Veze između atoma, prikazane u strukturnim formulama kao crtice ili štapići (štapići), nastaju interakcijom vanjskih (valentnih) elektrona 2 atoma jedne molekule. Prema prirodi te interakcije razlikuju se dvije osnovne ili ekstremne vrste veza između atoma.
1. vrsta. Ionska, ili elektrovalentna, ili veza soli najjasnije je (u svom čistom obliku) predstavljena u slučaju interakcije jakog atoma metala (na primjer, alkalnog) i jakog atoma nemetala (na primjer, halogena). Atom alkalijskog metala, izgubivši jedan vanjski elektron, postaje pozitivno nabijena čestica, a atom halogena, dobivši jedan vanjski elektron, postaje negativno nabijen: Na + - CI - . Jačina ove veze je posljedica Coulombovih sila privlačenja između različito nabijenih čestica i energije koja se oslobađa tijekom stvaranja novog elektronskog para na atomu halogena. Primjeri su soli organskih i anorganskih kiselina.
2. ekstremni tip. Karakterističnije za organske spojeve, kovalentne (ili atomske) vezu svijetlo (u svom čistom obliku) predstavljen je u 2 atomske molekule plina: H 2, O 2, N 2, C1 2 itd. u kojima je veza nastala između potpuno istih atoma. Kao rezultat uparivanja dvaju elektrona s suprotnim spinovima dvaju atoma, kada se međusobno približavaju, oslobađa se određena količina energije (≈ 400 kJ/mol) i novi par elektrona dobiva molekularnu orbitu, zauzimajući jednu ćeliju u oba atoma. Štoviše, najveća gustoća elektronskog oblaka ovog para nalazi se između atoma (dolazi do svojevrsnog preklapanja atomskih orbita oba elektrona, sl. a) ili formiranja molekularne orbite – sl. b).
Iako je slika b) bliža istini, obje slike kovalentne veze vrijede i vrijede. U čisto kovalentnoj vezi nema odstupanja središta pozitivnih i negativnih naboja molekule, oni se podudaraju - molekula je nepolarna.
Osim ove 2 ekstremne vrste veza (ionske i kovalentne), postoje i međutipovi: 3) polarne, 4) polupolarne, 5) koordinacije, koje se uglavnom nalaze u tzv. .
V polarna veza par elektrona koji se istovremeno nalazi u polju središta oba atoma (njihovih jezgri) se odbija prema elektronegativnijem atomu, na primjer, u molekuli HC1, elektronski par je više u stanici klora nego vodika:
Zbog ovog odstupanja gustoće elektrona došlo je do divergencije središta pozitivnih i negativnih naboja molekule. Postao je polarni, imajući dipolni moment (tj. umnožak naboja i polovice udaljenosti između naboja), koji nije jednak nuli.
Polupolarna veza najjasnije je predstavljen u kisikovim spojevima petovalentnog dušika:
Slika a), iako je dopuštena, nije dopuštena, jer atom dušika ima samo dvije elektronske razine (slojeve), pri čemu se na vanjskom (2.) sloju nalaze samo četiri ćelije i pet parova elektrona (pet veza) neće nađi tamo mjesto. S tim u vezi, točnija je slika b), koja pokazuje rezonanciju ekstremnih struktura (I i III) te prijelaz na energetski povoljniju prosječnu strukturu. Dakle, zbog simetrične raspodjele elektronske gustoće, negativni naboj je podijeljen na pola između dva ekvivalentna atoma kisika. Ali zapravo, u atomu dušika, zapravo, nema cijelog pozitivnog naboja, ali postoji pozitivan naboj blizu cjeline, odnosno na atomima kisika (P struktura) postoje negativni naboji blizu polovice cijelog naboja .
Poveznica za koordinaciju je najstabilniji u amonijevim spojevima, gdje atom dušika postaje četverovalentan, dajući protonu (a u vodenom mediju hidronijevom kationu) jedan elektron, stječući pozitivan naboj (ili, drugim riječima, dodajući proton u osamljeni par dušikovi elektroni): H 3 N: + H + → H 4 N +
amonijak proton amonijev kation
U amonijevom kationu, nova nastala veza mijenja prirodu tri druge NH veze koje su prethodno bile prisutne u dušiku, koje se sada izdužuju, a sva četiri atoma amonijeva vodika, međusobno se odbijajući, postaju na najudaljenijim položajima jedan od drugog, tj. na uglovima pravilnog tetraedra kada je atom dušika u središtu ovog tetraedra:
Rezultirajuća nova veza (koordinacija) ne razlikuje se od modificiranih N-H veza koje su prethodno bile prisutne u molekuli amonijaka. Ovdje se odvija s 1 p 3 - hibridizacija četiri elektrona koja ostaju u dušiku (kao u ugljiku metana).
Ako je molekula metana relativno jaka formacija koja nema naboj, tada je amonijev kation (koji se od njega strukturom razlikuje samo po tome što jezgra središnjeg atoma sadrži jedan proton i jedan neutron više) manje stabilan i može lako disociraju na amonijak i hidronijev kation, prevladavajući određenu energetsku barijeru koja određuje snagu amonijevih spojeva.
Koncept σ-(sigma) i π- (pi) veze
Kovalentne veze koje prevladavaju u organskim spojevima općenito određuju kemijsku aktivnost tih tvari. Međutim, od velike su važnosti krhke višestruke veze (dvostruke, trostruke) i značajke veza u funkcionalnim skupinama.
Ugljik je središnji element organskog svijeta, ugljični kosturi (skeleti molekula) određuju njihovu stabilnost i njihovu gotovo neograničenu raznolikost. Stoga treba detaljnije razmotriti elektroničku prirodu njegovih obveznica.
Atom ugljika ima jezgru s nabojem od +6 i elektronsku ljusku: 1s 2, 2s 2, 2p 2, gdje su četiri vanjska elektrona valentna (2s 2, 2p 2). Ali da bi ti elektroni formirali četiri veze, 2s 2 elektrona koji se nalaze u volumenu lopte u sparenom obliku moraju prijeći u nespareno stanje. A pobuđeni atom ugljika mora imati ljusku: 1s 2, 2s 1, 2p 3, gdje, uz nespareni s-elektron (oblik lopte), postoje tri p-elektrona (volumetrijske osmice ili oblici bučice) smještena duž koordinate osi (x, y, z) trodimenzionalni prostor (slika 3). Međutim, da bi se formirale četiri ekvivalentne veze, kao u metanu, jedan s-elektron i tri p-elektrona moraju prijeći u modificirano hibridizirano (s 1 p 3 -hibridizacija) stanje, a sva četiri vanjska elektrona već imaju potpuno isti smjer (hibridni) oblaci, a atomi vodika metana su na jednakim, najudaljenijim pozicijama jedan od drugog:
koji odgovaraju vrhovima pravilnog tetraedra ako se u njegovo središte stavi ugljikov atom metana (slika 4). Stanje ugljika, kada se hibridizacija valentnih elektrona odvija u omjeru s 1 p 3, naziva se prvo valentno stanje ugljika, a veze takvog atoma s drugim atomima nazivaju se b(sigma)-veze(sl. 5, 6). 
Na ovaj način, σ veza je bilo koja pojedinačna veza između ugljika i drugog atoma. A najčešće C-H i C-H σ-veze u molekulama organskih tvari imaju sljedeće osnovne podatke (sl. 6b, 6c).
Energija C-H veze ~93-96 kcal/mol (~370-380 kJ/mol).
Duljina veze 1,1 A 0 (0,11 nm)
C-C energija vezanja ~84-86 kcal/mol (~340-360 kJ/mol)
Duljina veze 1,54 A 0 (0,154 nm)
Drugo valentno stanje ugljika karakterističan za etilen i druge spojeve s dvostrukom vezom. Na ugljiku etilena odvija se hibridizacija valentnih elektrona pobuđenog atoma (2s 1, 2p 3) u omjeru s 1 p 2, kada jedan p-elektron (od tri) ne sudjeluje u hibridizaciji i ostaje u p-oblik. A hibridni oblaci usmjerenog (izduženog) oblika nalaze se u ravnini pod kutom od 120° jedan prema drugom (slika 7).
A p-elektroni dvaju ugljika uparuju se u p-oblici uz σ-vezu između tih ugljika (slika 7). Ova dodatna (višestruka) veza nastala uparivanjem elektrona u p-oblici naziva se π (pi)- vezu. Energija koja se oslobađa tijekom njenog stvaranja manja je od energije σ-veze, jer je energija C = C dvostruke veze ~140 kcal/mol (~560-580 kJ/mol). Ako od toga oduzmemo energiju C - C σ-veze (~ 85 kcal/mol), tada π -veza ostaje ~55 kcal/mol (140-85=55).
Treće valentno stanje ugljika karakterističan za acetilen i druge spojeve s trostrukom vezom. Na ugljiku acetilena, od četiri valentna elektrona (2s 1, 2p 3) pobuđenog atoma, po jedan s- i p-elektron sudjeluju u hibridizaciji (s 1 p 1 - hibridizacija). I hibridna (izdužena) dva oblaka nalaze se na istoj pravoj liniji, tvoreći σ-veze (slika 8). Odnosno, oni zauzimaju najudaljenije pozicije (z-koordinate) već od 2 preostala elektrona u p-obliku, smješteni duž koordinatnih osi (x, y) trodimenzionalnog prostora, upareni u p-oblici s formiranjem dva π -veze u međusobno okomitim ravninama(slika 8). Energija koja se oslobađa tijekom stvaranja trostruke veze je ~200 kcal/mol. Ako odavde oduzmemo 85 kcal/mol - energije σ-veze, tada ostaje ~115 kcal/m za dvije π-veze, t.j. ~57 kcal/mol za svaku π-vezu. Evo glavnih karakteristika jednostrukih, dvostrukih i trostrukih veza za usporedbu:
C - C duljina veze 1,54 A 0, energija stvaranja veze ~ 85 kcal / mol
C \u003d C duljina veze 1,34 A 0, energija stvaranja veze ~ 140 kcal / mol
C ≡ C duljina veze 1,21 A 0, energija stvaranja veze ~ 200 kcal/mol Elektroni π veza su glomazniji, manje su povezani s jezgrama atoma, pristupačniji su napadu reagensa, lako su izloženi električnim i magnetska polja, na primjer, upadna svjetlost ili napad nabijenih čestica. Tako π -veze, potpuno drugačije prirode u odnosu na σ-veze, manje su stabilne i uzrokuju visoku kemijsku aktivnost nezasićenih spojeva u usporedbi sa zasićenim (zasićenim) spojevima.
U osnovnom stanju atom ugljika C (1s 2 2s 2 2p 2) ima dva nesparena elektrona, zbog čega mogu nastati samo dva zajednička elektronska para. Međutim, u većini svojih spojeva ugljik je četverovalentan. To je zbog činjenice da atom ugljika, apsorbirajući malu količinu energije, prelazi u pobuđeno stanje u kojem ima 4 nesparena elektrona, t.j. sposobni formirati četiri kovalentne veze i sudjeluju u formiranju četiri zajednička elektronska para:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2 6 C * 1s 2 2s 1 2p 3 .
| ↓ | ||||||||||||
| 1 | ↓ | str | ↓ | str | ||||||||
| s | s | |||||||||||
Energija uzbude kompenzira se stvaranjem kemijskih veza, što se događa oslobađanjem energije.
Atomi ugljika imaju sposobnost formiranja tri vrste hibridizacije orbitala elektrona ( sp 3, sp 2, sp) i stvaranje višestrukih (dvostrukih i trostrukih) veza među sobom (tablica 2.2).
Tablica 2.2
Vrste hibridizacije i geometrija molekula
Jednostavna (jednostruka) s-veza nastaje kada sp 3-hibridizacija, u kojoj su sve četiri hibridne orbitale ekvivalentne i imaju prostornu orijentaciju jedna prema drugoj pod kutom od 109 ° 29 ’ i orijentirane su prema vrhovima pravilnog tetraedra (slika 2.8).
Riža. 2.8. Stvaranje molekule metana CH4
Ako se hibridne orbitale ugljika preklapaju sa sfernim s-orbitale atoma vodika, tada nastaje najjednostavniji organski spoj metan CH 4 - zasićeni ugljikovodik.
Od velikog je interesa proučavanje veza ugljikovih atoma međusobno i s atomima drugih elemenata. Razmotrimo strukturu molekula etana, etilena i acetilena.
Kutovi između svih veza u molekuli etana gotovo su točno međusobno jednaki (slika 2.9) i ne razlikuju se od C - H kutova u molekuli metana.
Stoga su atomi ugljika u stanju sp 3-hibridizacija.
Riža. 2.9. Molekula etana C 2 H 6
Hibridizacija elektronskih orbitala ugljikovih atoma može biti nepotpuna, t.j. može uključivati dvoje sp 2-hibridizacija) ili jedan ( sp-hibridizacija) od tri R-orbitale. U tom slučaju nastaju između ugljikovih atoma višestruke veze (dvostruko ili trostruko). Ugljikovodici s višestrukim vezama nazivaju se nezasićeni ili nezasićeni. Dvostruka veza (C=C) nastaje kada sp 2-hibridizacija.
U ovom slučaju, svaki od ugljikovih atoma ima jedan od tri R-orbitale nisu uključene u hibridizaciju, što rezultira stvaranjem tri sp 2- hibridne orbitale smještene u istoj ravnini pod kutom od 120° jedna prema drugoj, i nehibridne 2 R-orbitala je okomita na ovu ravninu. Dva su atoma ugljika međusobno povezana, tvoreći jednu s-vezu zbog preklapanja hibridnih orbitala i jednu p-vezu zbog preklapanja R-orbitale.
Interakcija slobodnih hibridnih orbitala ugljika s 1 s-orbitale vodikovih atoma dovodi do stvaranja molekule etilena C 2 H 4 (slika 2.10) - najjednostavniji predstavnik nezasićenih ugljikovodika.
Riža. 2.10. Stvaranje molekule etilena C 2 H 4
Preklapanje elektronskih orbitala u slučaju p-veze je manje, a zone s povećanom elektronskom gustoćom leže dalje od jezgri atoma, pa je ta veza manje jaka od s-veze.
Trostruku vezu tvore jedna s-veza i dvije p-veze. U ovom slučaju, orbitale elektrona su u stanju sp-hibridizacije, do čijeg stvaranja dolazi zbog jednog s- i jedan R-orbitale (slika 2.11).
Dvije hibridne orbitale smještene su jedna u odnosu na drugu pod kutom od 180°, a preostale dvije nehibridne R-orbitale se nalaze u dvije međusobno okomite ravnine. Stvaranje trostruke veze odvija se u molekuli acetilena C 2 H 2 (vidi sliku 2.11).
Riža. 2.11. Stvaranje molekule acetilena C 2 H 2
Posebna vrsta veze nastaje tijekom stvaranja molekule benzena (C 6 H 6) - najjednostavnijeg predstavnika aromatskih ugljikovodika.
Benzen sadrži šest ugljikovih atoma međusobno povezanih u ciklus (benzenski prsten), dok je svaki atom ugljika u stanju sp 2 hibridizacije (slika 2.12).
Riža. 2.12. sp 2 - orbitale molekule benzena C 6 H 6
Svi atomi ugljika uključeni u molekulu benzena nalaze se u istoj ravnini. Svaki atom ugljika u sp 2 hibridizacijskom stanju ima drugu nehibridnu p-orbitalu s nesparenim elektronom, koja tvori p-vezu (slika 2.13).
Ovakva osovina R-orbitala se nalazi okomito na ravninu molekule benzena.
Svih šest nehibridnih R-orbitale tvore zajedničku veznu molekularnu p-orbitalu, a svih šest elektrona se kombinira u sekstet p-elektrona.
Granična površina takve orbitale nalazi se iznad i ispod ravnine ugljičnog s-skeleta. Kao rezultat kružnog preklapanja, nastaje jedan delokalizirani p-sustav koji pokriva sve ugljikove atome ciklusa (slika 2.13).
Benzen je shematski prikazan kao šesterokut s prstenom unutar, što ukazuje da postoji delokalizacija elektrona i odgovarajućih veza.
Riža. 2.13. -veze u molekuli benzena C6H6
Ionska kemijska veza
Jonska veza- kemijska veza nastala kao rezultat međusobnog elektrostatičkog privlačenja suprotno nabijenih iona, u kojoj se stabilno stanje postiže potpunim prijelazom ukupne elektronske gustoće na atom elektronegativnijeg elementa.
Čisto ionska veza je granični slučaj kovalentne veze.
U praksi se potpuni prijelaz elektrona s jednog atoma na drugi atom kroz vezu ne ostvaruje, budući da svaki element ima veći ili manji (ali ne nulti) EO, a svaka će kemijska veza biti u određenoj mjeri kovalentna.
Takva veza nastaje u slučaju velike razlike u ER atoma, na primjer, između kationa s-metali prve i druge skupine periodnog sustava i anioni nemetala grupa VIA i VIIA (LiF, NaCl, CsF i dr.).
Za razliku od kovalentne veze, ionska veza nema smjera . To se objašnjava činjenicom da električno polje iona ima sfernu simetriju, t.j. opada s udaljenosti prema istom zakonu u bilo kojem smjeru. Stoga je interakcija između iona neovisna o smjeru.
Interakcija dvaju iona suprotnog predznaka ne može dovesti do potpune međusobne kompenzacije njihovih polja sile. Zbog toga zadržavaju sposobnost privlačenja iona suprotnog predznaka u drugim smjerovima. Stoga, za razliku od kovalentne veze, ionsku vezu također karakterizira nezasićenost .
Nedostatak orijentacije i zasićenja ionske veze uzrokuje sklonost ionskih molekula udruživanju. Svi ionski spojevi u čvrstom stanju imaju ionsku kristalnu rešetku u kojoj je svaki ion okružen s nekoliko iona suprotnog predznaka. U ovom slučaju, sve veze danog iona sa susjednim ionima su ekvivalentne.
metalni spoj
Metale karakterizira niz posebnih svojstava: električna i toplinska vodljivost, karakterističan metalni sjaj, savitljivost, visoka duktilnost i visoka čvrstoća. Ova specifična svojstva metala mogu se objasniti posebnom vrstom kemijske veze tzv metalik .
Metalna veza rezultat je preklapanja delokaliziranih orbitala atoma koji se međusobno približavaju u kristalnoj rešetki metala.
Većina metala ima značajan broj slobodnih orbitala i mali broj elektrona na vanjskoj elektroničkoj razini.
Stoga je energetski povoljnije da elektroni nisu lokalizirani, već pripadaju cijelom atomu metala. Na mjestima rešetke metala nalaze se pozitivno nabijeni ioni koji su uronjeni u elektronski "plin" raspoređen po metalu:
Ja ↔ Me n + + n .
Između pozitivno nabijenih metalnih iona (Me n +) i nelokaliziranih elektrona (n) postoji elektrostatička interakcija koja osigurava stabilnost tvari. Energija ove interakcije je srednja između energija kovalentnih i molekularnih kristala. Stoga elementi s čisto metalnom vezom ( s-, i str-elementi) odlikuju se relativno visokim talištem i tvrdoćom.
Prisutnost elektrona, koji se mogu slobodno kretati po volumenu kristala, i osigurati specifična svojstva metala
vodikova veza
vodikova veza – posebna vrsta međumolekularne interakcije. Atomi vodika koji su kovalentno vezani na atom elementa koji ima visoku vrijednost elektronegativnosti (najčešće F, O, N, ali i Cl, S i C) nose relativno visok učinkovit naboj. Kao rezultat, takvi atomi vodika mogu elektrostatski komunicirati s atomima tih elemenata.
Dakle, atom H d + jedne molekule vode je orijentiran i u skladu s tim stupa u interakciju (kao što je prikazano s tri točke) s atomom O d - drugom molekulom vode:
Veze koje formira atom H koji se nalazi između dva atoma elektronegativnih elemenata nazivaju se vodikovim vezama:
d- d+ d-
A − H × × × B
Energija vodikove veze je mnogo manja od energije konvencionalne kovalentne veze (150-400 kJ/mol), ali ta je energija dovoljna da izazove agregaciju molekula odgovarajućih spojeva u tekućem stanju, na primjer, u tekući vodik fluorid HF (slika 2.14). Za spojeve fluora doseže oko 40 kJ/mol.
Riža. 2.14. Agregacija HF molekula zbog vodikovih veza
Duljina vodikove veze također je manja od duljine kovalentne veze. Dakle, u polimeru (HF) n, duljina F-H veze je 0,092 nm, a F∙∙∙H veza je 0,14 nm. Za vodu, duljina O-H veze je 0,096 nm, a duljina O∙∙∙H veze je 0,177 nm.
Stvaranje međumolekularnih vodikovih veza dovodi do značajne promjene svojstava tvari: povećanja viskoznosti, dielektrične konstante, vrelišta i tališta.
Slične informacije.
169375 0
Svaki atom ima određeni broj elektrona.
Ulazeći u kemijske reakcije, atomi doniraju, stječu ili socijaliziraju elektrone, postižući najstabilniju elektroničku konfiguraciju. Konfiguracija s najnižom energijom je najstabilnija (kao u atomima plemenitog plina). Taj se obrazac naziva "pravilo okteta" (slika 1).
Riža. jedan.
Ovo pravilo vrijedi za sve vrste veza. Elektroničke veze između atoma omogućuju im stvaranje stabilnih struktura, od najjednostavnijih kristala do složenih biomolekula koje na kraju tvore žive sustave. Od kristala se razlikuju po kontinuiranom metabolizmu. Međutim, mnoge kemijske reakcije odvijaju se prema mehanizmima elektronički prijenos, koji igraju važnu ulogu u energetskim procesima u tijelu.
Kemijska veza je sila koja zajedno drži dva ili više atoma, iona, molekula ili bilo koju njihovu kombinaciju..
Priroda kemijske veze je univerzalna: to je elektrostatička sila privlačenja između negativno nabijenih elektrona i pozitivno nabijenih jezgri, određena konfiguracijom elektrona u vanjskoj ljusci atoma. Sposobnost atoma da stvara kemijske veze naziva se valencija, ili oksidacijskom stanju. Koncept od valentni elektroni- elektroni koji tvore kemijske veze, odnosno one koji se nalaze u najvisokoenergetskim orbitalama. Prema tome, vanjski omotač atoma koji sadrži ove orbitale naziva se valentna ljuska. Trenutno nije dovoljno naznačiti prisutnost kemijske veze, već je potrebno pojasniti njen tip: ionska, kovalentna, dipol-dipolna, metalna.
Prva vrsta veze jeionski vezu
Prema Lewisovoj i Kosselovoj elektroničkoj teoriji valencije, atomi mogu postići stabilnu elektroničku konfiguraciju na dva načina: prvo, gubitkom elektrona, postajući kationa, drugo, stjecanje ih, pretvaranje u anioni. Kao rezultat prijenosa elektrona, zbog elektrostatičke sile privlačenja između iona s nabojima suprotnog predznaka, formira se kemijska veza, nazvana Kossel " elektrovalentna(sada se zove ionski).
U tom slučaju anioni i kationi tvore stabilnu elektroničku konfiguraciju s ispunjenom vanjskom elektronskom ljuskom. Tipične ionske veze nastaju od kationa T i II skupina periodnog sustava i aniona nemetalnih elemenata grupa VI i VII (16 i 17 podskupina - respektivno, halkogeni i halogeni). Veze u ionskim spojevima su nezasićene i neusmjerene, pa zadržavaju mogućnost elektrostatičke interakcije s drugim ionima. Na sl. Na slikama 2 i 3 prikazani su primjeri ionskih veza koje odgovaraju Kosselovom modelu prijenosa elektrona.
Riža. 2.
Riža. 3. Ionska veza u molekuli natrijevog klorida (NaCl).
Ovdje je prikladno prisjetiti se nekih svojstava koja objašnjavaju ponašanje tvari u prirodi, posebice razmotriti koncept kiseline i razlozima.
Vodene otopine svih ovih tvari su elektroliti. Mijenjaju boju na različite načine. pokazatelji. Mehanizam djelovanja indikatora otkrio je F.V. Ostwald. Pokazao je da su indikatori slabe kiseline ili baze, čija je boja u nedisocijacijskom i disociranom stanju različita.
Baze mogu neutralizirati kiseline. Nisu sve baze topive u vodi (npr. neki organski spojevi koji ne sadrže -OH grupe su netopivi, posebno, trietilamin N (C 2 H 5) 3); topive baze nazivaju se lužine.
Vodene otopine kiselina ulaze u karakteristične reakcije:
a) s metalnim oksidima - s stvaranjem soli i vode;
b) s metalima - s stvaranjem soli i vodika;
c) s karbonatima - s stvaranjem soli, CO 2 i H 2 O.
Svojstva kiselina i baza opisuje nekoliko teorija. U skladu s teorijom S.A. Arrhenius, kiselina je tvar koja se disocira u ione H+ , dok baza tvori ione ON- . Ova teorija ne uzima u obzir postojanje organskih baza koje nemaju hidroksilne skupine.
U skladu s proton Bronstedova i Lowryjeva teorija, kiselina je tvar koja sadrži molekule ili ione koji doniraju protone ( donatori protoni), a baza je tvar koja se sastoji od molekula ili iona koji prihvaćaju protone ( akceptori protoni). Imajte na umu da u vodenim otopinama vodikovi ioni postoje u hidratiziranom obliku, odnosno u obliku hidronijevih iona H3O+ . Ova teorija opisuje reakcije ne samo s vodom i hidroksidnim ionima, već se također provode u odsutnosti otapala ili s nevodenim otapalom.
Na primjer, u reakciji između amonijaka NH 3 (slaba baza) i klorovodika u plinovitoj fazi nastaje čvrsti amonijev klorid, a u ravnotežnoj smjesi dviju tvari uvijek se nalaze 4 čestice od kojih su dvije kiseline, a druge dvije baze:
Ova ravnotežna smjesa sastoji se od dva konjugirana para kiselina i baza:
1)NH 4+ i NH 3
2) HCl i Cl ‑
Ovdje se u svakom konjugiranom paru kiselina i baza razlikuju za jedan proton. Svaka kiselina ima konjugiranu bazu. Jaka kiselina ima slabu konjugiranu bazu, a slaba kiselina ima jaku konjugiranu bazu.
Teorija Bronsted-Lowryja omogućuje objašnjenje jedinstvene uloge vode za život biosfere. Voda, ovisno o tvari koja s njom stupa u interakciju, može pokazati svojstva kiseline ili baze. Na primjer, u reakcijama s vodenim otopinama octene kiseline voda je baza, a s vodenim otopinama amonijaka kiselina.
1) CH3COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . Ovdje molekula octene kiseline donira proton molekuli vode;
2) NH3 + H 2 O ↔ NH4 + + ON- . Ovdje molekula amonijaka prihvaća proton iz molekule vode.
Dakle, voda može formirati dva konjugirana para:
1) H 2 O(kiselina) i ON- (konjugirana baza)
2) H 3 O+ (kiselina) i H 2 O(konjugirana baza).
U prvom slučaju voda daruje proton, au drugom ga prihvaća.
Takvo svojstvo se zove amfiprotonitet. Tvari koje mogu reagirati i kiseline i baze nazivaju se amfoterna. Takve tvari se često nalaze u prirodi. Na primjer, aminokiseline mogu tvoriti soli i s kiselinama i s bazama. Stoga, peptidi lako tvore koordinacijske spojeve s prisutnim metalnim ionima.
Dakle, karakteristično svojstvo ionske veze je potpuni pomak gomile vezanih elektrona na jednu od jezgri. To znači da između iona postoji područje gdje je gustoća elektrona gotovo nula.
Druga vrsta veze jekovalentna vezu
Atomi mogu formirati stabilne elektronske konfiguracije dijeljenjem elektrona.
Takva veza nastaje kada se par elektrona dijeli jedan po jedan. od svake atom. U ovom slučaju, socijalizirani vezni elektroni ravnomjerno su raspoređeni među atomima. Primjer kovalentne veze je homonuklearni dijatomski H molekule 2 , N 2 , F 2. Alotropi imaju istu vrstu veze. O 2 i ozon O 3 i za poliatomsku molekulu S 8 i također heteronuklearne molekule klorovodik HCl, ugljični dioksid CO 2, metan CH 4, etanol S 2 H 5 ON, sumpor heksafluorid SF 6, acetilen S 2 H 2. Sve te molekule imaju iste zajedničke elektrone, a njihove su veze zasićene i usmjerene na isti način (slika 4).
Za biologe je važno da su kovalentni radijusi atoma u dvostrukim i trostrukim vezama smanjeni u usporedbi s jednostrukom vezom.
Riža. 4. Kovalentna veza u molekuli Cl 2.
Ionske i kovalentne vrste veza su dva granična slučaja mnogih postojećih vrsta kemijskih veza, a u praksi je većina veza međusrednja.
Spojevi dvaju elemenata koji se nalaze na suprotnim krajevima istog ili različitog razdoblja Mendeljejevskog sustava pretežno tvore ionske veze. Kako se elementi približavaju jedni drugima unutar razdoblja, ionska priroda njihovih spojeva se smanjuje, dok se kovalentni karakter povećava. Na primjer, halogenidi i oksidi elemenata na lijevoj strani periodnog sustava tvore pretežno ionske veze ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), a isti spojevi elemenata s desne strane tablice su kovalentni ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glukoza C6H12O6, etanol C2H5OH).
Kovalentna veza, zauzvrat, ima još jednu modifikaciju.
U višeatomskim ionima i u složenim biološkim molekulama oba elektrona mogu doći samo iz jedan atom. To se zove donator elektronski par. Atom koji povezuje ovaj par elektrona s donorom zove se akceptor elektronski par. Ova vrsta kovalentne veze naziva se koordinacija (donor-akceptor, ilidativ) komunikacija(slika 5). Ova vrsta veze je najvažnija za biologiju i medicinu, budući da je kemija najvažnijih d-elemenata za metabolizam u velikoj mjeri opisana koordinacijskim vezama.
Slika 5.
U pravilu, u složenom spoju atom metala djeluje kao akceptor elektronskog para; naprotiv, u ionskim i kovalentnim vezama atom metala je donor elektrona.
Bit kovalentne veze i njezina raznolikost - koordinacijska veza - može se razjasniti uz pomoć druge teorije kiselina i baza, koju je predložio GN. Lewis. Donekle je proširio semantički koncept pojmova "kiselina" i "baza" prema teoriji Bronsted-Lowryja. Lewisova teorija objašnjava prirodu nastanka kompleksnih iona i sudjelovanje tvari u reakcijama nukleofilne supstitucije, odnosno u stvaranju CS.
Prema Lewisu, kiselina je tvar sposobna stvoriti kovalentnu vezu prihvaćanjem elektronskog para iz baze. Lewisova baza je tvar koja ima usamljeni par elektrona, koji doniranjem elektrona stvara kovalentnu vezu s Lewisovom kiselinom.
Odnosno, Lewisova teorija proširuje raspon kiselinsko-baznih reakcija i na reakcije u kojima protoni uopće ne sudjeluju. Štoviše, sam proton je, prema ovoj teoriji, također kiselina, budući da je u stanju prihvatiti elektronski par.
Stoga, prema ovoj teoriji, kationi su Lewisove kiseline, a anioni su Lewisove baze. Sljedeće reakcije su primjeri:
Gore je navedeno da je podjela tvari na ionske i kovalentne relativna, budući da ne postoji potpuni prijenos elektrona s atoma metala na atome akceptora u kovalentnim molekulama. U spojevima s ionskom vezom svaki se ion nalazi u električnom polju iona suprotnog predznaka, pa su međusobno polarizirani, a njihove ljuske su deformirane.
Polarizabilnost određena elektroničkom strukturom, nabojem i veličinom iona; veći je za anione nego za katione. Najveća polarizabilnost među kationima je za katione većeg naboja i manje veličine, na primjer, for Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Ima snažan polarizacijski učinak H+ . Budući da je učinak polarizacije iona dvosmjeran, značajno mijenja svojstva spojeva koje tvore.
Treća vrsta veze -dipol-dipol vezu
Uz navedene vrste komunikacija postoje i dipol-dipol intermolekularni interakcije, također poznate kao van der Waalsa .
Snaga tih interakcija ovisi o prirodi molekula.
Postoje tri vrste interakcija: permanentni dipol - permanentni dipol ( dipol-dipol privlačnost); trajni dipol - inducirani dipol ( indukcija privlačnost); trenutni dipol - inducirani dipol ( disperzija privlačnost, odnosno londonske snage; riža. 6).
Riža. 6.
Samo molekule s polarnim kovalentnim vezama imaju dipol-dipolni moment ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), a snaga veze je 1-2 zbogom(1D \u003d 3,338 × 10 -30 kulona - C × m).
U biokemiji se razlikuje još jedna vrsta veze - vodik veze, što je ograničavajući slučaj dipol-dipol privlačnost. Ova veza nastaje privlačenjem između atoma vodika i malog elektronegativnog atoma, najčešće kisika, fluora i dušika. Kod velikih atoma koji imaju sličnu elektronegativnost (na primjer, s klorom i sumporom) vodikova veza je mnogo slabija. Atom vodika razlikuje se po jednoj bitnoj osobini: kada se vezni elektroni povuku, njegova jezgra - proton - je izložena i prestaje biti zaštićena elektronima.
Stoga se atom pretvara u veliki dipol.
Vodikova veza, za razliku od van der Waalsove veze, nastaje ne samo tijekom međumolekularnih interakcija, već i unutar jedne molekule - intramolekularni vodikova veza. Vodikove veze imaju važnu ulogu u biokemiji, na primjer, za stabilizaciju strukture proteina u obliku α-heliksa ili za stvaranje dvostruke spirale DNA (slika 7.).
sl.7.
Vodikove i van der Waalsove veze su mnogo slabije od ionskih, kovalentnih i koordinacijskih veza. Energija međumolekularnih veza prikazana je u tablici. jedan.
Stol 1. Energija međumolekularnih sila
Bilješka: Stupanj međumolekularnih interakcija odražava entalpiju taljenja i isparavanja (vrenja). Ionski spojevi zahtijevaju mnogo više energije za odvajanje iona nego za odvajanje molekula. Entalpije taljenja ionskih spojeva mnogo su veće od entalpije molekularnih spojeva.
Četvrta vrsta veze -metalna veza
Konačno, postoji još jedna vrsta međumolekularnih veza - metal: veza pozitivnih iona rešetke metala sa slobodnim elektronima. Ova vrsta veze se ne događa u biološkim objektima.
Iz kratkog pregleda vrsta veza proizlazi jedan detalj: važan parametar atoma ili iona metala - donor elektrona, kao i atom - akceptor elektrona je njegov veličina.
Ne ulazeći u detalje, napominjemo da se kovalentni radijusi atoma, ionski radijusi metala i van der Waalsovi radijusi interakcijskih molekula povećavaju kako raste njihov atomski broj u skupinama periodnog sustava. U ovom slučaju, vrijednosti ionskog radijusa su najmanje, a van der Waalsovi polumjeri su najveći. U pravilu se pri kretanju niz grupu povećavaju radijusi svih elemenata, kako kovalentnih tako i van der Waalsovih.
Za biologe i liječnike najvažnije su koordinacija(donor-akceptor) veze koje razmatra koordinacijska kemija.
Medicinska bioanorganika. G.K. Baraškov
U osnovnom stanju atom ugljika C (1s 2 2s 2 2p 2) ima dva nesparena elektrona, zbog kojih mogu nastati samo dva zajednička elektronska para. Međutim, u većini svojih spojeva ugljik je četverovalentan. To je zbog činjenice da atom ugljika, apsorbirajući malu količinu energije, prelazi u pobuđeno stanje u kojem ima 4 nesparena elektrona, t.j. sposobni formirati četiri kovalentne veze i sudjeluju u formiranju četiri zajednička elektronska para:
6 C 1 s 2 2s 2 2 p 2 6 C * 1 s 2 2s 1 2 p 3
| ↓ | |||||||||||||
| 1 | ↓ | str | ↓ | str | |||||||||
| s | s | ||||||||||||
Energija uzbude kompenzira se stvaranjem kemijskih veza, što se događa oslobađanjem energije.
Atomi ugljika imaju sposobnost formiranja tri vrste hibridizacije orbitala elektrona ( sp 3, sp 2, sp) i stvaranje višestrukih (dvostrukih i trostrukih) veza među njima (tablica 7).
Tablica 7
Vrste hibridizacije i geometrija molekula
Jednostavna (jednostruka) s - komunikacija se provodi kada sp 3-hibridizacija, u kojoj su sve četiri hibridne orbitale ekvivalentne i imaju orijentaciju u prostoru pod kutom od 109 oko 29’ jedna prema drugoj i orijentirane su prema vrhovima pravilnog tetraedra.
Riža. 19. Stvaranje molekule metana CH 4
Ako se hibridne orbitale ugljika preklapaju sa sfernim s-orbitale atoma vodika, tada nastaje najjednostavniji organski spoj metan CH 4 – zasićeni ugljikovodik (slika 19.).
Riža. 20. Tetraedarski raspored veza u molekuli metana
Od velikog je interesa proučavanje veza ugljikovih atoma međusobno i s atomima drugih elemenata. Razmotrimo strukturu molekula etana, etilena i acetilena.
Kutovi između svih veza u molekuli etana gotovo su točno međusobno jednaki (slika 21) i ne razlikuju se od kutova C-H u molekuli metana.
Riža. 21. Molekula etana C 2 H 6
Stoga su atomi ugljika u stanju sp 3-hibridizacija.
Hibridizacija elektronskih orbitala ugljikovih atoma može biti nepotpuna, t.j. može uključivati dvoje sp 2 hibridizacija) ili jedan ( sp-hibridizacija) od tri R- orbitale. U tom slučaju nastaju između ugljikovih atoma višestruki(dvostruko ili trostruko) veze. Ugljikovodici s višestrukim vezama nazivaju se nezasićeni ili nezasićeni. Dvostruka veza (C = C) nastaje kada sp 2- hibridizacija. U ovom slučaju, svaki od ugljikovih atoma ima jedan od tri R- orbitale nisu uključene u hibridizaciju, što rezultira stvaranjem tri sp 2- hibridne orbitale smještene u istoj ravnini pod kutom od 120 jedna prema drugoj, i nehibridne 2 R-orbitala je okomita na ovu ravninu. Dva su atoma ugljika međusobno povezana, tvoreći jednu s-vezu zbog preklapanja hibridnih orbitala i jednu p-vezu zbog preklapanja R-orbitale. Interakcija slobodnih hibridnih orbitala ugljika s 1s-orbitalama vodikovih atoma dovodi do stvaranja molekule etilena C 2 H 4 (slika 22), najjednostavnijeg predstavnika nezasićenih ugljikovodika.
Riža. 22. Stvaranje molekule etilena C 2 H 4
Preklapanje elektronskih orbitala u slučaju p-veza je manje, a zone s povećanom elektronskom gustoćom leže dalje od jezgri atoma, pa je ta veza manje jaka od s-veze.
Trostruku vezu tvore jedna s-veza i dvije p-veze. U ovom slučaju, orbitale elektrona su u stanju sp-hibridizacije, do čijeg stvaranja dolazi zbog jednog s- i jedan R- orbitale (slika 23).
Riža. 23. Stvaranje molekule acetilena C 2 H 2
Dvije hibridne orbitale smještene su jedna u odnosu na drugu pod kutom od 180 stupnjeva, a preostale dvije nehibridne R-orbitale se nalaze u dvije međusobno okomite ravnine. Stvaranje trostruke veze odvija se u molekuli acetilena C 2 H 2 .
Posebna vrsta veze nastaje tijekom stvaranja molekule benzena (C 6 H 6) - najjednostavnijeg predstavnika aromatskih ugljikovodika.
Benzen sadrži šest ugljikovih atoma povezanih u ciklus (benzenski prsten), dok je svaki atom ugljika u stanju sp 2 hibridizacije (slika 24).
Svi atomi ugljika uključeni u molekulu benzena nalaze se u istoj ravnini. Svaki atom ugljika u stanju sp 2 hibridizacije ima još jednu nehibridnu p-orbitalu s nesparenim elektronom, koja tvori p-vezu (slika 25).
Os takve p-orbitale okomita je na ravninu molekule benzena.
Riža. 24. sp 2 - orbitale molekule benzena C 6 H 6
Riža. 25. - veze u molekuli benzena C 6 H 6
Svih šest nehibridnih p-orbitala tvore zajedničku veznu molekularnu p-orbitalu, a svih šest elektrona se kombinira u sekstet p-elektrona.
Granična površina takve orbitale nalazi se iznad i ispod ravnine ugljikovog s-skeleta. Kao rezultat kružnog preklapanja, nastaje jedan delokalizirani p-sustav koji pokriva sve ugljikove atome ciklusa. Benzen je shematski prikazan kao šesterokut s prstenom unutar, što ukazuje da postoji delokalizacija elektrona i odgovarajućih veza.
