Поняття хімічного зв'язку має важливе значення у різних галузях хімії як науки. Пов'язано це з тим, що саме з її допомогою окремі атоми здатні з'єднуватися в молекули, утворюючи різноманітні речовини, які є предметом хімічних досліджень.
З різноманіттям атомів і молекул пов'язано виникнення різних типів зв'язків з-поміж них. p align="justify"> Для різних класів молекул характерні свої особливості розподілу електронів, а значить, і свої види зв'язків.
Основні поняття
Хімічний зв'язокназивають сукупність взаємодій, які призводять до зв'язування атомів з утворенням стійких частинок складнішої будови (молекул, іонів, радикалів), а також агрегатів (кристалів, шибок та іншого). Природа цих взаємодій носить електричний характер, а виникають вони при розподілі валентних електронів у атомах, що зближуються.
Валентністю прийнятоназивати здатність тієї чи іншої атома утворювати певну кількість зв'язків коїться з іншими атомами. У іонних сполуках значення валентності приймають число відданих або приєднаних електронів. У ковалентних з'єднаннях вона дорівнює кількості загальних електронних пар.
Під ступенем окислення розуміють умовнийзаряд, який міг бути на атомі, якби всі полярні ковалентні зв'язку мали б іонний характер.
Кратністю зв'язку називаютьчисло узагальнених електронних пар між аналізованими атомами.
Зв'язки, що розглядаються в різних розділах хімії, можна розділити на два види хімічних зв'язків: ті, що призводять до утворення нових речовин (внутрішньомолекулярні) , іті, що виникають між молекулами (міжмолекулярні).
Основні характеристики зв'язку
Енергією зв'язкуназивають таку енергію, яка потрібна для розриву всіх зв'язків у молекулі. Також це енергія, що виділяється під час утворення зв'язку.
Довжиною зв'язкуназивають таку відстань між сусідніми ядрами атомів у молекулі, у якому сили тяжіння і відштовхування врівноважені.
Ці дві характеристики хімічного зв'язку атомів є мірою її міцності: що менше довжина і більше енергія, то зв'язок міцніший.
Валентним кутомприйнято називати кут між лініями, що представляють, що проходять у напрямку зв'язку через ядра атомів.
Методи опису зв'язків
Найбільш поширені два підходи до пояснення хімічного зв'язку, запозичені із квантової механіки:
Метод молекулярних орбіталей.Він розглядає молекулу як сукупність електронів та ядер атомів, причому кожен окремо взятий електрон рухається у полі дії всіх інших електронів та ядер. Молекула має орбітальну будову, проте її електрони розподілені за цими орбітами. Також цей метод носить назву МО ЛКАО, що розшифровується як "молекулярна орбіталь - лінійна комбінація
Метод валентних зв'язків.Представляє молекулу системою двох центральних молекулярних орбіталей. При цьому кожна з них відповідає одному зв'язку між двома розташованими по сусідству атомами молекули. Основується метод на таких положеннях:
- Утворення хімічного зв'язку здійснюється парою електронів, що мають протилежні спини, які розташовані між двома атомами, що розглядаються. Утворена електронна пара належить двом атомам однаково.
- Число зв'язків, утворених тим чи іншим атомом, дорівнює числу неспарених електронів в основному та збудженому стані.
- Якщо електронні пари не беруть участі у освіті зв'язку, їх називають неподіленими.
Електронегативність
Визначити тип хімічного зв'язку в речовинах можна, ґрунтуючись на різниці у значеннях електронегативностей складових її атомів. Під електронегативністюрозуміють здатність атомів відтягувати він загальні електронні пари (електронна хмара), що зумовлює поляризації зв'язку.
Існують різні способи визначення значень електронегативності хімічних елементів. Однак найбільш застосовуваною є шкала, заснована на термодинамічних даних, яка була запропонована ще в 1932 Л. Полінгом.
Чим значніша різниця в електронегативності атомів, тим більшою мірою проявляється її іонність. Навпаки, рівні чи близькі значення електронегативності вказують на ковалентний характер зв'язку. Інакше кажучи, визначити, який хімічний зв'язок спостерігається у тій чи іншій молекулі, можна математично. Для цього потрібно обчислити ΔХ - різницю електронегативності атомів за формулою: ΔХ=|Х 1 -Х 2 |.
- Якщо ΔХ>1,7,то зв'язок є іонним.
- Якщо 0,5≤ΔХ≤1,7,то ковалентний зв'язок має полярний характер.
- Якщо ΔХ=0або близька до нього, то зв'язок відноситься до ковалентної неполярної.
Іонний зв'язок
Іонним називається такий зв'язок, який з'являється між іонами або за рахунок повного відтягування загальної електронної пари одним з атомів. У речовинах цей тип хімічного зв'язку здійснюється силами електростатичного тяжіння.
Іони - це заряджені частинки, що утворюються з атомів внаслідок приєднання чи віддачі електронів. Якщо атом приймає електрони, то набуває негативного заряду і стає аніоном. Якщо ж атом віддає валентні електрони, стає позитивно зарядженою частинкою, званої катіоном.
Вона й у сполук, утворених при взаємодії атомів типових металів з атомами типових неметалів. Основний цей процес є прагнення атомів придбати стійкі електронні конфігурації. А типовим металам і неметалам для цього потрібно віддати або прийняти всього 1-2 електрони, що вони з легкістю і роблять.
Механізм утворення іонного хімічного зв'язку в молекулі зазвичай розглядають з прикладу взаємодії натрію і хлору. Атоми лужного металу легко віддають електрон, що перетягується атомом галогену. В результаті утворюється катіон Na + і аніон Cl - які утримуються поруч за допомогою електростатичного тяжіння.
Ідеального іонного зв'язку немає. Навіть у таких сполуках, які найчастіше відносять до іонних, остаточного переходу електронів від атома до атома не відбувається. Утворена електронна пара все-таки залишається у загальному користуванні. Тому говорять про рівень іонності ковалентного зв'язку.
Іонний зв'язок характеризується двома основними властивостями, пов'язаними один з одним:
- неспрямованість, тобто електричне поле навколо іона має форму сфери;
- ненасичуваність, т. е. число протилежно заряджених іонів, що може розміститися навколо будь-якого іона, визначається їх розмірами.
Ковалентний хімічний зв'язок
Зв'язок, що утворюється при перекриванні електронних хмар атомів неметалів, тобто здійснюється загальною електронною парою, називається ковалентним зв'язком. Число узагальнених пар електронів визначає кратність зв'язку. Так, атоми водню пов'язані одинарним зв'язком Н·Н, а атоми кисню утворюють подвійний зв'язок О::О.
Існує два механізми її утворення:
- Обмінний - кожен атом представляє для освіти загальної пари по одному електрону: А · + В = А: В, при цьому у здійсненні зв'язку беруть участь зовнішні атомні орбіталі, на яких розташовані по одному електрону.
- Донорно-акцепторний - для утворення зв'язку один із атомів (донор) надає пару електронів, а другий (акцептор) - вільну орбіталь для її розміщення: А + :В= А:В.
Способи перекриття електронних хмар при утворенні ковалентного хімічного зв'язку також різні.
- Пряме. Область перекривання хмар лежить на прямій уявній лінії, що з'єднує ядра атомів, що розглядаються. При цьому утворюються зв'язки. Від типу електронних хмар, що піддаються перекриванню, залежить вид хімічного зв'язку, який при цьому виникає: s-s, s-p, p-p, s-d або p-d σ-зв'язку. У частинці (молекулі або іоні) між двома сусідніми атомами можливе здійснення лише одного зв'язку.
- Бокове. Здійснюється по обидва боки лінії, що з'єднує ядра атомів. Так утворюється π-зв'язок, причому можливі її різновиди: p-p, p-d, d-d. Окремо від σ-зв'язку π-зв'язок ніколи не утворюється, він може бути в молекулах, що містять кратні (подвійні та потрійні) зв'язки.
Властивості ковалентного зв'язку
Саме ними визначаються хімічні та фізичні особливості сполук. Головними властивостями будь-якого хімічного зв'язку в речовинах є її спрямованість, полярність і поляризація, а також насичуваність.
Спрямованістюзв'язку зумовлені особливості молекулярної будови речовин та геометрична форма їх молекул. Суть її полягає в тому, що найкраще перекриття електронних хмар можливе за певної їхньої орієнтації у просторі. Вище вже розглянуті варіанти утворення σ- та π-зв'язку.
Під насичуваністюрозуміють здатність атомів утворювати певну кількість хімічних зв'язків у молекулі. Кількість ковалентних зв'язків кожного атома обмежується числом зовнішніх орбіталей.
Полярністьзв'язку залежить від різниці у значеннях електронегативності атомів. Від неї залежить рівномірність розподілу електронів між ядрами атомів. Ковалентний зв'язок за даною ознакою може бути полярним або неполярним.
- Якщо загальна електронна пара однаково належить кожному з атомів і розташована від їх ядер на однаковій відстані, то ковалентний зв'язок є неполярним.
- Якщо ж загальна пара електронів зміщується до ядра одного з атомів, то утворюється ковалентний полярний хімічний зв'язок.
Поляризованістьвиражається усуненням електронів зв'язку під дією зовнішнього електричного поля, яке може належати іншій частинці, сусіднім зв'язкам у тій же молекулі або виходити від зовнішніх джерел електромагнітних полів. Так, ковалентна зв'язок під впливом може змінювати свою полярність.
Під гібридизацією орбіталей розуміють зміну їх форм під час здійснення хімічного зв'язку. Це необхідно для досягнення найбільш ефективного їхнього перекривання. Існують такі види гібридизації:
- sp 3 . Одна s-і три p-орбіталі утворюють чотири "гібридні" орбіталі однакової форми. Зовні нагадує тетраедр із кутом між осями 109°.
- sp 2 . Одна s- та дві p-орбіталі утворюють плоский трикутник з кутом між осями 120°.
- sp. Одна s-і одна p-орбіталь утворюють дві "гібридні" орбіталі з кутом між їхніми осями 180°.
Особливістю будови атомів металів є досить великий радіус та наявність невеликої кількості електронів на зовнішніх орбіталях. Внаслідок цього в таких хімічних елементах зв'язок ядра та валентних електронів відносно слабкий і легко розривається.
Металевоїзв'язком називають таку взаємодію між атомами-іонами металів, що здійснюється за допомогою ділових електронів.
У частках металу валентні електрони можуть легко залишати зовнішні орбіталі, як, втім, і займати вакантні місця на них. Таким чином, у різні моменти часу одна й та сама частка може бути атомом та іоном. Електрони, що відірвалися від них, вільно переміщаються по всьому об'єму кристалічних ґрат і здійснюють хімічний зв'язок.
Цей тип зв'язку має схожість з іонною та ковалентною. Як і іонної, існування металевої зв'язку необхідні іони. Але якщо здійснення електростатичного взаємодії у першому випадку потрібні катіони і аніони, то у другому роль негативно заряджених частинок грають електрони. Якщо порівнювати металевий зв'язок із ковалентним, то для утворення обох необхідні загальні електрони. Однак, на відміну від полярного хімічного зв'язку, вони локалізовані не між двома атомами, а належать усім часткам металу в кристалічній решітці.
Металевим зв'язком обумовлені особливі властивості практично всіх металів:
- пластичність, присутня завдяки можливості усунення шарів атомів у кристалічній решітці, що утримуються електронним газом;
- металевий блиск, який спостерігається через відображення світлових променів від електронів (у порошкоподібному стані немає кристалічної решітки і, отже, електронів, що переміщаються по ній);
- електропровідність, що здійснюється потоком заряджених частинок, а в даному випадку дрібні електрони вільно переміщуються серед великих іонів металу;
- теплопровідність, спостерігається завдяки здатності електронів переносити теплоту.
Цей тип хімічного зв'язку іноді називають проміжною між ковалентною та міжмолекулярною взаємодією. Якщо атом водню має зв'язок з одним з електронегативних елементів (таких як фосфор, кисень, хлор, азот), то він здатний утворювати додатковий зв'язок, званий водневий.
Вона набагато слабша за всі розглянуті вище типи зв'язків (енергія не більше 40 кДж/моль), але нехтувати нею не можна. Саме тому водневий хімічний зв'язок на схемі має вигляд пунктирної лінії.
Виникнення водневого зв'язку можливе завдяки донорно-акцепторній електростатичній взаємодії одночасно. Велика різниця в значеннях електронегативності призводить до появи надлишкової електронної густини на атомах О, N, F та інших, а також її нестачі на атомі водню. У тому випадку, якщо між такими атомами немає існуючого хімічного зв'язку, за їх досить близького розташування активізуються сили тяжіння. У цьому протон є акцептором електронної пари, а другий атом - донором.
Водневий зв'язок може виникати між сусідніми молекулами, наприклад, води, карбонових кислот, спиртів, аміаку, так і всередині молекули, наприклад, саліцилової кислоти.
Наявністю водневого зв'язку між молекулами води пояснюється низка її унікальних фізичних властивостей:
- Значення її теплоємності, діелектричної проникності, температур кипіння та плавлення відповідно до розрахунків повинні бути значно меншими від реальних, що пояснюється зв'язаністю молекул і необхідністю витрачати енергію на розрив міжмолекулярних водневих зв'язків.
- На відміну з інших речовин, при зниженні температури обсяг води збільшується. Це завдяки тому, що молекули займають певне положення в кристалічній структурі льоду і віддаляються один від одного на довжину водневого зв'язку.
Особливу роль цей зв'язок відіграє для живих організмів, оскільки його наявністю в молекулах білків зумовлюється їх особлива структура, а отже, і властивості. Крім того, нуклеїнові кислоти, складаючи подвійну спіраль ДНК, також пов'язані саме водневими зв'язками.
Зв'язки у кристалах
Переважна більшість твердих тіл має кристалічну решітку - особливе взаємне розташування частинок, що їх утворюють. У цьому дотримується тривимірна періодичність, а вузлах розташовуються атоми, молекули чи іони, які з'єднані уявними лініями. Залежно від характеру цих частинок та зв'язків між ними всі кристалічні структури ділять на атомні, молекулярні, іонні та металеві.
У вузлах іонної кристалічної решітки знаходяться катіони та аніони. Причому кожен із них оточений строго певним числом іонів лише з протилежним зарядом. Типовий приклад – хлорид натрію (NaCl). Їх звичайні високі температури плавлення і твердість, оскільки їх руйнування потрібно багато енергії.
У вузлах молекулярних кристалічних ґрат розташовані молекули речовин, утворені ковалентним зв'язком (наприклад, I 2). Пов'язані вони один з одним слабкою ван-дер-ваальсовою взаємодією, а отже, таку структуру легко зруйнувати. Такі сполуки мають низькі температури кипіння та плавлення.
Атомні кристалічні грати утворюють атоми хімічних елементів, що володіють високими значеннями валентності. Пов'язані вони міцними ковалентними зв'язками, а отже, речовини відрізняються високими температурами кипіння, плавлення та великою твердістю. Приклад – алмаз.
Таким чином, всі типи зв'язків, що є в хімічних речовинах, мають свої особливості, якими пояснюються тонкощі взаємодії частинок у молекулах та речовинах. Від них залежать властивості з'єднань. Ними зумовлюються всі процеси, що відбуваються у навколишньому середовищі.
БК Леон є провідним онлайн-букмекером на ринку гемблінгів. Компанія особливу увагу приділяє безперебійній роботі сервісу. Також постійно удосконалюється функціонал порталу. Для зручності користувачів створено дзеркало Леон.
Перейти на дзеркало
Що таке дзеркало Леон?
Для отримання доступу до офіційного порталу БК Leon необхідно скористатися дзеркалом. Користувачеві робоче дзеркало надає безліч переваг таких, як:
- різноманітна лінійка спортивних заходів, що мають високі коефіцієнти;
- надання можливості гри в режимі Live, дивитися матчі буде цікавим заняттям;
- докладний матеріал щодо проведених змагань;
- зручний інтерфейс, з яким швидко розбереться навіть недосвідчений користувач.
Робоче дзеркало є копією офіційного порталу. Він має ідентичну функціональність та синхронну базу даних. За рахунок цього дані облікового запису не змінюються. Розробниками передбачено можливість блокування робочого дзеркала, на такий випадок надається інше. Дані точні копії розсилаються та контролюються співробітниками БК Леон. Якщо скористатися дзеркалом, що функціонує, то можна отримати доступ до офіційного порталу БК Леон.
Користувачеві не складе труднощів знайти дзеркало, оскільки їх перелік підлягає оновленню. При закритому доступі від відвідувача сайту потрібно встановити установку програми Леон для мобільного телефону на комп'ютер. Також необхідно змінити IP на іншу країну за рахунок VPN. Для зміни розташування користувача або провайдера потрібно скористатися TOP-браузером.
Розробники передбачили різноманітні можливості користування дзеркалом. Для цього з правого боку сайту є напис "Доступ до сайту", зелена кнопка "Обхід блокувань" дозволяє гравцеві зайти в підменю та додати універсальну закладку до браузера.
Також зручність користувачеві надає мобільний додаток. Якщо потрібно дізнатися про нову адресу дзеркала порталу, можна зателефонувати на безкоштовний телефон. Отримувати доступ до дзеркала дозволяє канал @leonbets_official на Telegram. Програма Leonacsess для Windows дозволяє завжди отримати доступ до сайту. Дані способи дають можливість отримати доступ до робочого дзеркала.
Чому заблокували основний сайт Леон
Це відбувається внаслідок дій служби Роскомнагляду. Це з відсутністю ліцензії на ведення букмекерської діяльності. Синій Leon не отримав ліцензії, щоб гравець не платив з виграшу 13%.
Як зареєструватися на дзеркалі Леонбетс
Зареєструватись на цьому сайті значно простіше, ніж офіційно. Користувачеві не потрібно реєструватися на двох порталах, що займає до двох днів. Якщо віддати перевагу робочому дзеркалу, то ця процедура буде максимально простою.
Для цього користувачеві знадобиться лише заповнити дані щодо П. І. О., контакти. Також необхідно визначитися з валютою, вказати дату народження та домашню адресу. Також потрібно передплатити розсилку повідомлень. Це дозволить оперативно отримувати інформацію від букмекерів. Зареєстрований користувач має можливість мати доступ до особистого кабінету, що дозволяє зробити ставку на матчі, заходи. У разі виникнення складнощів можна звернутися до служби технічної підтримки.
Будь-яка взаємодія між атомами можлива лише за наявності хімічного зв'язку. Такий зв'язок є причиною утворення стійкої багатоатомної системи – молекулярного іона, молекули, кристалічної решітки. Міцний хімічний зв'язок вимагає багато енергії для розриву, тому він і є базовою величиною для вимірювання міцності зв'язку.
Умови утворення хімічного зв'язку
Утворення хімічного зв'язку завжди супроводжується виділенням енергії. Цей процес відбувається за рахунок зменшення потенційної енергії системи взаємодіючих частинок – молекул, іонів, атомів. Потенційна енергія системи взаємодіючих елементів, що утворилася, завжди менше енергії незв'язаних вихідних частинок. Таким чином, основою виникнення хімічного зв'язку в системі є спад потенційної енергії її елементів.
Природа хімічної взаємодії
Хімічний зв'язок - це наслідок взаємодії електромагнітних полів, що виникають навколо електронів та ядер атомів тих речовин, що беруть участь в утворенні нової молекули чи кристала. Після відкриття теорії будови атома природа цієї взаємодії стала доступнішою для вивчення.
Вперше ідея про електричну природу хімічного зв'язку виникла в англійського фізика Г. Деві, який припустив, що молекули утворюються через електричне тяжіння різноіменно заряджених частинок. Ця ідея зацікавила шведського хіміка та натураліста І.Я. Берцеліус, який розробив електрохімічну теорію виникнення хімічного зв'язку.
Перша теорія, яка пояснювала процеси хімічної взаємодії речовин, була недосконалою, і згодом від неї довелося відмовитись.
Теорія Бутлерова
Найбільш успішна спроба пояснити природу хімічного зв'язку речовин була здійснена російським ученим А.М.Бутлеровим. В основу своєї теорії цей учений поклав такі припущення:
- Атоми у сполученому стані пов'язані один з одним у певному порядку. Зміна цього порядку спричиняє утворення нової речовини.
- Атоми зв'язуються між собою за законами валентності.
- Властивості речовини залежить від порядку сполуки атомів у молекулі речовини. Інший порядок розташування стає причиною зміни хімічних властивостей речовини.
- Атоми, пов'язані між собою, найбільше впливають один на одного.
Теорія Бутлерова пояснювала властивості хімічних речовин як їх складом, а й порядком розташування атомів. Такий внутрішній порядок О.М. Бутлеров назвав "хімічною будовою".
Теорія російського вченого дозволила навести лад у класифікації речовин і надала можливість визначати будову молекул за їх хімічними властивостями. Також теорія дала у відповідь питання: чому молекули, містять однакову кількість атомів, мають різні хімічні властивості.
Передумови створення теорій хімічного зв'язку
У своїй теорії хімічної будови Бутлеров не торкався питання, що таке хімічна зв'язок. Для цього тоді було надто мало даних про внутрішню будову речовини. Лише після відкриття планетарної моделі атома американський вчений Льюїс почав розробляти гіпотезу про те, що хімічний зв'язок виникає за допомогою утворення електронної пари, яка одночасно належить двом атомам. Згодом ця ідея стала фундаментом розробки теорії ковалентного зв'язку.
Ковалентний хімічний зв'язок
Стійка хімічна сполука може бути утворена при перекритті електронних хмар двох сусідніх атомів. Результатом такого взаємного перетину стає зростаюча електронна щільність міжядерному просторі. Ядра атомів, як відомо, заряджені позитивно, і тому намагаються якомога ближче притягнутися до негативно зарядженої електронної хмари. Це тяжіння значно сильніше, ніж сили відштовхування між двома позитивно зарядженими ядрами, тому такий зв'язок є стійким.
Вперше розрахунки хімічного зв'язку було виконано хіміками Гейтлером та Лондоном. Ними було розглянуто зв'язок між двома атомами водню. Найпростіше наочне уявлення про неї може виглядати так:
Як видно, електронна пара займає квантове місце в обох атомах водню. Таке двоцентрове розміщення електронів отримало назву «ковалентний хімічний зв'язок». Ковалентний зв'язок типовий для молекул простих речовин та їх сполук неметалів. Речовини, створені в результаті ковалентного зв'язку, зазвичай не проводять електричний струм або є напівпровідниками.
Іонний зв'язок
Хімічний зв'язок іонного типу виникає при взаємному електричному тяжінні двох протилежно заряджених іонів. Іони можуть бути простими, що складаються з одного атома речовини. У сполуках подібного типу прості іони - найчастіше позитивно заряджені атоми металів 1,2 групи, які втратили свій електрон. Утворення негативних іонів притаманне атомам типових неметалів та основ їх кислот. Тому серед типових іонних сполук є безліч галогенідів лужних металів, наприклад CsF, NaCl та інших.
На відміну від ковалентного зв'язку, іон не має насиченості: до іону або групи іонів може приєднатися різне число протилежно заряджених іонів. Кількість приєднаних частинок обмежується лише лінійними розмірами взаємодіючих іонів, а також умовою, за якої сили тяжіння протилежно заряджених іонів повинні бути більшими, ніж сили відштовхування однаково заряджених частинок, що беруть участь у з'єднанні іонного типу.
Водневий зв'язок
Ще до створення теорії хімічної будови дослідним шляхом було помічено, що сполуки водню з різними неметалами мають дещо незвичайні властивості. Наприклад, температура кипіння фтороводню та води значно вища, ніж це можна було очікувати.
Ці та інші особливості водневих сполук можна пояснити здатністю атома Н+ утворювати ще один хімічний зв'язок. Такий тип сполуки отримав назву «водневий зв'язок». Причини виникнення водневого зв'язку у властивостях електростатичних сил. Наприклад, у молекулі фтороводню загальна електронна хмара настільки зміщена у бік фтору, що простір навколо атома цієї речовини насичений негативним електричним полем. Навколо атома водню, позбавленого свого єдиного електрона, поле значно слабше, і має позитивний заряд. В результаті виникає додатковий взаємозв'язок між позитивними полями електронних хмар Н+ та негативними F-.
Хімічний зв'язок металів
Атоми всіх металів розташовані у просторі певним чином. Порядок розташування атомів металів називається кристалічною решіткою. При цьому електрони різних атомів слабо взаємодіють один з одним, утворюючи загальну електронну хмару. Такий вид взаємодії між атомами та електронами отримав назву «металевий зв'язок».
Саме вільним пересуванням електронів у металах можна пояснити фізичні властивості металевих речовин: електропровідність, теплопровідність, міцність, плавність та інші.
170009 0
Кожен атом має деяке число електронів.
Вступаючи в хімічні реакції, атоми віддають, набувають, або узагальнюють електрони, досягаючи найбільш стійкої електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найнижчою енергією (як у атомах шляхетних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).
Мал. 1.
Це правило стосується всіх типам зв'язків. Електронні зв'язки між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, зрештою, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають за механізмами електронного перенесенняякі відіграють найважливішу роль в енергетичних процесах в організмі.
Хімічний зв'язок - це сила, що утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їхню комбінацію..
Природа хімічного зв'язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами та позитивно зарядженими ядрами, яка визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв'язки називається валентністю, або ступенем окиснення. З валентністю пов'язане поняття про валентних електронах- електронах, що утворюють хімічні зв'язки, тобто які знаходяться на найбільш високоенергетичних орбіталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, що містить ці орбіталі, називають валентною оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв'язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентна, дипольна, металева.
Перший тип зв'язку -іонна зв'язок
Відповідно до електронної теорії валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись на катіони, по-друге, купуючи їх, перетворюючись на аніони. Внаслідок електронного перенесення завдяки електростатичній силі тяжіння між іонами із зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названий Косселем « електровалентної»(тепер її називають іонної).
У цьому випадку аніони та катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньою електронною оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т і II груп періодичної системи та аніонів неметалічних елементів VI та VII груп (16 та 17 підгруп - відповідно, халькогеніві галогенів). Зв'язки у іонних сполук ненасичені та ненаправлені, тому можливість електростатичної взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 та 3 показані приклади іонних зв'язків, що відповідають моделі електронного перенесення Косселя.
Мал. 2.
Мал. 3.Іонний зв'язок у молекулі кухонної солі (NaCl)
Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин у природі, зокрема, розглянути уявлення про кислотахі підставах.
Водні розчини цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів відкрили Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори є слабкими кислотами або основами, забарвлення яких у недисоційованому та дисоційованому станах відрізняється.
Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчиняються у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, що не містять ОН-груп, зокрема, триетиламін N(З 2 Н 5) 3); розчинні основи називають лугами.
Водні розчини кислот вступають у характерні реакції:
а) з оксидами металів - з утворенням солі та води;
б) з металами - з утворенням солі та водню;
в) з карбонатами – з утворенням солі, З 2 та Н 2 O.
Властивості кислот та основ описують кілька теорій. Відповідно до теорії С.А. Арреніуса, кислота є речовиною, що дисоціює з утворенням іонів Н+ , тоді як основа утворює іони ВІН‑ . Ця теорія не враховує існування органічних основ, які мають гідроксильних груп.
Відповідно до протоннийтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота є речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а основа - речовина, що складається з молекул або іонів, що приймають протони ( акцепторипротонів). Зазначимо, що у водних розчинах іони водню існують у гідратованій формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O+. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидними іонами, але і здійснюються у відсутності розчинника або з неводним розчинником.
Наприклад, реакції між аміаком NH 3 (слабкою основою) і хлороводнем в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважній суміші двох речовин завжди присутні 4 частинки, дві з яких - кислоти, а дві інші - основи:
Ця рівноважна суміш складається з двох пар пар кислот і основ:
1)NH 4+ і NH 3
2) HClі Сl ‑
Тут у кожній парі кислота і основа різняться на один протон. Кожна кислота має пов'язану з нею основу. Сильній кислоті відповідає слабка сполучена основа, а слабкій кислоті - сильна сполучена основа.
Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, залежно від речовини, що взаємодіє з нею, може виявляти властивості або кислоти, або основи. Наприклад, у реакціях з водними розчинами оцтової кислоти вода є основою, а з водними розчинами аміаку – кислотою.
1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СТОВ‑ . Тут молекула оцтової кислоти донує протон молекули води;
2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ВІН‑ . Тут молекула аміаку акцептує протон молекули води.
Таким чином, вода може утворювати дві пари:
1) Н 2 O(кислота) та ВІН‑ (сполучена основа)
2) Н 3 Про+ (кислота) та Н 2 O(Сполучена основа).
У першому випадку вода донує протон, а в другому – акцептує його.
Така властивість називається амфіпротонністю. Речовини, здатні вступати в реакції в якості і кислот, і основ, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини трапляються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з основами. Тому пептиди легко утворюють координаційні сполуки із присутніми іонами металів.
Таким чином, характерна властивість іонного зв'язку - повне переміщення нари електронів, що зв'язують, до одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна густина майже нульова.
Другий тип зв'язку -ковалентна зв'язок
Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігурації шляхом узагальнення електронів.
Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів узагальнюється по одному від кожногоатома. У такому разі узагальнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв'язку можна назвати гомоядернідвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2 . Цей тип зв'язку є у алотропов O 2 та озону O 3 та у багатоатомної молекули S 8 , а також у гетероядерних молекулхлороводню НСl, Вуглекислий газ З 2 , метану СH 4 , етанолу З 2 Н 5 ВІН, гексафториду сірки SF 6 , ацетилену З 2 Н 2 . У всіх цих молекул електрони однаково загальні, які зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).
Для біологів важливо, що у подвійного та потрійного зв'язків ковалентні радіуси атомів порівняно з одинарним зв'язком зменшені.
Мал. 4.Ковалентний зв'язок у молекулі Сl 2 .
Іонний та ковалентний типи зв'язків - це два граничні випадки безлічі існуючих типів хімічних зв'язків, причому на практиці більшість зв'язків проміжні.
З'єднання двох елементів, розташованих у протилежних кінцях одного чи різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв'язки. У міру зближення елементів у межах періоду іонний характер їх сполук зменшується, а ковалентний збільшується. Наприклад, галогеніди та оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв'язки ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), а такі ж з'єднання елементів правої частини таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 Про 6, етанол З 2 Н 5 ВІН).
Ковалентний зв'язок, своєю чергою, має ще одну модифікацію.
У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрони можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, який узагальнює з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названо координаційної (донорно-акцепторної, абодативний) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найважливіших для метаболізму d-елементів значною мірою описується координаційними зв'язками.
Рис. 5.
Як правило, у комплексному з'єднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних та ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.
Суть ковалентного зв'язку та його різновиду - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот та основ, запропонованої ГН. Льюїс. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» та «основа» з теорії Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів та участь речовин у реакціях нуклеофільного заміщення, тобто утворенні КС.
Згідно з Льюїсом, кислота - це речовина, здатна утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від основи. Льюїсовою основою названо речовину, що володіє неподіленою електронною парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюїсовою кислотою.
Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, в яких протони зовсім не беруть участь. Причому сам протон, з цієї теорії, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.
Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюїсовими кислотами, а аніони - Льюїсовими основами. Прикладом можуть бути наступні реакції:
Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносний, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторних атомів у ковалентних молекулах не відбувається. У з'єднаннях з іонним зв'язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.
Поляризованістьвизначається електронною структурою, зарядом та розмірами іона; у аніонів вона вища, ніж у катіонів. Найбільша поляризованість серед катіонів - у катіонів більшого заряду та меншого розміру, наприклад, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+. Сильна поляризуюча дія має Н+. Оскільки вплив поляризації іонів двосторонній, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.
Третій тип зв'язку -диполь-дипольна зв'язок
Крім перелічених типів зв'язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярнівзаємодії, звані також вандерваал'совими .
Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.
Вирізняють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольнетяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційнетяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійнетяжіння, чи лондонівські сили; Мал. 6).
Мал. 6.
Диполь-дипольним моментом мають лише молекули з полярними ковалентними зв'язками ( HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl), причому сила зв'язку становить 1-2 дебая(1Д = 3,338 × 10-30 кулон-метра - Кл × м).
У біохімії виділяють ще один тип зв'язку - водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольноготяжіння. Цей зв'язок утворена тяжінням між атомом водню та електронегативним атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором та азотом. З великими атомами, що мають аналогічну електронегативність (наприклад, з хлором і сіркою), водневий зв'язок виявляється значно слабшим. Атом водню відрізняється однією істотною особливістю: при відтягуванні електронів, що зв'язують його ядро - протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.
Тому атом перетворюється на великий диполь.
Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсової, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, а й усередині однієї молекули. внутрішньомолекулярнаводневий зв'язок. Водневі зв'язки відіграють у біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді аспіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).
Рис.7.
Водневий і вандерваальсовий зв'язки значно слабші, ніж іонний, ковалентний і координаційний. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказана у табл. 1.
Таблиця 1.Енергія міжмолекулярних сил
Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення та випаровування (кипіння). Іонним сполукам потрібно поділу іонів значно більше енергії, ніж поділу молекул. Ентальпії плавлення іонних сполук значно вищі, ніж молекулярні сполуки.
Четвертий тип зв'язку -металевий зв'язок
Нарешті є ще один тип міжмолекулярних зв'язків - металевий: зв'язок позитивних іонів грат металів з вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку немає.
З короткого огляду типів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома чи іона металу - донора електронів, і навіть атома - акцептоpa електронів є його розмір.
Не вдаючись у деталі, зазначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіуси металів і вандерваальсові радіуси молекул, що взаємодіють, збільшуються в міру зростання їх порядкового номера в групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів – найменші, а вандерваальсових радіусів – найбільші. Як правило, при русі вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсові.
Найбільше значення для біологів та медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) зв'язки, що розглядаються координаційною хімією.
Медична біонеорганіка. Г.К. Барашків
визначення хімічного зв'язку;
типи хімічних зв'язків;
метод валентних зв'язків;
основні характеристики ковалентного зв'язку;
механізми утворення ковалентного зв'язку;
комплексні з'єднання;
метод молекулярних орбіталей;
міжмолекулярні взаємодії
ВИЗНАЧЕННЯ ХІМІЧНОГО ЗВ'ЯЗКУ
Хімічний зв'язокназивають взаємодію між атомами, що призводить до утворення молекул або іонів та міцного утримування атомів один біля одного.
Хімічна зв'язок має електронну природу, т. е. здійснюється рахунок взаємодії валентних електронів. Залежно від розподілу валентних електронів у молекулі, розрізняють такі види зв'язків: іонний, ковалентний, металевий та ін. Іонний зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного зв'язку між атомами, що різко відрізняються за природою.
ТИПИ ХІМІЧНОГО ЗВ'ЯЗКУ
Іонний зв'язок.
Основні положення сучасної теорії іонного зв'язку.
Іонний зв'язок утворюється при взаємодії елементів, що різко відрізняються один від одного за властивостями, тобто між металами та неметалами.
Утворення хімічного зв'язку пояснюється прагненням атомів досягнення стійкої восьмиелектронної зовнішньої оболонки (s 2 p 6).
Ca: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2
Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2
p 6
Cl: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5
Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2
p 6
Різноіменно заряджені іони, що утворилися, утримуються один біля одного за рахунок електростатичного тяжіння.
Іонний зв'язок не спрямований.
Чисто іонного зв'язку немає. Так як енергія іонізації більша за енергію спорідненості до електрона, то повного переходу електронів не відбувається навіть у разі пари атомів з великою різницею електронегативностей. Тому можна говорити про частку іонності зв'язку. Найбільша іонність зв'язку має місце у фторидах та хлоридах s-елементів. Так, у кристалах RbCl, KCl, NaCl і NaF вона дорівнює 99, 98, 90 та 97% відповідно.
Ковалентний зв'язок.
Основні положення сучасної теорії ковалентного зв'язку.
Ковалентний зв'язок утворюється між елементами, подібними за властивостями, тобто неметалами.
Кожен елемент надає для освіти зв'язків 1 електрон, причому спини електронів мають бути антипаралельними.
Якщо ковалентна зв'язок утворена атомами однієї й тієї ж елемента, цей зв'язок не полярна, т. е. загальна електронна пара не зміщена до жодного з атомів. Якщо ж ковалентний зв'язок утворений двома різними атомами, то загальна електронна пара зміщена до найбільш електронегативного атома, це полярний ковалентний зв'язок.
При утворенні ковалентного зв'язку відбувається перекриття електронних хмар взаємодіючих атомів, в результаті, в просторі між атомами виникає зона підвищеної електронної щільності, що притягує до себе позитивно заряджені ядра взаємодіючих атомів, і утримує їх один біля одного. Внаслідок цього знижується енергія системи (рис. 14). Проте за дуже сильному зближенні атомів зростає відштовхування ядер. Тому є оптимальна відстань між ядрами ( довжина зв'язку, lсв), у якому система має мінімальну енергію. За такого стану виділяється енергія, звана енергією зв'язку – Е св.
Мал. 14. Залежність енергії систем двох атомів водню з паралельними (1) і антипаралельними (2) спинами від відстані між ядрами (Е – енергія системи, Е св – енергія зв'язку, r – відстань між ядрами, l- Довжина зв'язку).
Для опису ковалентного зв'язку використовують 2 методи: метод валентних зв'язків (ВС) та метод молекулярних орбіталей (ММО).
