صفحه اصلی فرمان پیوندهای کووالانسی شامل یک اتم کربن. مفاهیمی در مورد انواع پیوند بین اتم ها، حالت های ظرفیت کربن و مکانیسم واکنش های آلی نوع پیوند بین اتم ها در مواد آلی

فرمان

پیوندهای کووالانسی شامل یک اتم کربن. مفاهیمی در مورد انواع پیوند بین اتم ها، حالت های ظرفیت کربن و مکانیسم واکنش های آلی نوع پیوند بین اتم ها در مواد آلی

پیوندهای بین اتم ها، که در فرمول های ساختاری به صورت خط تیره یا چوب (میله) نشان داده شده اند، از برهم کنش الکترون های خارجی (ظرفیت) 2 اتم یک مولکول تشکیل می شوند. با توجه به ماهیت این برهمکنش، دو نوع پایه یا افراطی پیوند بین اتم ها متمایز می شود.

نوع 1.پیوند یونی یا الکترووالانتی یا نمکی به وضوح (در شکل خالص آن) در مورد برهمکنش یک اتم فلزی قوی (مثلاً قلیایی) و یک اتم غیر فلزی قوی (مثلاً هالوژن) نشان داده می شود. یک اتم فلز قلیایی، با از دست دادن یک الکترون خارجی، به ذره ای با بار مثبت تبدیل می شود و یک اتم هالوژن، با به دست آوردن یک الکترون خارجی، دارای بار منفی می شود: Na + - CI - . استحکام این پیوند به دلیل نیروهای جاذبه کولن بین ذرات باردار متفاوت و انرژی آزاد شده در هنگام تشکیل یک جفت الکترون جدید در اتم هالوژن است. به عنوان مثال نمک های اسیدهای آلی و معدنی هستند.

نوع 2 افراطی.ویژگی بیشتر ترکیبات آلی، کووالانسی (یا اتمی) ارتباطروشن (در شکل خالص آن) در 2 مولکول گاز اتمی ارائه می شود: H 2، O 2، N 2، C1 2، و غیره که در آن پیوند دقیقاً بین اتم های مشابه تشکیل می شود. در نتیجه جفت شدن دو الکترون با اسپین های مخالف دو اتم، هنگامی که به یکدیگر نزدیک می شوند، مقدار معینی انرژی (≈ 400 کیلوژول بر مول) آزاد می شود و یک جفت الکترون جدید یک مدار مولکولی پیدا می کند و یک سلول را اشغال می کند. هر دو اتم علاوه بر این، بیشترین چگالی ابر الکترونی این جفت بین اتم ها قرار دارد (نوعی همپوشانی مدارهای اتمی هر دو الکترون، شکل الف) یا تشکیل یک مدار مولکولی - شکل ب).

اگرچه تصویر ب) به حقیقت نزدیک‌تر است، اما هر دو تصویر پیوند کووالانسی معتبر و کاربردی هستند. در یک پیوند کاملا کووالانسی، هیچ انحرافی از مراکز بارهای مثبت و منفی مولکول وجود ندارد، آنها منطبق هستند - مولکول غیر قطبی است.

علاوه بر این 2 نوع پیوند شدید (یونی و کووالانسی)، انواع میانی وجود دارد: 3) قطبی، 4) نیمه قطبی، 5) هماهنگی، که عمدتاً در ترکیبات به اصطلاح یونیم (اکسونیوم، آمونیوم، سولفونیوم) یافت می شود. .

V پیوند قطبییک جفت الکترونی که به طور همزمان در میدان مرکز هر دو اتم (هسته آنها) است به سمت اتم الکترونگاتیو تری منحرف می شود، برای مثال، در مولکول HC1، جفت الکترون بیشتر در سلول کلر قرار دارد تا هیدروژن:

به دلیل این انحراف چگالی الکترون، واگرایی مراکز بارهای مثبت و منفی مولکول رخ داد. قطبی شد و دارای یک گشتاور دوقطبی (یعنی حاصل ضرب بار و نصف فاصله بین بارها) بود که برابر با صفر نیست.

اتصال نیمه قطبیبه وضوح در ترکیبات اکسیژن نیتروژن پنج ظرفیتی نشان داده می شود:

تصویر الف، اگرچه مجاز است، اما مجاز نیست، زیرا اتم نیتروژن فقط دو سطح الکترونیکی (لایه) دارد، جایی که در لایه خارجی (2) فقط چهار سلول وجود دارد و پنج جفت الکترون (پنج پیوند) وجود ندارد. جایی پیدا کن در این رابطه تصویر b صحیحتر است که رزونانس ساختارهای افراطی (I و III)و انتقال به یک ساختار متوسط از نظر انرژی مطلوب تر. بنابراین، به دلیل توزیع متقارن چگالی الکترون، بار منفی بین دو اتم اکسیژن معادل به نصف تقسیم می شود. اما در واقع، در اتم نیتروژن، در واقع، بار مثبت کامل وجود ندارد، اما یک بار مثبت نزدیک به کل وجود دارد، به ترتیب، بر روی اتم های اکسیژن (ساختار P) بارهای منفی نزدیک به نیمی از کل بار وجود دارد. .

لینک هماهنگیدر ترکیبات آمونیوم پایدارترین است، جایی که اتم نیتروژن چهار ظرفیتی می شود و به یک پروتون (و در محیط آبی به کاتیون هیدرونیوم) یک الکترون می دهد، بار مثبت به دست می آورد (یا به عبارت دیگر، یک پروتون به جفت تنها اضافه می کند. الکترون های نیتروژن): H 3 N: + H + → H 4 N +

پروتون آمونیاک کاتیون آمونیوم

در کاتیون آمونیوم، پیوند جدید تشکیل شده ماهیت سه پیوند NH دیگر را که قبلاً در نیتروژن وجود داشت، تغییر می‌دهد، که اکنون کشیده‌تر شده‌اند، و هر چهار اتم هیدروژن آمونیوم، که متقابلاً دفع می‌شوند، در دورترین موقعیت‌ها از یکدیگر قرار می‌گیرند. در گوشه ها، چهار وجهی منظم زمانی که اتم نیتروژن در مرکز این چهار وجهی قرار دارد:

پیوند جدید (هماهنگی) حاصل با پیوندهای N-H اصلاح شده که قبلاً در مولکول آمونیاک وجود داشت تفاوتی ندارد. در اینجا s 1 p 3 اتفاق می افتد - هیبریداسیون چهار الکترون باقی مانده در نیتروژن (مانند کربن متان).

اگر مولکول متان یک سازند نسبتاً قوی است که بار ندارد، کاتیون آمونیوم (که از نظر ساختار با آن تفاوت دارد فقط در این است که هسته اتم مرکزی حاوی یک پروتون و یک نوترون بیشتر است) پایداری کمتری دارد و به راحتی می تواند به آمونیاک و کاتیون هیدرونیوم تجزیه می شود و بر یک سد انرژی خاص که قدرت ترکیبات آمونیوم را تعیین می کند غلبه می کند.

مفهوم σ-(سیگما) و π- (pi) اتصالات

پیوندهای کووالانسی که در ترکیبات آلی غالب است به طور کلی فعالیت شیمیایی این مواد را تعیین می کند. با این حال، پیوندهای چندگانه شکننده (دو، سه گانه) و ویژگی های پیوندها در گروه های عاملی از اهمیت بالایی برخوردار است.

کربن عنصر مرکزی دنیای آلی است، اسکلت‌های کربن (اسکلت‌های مولکول‌ها) پایداری و تنوع تقریباً نامحدود آنها را تعیین می‌کنند. بنابراین، الکترونیکی بودن اوراق قرضه آن باید با جزئیات بیشتری مورد توجه قرار گیرد.

اتم کربن دارای یک هسته با بار 6+ و یک پوسته الکترونی است: 1s 2، 2s 2، 2p 2، که در آن چهار الکترون بیرونی ظرفیت دارند (2s 2، 2p 2). اما برای اینکه این الکترون ها چهار پیوند تشکیل دهند، الکترون های 2s 2 که در حجم توپ هستند به صورت زوجی باید به حالت جفت نشده بروند. و اتم کربن برانگیخته باید یک پوسته داشته باشد: 1s 2، 2s 1، 2p 3، که در آن، همراه با الکترون s جفت نشده (شکل توپ)، سه الکترون p (هشت های حجمی یا شکل های دمبل) در امتداد مختصات قرار دارند. محورها (x، y، z) فضای سه بعدی (شکل 3). با این حال، برای تشکیل چهار پیوند معادل، مانند متان، یک الکترون s و سه الکترون p باید به حالت هیبرید شده اصلاح شده (s 1 p 3 - هیبریداسیون) بروند و هر چهار الکترون بیرونی دقیقاً جهت یکسانی دارند. ابرهای (ترکیبی) و اتم های هیدروژن متان در موقعیت های مساوی و دورتر از یکدیگر قرار دارند:

اگر اتم کربن متان در مرکز آن قرار گیرد، با رئوس یک چهار وجهی منظم مطابقت دارد (شکل 4). حالت کربن، زمانی که هیبریداسیون الکترون های ظرفیت به نسبت s 1 p 3 انجام می شود، نامیده می شود. اولین حالت ظرفیت کربن،و پیوند چنین اتمی با اتم های دیگر نامیده می شود b(sigma) - اوراق قرضه(شکل 5 و 6).

به این ترتیب، پیوند σهر پیوند منفرد بین کربن و اتم دیگر است. و رایج ترین پیوندهای σ C-H و C-H در مولکول های مواد آلی دارای داده های اساسی زیر است (شکل 6b، 6c).

انرژی پیوند C-H ~93-96 kcal/mol (~370-380 kJ/mol).

طول پیوند 1.1 A 0 (0.11 نانومتر)

انرژی اتصال C-C ~84-86 kcal/mol (~340-360 kJ/mol)

طول پیوند 1.54 A 0 (0.154 نانومتر)

حالت ظرفیت دوم کربنمشخصه اتیلن و سایر ترکیبات با پیوند دوگانه. در کربن اتیلن، هیبریداسیون الکترون های ظرفیت اتم برانگیخته (2s 1، 2p 3) به نسبت s 1 p 2 صورت می گیرد، زمانی که یک p-الکترون (از سه) در هیبریداسیون شرکت نمی کند و در آن باقی می ماند. فرم p و ابرهای ترکیبی به شکل جهت دار (کشیده) در یک صفحه با زاویه 120 درجه نسبت به یکدیگر قرار دارند (شکل 7).

و الکترون‌های p دو کربن علاوه بر پیوند σ بین این کربن‌ها به شکل p جفت می‌شوند (شکل 7). این پیوند اضافی (چندگانه) که از جفت شدن الکترون ها در فرم p تشکیل می شود نامیده می شود π (pi)- ارتباط.انرژی آزاد شده در طول تشکیل آن کمتر از انرژی پیوند σ است، زیرا انرژی پیوند دوگانه C = C ~ 140 کیلو کالری در مول (~560-580 کیلوژول بر مول) است. اگر انرژی پیوند σ-C - C (~ 85 کیلو کالری بر مول) را از این کم کنیم، آنگاه π -باند ~55 کیلو کالری در مول باقی می ماند (55=140-85).

حالت ظرفیت سوم کربنمشخصه استیلن و سایر ترکیبات با پیوند سه گانه. در کربن استیلن، از چهار الکترون ظرفیت (2s 1، 2p 3) اتم برانگیخته، یک الکترون s و p هر کدام در هیبریداسیون شرکت می کنند (s 1 p 1 - هیبریداسیون). و دو ابر ترکیبی (دراز) روی یک خط مستقیم قرار دارند و پیوندهای σ را تشکیل می دهند (شکل 8). یعنی آنها دورترین موقعیت‌ها (مختصات z) را از 2 الکترون باقیمانده به شکل p اشغال می‌کنند که در امتداد محورهای مختصات (x, y) فضای سه‌بعدی قرار دارند و به شکل p جفت شده‌اند و با تشکیل دو π - پیوندها در صفحات متقابل عمود بر هم(شکل 8). انرژی آزاد شده در طول تشکیل یک پیوند سه گانه ~ 200 کیلو کالری در مول است. اگر 85 کیلوکالری بر مول را از اینجا کم کنیم - انرژی پیوند σ، آنگاه ~ 115 کیلوکالری در متر برای دو پیوند π باقی می ماند، یعنی. ~57 کیلو کالری در مول برای هر پیوند π. در اینجا ویژگی های اصلی پیوندهای یک، دو و سه گانه برای مقایسه آورده شده است:

C - طول پیوند C 1.54 A 0، انرژی تشکیل پیوند ~ 85 کیلو کالری در مول

طول پیوند C \u003d C 1.34 A 0، انرژی تشکیل پیوند ~ 140 کیلو کالری در مول

طول پیوند C ≡ C 1.21 A 0، انرژی تشکیل پیوند ~ 200 کیلوکالری در مول الکترون های پیوند π حجیم تر هستند، کمتر به هسته اتم ها متصل هستند، بیشتر در معرض حمله معرف هستند، به راحتی در معرض الکتریسیته قرار می گیرند و میدان های مغناطیسی، به عنوان مثال، نور تابشی یا حمله توسط ذرات باردار. بنابراین π - پیوندها که ماهیت کاملاً متفاوتی نسبت به پیوند σ دارند، پایداری کمتری دارند و باعث فعالیت شیمیایی بالای ترکیبات غیراشباع در مقایسه با ترکیبات اشباع (اشباع) می شوند.

در حالت پایه، اتم کربن C (1s 2 2s 2 2p 2) دارای دو الکترون جفت نشده است که به همین دلیل تنها دو جفت الکترون مشترک می توانند تشکیل شوند. با این حال، کربن در بیشتر ترکیبات آن چهار ظرفیتی است. این به این دلیل است که اتم کربن، با جذب مقدار کمی انرژی، به حالت برانگیخته می رود که در آن 4 الکترون جفت نشده دارد، یعنی. قادر به تشکیل چهارپیوندهای کووالانسی دارند و در تشکیل چهار جفت الکترون مشترک شرکت می کنند:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2 6 C * 1s 2 2s 1 2 P 3 .

↓

انرژی برانگیختگی با تشکیل پیوندهای شیمیایی که با آزاد شدن انرژی اتفاق می افتد، جبران می شود.

اتم های کربن توانایی تشکیل سه نوع هیبریداسیون اوربیتال های الکترونی را دارند. sp 3, sp 2, sp) و تشکیل پیوندهای متعدد (دو و سه گانه) بین خود (جدول 2.2).

جدول 2.2

انواع هیبریداسیون و هندسه مولکول ها

یک s-باند ساده (تک) زمانی رخ می دهد که sp 3هیبریداسیون، که در آن هر چهار اوربیتال هیبریدی معادل هستند و جهت مکانی با زاویه 109 درجه و 29 دقیقه نسبت به یکدیگر دارند و به سمت رئوس یک چهار وجهی منظم جهت گیری می کنند (شکل 2.8).

برنج. 2.8. تشکیل یک مولکول متان CH 4

اگر اوربیتال های ترکیبی کربن با کروی همپوشانی داشته باشند سمدارهای اتم هیدروژن، سپس ساده ترین ترکیب آلی متان CH 4 تشکیل می شود - یک هیدروکربن اشباع.

مطالعه پیوندهای اتم های کربن با یکدیگر و با اتم های عناصر دیگر بسیار جالب است. ساختار مولکول های اتان، اتیلن و استیلن را در نظر بگیرید.

زوایای بین تمام پیوندها در مولکول اتان تقریباً دقیقاً با یکدیگر برابر است (شکل 2.9) و با زوایای C - H در مولکول متان تفاوتی ندارد.

بنابراین، اتم های کربن در حالت هستند sp 3-هیبریداسیون

برنج. 2.9. مولکول اتان C 2 H 6

در این حالت، هر یک از اتم های کربن یکی از سه اتم را دارد آر-اوربیتال ها در هیبریداسیون دخیل نیستند و در نتیجه سه عدد تشکیل می شود sp 2- اوربیتال های هیبریدی واقع در یک صفحه با زاویه 120 درجه نسبت به یکدیگر و غیر هیبریدی 2 آر-اوربیتال بر این صفحه عمود است. دو اتم کربن به یکدیگر متصل می شوند و یک پیوند s به دلیل همپوشانی اوربیتال های هیبریدی و یک پیوند p به دلیل همپوشانی ایجاد می کنند. آر-اوربیتال ها

برهمکنش اوربیتال های هیبریدی آزاد کربن با 1 س-اوربیتال های اتم های هیدروژن منجر به تشکیل یک مولکول اتیلن C 2 H 4 می شود (شکل 2.10) - ساده ترین نماینده هیدروکربن های غیر اشباع.

برنج. 2.10. تشکیل یک مولکول اتیلن C 2 H 4

همپوشانی اوربیتال های الکترونی در مورد پیوند p کمتر است و مناطق با چگالی الکترونی افزایش یافته دورتر از هسته اتم ها قرار دارند، بنابراین این پیوند از پیوند s استحکام کمتری دارد.

یک پیوند سه گانه از یک پیوند s و دو پیوند p تشکیل می شود. در این حالت اوربیتال های الکترونی در حالت هیبریداسیون sp قرار می گیرند که تشکیل آن به دلیل یک س- و یکی آر-اوربیتال ها (شکل 2.11).

دو اوربیتال هیبریدی در زاویه 180 درجه نسبت به یکدیگر قرار دارند و دو اوربیتال غیر هیبریدی باقی مانده آراوربیتال ها در دو صفحه عمود بر هم قرار دارند. تشکیل یک پیوند سه گانه در مولکول استیلن C 2 H 2 صورت می گیرد (شکل 2.11 را ببینید).

برنج. 2.11. تشکیل یک مولکول استیلن C 2 H 2

نوع خاصی از پیوند در هنگام تشکیل یک مولکول بنزن (C 6 H 6) ایجاد می شود - ساده ترین نماینده هیدروکربن های معطر.

بنزن شامل شش اتم کربن است که در یک چرخه (حلقه بنزن) به هم متصل شده اند، در حالی که هر اتم کربن در حالت هیبریداسیون sp 2 قرار دارد (شکل 2.12).

برنج. 2.12. sp 2 - اوربیتال های مولکول بنزن C 6 H 6

تمام اتم های کربن موجود در مولکول بنزن در یک صفحه قرار دارند. هر اتم کربن در حالت هیبریداسیون sp 2 دارای اوربیتال p غیر هیبریدی دیگری با یک الکترون جفت نشده است که یک پیوند p را تشکیل می دهد (شکل 2.13).

محور به این صورت آر-اوربیتال عمود بر صفحه مولکول بنزن قرار دارد.

هر شش غیر هیبریدی آراوربیتال‌ها یک اوربیتال مولکولی پیوند مشترک را تشکیل می‌دهند و هر شش الکترون در یک شش‌تایی الکترون p ترکیب می‌شوند.

سطح مرزی چنین اوربیتالی در بالا و زیر صفحه اسکلت s کربن قرار دارد. در نتیجه همپوشانی دایره‌ای، یک سیستم p غیرمحلی ایجاد می‌شود که تمام اتم‌های کربن چرخه را پوشش می‌دهد (شکل 2.13).

بنزن به صورت شماتیک به صورت یک شش ضلعی با حلقه ای در داخل به تصویر کشیده شده است که نشان می دهد که الکترون ها و پیوندهای مربوطه در آن جابجا شده اند.

برنج. 2.13. - پیوندهای موجود در مولکول بنزن C 6 H 6

پیوند شیمیایی یونی

پیوند یونی- یک پیوند شیمیایی که در نتیجه جذب الکترواستاتیک متقابل یون‌های باردار مخالف ایجاد می‌شود، که در آن با انتقال کامل چگالی کل الکترون به یک اتم عنصر الکترونگاتیو تر، حالت پایدار به دست می‌آید.

یک پیوند یونی محض، حالت محدود کننده پیوند کووالانسی است.

در عمل، انتقال کامل الکترون ها از یک اتم به اتم دیگر از طریق یک پیوند محقق نمی شود، زیرا هر عنصر دارای یک EO بیشتر یا کمتر (اما نه صفر) است و هر پیوند شیمیایی تا حدی کووالانسی خواهد بود.

چنین پیوندی در مورد اختلاف زیاد در ER اتم ها، به عنوان مثال، بین کاتیون ها ایجاد می شود. س-فلزات گروه اول و دوم سیستم تناوبی و آنیون های غیر فلزات گروه های VIA و VIIA (LiF، NaCl، CsF و غیره).

برخلاف پیوند کووالانسی، پیوند یونی جهت ندارد . این با این واقعیت توضیح داده می شود که میدان الکتریکی یون دارای تقارن کروی است، یعنی. با فاصله طبق همان قانون در هر جهت کاهش می یابد. بنابراین، برهمکنش بین یون ها مستقل از جهت است.

برهمکنش دو یون با علامت مخالف نمی تواند منجر به جبران کامل میدان نیروی آنها شود. به همین دلیل، آنها توانایی جذب یون های علامت مخالف را در جهات دیگر حفظ می کنند. بنابراین، بر خلاف پیوند کووالانسی، پیوند یونی نیز با غیر اشباع بودن مشخص می شود .

عدم جهت گیری و اشباع پیوند یونی باعث گرایش مولکول های یونی به همراهی می شود. همه ترکیبات یونی در حالت جامد دارای یک شبکه کریستالی یونی هستند که در آن هر یون توسط چندین یون با علامت مخالف احاطه شده است. در این حالت، تمام پیوندهای یک یون معین با یون های همسایه معادل هستند.

اتصال فلزی

فلزات با تعدادی ویژگی خاص مشخص می شوند: هدایت الکتریکی و حرارتی، درخشندگی فلزی مشخص، چکش خواری، شکل پذیری بالا و استحکام بالا. این خواص خاص فلزات را می توان با نوع خاصی از پیوند شیمیایی به نام توضیح داد فلزی .

پیوند فلزی نتیجه همپوشانی اوربیتال‌های غیرمحلی اتم‌هایی است که در شبکه بلوری یک فلز به یکدیگر نزدیک می‌شوند.

اکثر فلزات دارای تعداد قابل توجهی اوربیتال خالی و تعداد کمی الکترون در سطح الکترونیکی بیرونی هستند.

بنابراین، از نظر انرژی مطلوب تر است که الکترون ها موضعی نباشند، بلکه متعلق به کل اتم فلز باشند. در محل های شبکه یک فلز، یون هایی با بار مثبت وجود دارند که در یک الکترون "گاز" که در سراسر فلز توزیع شده است غوطه ور می شوند:

من ↔ من n + + n .

بین یون های فلزی با بار مثبت (Me n +) و الکترون های غیر موضعی (n) یک برهمکنش الکترواستاتیکی وجود دارد که پایداری ماده را تضمین می کند. انرژی این برهمکنش بین انرژی کریستال های کووالانسی و مولکولی حد واسط است. بنابراین، عناصر با پیوند کاملاً فلزی ( س-، و پعناصر) با نقاط ذوب و سختی نسبتاً بالا مشخص می شوند.

وجود الکترون‌هایی که می‌توانند آزادانه در اطراف حجم کریستال حرکت کنند و خواص خاصی را برای فلز فراهم کنند

پیوند هیدروژنی

پیوند هیدروژنی – نوع خاصی از برهمکنش بین مولکولی. اتم های هیدروژن که به صورت کووالانسی به اتم عنصری که دارای ارزش الکترونگاتیوی بالایی است (معمولاً F، O، N، اما همچنین Cl، S و C) پیوند کووالانسی دارند، بار مؤثر نسبتاً بالایی دارند. در نتیجه، چنین اتم های هیدروژن می توانند به صورت الکترواستاتیکی با اتم های این عناصر تعامل کنند.

بنابراین، اتم H d + یک مولکول آب جهت گیری می کند و بر این اساس (همانطور که با سه نقطه نشان داده شده است) با اتم Od - مولکول آب دیگر برهم کنش می کند:

پیوندهای تشکیل شده توسط یک اتم H که بین دو اتم عنصر الکترونگاتیو قرار دارد، پیوند هیدروژنی نامیده می شود:

d-d+d-

A - H × × B

انرژی یک پیوند هیدروژنی بسیار کمتر از انرژی یک پیوند کووالانسی معمولی است (150-400 کیلوژول در مول)، اما این انرژی برای ایجاد تجمع مولکول‌های ترکیبات مربوطه در حالت مایع کافی است، به عنوان مثال، در هیدروژن فلوراید مایع HF (شکل 2.14). برای ترکیبات فلوئور به حدود 40 کیلوژول بر مول می رسد.

برنج. 2.14. تجمع مولکول های HF به دلیل پیوندهای هیدروژنی

طول پیوند هیدروژنی نیز کمتر از طول پیوند کووالانسی است. بنابراین، در پلیمر (HF) n، طول پیوند F-H 0.092 نانومتر است و پیوند F∙∙∙H 0.14 نانومتر است. برای آب، طول پیوند O-H 0.096 نانومتر و طول پیوند O∙∙∙H 0.177 نانومتر است.

تشکیل پیوندهای هیدروژنی بین مولکولی منجر به تغییر قابل توجهی در خواص مواد می شود: افزایش ویسکوزیته، ثابت دی الکتریک، نقطه جوش و ذوب.

اطلاعات مشابه

169375 0

هر اتم دارای تعداد معینی الکترون است.

اتم‌ها با وارد شدن به واکنش‌های شیمیایی، الکترون‌ها را اهدا، کسب یا اجتماعی می‌کنند و به پایدارترین پیکربندی الکترونیکی می‌رسند. پیکربندی با کمترین انرژی پایدارترین است (مانند اتم های گاز نجیب). این الگو "قاعده هشت" نامیده می شود (شکل 1).

برنج. یکی

این قانون برای همه صدق می کند انواع اتصال. پیوندهای الکترونیکی بین اتم‌ها به آنها اجازه می‌دهد تا ساختارهای پایداری، از ساده‌ترین بلورها تا بیومولکول‌های پیچیده که در نهایت سیستم‌های زنده را تشکیل می‌دهند، تشکیل دهند. آنها از نظر متابولیسم مداوم با کریستال ها متفاوت هستند. با این حال، بسیاری از واکنش های شیمیایی بر اساس مکانیسم انجام می شود انتقال الکترونیکیکه نقش مهمی در فرآیندهای انرژی در بدن دارند.

پیوند شیمیایی نیرویی است که دو یا چند اتم، یون، مولکول یا هر ترکیبی از آنها را در کنار هم نگه می دارد..

ماهیت پیوند شیمیایی جهانی است: این یک نیروی جاذبه الکترواستاتیکی بین الکترون های با بار منفی و هسته های با بار مثبت است که توسط پیکربندی الکترون ها در لایه بیرونی اتم ها تعیین می شود. توانایی اتم برای تشکیل پیوندهای شیمیایی نامیده می شود ظرفیت، یا حالت اکسیداسیون. مفهومی از الکترون های ظرفیت- الکترون هایی که پیوندهای شیمیایی تشکیل می دهند، یعنی آنهایی که در پرانرژی ترین اوربیتال ها قرار دارند. بر این اساس، پوسته بیرونی اتم حاوی این اوربیتال ها نامیده می شود پوسته ظرفیت. در حال حاضر، نشان دادن وجود پیوند شیمیایی کافی نیست، اما باید نوع آن را روشن کرد: یونی، کووالانسی، دوقطبی-دوقطبی، فلزی.

اولین نوع اتصال استیونی ارتباط

با توجه به تئوری الکترونیکی ظرفیت لوئیس و کوسل، اتم ها می توانند از دو طریق به پیکربندی الکترونیکی پایدار دست یابند: اول، با از دست دادن الکترون ها، تبدیل شدن کاتیون هاثانیاً به دست آوردن آنها، تبدیل شدن به آنیون ها. در نتیجه انتقال الکترون، به دلیل نیروی جاذبه الکترواستاتیکی بین یون ها با بارهای علامت مخالف، پیوند شیمیایی به نام کوسل تشکیل می شود. الکترووالانت(اکنون نامیده می شود یونی).

در این مورد، آنیون ها و کاتیون ها یک پیکربندی الکترونیکی پایدار با یک پوسته الکترونی بیرونی پر شده تشکیل می دهند. پیوندهای یونی معمولی از کاتیون‌های گروه‌های T و II سیستم تناوبی و آنیون‌های عناصر غیرفلزی گروه‌های VI و VII (به ترتیب 16 و 17 زیر گروه - تشکیل می‌شوند. کالکوژن هاو هالوژن ها). پیوندهای موجود در ترکیبات یونی غیر اشباع و غیر جهت دار هستند، بنابراین امکان برهمکنش الکترواستاتیکی با یون های دیگر را حفظ می کنند. روی انجیر 2 و 3 نمونه هایی از پیوندهای یونی مربوط به مدل انتقال الکترون Kossel را نشان می دهد.

برنج. 2.

برنج. 3.پیوند یونی در مولکول کلرید سدیم (NaCl).

در اینجا مناسب است برخی از خواصی را که رفتار مواد در طبیعت را توضیح می دهد، یادآوری کنیم، به ویژه مفهوم اسیدهاو زمینه.

محلول های آبی همه این مواد الکترولیت هستند. آنها به روش های مختلف تغییر رنگ می دهند. شاخص ها. مکانیسم اثر شاخص ها توسط F.V کشف شد. استوالد. وی نشان داد که اندیکاتورها اسیدها یا بازهای ضعیفی هستند که رنگ آن ها در حالت های تفکیک نشده و تفکیک شده متفاوت است.

بازها می توانند اسیدها را خنثی کنند. همه بازها در آب محلول نیستند (به عنوان مثال، برخی از ترکیبات آلی که حاوی گروه های -OH نیستند نامحلول هستند، به ویژه، تری اتیلامین N (C2H5)3); بازهای محلول نامیده می شوند قلیایی ها.

محلول های آبی اسیدها وارد واکنش های مشخصه می شوند:

الف) با اکسیدهای فلزی - با تشکیل نمک و آب؛

ب) با فلزات - با تشکیل نمک و هیدروژن.

ج) با کربنات ها - با تشکیل نمک، CO 2 و اچ 2 O.

خواص اسیدها و بازها توسط چندین نظریه توصیف شده است. مطابق با نظریه S.A. آرنیوس، اسید ماده ای است که تجزیه می شود و یون می شود اچ+ ، در حالی که پایه یون ها را تشکیل می دهد او- . این نظریه وجود بازهای آلی که گروه هیدروکسیل ندارند را در نظر نمی گیرد.

در خط با پروتوننظریه برونستد و لوری، اسید ماده ای است حاوی مولکول ها یا یون هایی که پروتون را اهدا می کنند. اهداکنندگانپروتون ها) و باز ماده ای متشکل از مولکول ها یا یون هایی است که پروتون ها را می پذیرند. پذیرندگانپروتون ها). توجه داشته باشید که در محلول های آبی، یون های هیدروژن به صورت هیدراته، یعنی به صورت یون هیدرونیوم وجود دارند. H3O+ . این تئوری واکنش‌هایی را نه تنها با آب و یون‌های هیدروکسید، بلکه در غیاب یک حلال یا با یک حلال غیرآبی نیز توصیف می‌کند.

مثلا در واکنش بین آمونیاک NH 3 (باز ضعیف) و کلرید هیدروژن در فاز گاز، کلرید آمونیوم جامد تشکیل می شود و در مخلوط تعادلی دو ماده همیشه 4 ذره وجود دارد که دو ذره آن اسید و دو ذره دیگر باز هستند:

این مخلوط تعادلی از دو جفت اسید و باز مزدوج تشکیل شده است:

1)NH 4+ و NH 3

2) HClو Cl ‑

در اینجا، در هر جفت مزدوج، اسید و باز یک پروتون با هم تفاوت دارند. هر اسید یک باز مزدوج دارد. اسید قوی باز مزدوج ضعیفی دارد و اسید ضعیف باز مزدوج قوی دارد.

نظریه Bronsted-Lowry توضیح نقش منحصر به فرد آب در حیات زیست کره را ممکن می سازد. آب، بسته به ماده ای که با آن تعامل دارد، می تواند خواص اسید یا باز را نشان دهد. به عنوان مثال، در واکنش با محلول های آبی اسید استیک، آب یک باز و با محلول های آبی آمونیاک، یک اسید است.

1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . در اینجا مولکول اسید استیک یک پروتون به مولکول آب اهدا می کند.

2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + او- . در اینجا مولکول آمونیاک یک پروتون از مولکول آب می پذیرد.

بنابراین، آب می تواند دو جفت مزدوج را تشکیل دهد:

1) H 2 O(اسید) و او- (پایه مزدوج)

2) H 3 O+ (اسید) و H 2 O(پایه مزدوج).

در حالت اول آب یک پروتون اهدا می کند و در حالت دوم آن را می پذیرد.

چنین خاصیتی نامیده می شود دوپروتونیتی. موادی که می توانند به عنوان اسید و باز واکنش نشان دهند نامیده می شوند آمفوتریک. چنین موادی اغلب در طبیعت یافت می شوند. به عنوان مثال، اسیدهای آمینه می توانند با اسیدها و بازها نمک تشکیل دهند. بنابراین، پپتیدها به آسانی ترکیبات هماهنگی را با یون های فلزی موجود تشکیل می دهند.

بنابراین، ویژگی مشخصه پیوند یونی، جابجایی کامل دسته ای از الکترون های متصل به یکی از هسته ها است. این بدان معناست که ناحیه ای بین یون ها وجود دارد که چگالی الکترون آن تقریباً صفر است.

نوع دوم اتصال استکووالانسی ارتباط

اتم ها می توانند با به اشتراک گذاشتن الکترون ها، پیکربندی های الکترونیکی پایداری را تشکیل دهند.

چنین پیوندی زمانی تشکیل می شود که یک جفت الکترون در یک زمان به اشتراک گذاشته شود. از هر کداماتم در این مورد، الکترون های پیوند اجتماعی شده به طور مساوی بین اتم ها توزیع می شوند. نمونه ای از پیوند کووالانسی است هم هسته ایدو اتمی مولکول های H 2 , ن 2 , اف 2. آلوتروپ ها دارای همان نوع پیوند هستند. O 2 و ازن O 3 و برای یک مولکول چند اتمی اس 8 و همچنین مولکول های هترونهسته ایهیدروژن کلرید Hcl، دی اکسید کربن CO 2، متان CH 4، اتانول با 2 اچ 5 اوهگزا فلوراید گوگرد SF 6، استیلن با 2 اچ 2. همه این مولکول ها دارای الکترون های مشترک یکسانی هستند و پیوندهای آنها اشباع شده و به همان طریق هدایت می شوند (شکل 4).

برای زیست شناسان، مهم است که شعاع کووالانسی اتم ها در پیوندهای دوگانه و سه گانه در مقایسه با یک پیوند واحد کاهش یابد.

برنج. 4.پیوند کووالانسی در مولکول Cl 2.

انواع پیوندهای یونی و کووالانسی دو مورد محدود کننده بسیاری از انواع پیوندهای شیمیایی موجود هستند و در عمل بیشتر پیوندها میانی هستند.

ترکیبات دو عنصر که در انتهای مخالف دوره‌های مشابه یا متفاوت منظومه مندلیف قرار دارند، عمدتاً پیوندهای یونی را تشکیل می‌دهند. همانطور که عناصر در یک دوره به یکدیگر نزدیک می شوند، ماهیت یونی ترکیبات آنها کاهش می یابد، در حالی که ویژگی کووالانسی افزایش می یابد. به عنوان مثال، هالیدها و اکسیدهای عناصر سمت چپ جدول تناوبی پیوندهای یونی را تشکیل می دهند. NaCl، AgBr، BaSO4، CaCO3، KNO3، CaO، NaOHو همان ترکیبات عناصر سمت راست جدول کووالانسی هستند ( H 2 O، CO 2، NH 3، NO 2، CH 4، فنل C6H5OH، گلوکز C 6 H 12 O 6، اتانول C 2 H 5 OH).

پیوند کووالانسی نیز به نوبه خود اصلاح دیگری دارد.

در یون‌های چند اتمی و در مولکول‌های بیولوژیکی پیچیده، هر دو الکترون فقط می‌توانند از آن بیرون بیایند یکیاتم نامیده می شود اهدا کنندهجفت الکترون اتمی که این جفت الکترون را با یک دهنده اجتماعی می کند نامیده می شود پذیرندهجفت الکترون این نوع پیوند کووالانسی نامیده می شود هماهنگی (اهداکننده-پذیرنده, یاداتیو) ارتباط(شکل 5). این نوع پیوند برای زیست شناسی و پزشکی بسیار مهم است، زیرا شیمی مهم ترین عناصر d برای متابولیسم عمدتاً توسط پیوندهای هماهنگی توصیف می شود.

عکس 5.

به عنوان یک قاعده، در یک ترکیب پیچیده، یک اتم فلز به عنوان گیرنده جفت الکترون عمل می کند. برعکس، در پیوندهای یونی و کووالانسی، اتم فلز دهنده الکترون است.

ماهیت پیوند کووالانسی و انواع آن - پیوند هماهنگی - را می توان با کمک نظریه دیگری درباره اسیدها و بازها که توسط GN ارائه شده است، روشن کرد. لوئیس او تا حدودی مفهوم معنایی اصطلاحات «اسید» و «باز» را طبق نظریه برونستد-لوری گسترش داد. نظریه لوئیس ماهیت تشکیل یون های پیچیده و مشارکت مواد در واکنش های جانشینی هسته دوست، یعنی در تشکیل CS را توضیح می دهد.

به گفته لوئیس، اسید ماده ای است که با پذیرش یک جفت الکترون از یک باز، قادر به تشکیل پیوند کووالانسی است. باز لوئیس ماده ای است که دارای یک جفت الکترون تنها است که با اهدای الکترون، پیوند کووالانسی با اسید لوئیس ایجاد می کند.

یعنی نظریه لوئیس دامنه واکنش‌های اسید-باز را به واکنش‌هایی که پروتون‌ها اصلاً در آن‌ها شرکت نمی‌کنند نیز گسترش می‌دهد. علاوه بر این، طبق این نظریه، خود پروتون نیز یک اسید است، زیرا قادر به پذیرش یک جفت الکترون است.

بنابراین طبق این نظریه کاتیونها اسیدهای لوئیس و آنیونها بازهای لوئیس هستند. واکنش‌های زیر نمونه‌هایی هستند:

در بالا ذکر شد که تقسیم مواد به مواد یونی و کووالانسی نسبی است، زیرا هیچ انتقال کامل الکترون از اتم های فلز به اتم های پذیرنده در مولکول های کووالانسی وجود ندارد. در ترکیبات دارای پیوند یونی، هر یون در میدان الکتریکی یون‌های دارای علامت مخالف قرار دارد، بنابراین آنها متقابلاً قطبی شده‌اند و پوسته‌های آنها تغییر شکل می‌دهند.

قطبی پذیریتوسط ساختار الکترونیکی، بار و اندازه یون تعیین می شود. برای آنیون ها بیشتر از کاتیون ها است. بالاترین قطبش پذیری در بین کاتیون ها برای کاتیون های با بار بزرگتر و اندازه کوچکتر است، به عنوان مثال، برای Hg 2+، Cd 2+، Pb 2+، Al 3+، Tl 3+. دارای اثر قطبی قوی است اچ+ . از آنجایی که اثر پلاریزاسیون یونی دو طرفه است، به طور قابل توجهی خواص ترکیبات تشکیل شده را تغییر می دهد.

نوع سوم اتصال -دوقطبی-دوقطبی ارتباط

علاوه بر انواع ارتباطات ذکر شده، دوقطبی-دوقطبی نیز وجود دارد بین مولکولیفعل و انفعالات، همچنین به عنوان شناخته شده است وان دروالس .

قدرت این برهمکنش ها به ماهیت مولکول ها بستگی دارد.

سه نوع برهمکنش وجود دارد: دوقطبی دائمی - دوقطبی دائمی ( دوقطبی-دوقطبیجاذبه)؛ دوقطبی دائمی - دوقطبی القایی ( القاءجاذبه)؛ دوقطبی آنی - دوقطبی القایی ( پراکندگیجاذبه یا نیروهای لندن. برنج. 6).

برنج. 6.

فقط مولکول هایی با پیوند کووالانسی قطبی دارای گشتاور دوقطبی-دوقطبی ( HCl، NH 3، SO 2، H 2 O، C 6 H 5 Cl، و استحکام باند 1-2 است خداحافظ(1D \u003d 3.338 × 10 -30 کولن متر - C × m).

در بیوشیمی، نوع دیگری از پیوند متمایز می شود - هیدروژن اتصال، که یک مورد محدود کننده است دوقطبی-دوقطبیجاذبه این پیوند از جاذبه بین یک اتم هیدروژن و یک اتم الکترونگاتیو کوچک، اغلب اکسیژن، فلوئور و نیتروژن تشکیل می شود. با اتم‌های بزرگی که الکترونگاتیوی مشابهی دارند (مثلاً با کلر و گوگرد)، پیوند هیدروژنی بسیار ضعیف‌تر است. اتم هیدروژن با یک ویژگی اساسی متمایز می شود: هنگامی که الکترون های پیوند دهنده دور می شوند، هسته آن - پروتون - در معرض دید قرار می گیرد و دیگر توسط الکترون ها غربال نمی شود.

بنابراین، اتم به یک دوقطبی بزرگ تبدیل می شود.

یک پیوند هیدروژنی، بر خلاف پیوند واندروالسی، نه تنها در طول فعل و انفعالات بین مولکولی، بلکه در یک مولکول نیز تشکیل می شود. درون مولکولیپیوند هیدروژنی. پیوندهای هیدروژنی نقش مهمی در بیوشیمی دارند، به عنوان مثال، برای تثبیت ساختار پروتئین ها به شکل یک مارپیچ α، یا برای تشکیل یک مارپیچ دوگانه DNA (شکل 7).

شکل 7.

پیوندهای هیدروژن و واندروالس بسیار ضعیف تر از پیوندهای یونی، کووالانسی و هماهنگی هستند. انرژی پیوندهای بین مولکولی در جدول نشان داده شده است. یکی

میز 1.انرژی نیروهای بین مولکولی

توجه داشته باشید: درجه برهمکنش های بین مولکولی منعکس کننده آنتالپی ذوب و تبخیر (جوش) است. ترکیبات یونی برای جداسازی یون ها به انرژی بسیار بیشتری نسبت به جداسازی مولکول ها نیاز دارند. آنتالپی ذوب ترکیبات یونی بسیار بیشتر از ترکیبات مولکولی است.

نوع چهارم اتصال -پیوند فلزی

سرانجام، نوع دیگری از پیوندهای بین مولکولی وجود دارد - فلز: اتصال یون های مثبت شبکه فلزات با الکترون های آزاد. این نوع اتصال در اشیاء بیولوژیکی رخ نمی دهد.

از بررسی مختصری از انواع پیوندها، یک جزئیات به دست می آید: یک پارامتر مهم اتم یا یون یک فلز - دهنده الکترون و همچنین اتم - گیرنده الکترون آن است. اندازه.

بدون پرداختن به جزئیات، توجه می کنیم که شعاع کووالانسی اتم ها، شعاع یونی فلزات و شعاع واندروالس مولکول های برهم کنش با افزایش عدد اتمی آنها در گروه های سیستم تناوبی افزایش می یابد. در این حالت، مقادیر شعاع یونی کوچکترین و شعاع واندروالس بزرگترین هستند. به عنوان یک قاعده، هنگام حرکت به سمت پایین گروه، شعاع همه عناصر، هم کووالانسی و هم واندروالس افزایش می یابد.

مهمترین آنها برای زیست شناسان و پزشکان هستند هماهنگی(اهدا کننده - پذیرنده) پیوندهای در نظر گرفته شده توسط شیمی هماهنگی.

بیوانارگانیک پزشکی گ.ک. باراشکوف

6 C 1 s 2 2s 2 2 p 2 6 C * 1 s 2 2s 1 2 P 3

↓

انرژی برانگیختگی با تشکیل پیوندهای شیمیایی که با آزاد شدن انرژی اتفاق می افتد، جبران می شود.

اتم های کربن توانایی تشکیل سه نوع هیبریداسیون اوربیتال های الکترونی را دارند. sp 3, sp 2, sp) و تشکیل پیوندهای متعدد (دو و سه گانه) بین آنها (جدول 7).

جدول 7

انواع هیبریداسیون و هندسه مولکول ها

s ساده (تک) - ارتباط زمانی انجام می شود که sp 3هیبریداسیون، که در آن هر چهار اوربیتال هیبریدی معادل هستند و جهت مکانی در زاویه 109 حدود 29 دقیقه نسبت به یکدیگر دارند و به سمت رئوس یک چهار وجهی منتظم گرایش دارند.

برنج. 19. تشکیل یک مولکول متان CH 4

اگر اوربیتال های ترکیبی کربن با کروی همپوشانی داشته باشند سمدارهای اتم هیدروژن، سپس ساده ترین ترکیب آلی متان CH 4 تشکیل می شود - یک هیدروکربن اشباع (شکل 19).

برنج. 20. آرایش چهار وجهی پیوندها در مولکول متان

زوایای بین تمام پیوندهای مولکول اتان تقریباً دقیقاً با یکدیگر برابر هستند (شکل 21) و با زوایای C-H در مولکول متان تفاوتی ندارند.

برنج. 21. مولکول اتان C 2 H 6

بنابراین، اتم های کربن در حالت هستند sp 3-هیبریداسیون

هیبریداسیون اوربیتال های الکترونی اتم های کربن می تواند ناقص باشد، به عنوان مثال. می تواند شامل دو نفر باشد sp 2هیبریداسیون) یا یکی ( spهیبریداسیون) از سه آر- اوربیتال ها در این حالت بین اتم های کربن تشکیل می شود مضرب(دو یا سه برابر) اتصالات. هیدروکربن‌هایی که دارای پیوندهای متعدد هستند، غیراشباع یا غیراشباع نامیده می‌شوند. پیوند دوگانه (C = C) زمانی تشکیل می شود که sp 2- هیبریداسیون در این حالت، هر یک از اتم های کربن یکی از سه اتم را دارد آر- اوربیتال ها در هیبریداسیون دخیل نیستند و در نتیجه سه عدد تشکیل می شود sp 2- اوربیتال های هیبریدی که در یک صفحه با زاویه 120 نسبت به یکدیگر قرار دارند و غیر هیبرید 2 آر-اوربیتال بر این صفحه عمود است. دو اتم کربن به یکدیگر متصل می شوند و یک پیوند s به دلیل همپوشانی اوربیتال های هیبریدی و یک پیوند p به دلیل همپوشانی ایجاد می کنند. آر-اوربیتال ها برهمکنش اوربیتال های ترکیبی آزاد کربن با اوربیتال های 1s اتم های هیدروژن منجر به تشکیل یک مولکول اتیلن C 2 H 4 می شود (شکل 22)، ساده ترین نماینده هیدروکربن های غیر اشباع.

برنج. 22. تشکیل یک مولکول اتیلن C 2 H 4

همپوشانی اوربیتال های الکترونیکی در مورد پیوندهای p کمتر است و مناطق با چگالی الکترون افزایش یافته دورتر از هسته اتم ها قرار دارند، بنابراین این پیوند از پیوند s استحکام کمتری دارد.

یک پیوند سه گانه از یک پیوند s و دو پیوند p تشکیل می شود. در این حالت اوربیتال های الکترونی در حالت هیبریداسیون sp قرار می گیرند که تشکیل آن به دلیل یک س- و یکی آر- اوربیتال ها (شکل 23).

برنج. 23. تشکیل یک مولکول استیلن C 2 H 2

نوع خاصی از پیوند در هنگام تشکیل یک مولکول بنزن (C 6 H 6) ایجاد می شود - ساده ترین نماینده هیدروکربن های معطر.

بنزن حاوی شش اتم کربن است که در یک چرخه (حلقه بنزن) به هم متصل شده اند، در حالی که هر اتم کربن در حالت هیبریداسیون sp 2 قرار دارد (شکل 24).

تمام اتم های کربن موجود در مولکول بنزن در یک صفحه قرار دارند. هر اتم کربن در حالت هیبریداسیون sp 2 یک اوربیتال p غیر هیبریدی دیگر با یک الکترون جفت نشده دارد که یک پیوند p را تشکیل می دهد (شکل 25).

محور چنین اوربیتال p عمود بر صفحه مولکول بنزن است.

برنج. 24. sp 2 - اوربیتال های مولکول بنزن C 6 H 6

برنج. 25. - پیوند در مولکول بنزن C 6 H 6

هر شش اوربیتال p غیر هیبریدی یک اوربیتال p مولکولی پیوند مشترک را تشکیل می‌دهند و هر شش الکترون در یک شش‌تایی الکترون p ترکیب می‌شوند.

سطح مرزی چنین مداری در بالا و پایین صفحه اسکلت کربنی قرار دارد. در نتیجه همپوشانی دایره‌ای، یک سیستم p delocalized منفرد ایجاد می‌شود که تمام اتم‌های کربن چرخه را پوشش می‌دهد. بنزن به صورت شماتیک به صورت یک شش ضلعی با حلقه ای در داخل به تصویر کشیده شده است که نشان می دهد که الکترون ها و پیوندهای مربوطه در آن جابجا شده اند.