метод.Той разглежда молекулата като колекция от електрони и атомни ядра, като всеки отделен електрон се движи в полето на действие на всички останали електрони и ядра. Молекулата има орбитална структура и всички нейни електрони са разпределени в тези орбити. Този метод се нарича още MO LCAO, което означава „молекулярна орбитална - линейна комбинация“.

Метод на валентната връзка.Представлява молекула като система от две централни молекулни орбитали. Освен това всеки от тях съответства на една връзка между два съседни атома в молекулата. Методът се основава на следните разпоредби:

  1. Образуването на химична връзка се осъществява от двойка електрони с противоположни спинове, които се намират между въпросните два атома. Образуваната електронна двойка принадлежи еднакво на двата атома.
  2. Броят на връзките, образувани от определен атом, е равен на броя на несдвоените електрони в основното и възбудено състояние.
  3. Ако електронните двойки не участват в образуването на връзка, тогава те се наричат ​​несподелени двойки.

Електроотрицателност

Видът на химичната връзка във веществата може да се определи въз основа на разликата в стойностите на електроотрицателността на съставните му атоми. Под електроотрицателностразбират способността на атомите да привличат споделени електронни двойки (електронен облак), което води до поляризация на връзката.

Има различни начини за определяне на стойностите на електроотрицателността на химичните елементи. Въпреки това, най-използваната е скалата, базирана на термодинамични данни, която е предложена през 1932 г. от L. Pauling.

Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на атомите, толкова по-изразена е нейната йонност. Напротив, равни или подобни стойности на електроотрицателност показват ковалентния характер на връзката. С други думи, възможно е да се определи математически каква химична връзка се наблюдава в определена молекула. За да направите това, трябва да изчислите ΔХ - разликата в електроотрицателността на атомите, като използвате формулата: ΔХ=|Х 1 -Х 2 |.

  • Ако ΔХ>1,7,тогава връзката е йонна.
  • Ако 0,5≤ΔХ≤1,7,тогава ковалентната връзка е полярна.
  • Ако ΔХ=0или близо до него, тогава връзката се класифицира като ковалентна неполярна.

Йонна връзка

Йонната връзка е връзка, която се появява между йони или поради пълното изтегляне на обща електронна двойка от един от атомите. Във веществата този тип химична връзка се осъществява от силите на електростатично привличане.

Йоните са заредени частици, образувани от атоми чрез получаване или загуба на електрони. Ако един атом приеме електрони, той придобива отрицателен заряд и се превръща в анион. Ако един атом отдаде валентни електрони, той се превръща в положително заредена частица, наречена катион.

Характерно е за съединения, образувани от взаимодействието на атоми на типични метали с атоми на типични неметали. Основната причина за този процес е желанието на атомите да придобият стабилни електронни конфигурации. И за това типичните метали и неметали трябва да отдадат или приемат само 1-2 електрона, което те правят с лекота.

Механизмът на образуване на йонна химична връзка в молекула традиционно се разглежда на примера на взаимодействието на натрий и хлор. Атомите на алкални метали лесно се отказват от електрон, привлечен от халогенен атом. В резултат на това се образуват Na + катион и Cl - анион, които се държат заедно чрез електростатично привличане.

Няма идеална йонна връзка. Дори в такива съединения, които често се класифицират като йонни, окончателният трансфер на електрони от атом към атом не се случва. Образуваната електронна двойка все още остава в обща употреба. Следователно те говорят за степента на йонност на ковалентната връзка.

Йонната връзка се характеризира с две основни свойства, свързани едно с друго:

  • ненасоченост, т.е. електрическото поле около йона има формата на сфера;
  • ненаситеност, т.е. броят на противоположно заредените йони, които могат да бъдат поставени около всеки йон, се определя от техните размери.

Ковалентна химична връзка

Връзка, образувана, когато електронни облаци от неметални атоми се припокриват, тоест осъществявана от обща електронна двойка, се нарича ковалентна връзка. Броят на споделените електронни двойки определя множествеността на връзката. Така водородните атоми са свързани чрез единична H··H връзка, а кислородните атоми образуват O::O двойна връзка.

Има два механизма за образуването му:

  • Обмен - всеки атом представлява един електрон за образуване на обща двойка: A· + ·B = A:B, докато в свързването участват външни атомни орбитали, на които е разположен един електрон.
  • Донор-акцептор - за образуване на връзка един от атомите (донор) осигурява двойка електрони, а вторият (акцептор) осигурява свободна орбитала за нейното поставяне: A + : B = A: B.

Начините, по които електронните облаци се припокриват по време на образуването на ковалентна химична връзка, също са различни.

  1. Директен. Областта на припокриване на облака лежи върху права въображаема линия, свързваща ядрата на въпросните атоми. В този случай се образуват σ връзки. Видът на химичната връзка, който възниква в този случай, зависи от вида на електронните облаци, които се припокриват: s-s, s-p, p-p, s-d или p-d σ връзки. В една частица (молекула или йон) е възможна само една σ връзка между два съседни атома.
  2. Странично. Извършва се от двете страни на линията, свързваща ядрата на атомите. Така се образува π връзка, като са възможни и нейните разновидности: p-p, p-d, d-d. π връзка никога не се образува отделно от σ връзка; тя може да се появи в молекули, съдържащи множество (двойни и тройни) връзки.

Свойства на ковалентните връзки

Те определят химичните и физичните свойства на съединенията. Основните свойства на всяка химична връзка във веществата са нейната насоченост, полярност и поляризуемост, както и наситеност.

Фокусвръзките се определят от характеристиките на молекулярната структура на веществата и геометричната форма на техните молекули. Същността му е, че най-доброто припокриване на електронни облаци е възможно при определена ориентация в пространството. Вариантите за образуване на σ- и π-връзки вече бяха обсъдени по-горе.

Под насищанеразбират способността на атомите да образуват определен брой химични връзки в една молекула. Броят на ковалентните връзки за всеки атом е ограничен от броя на външните орбитали.

Полярноствръзката зависи от разликата в стойностите на електроотрицателността на атомите. Еднородността на разпределението на електроните между ядрата на атомите зависи от това. Според тази характеристика ковалентната връзка може да бъде полярна и неполярна.

  • Ако общата електронна двойка принадлежи еднакво на всеки от атомите и се намира на еднакво разстояние от техните ядра, тогава ковалентната връзка е неполярна.
  • Ако обща двойка електрони се измести към ядрото на един от атомите, тогава се образува ковалентна полярна химична връзка.

Поляризираемостсе изразява чрез изместване на електроните на връзката под въздействието на външно електрическо поле, което може да принадлежи на друга частица, съседни връзки в същата молекула или да идва от външни източници на електромагнитни полета. По този начин ковалентната връзка под тяхно влияние може да промени своята полярност.

Хибридизацията на орбиталите се разбира като промяна на техните форми по време на химическа връзка. Това е необходимо, за да се постигне най-ефективното припокриване. Съществуват следните видове хибридизация:

  • sp3. Една s и три p орбитали образуват четири „хибридни“ орбитали с еднаква форма. Външно прилича на тетраедър с ъгъл между осите 109°.
  • sp2. Една s- и две p-орбитали образуват плосък триъгълник с ъгъл между осите 120°.
  • sp. Една s- и една p-орбитала образуват две „хибридни” орбитали с ъгъл между осите им 180°.

Особеност на структурата на металните атоми е техният доста голям радиус и наличието на малък брой електрони във външните орбитали. В резултат на това в такива химични елементи връзката между ядрото и валентните електрони е относително слаба и лесно се разрушава.

МеталВръзката е взаимодействие между метални атоми и йони, което се осъществява с помощта на делокализирани електрони.

В металните частици валентните електрони могат лесно да напуснат външните орбитали, както и да заемат свободни позиции върху тях. Така в различни моменти от време една и съща частица може да бъде атом и йон. Отделилите се от тях електрони се движат свободно по целия обем на кристалната решетка и осъществяват химична връзка.

Този тип връзка има прилики с йонните и ковалентните връзки. Точно като йонните връзки, металните връзки изискват съществуването на йони. Но ако в първия случай за осъществяване на електростатично взаимодействие са необходими катиони и аниони, то във втория ролята на отрицателно заредени частици се играе от електрони. Когато сравняваме метална връзка с ковалентна връзка, и двете изискват общи електрони, за да се образуват. Въпреки това, за разлика от полярните химични връзки, те не са локализирани между два атома, а принадлежат на всички метални частици в кристалната решетка.

Металното свързване е отговорно за специалните свойства на почти всички метали:

  • налице е пластичност поради възможността за изместване на слоеве от атоми в кристална решетка, задържана от електронен газ;
  • метален блясък, който се наблюдава поради отразяването на светлинни лъчи от електрони (в прахообразно състояние няма кристална решетка и следователно електрони, движещи се през нея);
  • електрическа проводимост, която се осъществява от поток от заредени частици и в този случай малки електрони се движат свободно сред големи метални йони;
  • топлопроводимостта се наблюдава поради способността на електроните да пренасят топлина.

Този тип химична връзка понякога се нарича междинна между ковалентните и междумолекулните взаимодействия. Ако водородният атом има връзка с един от силно електроотрицателните елементи (като фосфор, кислород, хлор, азот), тогава той е способен да образува допълнителна връзка, наречена водородна връзка.

Той е много по-слаб от всички видове връзки, разгледани по-горе (енергия не повече от 40 kJ/mol), но не може да бъде пренебрегнат. Ето защо водородната химична връзка се появява като пунктирана линия на диаграмата.

Появата на водородна връзка е възможна поради едновременното донорно-акцепторно електростатично взаимодействие. Голяма разлика в стойностите на електроотрицателността води до появата на излишна електронна плътност на O, N, F и други атоми, както и до неговия дефицит върху водородния атом. В случай, че няма съществуваща химическа връзка между такива атоми, когато те са достатъчно близо, се активират привличащи сили. В този случай протонът е акцепторът на електронната двойка, а вторият атом е донорът.

Водородните връзки могат да възникнат както между съседни молекули, например вода, карбоксилни киселини, алкохоли, амоняк, така и в рамките на една молекула, например салицилова киселина.

Наличието на водородни връзки между водните молекули обяснява редица нейни уникални физични свойства:

  • Стойностите на неговия топлинен капацитет, диелектрична константа, точки на кипене и топене, в съответствие с изчисленията, трябва да бъдат значително по-ниски от реалните, което се обяснява със свързаността на молекулите и необходимостта от изразходване на енергия за разрушаване на междумолекулни водородни връзки.
  • За разлика от други вещества, обемът на водата се увеличава с понижаване на температурата. Това се дължи на факта, че молекулите заемат определена позиция в кристалната структура на леда и се отдалечават една от друга с дължината на водородната връзка.

Тази връзка играе специална роля за живите организми, тъй като нейното присъствие в протеиновите молекули определя тяхната специална структура и следователно техните свойства. Освен това нуклеиновите киселини, съставляващи двойната спирала на ДНК, също са свързани чрез водородни връзки.

Връзки в кристали

По-голямата част от твърдите вещества имат кристална решетка - специално относително разположение на частиците, които ги образуват. В този случай се наблюдава триизмерна периодичност, а във възлите са разположени атоми, молекули или йони, които са свързани с въображаеми линии. В зависимост от природата на тези частици и връзките между тях всички кристални структури се делят на атомни, молекулни, йонни и метални.

Възлите на йонната кристална решетка съдържат катиони и аниони. Освен това всеки от тях е заобиколен от строго определен брой йони само с противоположен заряд. Типичен пример е натриевият хлорид (NaCl). Те са склонни да имат високи точки на топене и твърдост, защото изискват много енергия, за да се разградят.

В възлите на молекулярната кристална решетка има молекули на вещества, образувани от ковалентни връзки (например I 2). Те са свързани помежду си чрез слабо взаимодействие на Ван дер Ваалс и следователно такава структура е лесна за разрушаване. Такива съединения имат ниски точки на кипене и топене.

Атомната кристална решетка се образува от атоми на химични елементи с високи стойности на валентност. Те са свързани чрез силни ковалентни връзки, което означава, че веществата имат високи точки на кипене и топене и голяма твърдост. Пример е диамант.

По този начин всички видове връзки, присъстващи в химичните вещества, имат свои собствени характеристики, които обясняват тънкостите на взаимодействието на частиците в молекулите и веществата. От тях зависят свойствата на съединенията. Те определят всички процеси, протичащи в околната среда.

BC Leon е водещ онлайн букмейкър на пазара на хазартни игри. Фирмата обръща специално внимание на непрекъснатата работа на услугата. Функционалността на портала също непрекъснато се подобрява. За удобство на потребителите е създадено огледалото Leon.

Отидете до огледалото

Какво е огледало Леон.

За да получите достъп до официалния портал на БК Леон, трябва да използвате огледалото. Работното огледало предоставя на потребителя много предимства като:

  • разнообразна гама от спортни събития, които имат високи коефициенти;
  • предоставяйки възможност за игра в режим на живо, гледането на мачове ще бъде интересно изживяване;
  • подробен материал за проведените състезания;
  • удобен интерфейс, който дори неопитен потребител може бързо да разбере.

Работното огледало е копие на официалния портал. Има идентична функционалност и синхронна база данни. Поради това информацията за вашия акаунт не се променя. Разработчиците са предоставили възможност за блокиране на работещото огледало, в такива случаи е предвидено нещо друго. Тези точни копия се изпращат и контролират от служители на BC Leon. Ако използвате работещо огледало, можете да получите достъп до официалния портал на БК Леон.

Потребителят няма да има затруднения при намирането на огледало, тъй като техният списък подлежи на актуализиране. При затворен достъп посетителят на сайта е длъжен да инсталира приложението за мобилен телефон Leon на компютъра. Също така трябва да промените своя IP адрес в друга държава, като използвате VPN. За да промените местоположението на потребителя или доставчика, трябва да използвате ТОП браузъра.

Разработчиците са предоставили различни възможности за използване на огледалото. За да направите това, от дясната страна на сайта има надпис „Достъп до сайта“; зеленият бутон „Заобикаляне на блокирането“ позволява на играча да отиде в подменюто и да добави универсален маркер към браузъра.

Удобство за потребителя осигурява и мобилното приложение. Ако трябва да разберете за новия адрес на огледалото на портала, можете да се обадите на безплатния номер. Каналът @leonbets_official в Telegram ви позволява достъп до огледалото. Приложението Leonacsess за Windows ви позволява винаги да имате достъп до сайта. Тези методи позволяват на играча да получи достъп до работещо огледало.

Защо основният уебсайт на Leon беше блокиран?

Това се дължи на действията на службата Роскомнадзор. Това се дължи на липсата на лиценз за извършване на букмейкърска дейност. Blue Leon не е получил лиценз, така че играчът да не плаща 13% върху печалбите.

Как да се регистрирам в огледалото на Leonbets

Регистрирането на този сайт е много по-лесно, отколкото официално. Не е необходимо потребителят да се регистрира на два портала, което отнема до два дни. Ако дадете предпочитание на работещо огледало, тогава тази процедура ще бъде възможно най-проста.

За да направите това, потребителят ще трябва само да попълни информация относно трите имена и контакти. Също така трябва да вземете решение за валутата, да посочите датата си на раждане и домашния си адрес. Необходимо е също да се абонирате за бюлетина. Това ще ви позволи бързо да получавате информация от букмейкърите. Регистриран потребител получава възможност за достъп до личния си акаунт, което му позволява да прави залагания на мачове и събития. Ако възникнат затруднения, можете да се свържете с техническата поддръжка.

Всяко взаимодействие между атомите е възможно само ако има химична връзка. Такава връзка е причината за образуването на устойчива многоатомна система - молекулярен йон, молекула, кристална решетка. Силната химическа връзка изисква много енергия за разрушаване, поради което тя е основната величина за измерване на силата на връзката.

Условия за образуване на химична връзка

Образуването на химична връзка винаги е придружено от освобождаване на енергия. Този процес възниква поради намаляване на потенциалната енергия на система от взаимодействащи частици - молекули, йони, атоми. Потенциалната енергия на получената система от взаимодействащи елементи винаги е по-малка от енергията на несвързаните изходящи частици. По този начин основата за възникването на химическа връзка в системата е намаляването на потенциалната енергия на нейните елементи.

Същност на химичното взаимодействие

Химическата връзка е следствие от взаимодействието на електромагнитни полета, които възникват около електроните и атомните ядра на онези вещества, които участват в образуването на нова молекула или кристал. След откриването на теорията за структурата на атома природата на това взаимодействие стана по-достъпна за изучаване.

Идеята за електрическата природа на химическата връзка за първи път идва от английския физик Г. Дейви, който предполага, че молекулите се образуват поради електрическото привличане на противоположно заредени частици. Тази идея заинтересува шведския химик и естествен учен И.Я. Берцелий, който разработи електрохимичната теория за възникването на химичните връзки.

Първата теория, която обяснява процесите на химично взаимодействие на веществата, беше несъвършена и с течение на времето трябваше да бъде изоставена.

Теорията на Бутлеров

По-успешен опит да се обясни природата на химическата връзка на веществата е направен от руския учен А.М.Бутлеров. Този учен основава своята теория на следните предположения:

  • Атомите в свързано състояние са свързани един с друг в определен ред. Промяната в този ред предизвиква образуването на ново вещество.
  • Атомите се свързват помежду си според законите на валентността.
  • Свойствата на веществото зависят от реда на свързване на атомите в молекулата на веществото. Различното подреждане причинява промяна в химичните свойства на веществото.
  • Свързаните помежду си атоми си влияят най-силно.

Теорията на Бутлеров обяснява свойствата на химичните вещества не само от техния състав, но и от реда на подреждане на атомите. Тази вътрешна заповед на А.М. Бутлеров го нарече "химическа структура".

Теорията на руския учен направи възможно възстановяването на реда в класификацията на веществата и даде възможност да се определи структурата на молекулите по техните химични свойства. Теорията отговори и на въпроса: защо молекулите, съдържащи еднакъв брой атоми, имат различни химични свойства.

Предпоставки за създаване на теории за химичната връзка

В своята теория за химическата структура Бутлеров не засяга въпроса какво е химическа връзка. За целта имаше твърде малко данни за вътрешната структура на материята. Едва след откриването на планетарния модел на атома американският учен Луис започва да развива хипотезата, че химическата връзка възниква чрез образуването на електронна двойка, която едновременно принадлежи на два атома. Впоследствие тази идея става основа за развитието на теорията за ковалентните връзки.

Ковалентна химична връзка

Стабилно химично съединение може да се образува, когато електронните облаци на два съседни атома се припокриват. Резултатът от такова взаимно пресичане е нарастваща електронна плътност в междуядреното пространство. Ядрата на атомите, както знаем, са положително заредени и затова се опитват да бъдат привлечени възможно най-близо до отрицателно заредения електронен облак. Това привличане е много по-силно от силите на отблъскване между две положително заредени ядра, така че тази връзка е стабилна.

Изчисленията на химичните връзки са извършени за първи път от химиците Хайтлер и Лондон. Те изследвали връзката между два водородни атома. Най-простото визуално представяне може да изглежда така:

Както можете да видите, електронната двойка заема квантово място и в двата водородни атома. Тази двуцентрова подредба на електрони се нарича „ковалентна химична връзка“. Ковалентните връзки са типични за молекулите на прости вещества и техните неметални съединения. Веществата, създадени от ковалентни връзки, обикновено не провеждат електричество или са полупроводници.

Йонна връзка

Йонна химична връзка възниква, когато два противоположно заредени йона се привличат един друг. Йоните могат да бъдат прости, състоящи се от един атом вещество. В съединения от този тип простите йони най-често са положително заредени метални атоми от групи 1 и 2, които са загубили своя електрон. Образуването на отрицателни йони е присъщо на атомите на типичните неметали и техните киселинни основи. Следователно сред типичните йонни съединения има много халиди на алкални метали, като CsF, NaCl и др.

За разлика от ковалентната връзка, йонът не е наситен: различен брой противоположно заредени йони могат да се присъединят към йон или група от йони. Броят на прикрепените частици е ограничен само от линейните размери на взаимодействащите йони, както и от условието, при което силите на привличане на противоположно заредените йони трябва да бъдат по-големи от силите на отблъскване на еднакво заредените частици, участващи в съединението от йонен тип.

Водородна връзка

Още преди създаването на теорията за химическата структура експериментално беше забелязано, че водородните съединения с различни неметали имат донякъде необичайни свойства. Например точките на кипене на флуороводорода и водата са много по-високи, отколкото може да се очаква.

Тези и други характеристики на водородните съединения могат да се обяснят със способността на атома Н + да образува друга химична връзка. Този тип връзка се нарича "водородна връзка". Причините за възникването на водородна връзка се крият в свойствата на електростатичните сили. Например, в молекулата на флуороводород, общият електронен облак е толкова изместен към флуора, че пространството около атома на това вещество е наситено с отрицателно електрическо поле. Около водороден атом, лишен от единствения си електрон, полето е много по-слабо и има положителен заряд. В резултат на това възниква допълнителна връзка между положителните полета на електронните облаци H + и отрицателните F - .

Химическа връзка на металите

Атомите на всички метали са разположени в пространството по определен начин. Подредбата на металните атоми се нарича кристална решетка. В този случай електроните на различни атоми слабо взаимодействат помежду си, образувайки общ електронен облак. Този тип взаимодействие между атоми и електрони се нарича „метална връзка“.

Именно свободното движение на електрони в металите може да обясни физичните свойства на металните вещества: електропроводимост, топлопроводимост, якост, топимост и други.

170009 0

Всеки атом има определен брой електрони.

Когато влизат в химични реакции, атомите даряват, получават или споделят електрони, постигайки най-стабилната електронна конфигурация. Конфигурацията с най-ниска енергия (както в атомите на благородния газ) се оказва най-стабилна. Този модел се нарича "октетно правило" (фиг. 1).

Ориз. 1.

Това правило важи за всички видове връзки. Електронните връзки между атомите им позволяват да образуват стабилни структури, от най-простите кристали до сложни биомолекули, които в крайна сметка образуват живи системи. Те се различават от кристалите по непрекъснатия си метаболизъм. В същото време много химични реакции протичат според механизмите електронен трансфер, които играят критична роля в енергийните процеси в тялото.

Химическата връзка е силата, която държи заедно два или повече атома, йони, молекули или всяка комбинация от тях.

Природата на химическата връзка е универсална: тя е електростатична сила на привличане между отрицателно заредени електрони и положително заредени ядра, определена от конфигурацията на електроните на външната обвивка на атомите. Способността на атома да образува химични връзки се нарича валентност, или степен на окисление. Концепцията за валентни електрони- електрони, които образуват химични връзки, тоест разположени в най-високите енергийни орбитали. Съответно се нарича външната обвивка на атома, съдържаща тези орбитали валентна обвивка. Понастоящем не е достатъчно да се посочи наличието на химична връзка, но е необходимо да се изясни нейният тип: йонна, ковалентна, дипол-диполна, метална.

Първият тип връзка ейонни Връзка

Според теорията за електронната валентност на Луис и Косел, атомите могат да постигнат стабилна електронна конфигурация по два начина: първо, чрез загуба на електрони, превръщайки се в катиони, второ, придобивайки ги, превръщайки се в аниони. В резултат на преноса на електрони, поради електростатичната сила на привличане между йони с противоположни знаци, се образува химична връзка, наречена от Косел “ електровалентен“(сега се нарича йонни).

В този случай анионите и катионите образуват стабилна електронна конфигурация със запълнена външна електронна обвивка. Типичните йонни връзки се образуват от катиони Т и II групи на периодичната таблица и аниони на неметални елементи от групи VI и VII (съответно 16 и 17 подгрупи, халкогениИ халогени). Връзките на йонните съединения са ненаситени и ненасочени, така че те запазват възможността за електростатично взаимодействие с други йони. На фиг. Фигури 2 и 3 показват примери за йонни връзки, съответстващи на модела на Kossel за трансфер на електрони.

Ориз. 2.

Ориз. 3.Йонна връзка в молекула готварска сол (NaCl)

Тук е уместно да си припомним някои свойства, които обясняват поведението на веществата в природата, по-специално да разгледаме идеята за киселиниИ причини.

Водните разтвори на всички тези вещества са електролити. Те променят цвета си по различен начин показатели. Механизмът на действие на индикаторите е открит от F.V. Оствалд. Той показа, че индикаторите са слаби киселини или основи, чийто цвят е различен в недисоциираните и дисоциираните състояния.

Основите могат да неутрализират киселините. Не всички основи са разтворими във вода (например, някои органични съединения, които не съдържат ОН групи, са неразтворими, по-специално, триетиламин N(C 2 H 5) 3); разтворимите основи се наричат алкали.

Водните разтвори на киселини претърпяват характерни реакции:

а) с метални оксиди - с образуване на сол и вода;

б) с метали - с образуване на сол и водород;

в) с карбонати - с образуване на сол, CO 2 и н 2 О.

Свойствата на киселините и основите се описват от няколко теории. В съответствие с теорията на S.A. Арениус, киселината е вещество, което се дисоциира, за да образува йони н+ , докато основата образува йони ТОЙ- . Тази теория не взема предвид съществуването на органични бази, които нямат хидроксилни групи.

В съответствие със протонСпоред теорията на Брьонстед и Лоури киселината е вещество, съдържащо молекули или йони, които отдават протони ( донорипротони), а основата е вещество, състоящо се от молекули или йони, които приемат протони ( акцепторипротони). Имайте предвид, че във водните разтвори водородните йони съществуват в хидратирана форма, тоест под формата на хидрониеви йони H3O+ . Тази теория описва реакции не само с вода и хидроксидни йони, но също и такива, проведени в отсъствието на разтворител или с неводен разтворител.

Например при реакцията между амоняк Н.Х. 3 (слаба основа) и хлороводород в газовата фаза се образува твърд амониев хлорид и в равновесна смес от две вещества винаги има 4 частици, две от които са киселини, а другите две са основи:

Тази равновесна смес се състои от две спрегнати двойки киселини и основи:

1)Н.Х. 4+ и Н.Х. 3

2) НС1И кл ‑

Тук във всяка конюгирана двойка киселината и основата се различават с един протон. Всяка киселина има спрегната основа. Силната киселина има слаба спрегната основа, а слабата киселина има силна спрегната основа.

Теорията на Brønsted-Lowry помага да се обясни уникалната роля на водата за живота на биосферата. Водата, в зависимост от веществото, което взаимодейства с нея, може да проявява свойствата на киселина или основа. Например при реакции с водни разтвори на оцетна киселина водата е основа, а при реакции с водни разтвори на амоняк е киселина.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Тук молекула на оцетна киселина отдава протон на водна молекула;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ТОЙ- . Тук една молекула амоняк приема протон от водна молекула.

Така водата може да образува две конюгирани двойки:

1) H2O(киселина) и ТОЙ- (конюгирана основа)

2) H 3 O+ (киселина) и H2O(конюгирана основа).

В първия случай водата отдава протон, а във втория го приема.

Това свойство се нарича амфипротонизъм. Наричат ​​се вещества, които могат да реагират както на киселини, така и на основи амфотерни. Такива вещества често се срещат в живата природа. Например, аминокиселините могат да образуват соли както с киселини, така и с основи. Следователно пептидите лесно образуват координационни съединения с наличните метални йони.

По този начин, характерно свойство на йонната връзка е пълното движение на свързващите електрони към едно от ядрата. Това означава, че между йоните има област, където електронната плътност е почти нулева.

Вторият тип връзка ековалентен Връзка

Атомите могат да образуват стабилни електронни конфигурации чрез споделяне на електрони.

Такава връзка се образува, когато двойка електрони се споделя един по един от всичкиатом. В този случай споделените електрони на връзката се разпределят по равно между атомите. Примерите за ковалентни връзки включват хомонуклеарендвуатомна молекули H 2 , н 2 , Е 2. Същият тип връзка се среща в алотропите О 2 и озон О 3 и за многоатомна молекула С 8 и също хетероядрени молекулихлороводород НС1, въглероден двуокис CO 2, метан CH 4, етанол СЪС 2 н 5 ТОЙ, серен хексафлуорид SF 6, ацетилен СЪС 2 н 2. Всички тези молекули споделят едни и същи електрони и техните връзки са наситени и насочени по един и същи начин (фиг. 4).

За биолозите е важно, че двойните и тройните връзки имат намалени ковалентни атомни радиуси в сравнение с единичната връзка.

Ориз. 4.Ковалентна връзка в Cl 2 молекула.

Йонните и ковалентните видове връзки са два крайни случая на многото съществуващи видове химични връзки и на практика повечето връзки са междинни.

Съединенията на два елемента, разположени в противоположните краища на еднакви или различни периоди на периодичната система, образуват предимно йонни връзки. Тъй като елементите се приближават един до друг в рамките на период, йонната природа на техните съединения намалява и ковалентният характер се увеличава. Например халогенидите и оксидите на елементи от лявата страна на периодичната таблица образуват предимно йонни връзки ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), а същите съединения на елементи от дясната страна на таблицата са ковалентни ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, фенол C6H5OH, глюкоза C6H12O6, етанол C2H5OH).

Ковалентната връзка от своя страна има още една модификация.

В многоатомните йони и в сложните биологични молекули и двата електрона могат да идват само от единатом. Нарича се донорелектронна двойка. Нарича се атом, който споделя тази двойка електрони с донор акцепторелектронна двойка. Този тип ковалентна връзка се нарича координация (донор-акцептор, илидателен падеж) комуникация(фиг. 5). Този тип връзка е най-важен за биологията и медицината, тъй като химията на най-важните за метаболизма d-елементи се описва до голяма степен от координационните връзки.

Фиг. 5.

По правило в сложно съединение металният атом действа като акцептор на електронна двойка; напротив, в йонните и ковалентните връзки металният атом е донор на електрони.

Същността на ковалентната връзка и нейната разновидност - координационната връзка - може да се изясни с помощта на друга теория за киселините и основите, предложена от Г.Н. Луис. Той донякъде разшири семантичната концепция на термините „киселина“ и „основа“ според теорията на Брьонстед-Лоури. Теорията на Люис обяснява природата на образуването на сложни йони и участието на веществата в реакциите на нуклеофилно заместване, т.е. в образуването на CS.

Според Луис киселината е вещество, способно да образува ковалентна връзка чрез приемане на електронна двойка от основа. Базата на Луис е вещество, което има несподелена електронна двойка, която, като отдава електрони, образува ковалентна връзка с киселината на Луис.

Тоест, теорията на Луис разширява обхвата на киселинно-базовите реакции и до реакции, в които протоните изобщо не участват. Освен това самият протон, според тази теория, също е киселина, тъй като е способен да приеме електронна двойка.

Следователно, според тази теория, катионите са киселини на Луис, а анионите са бази на Люис. Пример за това са следните реакции:

По-горе беше отбелязано, че разделянето на веществата на йонни и ковалентни е относително, тъй като в ковалентните молекули не се случва пълен пренос на електрони от метални атоми към акцепторни атоми. В съединения с йонни връзки всеки йон е в електрическото поле на йони с противоположен знак, така че те са взаимно поляризирани и черупките им са деформирани.

Поляризираемостопределя се от електронната структура, заряда и размера на йона; за анионите е по-висока отколкото за катионите. Най-високата поляризуемост сред катионите е за катиони с по-голям заряд и по-малък размер, например, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Има силен поляризиращ ефект н+ . Тъй като влиянието на поляризацията на йоните е двупосочно, то значително променя свойствата на образуваните от тях съединения.

Третият тип връзка едипол-дипол Връзка

В допълнение към изброените видове комуникация, има и дипол-дипол междумолекуленвзаимодействия, наричани още ван дер Ваалс .

Силата на тези взаимодействия зависи от природата на молекулите.

Има три вида взаимодействия: постоянен дипол - постоянен дипол ( дипол-диполатракция); постоянен дипол - индуциран дипол ( индукцияатракция); мигновен дипол - индуциран дипол ( диспергиращпривличане или лондонски сили; ориз. 6).

Ориз. 6.

Само молекули с полярни ковалентни връзки имат дипол-диполен момент ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), а силата на свързване е 1-2 Дебая(1D = 3,338 × 10‑30 кулонови метра - C × m).

В биохимията има друг вид връзка - водород връзка, която е граничен случай дипол-диполатракция. Тази връзка се образува от привличането между водороден атом и малък електроотрицателен атом, най-често кислород, флуор и азот. При големи атоми, които имат подобна електроотрицателност (като хлор и сяра), водородната връзка е много по-слаба. Водородният атом се отличава с една важна характеристика: когато свързващите електрони се отдръпнат, неговото ядро ​​- протонът - е изложено и вече не е екранирано от електрони.

Следователно атомът се превръща в голям дипол.

Водородната връзка, за разлика от връзката на Ван дер Ваалс, се образува не само по време на междумолекулни взаимодействия, но и в рамките на една молекула - вътрешномолекуленводородна връзка. Водородните връзки играят важна роля в биохимията, например за стабилизиране на структурата на протеините под формата на а-спирала или за образуването на двойна спирала на ДНК (фиг. 7).

Фиг.7.

Водородните и ван дер Ваалсовите връзки са много по-слаби от йонните, ковалентните и координационните връзки. Енергията на междумолекулните връзки е посочена в табл. 1.

Маса 1.Енергия на междумолекулните сили

Забележка: Степента на междумолекулни взаимодействия се отразява от енталпията на топене и изпарение (кипене). Йонните съединения изискват значително повече енергия за отделяне на йони, отколкото за разделяне на молекули. Енталпията на топене на йонните съединения е много по-висока от тази на молекулните съединения.

Четвъртият тип връзка еметална връзка

И накрая, има друг тип междумолекулни връзки - метал: свързване на положителни йони на метална решетка със свободни електрони. Този тип връзка не се среща в биологични обекти.

От кратък преглед на видовете връзки става ясен един детайл: важен параметър на метален атом или йон - донор на електрони, както и на атом - акцептор на електрони, е неговата размер.

Без да навлизаме в подробности, отбелязваме, че ковалентните радиуси на атомите, йонните радиуси на металите и радиусите на Ван дер Ваалс на взаимодействащите молекули се увеличават с увеличаването на техния атомен номер в групи от периодичната система. В този случай стойностите на йонните радиуси са най-малки, а радиусите на Ван дер Ваалс са най-големи. Като правило, при движение надолу по групата, радиусите на всички елементи се увеличават, както ковалентни, така и ван дер Ваалсови.

От голямо значение за биолозите и лекарите са координация(донор-акцептор) връзки, разглеждани от координационната химия.

Медицинска бионеорганика. Г.К. Баръшков

    определяне на химична връзка;

    видове химични връзки;

    метод на валентната връзка;

    основни характеристики на ковалентните връзки;

    механизми на образуване на ковалентна връзка;

    комплексни съединения;

    молекулярно-орбитален метод;

    междумолекулни взаимодействия.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЗА ХИМИЧНА ВРЪЗКА

Химическа връзканаречено взаимодействие между атомите, което води до образуването на молекули или йони и силно задържане на атомите един до друг.

Химическата връзка е от електронен характер, т.е. осъществява се поради взаимодействието на валентни електрони. В зависимост от разпределението на валентните електрони в молекулата се разграничават следните видове връзки: йонни, ковалентни, метални и др. Йонната връзка може да се разглежда като краен случай на ковалентна връзка между рязко различни по природа атоми.

ВИДОВЕ ХИМИЧНА ВРЪЗКА

Йонна връзка.

Основни положения на съвременната теория на йонната връзка.

    Йонна връзка се образува по време на взаимодействието на елементи, които рязко се различават един от друг по свойства, тоест между метали и неметали.

    Образуването на химическа връзка се обяснява с желанието на атомите да постигнат стабилна осемелектронна външна обвивка (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 стр 6

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

Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 стр 6

    Получените противоположно заредени йони се задържат близо един до друг поради електростатично привличане.

    Йонната връзка не е насочена.

    Няма чисто йонна връзка. Тъй като йонизационната енергия е по-голяма от енергията на електронен афинитет, пълен пренос на електрони не се получава дори в случай на двойка атоми с голяма разлика в електроотрицателността. Следователно можем да говорим за частта на йонността на връзката. Най-високата йонност на връзката се среща във флуоридите и хлоридите на s-елементите. Така в кристалите RbCl, KCl, NaCl и NaF е съответно 99, 98, 90 и 97%.

Ковалентна връзка.

Основни положения на съвременната теория на ковалентните връзки.

    Ковалентна връзка се образува между елементи с подобни свойства, тоест неметали.

    Всеки елемент осигурява 1 електрон за образуване на връзки, като спиновете на електроните трябва да са антипаралелни.

    Ако ковалентна връзка се образува от атоми на един и същи елемент, тогава тази връзка не е полярна, тоест общата електронна двойка не е изместена към нито един от атомите. Ако ковалентна връзка се образува от два различни атома, тогава общата електронна двойка се измества към най-електроотрицателния атом, това полярна ковалентна връзка.

    Когато се образува ковалентна връзка, електронните облаци на взаимодействащите атоми се припокриват; в резултат на това в пространството между атомите се появява зона с повишена електронна плътност, която привлича положително заредените ядра на взаимодействащите атоми и ги задържа едно близо до друго. В резултат на това енергията на системата намалява (фиг. 14). Въпреки това, когато атомите са много близо един до друг, отблъскването на ядрата се увеличава. Следователно има оптимално разстояние между сърцевините ( дължина на връзката, л sv), при което системата има минимална енергия. В това състояние се отделя енергия, наречена свързваща енергия – E St.

Ориз. 14. Зависимост на енергията на системи от два водородни атома с паралелни (1) и антипаралелни (2) спинове от разстоянието между ядрата (E е енергията на системата, E е енергията на свързване, r е разстоянието между ядрата , л– дължина на комуникацията).

За описание на ковалентна връзка се използват два метода: методът на валентната връзка (VB) и методът на молекулярната орбита (MMO).