Видови на хемиски врски

Секој атом има одреден број на електрони. Влегувајќи во хемиски реакции атоми даде здобијат со или socialises електрони постигнување на повеќето стабилна електронска конфигурација. На повеќето стабилна е конфигурацијата со најниска енергија (како и во благороден гас атоми). Оваа шема се нарекува "правило октет" (Сл. 1).

Сл. 1. правило октет

Ова правило важи за сите видови на врски. Електронска комуникација меѓу атомите им овозможува да формираат стабилни структури, од едноставни до комплексни биомолекули кристали формираат, во крајна линија живи системи. Тие се различни од кристали континуирано метаболизмот. Сепак, многу хемиски реакции од страна на механизми електрони трансфер, кои играат клучна улога во енергетските процеси во телото.

Хемиска врска - е сила држи заедно две или повеќе атоми, јони, молекули, или било која комбинација од истите. На природата на хемиска врска е универзален: тоа е електростатско сила на привлекување помеѓу негативно наелектризираните електрони и позитивно наелектризираните јадра, што е дефинирано од страна на надворешната обвивка електрони конфигурација на атоми. способност форма атом на хемиски врски се нарекува валентни, или оксидационен. Со концептот на валентни поврзани валентни електрони - електрони формирање на хемиски врски, која се наоѓа на повеќето високо-енергетски орбитали. Соодветно на тоа, надворешниот школка на атомот ја орбиталната наречен валентна обвивка. Во моментов, не е доволно да се укаже на присуство на хемиска врска, а тоа е да се определи ваков тип: јонски, ковалентна, дипол-дипол, метал.

Првиот тип на поврзување - јон линк

Според теоријата на валентни електрони Луис и Kossel, атомите може да се постигне стабилна електронска конфигурација на два начина: прво, губење на електроните, се претвора во катјони, второ, стекнување на нив, се претвора во анјони. Како резултат на електронски трансфер е формиран преку хемиски сврзување на електростатско привлечна сила помеѓу јони со обвиненија за спротивен знак, наречен Kossel "electrovalent"(Сега тоа се нарекува јон). Во овој случај, на анјони и катјони формира стабилна електронска конфигурација со завршено надворешниот електрони школка. Типични јонски обврзници формирана од катјони T и II од периодниот систем на елементи и неметални анјони VI и VII групи (16 и 17 од под -, соодветно, chalcogens и халогени). Врски во јонски соединенија и незаситени не-насочен, така што можноста за електростатско интеракција со други јони, тие се зачувани. Сл. 2 и 3 покажуваат примери на јонски обврзници што одговара на моделот на електрони трансфер Kossel.

Сл. 2. јонски врска

Сл. 3. Јонската врска во молекулата на сол (NaCl)

Соодветно е да се потсетиме на некои од особините кои го објаснуваат однесувањето на материјата во природата, особено, да се разгледа идејата за киселини и основи. Водени раствори на овие супстанции е електролити. Тие имаат различни промена на бојата индикатори. Механизмот на дејство е откриена индикатори ФВ Ostwald. Тој покажа дека показателите се слаби киселини или бази, која боја во недисоцирани и одвоена држави се разликува.

Ги заснова во можност да го неутрализира киселината. Не сите растворливи во вода, бази (на пример, некои нерастворлив во органски соединенија кои не содржат OH групи, особено, триетиламин N (C₂H₅)₃)- растворлив во база повик бази.

Водни раствори на киселини доаѓаат во карактеристика реакции:

а) метал оксид - да се форма на сол и вода;

б) метал - за да се формира сол и водород;

в) со карбонати - за да формира сол, CO₂ и H₂O.

Својства на киселини и бази опише неколку теории. Во согласност со теоријата на СА Архениус киселина е супстанција која се одделува за да се формира јони H⁺, со оглед на јони на база на форми OH . Оваа теорија не сметка за постоење на органски бази кои немаат хидроксилни групи.

Во согласност со протонска теорија Bronsted Lowry киселина е супстанца која содржи молекули или јони донирање протони (донатори протони), и на база - супстанција која се состои од молекули или јони изведува протони (acceptors протони). Забележете дека во водени раствори на водородни јони постојат во хидратна форма, т.е. во форма на хидрониум јони H₃O⁺. Оваа теорија ја опишува реакцијата не само со вода и хидроксидни јони, но, исто така, врши во отсуство на растворувач или не-воден раствор. На пример, во реакцијата помеѓу амонијак NH₃ (A слаба база) и цврсти амониум хлорид хлороводород формирана во фазата на гас во рамнотежа со мешавина од две супстанции 4 честички се секогаш присутни, од кои две - на киселина и другите две - на база:

Оваа рамнотежа смеса од два пара на конјугирана киселини и бази:

1) NH₄⁺ и NH₃

2) HCl и Cl

Тука, секоја од конјугирана киселина и пар од бази се разликуваат од страна на еден протон. Секој киселина има конјугирана база. Силна киселина што одговара на слаб конјугирана база и слаба киселина - силна конјугирана база.

Теоријата Bronsted-Lowry помага да се објасни на единственоста на улогата на вода за биосферата живот. Вода, во зависност од супстанции во интеракција со неа, може да ги изложат својства или киселина или база. На пример, во реакциите на воден раствор на оцетна киселина е земјата вода, и со Воден раствор на амонијак - киселина.

1) CH₃COOH + H₂O &harr- H₃O⁺ + CH₃COO . Тука, молекулот на оцетна киселина донира молекула на протонска вода;

2) NH₃ + H₂O &harr- NH₄⁺ + OH . Постојат молекула амонијак прифати протон од молекулот на водата.

Видео: Видео лекција во хемија "Видови на хемиски врски. Ковалентна и јонски сврзување"

Така, водата може да се формираат две конјугирана парови:

1) H₂O (Киселина) и OH (Конјугирана база)

2) H₃О⁺ (Киселина) и H₂O (Конјугирана база).

Во првиот случај, вода Донација од протони, а вториот - да го прифати. Овој имот се нарекува amfiprotonnostyu. Супстанции кои може да реагира како и киселини и бази, наречени amphoteric. Во дивиот свет таквите супстанции се заеднички. На пример, амино киселини способна за формирање соли со киселини и бази. Затоа пептиди лесно да се формира координација соединенија со метални јони присутни.

Така, карактеристични имотот на јонски обврзница - вкупното поместување Нара сврзување електрони на еден од јадра. Ова значи дека меѓу јони таму е регион каде што густината на електрони е речиси нула.

На вториот тип на врска - ковалентна линк

Атоми може да формира стабилна електронска конфигурација преку споделување на електрони. Таква врска е формирана кога електронски пар социјализирани еден од секоја атом. Во овој случај, заеднички електрони меѓу атомите поради распределени подеднакво. Примери на ковалентна врска може да се нарече homonuclear двоатомски молекули на H₂, N₂, F₂. Истиот вид на комуникација е на располагање за алотропи O₂ и озон O₃ и polyatomic молекули S₈, како и во heteronuclear молекули хлороводород HCl, јаглерод диоксид CO₂, метан CH₄, етанол C₂H₅OH, сулфур хексафлуорид SF₆, ацетилен C₂H₂. Сите овие молекули се дели подеднакво електрони, а нивната врска заситени и иста насока (сл. 4). За биолозите, важно е дека двојната и тројни врски, ковалентна радиуси на атоми во споредба со единечна врска намалена.

Сл. 4. Ковалентна врска во молекулата Cl₂.

видови јонски и ковалентна врска - двете ограничување случаи од многуте постоечки видови на хемиски врски, кои, во пракса, повеќето од врските средно. Соединенија со два елементи се наоѓа на спротивните краеви на исти или различни периоди од периодниот систем, по можност формираат јонски обврзници. Како конвергенција на елементи во рамките на периодот на нивното јонски природата на соединенијата намалена, и ковалентна - се зголемува. На пример, халиди и оксиди на елементи од периодниот систем левиот дел по можност формираат јонски обврзници (NaCl, AgBr, во шумата₄, CaCO₃, kno₃, CaO, NaOH) И соединенија на елементи како што се на десната страна на маса - ковалентна (H₂O, CO₂, NH₃, НЕ₂, CH₄, фенол C₆H₅OH, гликоза C₆H₁₂О₆, етанол C₂H₅OH).

Ковалентна врска, пак, има уште една промена. Во polyatomic јони во сложени биолошки молекули, и електрони може да дојде само од еден атом. тој ги повика Број на електронски пар. Атом, се дружат со донаторот, електронски пар се нарекува акцептор електронски пар. Овој вид на ковалентна врска е именувана координирање (донатор-акцептор, или датив) комуникација (Сл. 5). Овој тип на комуникација е најважна за биологија и медицина, хемија бидејќи најважното за метаболизмот на г-елементи се опишани во голема мера од страна на Координативниот обврзници.

ССМ. 5. координација на обврзници

Обично, во комплексот соединение со метален атом делува како електрони акцептор pary- обратно, кога јонски и ковалентни врски на метален атом е еден електрон донатор.

Суштината на ковалентна врска и неговите варијанти - координација на обврзниците - може да се појасни со помош на уште една теорија на киселини и бази, предложено од страна на Г.Н.. Луис. Тој е малку проширена семантички поимот на термините "киселина" и "база" на теоријата на Bronsted-Lowry. теорија Луис ја објаснува природата на формирање на сложени јони и супстанции кои се присутни реакции нуклеофилна супституција, односно формирање на полицаец.

Според Луис киселина, - супстанца способна за формирање ковалентна врска со чистење на улиците електронски пар од база. Lewis база на титулата соединение кое има една отсподелена електрони пар, кој doniruya електрони формира ковалентна врска со Луис киселина. Тоа е, теорија на Луис проширува опсегот на киселинско-базни реакции како реакција во која протоните не се вклучени во сите. Покрај себе Протон, според оваа теорија, како киселина, како способен за прифаќање на електронски пар.

Затоа, според оваа теорија, Луис киселини се катјони и анјони - Луис бази. Еден пример е следнава реакција:

Над него е наведено дека поделбата на супстанции јонски и ковалентна однос, со оглед на комплетен трансфер на еден електрон од метал атоми на акцептор атоми во ковалентна молекули се случува. Во соединенија со јонски секое јон се наоѓа во електричното поле на спротивен знак јони, така што тие меѓусебно се поларизирани и нивните лушпи се деформира.

polarizability утврдени со електронска структура, полнење и големина имаат iona- анјони е повисока од катјони. Повеќето polarizability меѓу катјони - катјони имаат повисоки трошоци и помали димензии, на пример, Hg²⁺, Cd²⁺, Pb²⁺, Ал³⁺, tl³⁺. Силен поларизирачки ефект има H⁺. Бидејќи влијанието на јони, поларизација билатерални, тоа значително ја менува својствата на соединенија формирани од нив.

Третиот вид на комуникација - дипол-дипол линк

Во прилог на овие видови на комуникација се разликуваат повеќе дипол-дипол умолекуларните интеракција, исто така, повика vandervaalsovymi. Силата на овие интеракции зависи од природата на молекули. Одвои интеракција на три вида: постојана дипол - дипол постојана (дипол-дипол атракција) - постојан дипол - дипол индуцирана (индукција атракција) - инстант дипол - дипол индуцирана (дисперзија атракција, или исклучување на Лондон сл. 6).

Сл. 6. ван дер Валсов обврзници

Дипол-дипол момент поседува само молекули со поларна ковалентна обврзници (HCl, NH₃, ПА₂, H₂О, С₆H₅Cl), Сила на влечната спојка е 1-2 Debye (1D = 3338 10 ³⁰ Кулон-метар - Cl m).

Во биохемија лачат друг вид на врска - на водород обврзницата е лимитирачки случај дипол-дипол атракција. Оваа врска е формирана од страна на привлекување помеѓу атом на водород и електронегативен атом мали, почесто - кислород, флуор и азот. Со големи атоми кои имаат електронегативност слични (на пример, хлор, и сулфур), водородната врска е значително послаба. атом на водород се разликува една основна карактеристика: со повлекување на сврзување електрони својата јадрото - протонска - оголува и престанува да бидат заштитени од страна на електрони. Затоа атом е претворена во голема дипол.

Водород обврзници, Ван дер Валсовите разлика е формирана не само во ИНТЕРМОЛЕКУЛАРНИТЕ интеракции, но, исто така, во рамките на иста молекула - интрамолекуларни водородната врска. Водородни врски игра важна улога во биохемија, на пример, да се стабилизира структурата на протеини во форма на спирала, или да се формира двојна спирала на ДНК (Сл. 7).

Слика 7. водородната врска

Водород и ван дер Валсов врска е многу послаба од јонски, ковалентна и координација. Енергијата на ИНТЕРМОЛЕКУЛАРНИТЕ обврзници наведени во табелата. 1.

Табела 1. Енергијата на умолекуларни сили

забелешка: Степенот на ИНТЕРМОЛЕКУЛАРНИТЕ интеракции одразуваат енталпијата на топење и испарување параметри (БП). бара јонски соединенија за јонска сепарација моќ значително поголем отколку за одделување на молекули. Топење енталпија на јонски соединенија е значително повисока од молекуларни видови.

Четвртиот тип на комуникација - метални врска

Конечно, постои уште еден вид на ИНТЕРМОЛЕКУЛАРНИТЕ обврзници - метал: Повратна информација метални решетки позитивни јони и слободни електрони. Во биолошките системи, овој тип на поврзување не е пронајден.

Од краток преглед на видови на обврзници излегува еден детал: на важен параметар на атомот или метален јон - електрони донатор, и атомот - електрони е неговата aktseptopa големина. Без да навлегуваме во детали, ние се напомене дека ковалентна радиусот на атомот, јонски радиуси на метал и ван дер Валсов радиус на интеракција молекули се зголемува со зголемување на атомски број на групи во периодниот систем. Вредностите на радиусот на јони - најмалиот, и ван дер Валсов радиус - најголем. Општо земено, кога возите надолу групата на радиусите на сите елементи се зголемува, и ковалентна и ван дер Валсов.

Највисока вредност за биолози и лекари координација (Број на-акцептор) Комуникација, која се смета за координација хемија.

Медицински bioneorganika. GK овци