Legăturile dintre atomi, descrise în formulele structurale ca liniuțe sau bastoane (tije), sunt formate prin interacțiunea electronilor externi (de valență) a 2 atomi ai unei molecule. După natura acestei interacțiuni, se disting două tipuri de bază sau extreme de legături între atomi.
primul tip. O legătură ionică sau electrovalentă sau de sare este cel mai clar (în forma sa pură) reprezentată în cazul interacțiunii dintre un atom puternic de metal (de exemplu, alcalin) și un atom puternic nemetal (de exemplu, halogen). Un atom de metal alcalin, care pierde un singur electron extern, devine o particulă încărcată pozitiv, iar un atom de halogen, dobândind un electron extern, devine încărcat negativ: Na + - CI - . Puterea acestei legături se datorează forțelor Coulomb de atracție dintre particulele încărcate diferit și energiei eliberate în timpul formării unei noi perechi de electroni la atomul de halogen. Exemple sunt sărurile acizilor organici și anorganici.
Tipul al 2-lea extrem. Mai caracteristic compușilor organici, covalenti (sau atomici) conexiune strălucitor (în forma sa pură) se prezintă în 2 molecule atomice de gaz: H 2, O 2, N 2, C1 2 etc.în care legătura se formează între exact aceiași atomi. Ca urmare a împerecherii a doi electroni cu spini opuși a doi atomi, atunci când se apropie unul de celălalt, o anumită cantitate de energie (≈ 400 kJ/mol) este eliberată și o nouă pereche de electroni capătă o orbită moleculară, ocupând o celulă în ambii atomi. Mai mult, cea mai mare densitate a norului de electroni al acestei perechi este situată între atomi (există un fel de suprapunere a orbitelor atomice ale ambilor electroni, Fig. a) sau formarea unei orbite moleculare – Fig. b).
Deși imaginea b) este mai aproape de adevăr, ambele imagini ale unei legături covalente sunt valide și se aplică. Într-o legătură pur covalentă, nu există nicio abatere a centrelor sarcinilor pozitive și negative ale moleculei, acestea coincid - molecula este nepolară.
Pe lângă aceste 2 tipuri extreme de legături (ionice și covalente), există și tipuri intermediare: 3) polare, 4) semipolare, 5) de coordonare, întâlnite în principal în așa-numiții compuși de oniu (oxoniu, amoniu, sulfoniu) .
V legătura polară o pereche de electroni care se află simultan în câmpul centrelor ambilor atomi (nucleele lor) este deviată către un atom mai electronegativ, de exemplu, în molecula HC1, perechea de electroni se află mai mult în celula de clor decât hidrogen:
Datorită acestei abateri a densității electronilor, a apărut o divergență a centrelor sarcinilor pozitive și negative ale moleculei. A devenit polar, având un moment dipol (adică produsul sarcinii și jumătate din distanța dintre sarcini), care nu este egal cu zero.
Conexiune semipolară este cel mai clar reprezentat în compușii oxigenați ai azotului pentavalent:
Imaginea a), deși este permisă, nu este autorizată, deoarece atomul de azot are doar două nivele electronice (straturi), unde pe stratul exterior (al 2-lea) sunt doar patru celule și cinci perechi de electroni (cinci legături) nu vor găsi un loc acolo. În acest sens, imaginea b) este mai corectă, care arată rezonanța structurilor extreme (I și III)și trecerea la o structură medie mai favorabilă energetic. Astfel, datorită distribuției simetrice a densității electronice, sarcina negativă este împărțită la jumătate între doi atomi de oxigen echivalenți. Dar în atomul de azot, de fapt, nu există o sarcină pozitivă întreagă, ci există o sarcină pozitivă aproape de întreg, respectiv, pe atomii de oxigen (structura P) există sarcini negative aproape de jumătate din întreaga sarcină.
Legătură de coordonare este cel mai stabil în compușii de amoniu, unde atomul de azot devine tetravalent, dând unui proton (și într-un mediu apos unui cation hidroniu) un electron, dobândind o sarcină pozitivă (sau, cu alte cuvinte, adăugând un proton la perechea singură de electroni de azot): H 3 N: + H + → H 4 N +
amoniac proton amoniu cation
În cationul de amoniu, noua legătură formată modifică natura celorlalte trei legături NH prezente anterior în azot, care acum devin mai alungite, iar toți cei patru atomi de hidrogen de amoniu, respingându-se reciproc, devin în pozițiile cele mai îndepărtate unul de celălalt, și anume la colțurile tetraedrului obișnuit când atomul de azot se află în centrul acestui tetraedru:
Noua legătură (coordonare) rezultată nu este diferită de legăturile N-H modificate care au fost prezente anterior în molecula de amoniac. Aici are loc s 1 p 3 - hibridizarea celor patru electroni rămași în azot (ca și în carbonul metanului).
Dacă molecula de metan este o formațiune relativ puternică care nu are încărcătură, atunci cationul de amoniu (care diferă de acesta ca structură doar prin aceea că nucleul atomului central conține un proton și un neutron în plus) este mai puțin stabil și poate ușor. se disociază în cationi de amoniac și hidroniu, depășind o anumită barieră energetică care determină rezistența compușilor de amoniu.
Conceptul de σ-(sigma) și π- (pi) conexiuni
Legăturile covalente care predomină în compușii organici determină în general activitatea chimică a acestor substanțe. Cu toate acestea, legăturile multiple fragile (duble, triple) și caracteristicile legăturilor în grupuri funcționale sunt de mare importanță.
Carbonul este elementul central al lumii organice, scheletele de carbon (scheletele de molecule) le determină stabilitatea și diversitatea aproape nelimitată. Prin urmare, natura electronică a obligațiunilor sale ar trebui luată în considerare mai detaliat.
Atomul de carbon are un nucleu cu o sarcină de +6 și un înveliș de electroni: 1s 2, 2s 2, 2p 2, unde patru electroni exteriori sunt valență (2s 2, 2p 2). Dar pentru ca acești electroni să formeze patru legături, electronii 2s 2 care se află în volumul bilei într-o formă pereche trebuie să intre într-o stare nepereche. Și atomul de carbon excitat trebuie să aibă o înveliș: 1s 2, 2s 1, 2p 3, unde, alături de electronul s nepereche (forma bilei), există trei electroni p (opt volumetrici sau forme de gantere) localizați de-a lungul coordonatei axele (x, y, z) spațiu tridimensional (fig. 3). Cu toate acestea, pentru a forma patru legături echivalente, ca în metan, un electron s și trei electroni p trebuie să intre într-o stare de hibridizare modificată (s 1 p 3 -hibridare), iar toți cei patru electroni exteriori au deja exact aceeași direcție. norii (hibrizi) și atomii de hidrogen ai metanului sunt în poziții egale, cele mai îndepărtate unul de celălalt:
care corespund vârfurilor unui tetraedru regulat dacă în centrul acestuia este plasat un atom de carbon de metan (fig. 4). Starea carbonului, când hibridizarea electronilor de valență are loc în raportul s 1 p 3, se numește prima stare de valență a carbonului, iar legăturile unui astfel de atom cu alți atomi se numesc b(sigma)-legături(Fig. 5, 6). 
În acest fel, legătura σ este orice legătură simplă între carbon și alt atom. Și cele mai comune legături C-H și C-H σ din moleculele de substanțe organice au următoarele date de bază (Fig. 6b, 6c).
Energia legăturii C-H ~93-96 kcal/mol (~370-380 kJ/mol).
Lungimea legăturii 1,1 A 0 (0,11 nm)
Energia de legare C-C ~84-86 kcal/mol (~340-360 kJ/mol)
Lungimea legăturii 1,54 A 0 (0,154 nm)
A doua stare de valență a carbonului caracteristice etilenei și altor compuși cu dublă legătură. La carbonul etilenei, hibridizarea electronilor de valență ai atomului excitat (2s 1, 2p 3) are loc în raportul s 1 p 2, când un electron p (din trei) nu participă la hibridizare și rămâne în forma p. Și norii hibrizi de formă direcționată (alungită) sunt situați într-un plan la un unghi de 120 ° unul față de celălalt (Fig. 7).
Și electronii p a doi atomi de carbon se perechează în forma p în plus față de legătura σ dintre acești atomi de carbon (Fig. 7). Această legătură suplimentară (multiple) formată prin împerecherea electronilor în forma p se numește π (pi)- conexiune. Energia eliberată în timpul formării sale este mai mică decât energia legăturii σ, deoarece energia dublei legături C = C este de ~140 kcal/mol (~560-580 kJ/mol). Dacă scădem din aceasta energia legăturii C - C σ (~ 85 kcal / mol), atunci π -legatura ramane ~55 kcal/mol (140-85=55).
A treia stare de valență a carbonului caracteristic acetilenei și altor compuși cu o legătură triplă. La carbonul acetilenei, din patru electroni de valență (2s 1, 2p 3) ai atomului excitat, câte un electron s și p participă la hibridizare (s 1 p 1 - hibridizare). Și hibrizi (alungiți) doi nori sunt localizați pe aceeași linie dreaptă, formând legături σ (Fig. 8). Adică ocupă pozițiile cele mai îndepărtate (coordonată z) deja din cei 2 electroni rămași în formă p, localizați de-a lungul axelor de coordonate (x, y) ale spațiului tridimensional, pereche în formă p cu formarea de Două π -legături în planuri reciproc perpendiculare(Fig. 8). Energia eliberată în timpul formării unei legături triple este de ~200 kcal/mol. Dacă scadem de aici 85 kcal/mol - energia legăturii σ, atunci rămâne ~115 kcal/m pentru două legături π, adică. ~57 kcal/mol pentru fiecare legătură π. Iată principalele caracteristici ale legăturilor simple, duble și triple pentru comparație:
Lungimea legăturii C - C 1,54 A 0, energia de formare a legăturii ~ 85 kcal / mol
C \u003d C lungimea legăturii 1,34 A 0, energia de formare a legăturii ~ 140 kcal / mol
C ≡ C lungime legături 1,21 A 0, energia de formare a legăturilor ~ 200 kcal / mol Electronii legăturilor π sunt mai voluminoase, sunt mai puțin conectați la nucleele atomilor, sunt mai accesibili la atacul reactivului, sunt expuși cu ușurință la electricitate și câmpurile magnetice, de exemplu, lumina incidentă sau atacul de particule încărcate. Asa de π -legăturile, având o natură complet diferită față de legăturile σ, sunt mai puțin stabile și provoacă o activitate chimică ridicată a compușilor nesaturați în comparație cu compușii saturați (saturați).
În starea fundamentală, atomul de carbon C (1s 2 2s 2 2p 2) are doi electroni nepereche, datorită cărora se pot forma doar două perechi de electroni comuni. Cu toate acestea, în majoritatea compușilor săi, carbonul este tetravalent. Acest lucru se datorează faptului că atomul de carbon, absorbind o cantitate mică de energie, intră într-o stare excitată în care are 4 electroni nepereche, adică. capabil să formeze patru legături covalente și participă la formarea a patru perechi de electroni comuni:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2 6 C * 1s 2 2s 1 2p 3 .
| ↓ | ||||||||||||
| 1 | ↓ | p | ↓ | p | ||||||||
| s | s | |||||||||||
Energia de excitație este compensată de formarea de legături chimice, care are loc odată cu eliberarea energiei.
Atomii de carbon au capacitatea de a forma trei tipuri de hibridizare a orbitalilor de electroni ( sp 3, sp 2, sp) și formarea de legături multiple (duble și triple) între ele (Tabelul 2.2).
Tabelul 2.2
Tipuri de hibridizare și geometrie a moleculelor
O simplă (singă) legătură S apare atunci când sp 3-hibridarea, în care toți cei patru orbitali hibrizi sunt echivalenti și au o orientare spațială la un unghi de 109 ° 29 ’ unul față de celălalt și sunt orientați spre vârfurile unui tetraedru regulat (Fig. 2.8).
Orez. 2.8. Formarea unei molecule de metan CH4
Dacă orbitalii hibrizi ai carbonului se suprapun cu orbitalii sferici s-orbitalii atomului de hidrogen, apoi se formează cel mai simplu compus organic metan CH 4 - o hidrocarbură saturată.
De mare interes este studiul legăturilor atomilor de carbon între ei și cu atomii altor elemente. Luați în considerare structura moleculelor de etan, etilenă și acetilenă.
Unghiurile dintre toate legăturile din molecula de etan sunt aproape exact egale între ele (Fig. 2.9) și nu diferă de unghiurile C - H din molecula de metan.
Prin urmare, atomii de carbon sunt în stare sp 3-hibridizare.
Orez. 2.9. Moleculă de etan C2H6
Hibridizarea orbitalilor electronici ai atomilor de carbon poate fi incompleta, i.e. poate implica doi sp 2-hibridare) sau unul ( sp-hibridarea) din trei R-orbitali. În acest caz, între atomii de carbon se formează legături multiple (dublu sau triplu). Hidrocarburile cu legături multiple se numesc nesaturate sau nesaturate. O legătură dublă (C=C) se formează atunci când sp 2-hibridizare.
În acest caz, fiecare dintre atomii de carbon are unul din trei R-orbitalii nu sunt implicati in hibridizare, rezultand formarea a trei sp 2- orbitali hibrizi situati in acelasi plan la un unghi de 120 ° unul fata de celalalt, si nehibrizi 2 R-orbital este perpendicular pe acest plan. Doi atomi de carbon sunt legați unul de celălalt, formând o legătură s datorită suprapunerii orbitalilor hibrizi și o legătură p datorită suprapunerii R-orbitali.
Interacțiunea orbitalilor hibrizi liberi ai carbonului cu 1 s-orbitalii atomilor de hidrogen duce la formarea unei molecule de etilena C 2 H 4 (Fig. 2.10) - cel mai simplu reprezentant al hidrocarburilor nesaturate.
Orez. 2.10. Formarea unei molecule de etilenă C 2 H 4
Suprapunerea orbitalilor de electroni în cazul unei legături p este mai mică, iar zonele cu densitate electronică crescută se află mai departe de nucleele atomilor, astfel încât această legătură este mai puțin puternică decât legătura s.
O legătură triplă este formată dintr-o legătură s și două legături p. În acest caz, orbitalii electronilor sunt într-o stare de hibridizare sp, a cărei formare are loc datorită unui s- și unul R-orbitali (Fig. 2.11).
Cei doi orbitali hibrizi sunt situati la un unghi de 180° unul fata de celalalt, iar restul de doi orbitali nehibrizi R-orbitalii sunt situati in doua plane reciproc perpendiculare. Formarea unei triple legături are loc în molecula de acetilenă C 2 H 2 (vezi Fig. 2.11).
Orez. 2.11. Formarea unei molecule de acetilenă C 2 H 2
Un tip special de legătură apare în timpul formării unei molecule de benzen (C 6 H 6) - cel mai simplu reprezentant al hidrocarburilor aromatice.
Benzenul conține șase atomi de carbon legați între ei într-un ciclu (ciclu benzenic), în timp ce fiecare atom de carbon este într-o stare de hibridizare sp 2 (Fig. 2.12).
Orez. 2.12. sp 2 - orbitalii moleculei de benzen C 6 H 6
Toți atomii de carbon incluși în molecula de benzen sunt localizați în același plan. Fiecare atom de carbon în starea de hibridizare sp 2 are un alt p-orbital nehibrid cu un electron nepereche, care formează o legătură p (Fig. 2.13).
Axa ca asta R-orbital este situat perpendicular pe planul moleculei de benzen.
Toate cele șase non-hibride R-orbitalii formează un orbital p molecular de legătură comună, iar toți cei șase electroni sunt combinați într-un sextet de electroni p.
Suprafața de frontieră a unui astfel de orbital este situată deasupra și sub planul scheletului de carbon. Ca urmare a suprapunerii circulare, apare un singur sistem p delocalizat, care acoperă toți atomii de carbon ai ciclului (Fig. 2.13).
Benzenul este reprezentat schematic ca un hexagon cu un inel în interior, ceea ce indică faptul că există o delocalizare a electronilor și a legăturilor corespunzătoare.
Orez. 2.13. -legături în molecula de benzen C 6 H 6
Legătură chimică ionică
Legătură ionică- o legătură chimică formată ca urmare a atracției electrostatice reciproce a ionilor cu încărcare opusă, în care o stare stabilă este atinsă printr-o tranziție completă a densității electronilor totale la un atom al unui element mai electronegativ.
O legătură pur ionică este cazul limită al unei legături covalente.
În practică, o tranziție completă a electronilor de la un atom la altul printr-o legătură nu este realizată, deoarece fiecare element are un EO mai mare sau mai mic (dar nu zero) și orice legătură chimică va fi covalentă într-o oarecare măsură.
O astfel de legătură apare în cazul unei diferențe mari în ER a atomilor, de exemplu, între cationi s-metale din prima si a doua grupa a sistemului periodic si anioni de nemetale din grupele VIA si VIIA (LiF, NaCl, CsF etc.).
Spre deosebire de o legătură covalentă, legătura ionică nu are direcție . Acest lucru se explică prin faptul că câmpul electric al ionului are simetrie sferică, adică. scade cu distanta dupa aceeasi lege in orice directie. Prin urmare, interacțiunea dintre ioni este independentă de direcție.
Interacțiunea a doi ioni de semn opus nu poate duce la compensarea reciprocă completă a câmpurilor lor de forță. Din acest motiv, ei păstrează capacitatea de a atrage ionii de semn opus în alte direcții. Prin urmare, spre deosebire de o legătură covalentă, legătura ionică se caracterizează și prin nesaturabilitate .
Lipsa orientării și saturației legăturii ionice determină tendința de asociere a moleculelor ionice. Toți compușii ionici în stare solidă au o rețea cristalină ionică în care fiecare ion este înconjurat de mai mulți ioni de semn opus. În acest caz, toate legăturile unui ion dat cu ionii vecini sunt echivalente.
conexiune metalica
Metalele se caracterizează printr-o serie de proprietăți speciale: conductivitate electrică și termică, luciu metalic caracteristic, maleabilitate, ductilitate ridicată și rezistență ridicată. Aceste proprietăți specifice ale metalelor pot fi explicate printr-un tip special de legătură chimică numită metalic .
O legătură metalică este rezultatul suprapunerii orbitalilor delocalizați ai atomilor care se apropie unul de celălalt în rețeaua cristalină a unui metal.
Majoritatea metalelor au un număr semnificativ de orbitali liberi și un număr mic de electroni la nivelul electronic exterior.
Prin urmare, din punct de vedere energetic este mai favorabil ca electronii să nu fie localizați, ci să aparțină întregului atom de metal. La locurile rețelei ale unui metal, există ioni încărcați pozitiv care sunt cufundați într-un „gaz” de electroni distribuit în tot metalul:
Eu ↔ Me n ++ n .
Între ionii metalici încărcați pozitiv (Me n +) și electronii nelocalizați (n) există o interacțiune electrostatică care asigură stabilitatea substanței. Energia acestei interacțiuni este intermediară între energiile cristalelor covalente și moleculare. Prin urmare, elementele cu o legătură pur metalică ( s-, și p-elemente) se caracterizeaza prin puncte de topire si duritate relativ ridicate.
Prezența electronilor, care se pot mișca liber în jurul volumului cristalului și oferă proprietăți specifice metalului
legătură de hidrogen
legătură de hidrogen – un tip special de interacțiune intermoleculară. Atomii de hidrogen care sunt legați covalent de un atom al unui element care are o valoare mare de electronegativitate (cel mai frecvent F, O, N, dar și Cl, S și C) poartă o sarcină eficientă relativ mare. Ca rezultat, astfel de atomi de hidrogen pot interacționa electrostatic cu atomii acestor elemente.
Deci, atomul H d + al unei molecule de apă este orientat și interacționează în consecință (după cum se arată în trei puncte) cu atomul O d - o altă moleculă de apă:
Legăturile formate de un atom de H situat între doi atomi de elemente electronegative se numesc legături de hidrogen:
d- d+ d-
A − H × × × B
Energia unei legături de hidrogen este mult mai mică decât energia unei legături covalente convenționale (150–400 kJ / mol), dar această energie este suficientă pentru a provoca agregarea moleculelor compușilor corespunzători în stare lichidă, de exemplu, în acid fluorhidric lichid HF (Fig. 2.14). Pentru compușii cu fluor, atinge aproximativ 40 kJ/mol.
Orez. 2.14. Agregarea moleculelor de HF datorită legăturilor de hidrogen
Lungimea legăturii de hidrogen este, de asemenea, mai mică decât lungimea legăturii covalente. Deci, în polimerul (HF) n, lungimea legăturii F−H este de 0,092 nm, iar legătura F∙∙∙H este de 0,14 nm. Pentru apă, lungimea legăturii O−H este de 0,096 nm, iar lungimea legăturii O∙∙∙H este de 0,177 nm.
Formarea legăturilor de hidrogen intermoleculare duce la o modificare semnificativă a proprietăților substanțelor: creșterea vâscozității, constanta dielectrică, punctele de fierbere și de topire.
Informații similare.
169375 0
Fiecare atom are un anumit număr de electroni.
Intrând în reacții chimice, atomii donează, dobândesc sau socializează electroni, atingând cea mai stabilă configurație electronică. Configurația cu cea mai mică energie este cea mai stabilă (ca în atomii de gaz nobil). Acest model este numit „regula octetului” (Fig. 1).
Orez. unu.
Această regulă se aplică tuturor tipuri de conexiuni. Legăturile electronice dintre atomi le permit să formeze structuri stabile, de la cele mai simple cristale până la biomolecule complexe care în cele din urmă formează sisteme vii. Ele diferă de cristale prin metabolismul lor continuu. Cu toate acestea, multe reacții chimice au loc în funcție de mecanisme transfer electronic, care joacă un rol important în procesele energetice din organism.
O legătură chimică este o forță care ține împreună doi sau mai mulți atomi, ioni, molecule sau orice combinație a acestora..
Natura legăturii chimice este universală: este o forță electrostatică de atracție între electronii încărcați negativ și nucleele încărcate pozitiv, determinată de configurația electronilor din învelișul exterior al atomilor. Capacitatea unui atom de a forma legături chimice se numește valenţă, sau starea de oxidare. Conceptul de electroni de valență- electroni care formează legături chimice, adică cei localizați în cei mai mari orbitali de energie. În consecință, învelișul exterior al unui atom care conține acești orbitali se numește coajă de valență. În prezent, nu este suficientă indicarea prezenței unei legături chimice, dar este necesară clarificarea tipului acesteia: ionic, covalent, dipol-dipol, metalic.
Primul tip de conexiune esteionic conexiune
Conform teoriei electronice a valenței a lui Lewis și Kossel, atomii pot obține o configurație electronică stabilă în două moduri: în primul rând, prin pierderea de electroni, devenind cationi, în al doilea rând, dobândirea lor, transformându-se în anionii. Ca urmare a transferului de electroni, datorită forței electrostatice de atracție dintre ionii cu sarcini de semn opus, se formează o legătură chimică, numită Kossel " electrovalent(acum numit ionic).
În acest caz, anionii și cationii formează o configurație electronică stabilă cu o înveliș electron exterior umplut. Legăturile ionice tipice sunt formate din cationii grupelor T și II ale sistemului periodic și anionii elementelor nemetalice din grupele VI și VII (16 și, respectiv, 17 subgrupe, calcogeniși halogeni). Legăturile din compușii ionici sunt nesaturate și nedirecționale, deci păstrează posibilitatea interacțiunii electrostatice cu alți ioni. Pe fig. 2 și 3 prezintă exemple de legături ionice corespunzătoare modelului de transfer de electroni Kossel.
Orez. 2.
Orez. 3. Legătura ionică în molecula de clorură de sodiu (NaCl).
Aici este oportun să reamintim unele dintre proprietățile care explică comportamentul substanțelor în natură, în special să luăm în considerare conceptul de aciziși temeiuri.
Soluțiile apoase ale tuturor acestor substanțe sunt electroliți. Își schimbă culoarea în moduri diferite. indicatori. Mecanismul de acțiune al indicatorilor a fost descoperit de F.V. Ostwald. El a arătat că indicatorii sunt acizi sau baze slabe, a căror culoare în stările nedisociate și disociate este diferită.
Bazele pot neutraliza acizii. Nu toate bazele sunt solubile în apă (de exemplu, unii compuși organici care nu conțin grupări -OH sunt insolubili, în special, trietilamină N (C2H5)3); se numesc baze solubile alcalii.
Soluțiile apoase de acizi intră în reacții caracteristice:
a) cu oxizi metalici - cu formare de sare si apa;
b) cu metale - cu formarea de sare si hidrogen;
c) cu carbonați - cu formare de sare, CO 2 și H 2 O.
Proprietățile acizilor și bazelor sunt descrise de mai multe teorii. În conformitate cu teoria S.A. Arrhenius, un acid este o substanță care se disociază pentru a forma ioni H+ , în timp ce baza formează ioni EL- . Această teorie nu ține cont de existența bazelor organice care nu au grupări hidroxil.
In linie cu proton Teoria lui Bronsted și Lowry, un acid este o substanță care conține molecule sau ioni care donează protoni ( donatori protoni), iar baza este o substanță formată din molecule sau ioni care acceptă protoni ( acceptori protoni). Rețineți că în soluțiile apoase, ionii de hidrogen există într-o formă hidratată, adică sub formă de ioni de hidroniu H3O+ . Această teorie descrie reacții nu numai cu ioni de apă și hidroxid, ci și efectuate în absența unui solvent sau cu un solvent neapos.
De exemplu, în reacția dintre amoniac NH 3 (bază slabă) și clorură de hidrogen în faza gazoasă, se formează clorură de amoniu solidă, iar într-un amestec de echilibru de două substanțe există întotdeauna 4 particule, dintre care două sunt acizi, iar celelalte două sunt baze:
Acest amestec de echilibru constă din două perechi conjugate de acizi și baze:
1)NH 4+ și NH 3
2) acid clorhidricși Cl ‑
Aici, în fiecare pereche conjugată, acidul și baza diferă cu un proton. Fiecare acid are o bază conjugată. Un acid tare are o bază conjugată slabă, iar un acid slab are o bază conjugată puternică.
Teoria Bronsted-Lowry face posibilă explicarea rolului unic al apei pentru viața biosferei. Apa, în funcție de substanța care interacționează cu ea, poate prezenta proprietățile fie ale unui acid, fie ale unei baze. De exemplu, în reacțiile cu soluții apoase de acid acetic, apa este o bază, iar cu soluții apoase de amoniac, este un acid.
1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 SOO- . Aici molecula de acid acetic donează un proton moleculei de apă;
2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + EL- . Aici molecula de amoniac acceptă un proton din molecula de apă.
Astfel, apa poate forma două perechi conjugate:
1) H2O(acid) și EL- (bază conjugată)
2) H3O+ (acid) și H2O(bază conjugată).
În primul caz, apa donează un proton, iar în al doilea, îl acceptă.
O astfel de proprietate se numește amfiprotonitate. Sunt numite substanțe care pot reacționa atât ca acizi, cât și ca baze amfoter. Astfel de substanțe se găsesc adesea în natură. De exemplu, aminoacizii pot forma săruri atât cu acizi, cât și cu baze. Prin urmare, peptidele formează cu ușurință compuși de coordonare cu ionii metalici prezenți.
Astfel, proprietatea caracteristică a unei legături ionice este deplasarea completă a unui grup de electroni de legare la unul dintre nuclee. Aceasta înseamnă că există o regiune între ioni în care densitatea electronilor este aproape zero.
Al doilea tip de conexiune estecovalent conexiune
Atomii pot forma configurații electronice stabile prin împărțirea electronilor.
O astfel de legătură se formează atunci când o pereche de electroni este împărțită pe rând. de la fiecare atom. În acest caz, electronii de legătură socializați sunt distribuiți în mod egal între atomi. Un exemplu de legătură covalentă este homonuclear diatomic molecule H 2 , N 2 , F 2. Alotropii au același tip de legătură. O 2 și ozon O 3 și pentru o moleculă poliatomică S 8 și de asemenea molecule heteronucleare acid clorhidric acid clorhidric, dioxid de carbon CO 2, metan CH 4, etanol CU 2 H 5 EL, hexafluorură de sulf SF 6, acetilena CU 2 H 2. Toate aceste molecule au aceiași electroni comuni, iar legăturile lor sunt saturate și direcționate în același mod (Fig. 4).
Pentru biologi, este important ca razele covalente ale atomilor din legături duble și triple să fie reduse în comparație cu o singură legătură.
Orez. 4. Legătura covalentă în molecula de Cl2.
Tipurile ionice și covalente de legături sunt două cazuri limitative ale multor tipuri existente de legături chimice, iar în practică majoritatea legăturilor sunt intermediare.
Compușii a două elemente situate la capete opuse ale aceleiași perioade sau perioade diferite ale sistemului Mendeleev formează predominant legături ionice. Pe măsură ce elementele se apropie unele de altele într-o perioadă, natura ionică a compușilor lor scade, în timp ce caracterul covalent crește. De exemplu, halogenurile și oxizii elementelor din partea stângă a tabelului periodic formează predominant legături ionice ( NaCl, AgBr, BaS04, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), și aceiași compuși ai elementelor din partea dreaptă a tabelului sunt covalenti ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glucoza C6H12O6, etanol C2H5OH).
Legătura covalentă, la rândul ei, are o altă modificare.
În ionii poliatomici și în moleculele biologice complexe, ambii electroni pot proveni doar din unu atom. Se numeste donator pereche de electroni. Se numește un atom care socializează această pereche de electroni cu un donor acceptor pereche de electroni. Acest tip de legătură covalentă se numește coordonare (donator-acceptator, saudativ) comunicare(Fig. 5). Acest tip de legătură este cel mai important pentru biologie și medicină, deoarece chimia celor mai importante elemente d pentru metabolism este descrisă în mare măsură de legăturile de coordonare.
Pic. 5.
De regulă, într-un compus complex, un atom de metal acționează ca un acceptor de pereche de electroni; dimpotrivă, în legăturile ionice și covalente, atomul de metal este donor de electroni.
Esența legăturii covalente și varietatea acesteia - legătura de coordonare - poate fi clarificată cu ajutorul unei alte teorii a acizilor și bazelor, propusă de GN. Lewis. El a extins oarecum conceptul semantic al termenilor „acid” și „bază” conform teoriei Bronsted-Lowry. Teoria Lewis explică natura formării ionilor complecși și participarea substanțelor la reacțiile de substituție nucleofilă, adică la formarea CS.
Potrivit lui Lewis, un acid este o substanță capabilă să formeze o legătură covalentă prin acceptarea unei perechi de electroni dintr-o bază. O bază Lewis este o substanță care are o pereche singură de electroni, care, donând electroni, formează o legătură covalentă cu acidul Lewis.
Adică, teoria Lewis extinde gama reacțiilor acido-bazice și la reacții în care protonii nu participă deloc. În plus, protonul însuși, conform acestei teorii, este și un acid, deoarece este capabil să accepte o pereche de electroni.
Prin urmare, conform acestei teorii, cationii sunt acizi Lewis și anionii sunt baze Lewis. Următoarele reacții sunt exemple:
S-a remarcat mai sus că subdiviziunea substanțelor în ionice și covalente este relativă, deoarece nu există un transfer complet al unui electron de la atomii de metal la atomii acceptori din moleculele covalente. În compușii cu o legătură ionică, fiecare ion se află în câmpul electric al ionilor de semn opus, deci sunt polarizați reciproc, iar învelișurile lor sunt deformate.
Polarizabilitate determinat de structura electronică, sarcina și dimensiunea ionului; este mai mare pentru anioni decât pentru cationi. Cea mai mare polarizabilitate dintre cationi este pentru cationii cu sarcină mai mare și dimensiuni mai mici, de exemplu, pentru Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Are un puternic efect de polarizare H+ . Deoarece efectul polarizării ionilor este bifax, schimbă semnificativ proprietățile compușilor pe care îi formează.
Al treilea tip de conexiune -dipol-dipol conexiune
Pe lângă tipurile de comunicare enumerate, există și dipol-dipol intermolecular interacțiuni, cunoscute și ca van der Waals .
Puterea acestor interacțiuni depinde de natura moleculelor.
Există trei tipuri de interacțiuni: dipol permanent - dipol permanent ( dipol-dipol atracţie); dipol permanent - dipol indus ( inducţie atracţie); dipol instantaneu - dipol indus ( dispersie atracție sau forțe londoneze; orez. 6).
Orez. 6.
Doar moleculele cu legături covalente polare au un moment dipol-dipol ( HCI, NH3, S02, H20, C6H5CI), iar puterea de legătură este 1-2 la revedere(1D \u003d 3,338 × 10 -30 metri coulomb - C × m).
În biochimie, se distinge un alt tip de legătură - hidrogen conexiune, care este un caz limitativ dipol-dipol atracţie. Această legătură se formează prin atracția dintre un atom de hidrogen și un mic atom electronegativ, cel mai adesea oxigen, fluor și azot. Cu atomi mari care au o electronegativitate similară (de exemplu, cu clor și sulf), legătura de hidrogen este mult mai slabă. Atomul de hidrogen se distinge printr-o caracteristică esențială: atunci când electronii de legare sunt îndepărtați, nucleul său - protonul - este expus și încetează să fie ecranat de electroni.
Prin urmare, atomul se transformă într-un dipol mare.
O legătură de hidrogen, spre deosebire de o legătură van der Waals, se formează nu numai în timpul interacțiunilor intermoleculare, ci și în cadrul unei molecule - intramolecular legătură de hidrogen. Legăturile de hidrogen joacă un rol important în biochimie, de exemplu, pentru stabilizarea structurii proteinelor sub formă de a-helix, sau pentru formarea unei duble helix ADN (Fig. 7).
Fig.7.
Legăturile de hidrogen și van der Waals sunt mult mai slabe decât legăturile ionice, covalente și de coordonare. Energia legăturilor intermoleculare este indicată în tabel. unu.
Tabelul 1. Energia forțelor intermoleculare
Notă: Gradul de interacțiuni intermoleculare reflectă entalpia de topire și evaporare (fierbere). Compușii ionici necesită mult mai multă energie pentru a separa ionii decât pentru a separa molecule. Entalpiile de topire ale compuşilor ionici sunt mult mai mari decât cele ale compuşilor moleculari.
Al patrulea tip de conexiune -legatura metalica
În cele din urmă, există un alt tip de legături intermoleculare - metal: conexiunea ionilor pozitivi ai rețelei de metale cu electronii liberi. Acest tip de conexiune nu apare la obiectele biologice.
Dintr-o scurtă trecere în revistă a tipurilor de legături, reiese un detaliu: un parametru important al unui atom sau ion al unui metal - un donor de electroni, precum și un atom - un acceptor de electroni este marimea.
Fără a intra în detalii, observăm că razele covalente ale atomilor, razele ionice ale metalelor și razele van der Waals ale moleculelor care interacționează cresc pe măsură ce numărul lor atomic în grupurile sistemului periodic crește. În acest caz, valorile razelor ionice sunt cele mai mici, iar razele van der Waals sunt cele mai mari. De regulă, la deplasarea în jos a grupului, razele tuturor elementelor cresc, atât covalente, cât și van der Waals.
Cele mai importante pentru biologi și medici sunt coordonare(donator-acceptator) legături considerate de chimia coordonării.
Bioanorganice medicale. G.K. Barașkov
În starea fundamentală, atomul de carbon C (1s 2 2s 2 2p 2) are doi electroni nepereche, datorită cărora se pot forma doar două perechi de electroni comuni. Cu toate acestea, în majoritatea compușilor săi, carbonul este tetravalent. Acest lucru se datorează faptului că atomul de carbon, absorbind o cantitate mică de energie, intră într-o stare excitată în care are 4 electroni nepereche, adică. capabil să formeze patru legături covalente și participă la formarea a patru perechi de electroni comuni:
6 C 1 s 2 2s 2 2 p 2 6 C * 1 s 2 2s 1 2 p 3
| ↓ | |||||||||||||
| 1 | ↓ | p | ↓ | p | |||||||||
| s | s | ||||||||||||
Energia de excitație este compensată de formarea de legături chimice, care are loc odată cu eliberarea energiei.
Atomii de carbon au capacitatea de a forma trei tipuri de hibridizare a orbitalilor de electroni ( sp 3, sp 2, sp) și formarea de legături multiple (duble și triple) între ele (Tabelul 7).
Tabelul 7
Tipuri de hibridizare și geometrie a moleculelor
S simplu (singur) - comunicarea se realizează atunci când sp 3-hibridarea, în care toți cei patru orbitali hibrizi sunt echivalenti și au o orientare în spațiu la un unghi de 109 aproximativ 29’ unul față de celălalt și sunt orientați spre vârfurile unui tetraedru regulat.
Orez. 19. Formarea unei molecule de metan CH 4
Dacă orbitalii hibrizi ai carbonului se suprapun cu orbitalii sferici s-orbitalii atomului de hidrogen, apoi se formează cel mai simplu compus organic metan CH 4 - o hidrocarbură saturată (Fig. 19).
Orez. 20. Aranjamentul tetraedric al legăturilor în molecula de metan
De mare interes este studiul legăturilor atomilor de carbon între ei și cu atomii altor elemente. Luați în considerare structura moleculelor de etan, etilenă și acetilenă.
Unghiurile dintre toate legăturile din molecula de etan sunt aproape exact egale între ele (Fig. 21) și nu diferă de unghiurile C-H din molecula de metan.
Orez. 21. Molecula de etan C2H6
Prin urmare, atomii de carbon sunt în stare sp 3-hibridizare.
Hibridizarea orbitalilor electronici ai atomilor de carbon poate fi incompleta, i.e. poate implica doi sp 2 hibridizare) sau unul ( sp-hibridarea) din trei R- orbitali. În acest caz, între atomii de carbon se formează multipli(dublu sau triplu) conexiuni. Hidrocarburile cu legături multiple se numesc nesaturate sau nesaturate. O legătură dublă (C = C) se formează atunci când sp 2- hibridizare. În acest caz, fiecare dintre atomii de carbon are unul din trei R- orbitalii nu sunt implicati in hibridizare, rezultand formarea a trei sp 2- orbitali hibrizi situati in acelasi plan la un unghi de 120 unul fata de celalalt, si nehibrizi 2 R-orbital este perpendicular pe acest plan. Doi atomi de carbon sunt legați unul de celălalt, formând o legătură s datorită suprapunerii orbitalilor hibrizi și o legătură p datorită suprapunerii R-orbitali. Interacțiunea orbitalilor hibrizi liberi ai carbonului cu orbitalii 1s ai atomilor de hidrogen duce la formarea unei molecule de etilenă C 2 H 4 (Fig. 22), cel mai simplu reprezentant al hidrocarburilor nesaturate.
Orez. 22. Formarea unei molecule de etilenă C 2 H 4
Suprapunerea orbitalilor electronici în cazul legăturilor p este mai mică, iar zonele cu densitate electronică crescută se află mai departe de nucleele atomilor, astfel încât această legătură este mai puțin puternică decât legătura s.
O legătură triplă este formată dintr-o legătură s și două legături p. În acest caz, orbitalii electronilor sunt într-o stare de hibridizare sp, a cărei formare are loc datorită unui s- și unul R- orbitali (Fig. 23).
Orez. 23. Formarea unei molecule de acetilenă C 2 H 2
Doi orbitali hibrizi sunt situati la un unghi de 180 unul fata de celalalt, iar restul de doi orbitali nehibrizi R-orbitalii sunt situati in doua plane reciproc perpendiculare. Formarea unei triple legături are loc în molecula de acetilenă C 2 H 2.
Un tip special de legătură apare în timpul formării unei molecule de benzen (C 6 H 6) - cel mai simplu reprezentant al hidrocarburilor aromatice.
Benzenul conține șase atomi de carbon legați împreună într-un ciclu (ciclu benzenic), în timp ce fiecare atom de carbon este într-o stare de hibridizare sp 2 (Fig. 24).
Toți atomii de carbon incluși în molecula de benzen sunt localizați în același plan. Fiecare atom de carbon în starea de hibridizare sp 2 are încă un orbital p nehibrid cu un electron nepereche, care formează o legătură p (Fig. 25).
Axa unui astfel de orbital p este perpendiculară pe planul moleculei de benzen.
Orez. 24. sp 2 - orbitali ai moleculei de benzen C 6 H 6
Orez. 25. - legături în molecula de benzen C 6 H 6
Toți cei șase orbitali p nehibrizi formează un orbital p molecular de legătură comună, iar toți cei șase electroni sunt combinați într-un sextet de electroni p.
Suprafața de frontieră a unui astfel de orbital este situată deasupra și sub planul scheletului de carbon. Ca urmare a suprapunerii circulare, apare un singur sistem p delocalizat, care acoperă toți atomii de carbon ai ciclului. Benzenul este reprezentat schematic ca un hexagon cu un inel în interior, ceea ce indică faptul că există o delocalizare a electronilor și a legăturilor corespunzătoare.
