În prezent, toate tipurile de legături chimice sunt împărțite în covalente, ionice, donor-acceptor, van der Waals, hidrogen și metalice.

Legătura covalentă se formează atunci când doi atomi pot „împartă” electroni:

A. + B. → A:B

ionicconexiune format atunci când „schimbul” devine atât de inegal încât un electron este rupt din atomul său Oși merge complet la atom B, rezultând formarea unei perechi de ioni:

A. + B. → A + :B -

Credem că o legătură ionică este un caz extrem al acestui tip de legătură chimică ca una covalentă.

Legătură covalentă polară

Dacă nu există o legătură „ionică absolută”, poate că există una complet covalentă? Răspunsul este da. Acesta este cazul când două nuclee atrag un electron cu forță egală. Această poziție este garantată pentru moleculele diatomice homonucleare - molecule formate din doi atomi identici. Astfel, în CI2, O2, H2 electronii sunt împărțiți în mod egal între doi atomi identici. În astfel de molecule, centrul sarcinii pozitive coincide exact cu centrul sarcinii negative - la mijlocul dintre cele două nuclee. Electronii de legătură se găsesc în spațiul dintre atomii care sunt legați.

O caracteristică a unei legături covalente este, de asemenea, polarizabilitatea acesteia. Dacă o moleculă este formată din doi atomi care sunt legați printr-o legătură polară, atunci o astfel de moleculă este o moleculă polară, adică. reprezintă .

Donator-legatura de acceptare

Un alt tip de legătură chimică este donor-acceptor. Există schimb și donator-acceptator mecanism de formare a legăturilor. O legătură covalentă formată printr-un mecanism donor-acceptor (adică datorită unei perechi de electroni ai unuia dintre atomi) se numește donor-acceptor. Deci exemplul de mai sus cu LiF este un exemplu de legătură donor-acceptor.

A: + B → A: B

Interacțiunea intermoleculară - interacțiunea moleculelor între ele, neducând la ruperea sau formarea de noi legături chimice. Ele se bazează, ca baza unei legături chimice, pe interacțiuni electrice.

Forțele Van der Waals

Forțele Van der Waals includ toate tipurile de atracție și repulsie intermoleculară(interacțiunea moleculelor între ele). Au fost numiți în onoarea lui Ya.D. Van der Waals, care a fost primul care a luat în considerare interacțiunile intermoleculare pentru a explica proprietățile gaze reale si lichide.

Baza forțelor van der Waals este, de asemenea, forțele de interacțiune Coulomb dintre electronii și nucleii unei molecule și nucleii și electronii alteia. La o anumită distanță între molecule, forțele de atracție și repulsie se echilibrează reciproc și se formează un sistem stabil.

Fig. 1 Forțele Van der Waals

Forțele Van der Waals sunt vizibil inferioare oricărui tip de legătură chimică. De exemplu, forțele care țin atomii de clor într-o moleculă de clor sunt de aproape zece ori mai mari decât forțele care leagă moleculele de Cl 2 împreună. Dar fără această atracție intermoleculară slabă, clorul lichid și solid nu poate fi obținut.

Legături de hidrogen

Grupele de atomi care conțin hidrogen (unde un atom de hidrogen este conectat la un atom de fluor, oxigen sau azot, mai rar: clor, sulf sau alte nemetale) formează adesea o legătură chimică stabilă cu atomi electronegativi care fac parte dintr-un alt sau aceeași moleculă. Acest tip de legătură chimică se numește legătură de hidrogen. Acesta este un caz special al forțelor van der Waals.

Covalent Legături H-O, H-F, H-N sunt foarte polari, datorită cărora se acumulează o sarcină pozitivă în exces pe atomul de hidrogen și o sarcină negativă în exces pe polii opuși. Între polii încărcați opus, apar forțe de atracție electrostatică - legături de hidrogen. Legătura chimică de tip hidrogen poate fi fie intermoleculară, fie intramoleculară. Energia unei legături de hidrogen este de aproximativ zece ori mai mică decât energia unei legături covalente convenționale, dar cu toate acestea, legăturile de hidrogen joacă un rol important în multe procese fizico-chimice și biologice. În special, moleculele de ADN sunt elice duble în care două lanțuri de nucleotide sunt legate prin legături de hidrogen.

Unul dintre semnele acestui tip de legătură chimică poate fi distanța dintre atomul de hidrogen și celălalt atom care îl formează. Trebuie să fie mai mică decât suma razelor acestor atomi. Mai frecvente sunt legăturile de hidrogen asimetrice, în care distanța H...B este mai mare decât A-B. Cu toate acestea, în cazuri rare (fluorura de hidrogen, unii acizi carboxilici) legătura de hidrogen este simetrică. Cele mai puternice legături de hidrogen se formează cu participarea atomilor de fluor. Într-un ion simetric, energia unei legături de hidrogen este de 155 kJ/mol și este comparabilă cu energia unui alt tip de legătură - o legătură covalentă. Energia legăturilor de hidrogen dintre moleculele de apă este deja vizibil mai mică (25 kJ/mol).

Orez. 2. Legătura de hidrogen între moleculele de apă

O legătură chimică apare din cauza interacțiunii câmpurilor electrice create de electroni și nuclee atomice, adică. o legătură chimică este de natură electrică.

Sub legătură chimicăînțelege rezultatul interacțiunii a 2 sau mai mulți atomi care duce la formarea unui sistem poliatomic stabil. Condiția pentru formarea unei legături chimice este o scădere a energiei atomilor care interacționează, adică. starea moleculară a unei substanţe este energetic mai favorabilă decât starea atomică. Când formează o legătură chimică, atomii se străduiesc să obțină un înveliș electronic complet.

Se disting: covalente, ionice, metalice, hidrogen și intermoleculare.

Legătura covalentă– cel mai general tip de legătură chimică care ia naștere din cauza socializării unei perechi de electroni prin mecanism metabolic -, când fiecare dintre atomii care interacționează furnizează un electron, sau mecanism donor-acceptor, dacă o pereche de electroni este transferată pentru uz comun de către un atom (donator - N, O, Cl, F) către un alt atom (acceptor - atomi de elemente d).

Caracteristicile legăturilor chimice.

1 - multiplicitatea legăturilor - este posibilă doar 1 legătură sigma între 2 atomi, dar odată cu aceasta poate exista o legătură pi și delta între aceiași atomi, ceea ce duce la formarea de legături multiple. Multiplicitatea este determinată de numărul de perechi de electroni comuni.

2 – lungimea legăturii – distanța internucleară într-o moleculă, cu cât multiplicitatea este mai mare, cu atât lungimea acesteia este mai mică.

3 – puterea de legătură este cantitatea de energie necesară pentru a o rupe

4 – saturabilitatea unei legături covalente se manifestă prin faptul că un orbital atomic poate lua parte la formarea unei singure legături covalente. Această proprietate determină stoichiometria compușilor moleculari.

5 – direcționalitatea c.s. în funcție de ce formă și ce direcție au norii de electroni în spațiu, atunci când se suprapun unul pe altul, se pot forma compuși cu forme liniare și unghiulare de molecule.

Legătura ionică – se formează între atomi care diferă mult ca electronegativitate. Acestea sunt compuși ai subgrupurilor principale ale grupelor 1 și 2 cu elemente ale subgrupurilor principale ale grupelor 6 și 7. Ionica este o legătură chimică care apare ca urmare a atracției electrostatice reciproce a ionilor încărcați opus.

Mecanismul de formare a unei legături ionice: a) formarea ionilor atomilor care interacționează; b) formarea unei molecule datorită atracţiei ionilor.

Nedirecționalitatea și nesaturarea legăturilor ionice

Câmpurile de forță ale ionilor sunt distribuite uniform în toate direcțiile, astfel încât fiecare ion poate atrage ionii de semn opus în orice direcție. Aceasta este natura nedirecțională a legăturii ionice. Interacțiunea a 2 ioni de semn opus nu duce la compensarea reciprocă completă a câmpurilor lor de forță. Prin urmare, ei păstrează capacitatea de a atrage ioni în alte direcții, de exemplu. legarea ionică se caracterizează prin nesaturare. Prin urmare, fiecare ion dintr-un compus ionic atrage un astfel de număr de ioni de semn opus încât se formează o rețea cristalină de tip ionic. Nu există molecule într-un cristal ionic. Fiecare ion este înconjurat de un anumit număr de ioni de semn diferit (numărul de coordonare al ionului).

Conexiune metalica– chimic. Comunicarea în metale. Metalele au un exces de orbitali de valență și o deficiență de electroni. Când atomii se apropie unul de altul, orbitalii lor de valență se suprapun, datorită cărora electronii se mișcă liber de la un orbital la altul și se stabilește o legătură între toți atomii de metal. Legătura care este realizată de electroni relativ liberi între ionii metalici dintr-o rețea cristalină se numește legătură metalică. Conexiunea este foarte delocalizată și lipsită de direcționalitate și saturație, deoarece electronii de valență sunt distribuiți uniform în întregul cristal. Prezența electronilor liberi determină existența proprietăților generale ale metalelor: opacitate, luciu metalic, conductivitate electrică și termică ridicată, maleabilitate și plasticitate.

Legătura de hidrogen– legătura dintre atomul de H și un element puternic negativ (F, Cl, N, O, S). Legăturile de hidrogen pot fi intra și intermoleculare. BC este mai slab decât o legătură covalentă. Apariția arsurilor solare se explică prin acțiunea forțelor electrostatice. Atomul de H are o rază mică și atunci când deplasează sau pierde un singur electron, H capătă o sarcină pozitivă puternică, care afectează electronegativitatea.

Nu există o teorie unificată a legăturilor chimice; legăturile chimice sunt împărțite în mod convențional în covalente (un tip universal de legătură), ionice (un caz special de legătură covalentă), metalice și hidrogen.

Legătura covalentă

Formarea unei legături covalente este posibilă prin trei mecanisme: schimb, donor-acceptor și dativ (Lewis).

Conform mecanism metabolic Formarea unei legături covalente are loc datorită partajării perechilor de electroni comuni. În acest caz, fiecare atom tinde să dobândească o înveliș de gaz inert, adică. obține un nivel de energie extern complet. Formarea unei legături chimice după tipul de schimb este descrisă folosind formulele Lewis, în care fiecare electron de valență al unui atom este reprezentat prin puncte (Fig. 1).

Orez. 1 Formarea unei legături covalente în molecula de HCl prin mecanismul de schimb

Odată cu dezvoltarea teoriei structurii atomice și a mecanicii cuantice, formarea unei legături covalente este reprezentată ca suprapunerea orbitalilor electronici (Fig. 2).

Orez. 2. Formarea unei legături covalente datorită suprapunerii norilor de electroni

Cu cât suprapunerea orbitalilor atomici este mai mare, cu atât legătura este mai puternică, cu atât lungimea legăturii este mai mică și energia legăturii este mai mare. O legătură covalentă poate fi formată prin suprapunerea diferiților orbitali. Ca urmare a suprapunerii orbitalilor s-s, s-p, precum și a orbitalilor d-d, p-p, d-p cu lobii laterali, are loc formarea de legături. Se formează o legătură perpendicular pe linia care leagă nucleele a 2 atomi. O legătură și una sunt capabile să formeze o legătură covalentă multiplă (dublă), caracteristică substanțelor organice din clasa alchenelor, alcadienelor etc. Una și două legături formează o legătură covalentă multiplă (trilă), caracteristică substanțelor organice din clasa de alchine (acetilene).

Formarea unei legături covalente prin mecanism donor-acceptor Să ne uităm la exemplul cationului de amoniu:

NH3 + H+ = NH4+

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atomul de azot are o pereche de electroni liberă (electroni care nu sunt implicați în formarea legăturilor chimice în cadrul moleculei), iar cationul de hidrogen are un orbital liber, deci sunt donor și, respectiv, acceptor de electroni.

Să luăm în considerare mecanismul dativ al formării legăturilor covalente folosind exemplul unei molecule de clor.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Atomul de clor are atât o pereche de electroni liberă, cât și orbiti liberi, prin urmare, poate prezenta proprietățile atât ale unui donor, cât și ale unui acceptor. Prin urmare, atunci când se formează o moleculă de clor, un atom de clor acționează ca donor, iar celălalt ca acceptor.

Principal caracteristicile unei legături covalente sunt: ​​saturația (legăturile saturate se formează atunci când un atom își atașează atât de mulți electroni cât îi permit capabilitățile sale de valență; legăturile nesaturate se formează atunci când numărul de electroni atașați este mai mic decât capacitățile de valență ale atomului); direcționalitate (această valoare este legată de geometria moleculei și de conceptul de „unghi de legătură” - unghiul dintre legături).

Legătura ionică

Nu există compuși cu o legătură ionică pură, deși aceasta este înțeleasă ca o stare legată chimic a atomilor în care se creează un mediu electronic stabil al atomului atunci când densitatea totală a electronilor este complet transferată la atomul unui element mai electronegativ. Legătura ionică este posibilă numai între atomii elementelor electronegative și electropozitive care se află în starea ionilor încărcați opus - cationi și anioni.

DEFINIŢIE

Ion sunt particule încărcate electric formate prin îndepărtarea sau adăugarea unui electron la un atom.

La transferul unui electron, atomii metalici și nemetalici tind să formeze o configurație stabilă a învelișului de electroni în jurul nucleului lor. Un atom nemetalic creează un înveliș al gazului inert ulterior în jurul miezului său, iar un atom de metal creează un înveliș al gazului inert anterior (Fig. 3).

Orez. 3. Formarea unei legături ionice folosind exemplul unei molecule de clorură de sodiu

Molecule în care formă pură există o legătură ionică găsită în starea de vapori a substanței. Legătura ionică este foarte puternică și, prin urmare, substanțele cu această legătură au un punct de topire ridicat. Spre deosebire de legăturile covalente, legăturile ionice nu sunt caracterizate prin direcționalitate și saturație, deoarece câmpul electric creat de ioni acționează în mod egal asupra tuturor ionilor datorită simetriei sferice.

Conexiune metalica

Legătura metalică se realizează numai în metale - aceasta este interacțiunea care ține atomii de metal într-o singură rețea. Doar electronii de valență ai atomilor de metal care aparțin întregului său volum participă la formarea unei legături. În metale, electronii sunt îndepărtați în mod constant din atomi și se mișcă în întreaga masă a metalului. Atomii de metal, lipsiți de electroni, se transformă în ioni încărcați pozitiv, care tind să accepte electronii în mișcare. Acest proces continuu formează așa-numitul „gaz de electroni” în interiorul metalului, care leagă ferm toți atomii de metal împreună (Fig. 4).

Legătura metalică este puternică, prin urmare metalele se caracterizează printr-un punct de topire ridicat, iar prezența „gazului de electroni” conferă metalelor maleabilitate și ductilitate.

Legătura de hidrogen

O legătură de hidrogen este o interacțiune intermoleculară specifică, deoarece apariția și rezistența sa depind de natura chimică a substanței. Se formează între molecule în care un atom de hidrogen este legat de un atom cu electronegativitate mare (O, N, S). Apariția unei legături de hidrogen depinde de două motive: în primul rând, atomul de hidrogen asociat cu un atom electronegativ nu are electroni și poate fi ușor încorporat în norii de electroni ai altor atomi și, în al doilea rând, având un orbital s de valență, atomul de hidrogen este capabil să accepte o pereche de electroni a unui atom electronegativ și să formeze o legătură cu acesta prin mecanismul donor-acceptor.

164039 0

Fiecare atom are un anumit număr de electroni.

Intrând reactii chimice, atomii donează, câștigă sau împart electroni, realizând cea mai stabilă configurație electronică. Configurația cu cea mai scăzută energie (ca în atomii de gaz nobil) se dovedește a fi cea mai stabilă. Acest model este numit „regula octetului” (Fig. 1).

Orez. 1.

Această regulă se aplică tuturor tipuri de conexiuni. Conexiunile electronice dintre atomi le permit să formeze structuri stabile, de la cele mai simple cristale până la biomolecule complexe care formează în cele din urmă sisteme vii. Ele diferă de cristale prin metabolismul lor continuu. În același timp, multe reacții chimice au loc în funcție de mecanisme transfer electronic, care joacă un rol critic în procesele energetice din organism.

O legătură chimică este forța care ține împreună doi sau mai mulți atomi, ioni, molecule sau orice combinație a acestora.

Natura unei legături chimice este universală: este o forță electrostatică de atracție între electronii încărcați negativ și nucleele încărcate pozitiv, determinată de configurația electronilor învelișului 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 localizați în orbitalii de cea mai mare energie. În consecință, învelișul exterior al atomului care conține acești orbitali se numește coajă de valență. În prezent, nu este suficient să se indice prezența unei legături chimice, dar este necesar să se clarifice tipul acesteia: ionic, covalent, dipol-dipol, metalic.

Primul tip de conexiune esteionic conexiune

Conform teoriei valenței electronice 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 semne opuse, se formează o legătură chimică, numită de Kossel „ electrovalent„(acum numit ionic).

În acest caz, anionii și cationii formează o configurație electronică stabilă, cu o înveliș de electroni umplut. Legăturile ionice tipice sunt formate din grupele de cationi T și II ale sistemului periodic și anionii elementelor nemetalice din grupele VI și VII (16 și, respectiv, 17 subgrupe, calcogeniŞi halogeni). Legăturile compușilor ionici sunt nesaturate și nedirecționale, deci păstrează posibilitatea interacțiunii electrostatice cu alți ioni. În fig. Figurile 2 și 3 prezintă exemple de legături ionice corespunzătoare modelului Kossel de transfer de electroni.

Orez. 2.

Orez. 3. Legătura ionică într-o moleculă de sare de masă (NaCl)

Aici este oportun să amintim unele proprietăți care explică comportamentul substanțelor în natură, în special, luați în considerare ideea de aciziŞi motive.

Soluțiile apoase ale tuturor acestor substanțe sunt electroliți. Își schimbă culoarea diferit 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 diferă în stările nedisociate și disociate.

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 suferă 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 formarea de sare, CO 2 și N 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 N+ , în timp ce baza formează ioni EL- . Această teorie nu ține cont de existența bazelor organice care nu au grupări hidroxil.

În conformitate cu proton Conform teoriei lui Brønsted și Lowry, un acid este o substanță care conține molecule sau ioni care donează protoni ( donatori protoni), iar o bază este o substanță formată din molecule sau ioni care acceptă protoni ( acceptori protoni). Rețineți că în soluțiile apoase, ionii de hidrogen există sub formă hidratată, adică sub formă de ioni de hidroniu H3O+ . Această teorie descrie reacțiile nu numai cu ioni de apă și hidroxid, ci și cele efectuate în absența unui solvent sau cu un solvent neapos.

De exemplu, în reacția dintre amoniac N.H. 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)N.H. 4+ și N.H. 3

2) HCIŞi Cl ‑

Aici, în fiecare pereche conjugată, acidul și baza diferă cu un proton. Fiecare acid are o bază conjugată. Un acid puternic are o bază conjugată slabă, iar un acid slab are o bază conjugată puternică.

Teoria Brønsted-Lowry ajută la 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 solutii apoase Cu acidul acetic, apa este o bază, iar cu soluții apoase de amoniac este un acid.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Aici, o moleculă de acid acetic donează un proton unei molecule de apă;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + EL- . Aici, o moleculă de amoniac acceptă un proton dintr-o moleculă 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.

Această proprietate se numește amfiprotonism. Sunt numite substanțe care pot reacționa atât ca acizi, cât și ca baze amfoter. Astfel de substanțe se găsesc adesea în natura vie. 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, proprietate caracteristică legătură ionică - mișcarea completă a doi electroni de legare la unul dintre nuclei. Aceasta înseamnă că între ioni există o regiune 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 din partea tuturor atom. În acest caz, electronii de legătură împărțiți sunt distribuiți în mod egal între atomi. Exemple de legături covalente includ homonuclear diatomic moleculele H 2 , N 2 , F 2. Același tip de conexiune se găsește la alotropi O 2 și ozon O 3 și pentru o moleculă poliatomică S 8 și de asemenea molecule heteronucleare acid clorhidric HCI, dioxid de carbon CO 2, metan CH 4, etanol CU 2 N 5 EL, hexafluorura de sulf SF 6, acetilena CU 2 N 2. Toate aceste molecule au aceiași electroni, iar legăturile lor sunt saturate și direcționate în același mod (Fig. 4).

Este important pentru biologi că legăturile duble și triple au raze atomice covalente reduse în comparație cu o singură legătură.

Orez. 4. Legătura covalentă într-o moleculă de Cl2.

Tipurile ionice și covalente de legături sunt două cazuri extreme ale numeroaselor tipuri de legături chimice existente, iar în practică majoritatea legăturilor sunt intermediare.

Compușii a două elemente situate la capete opuse ale aceleiași perioade sau perioade diferite ale sistemului periodic formează predominant legături ionice. Pe măsură ce elementele se apropie între ele într-o perioadă, natura ionică a compușilor lor scade, iar caracterul covalent crește. De exemplu, halogenurile și oxizii elementelor din partea stângă a tabelului periodic formează predominant legături ionice ( NaCl, AgBr, BaSO4, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), și aceiași compuși de elemente din partea dreaptă a tabelului sunt covalenti ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glucoza C6H12O6, etanol C2H5OH).

Legătura covalentă, la rândul său, are încă o modificare.

În ionii poliatomici și în moleculele biologice complexe, ambii electroni pot proveni doar din unul atom. Se numește donator pereche de electroni. Un atom care împarte această pereche de electroni cu un donor se numește 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 elementelor d cele mai importante pentru metabolism este în mare măsură descrisă de legăturile de coordonare.

Smochin. 5.

De regulă, într-un compus complex atomul de metal acționează ca acceptor al unei perechi 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 Brønsted-Lowry. Teoria lui 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 de electroni singură, care, donând electroni, formează o legătură covalentă cu acidul Lewis.

Adică, teoria lui 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, iar anionii sunt baze Lewis. Un exemplu ar fi următoarele reacții:

S-a remarcat mai sus că împărțirea substanțelor în ionice și covalente este relativă, deoarece transferul complet de electroni de la atomii de metal la atomii acceptori nu are loc în moleculele covalente. În compușii cu legături ionice, 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; pentru anioni este mai mare decât pentru cationi. Cea mai mare polarizabilitate dintre cationi este pentru cationii cu sarcină mai mare și dimensiuni mai mici, de exemplu, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Are un puternic efect de polarizare N+ . Deoarece influența polarizării ionilor este bidirecțională, aceasta modifică semnificativ proprietățile compușilor pe care îi formează.

Al treilea tip de conexiune estedipol-dipol conexiune

Pe lângă tipurile de comunicare enumerate, există și dipol-dipol intermolecular interacțiuni, numite și 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 ( dispersiv 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 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 metri coulomb - C × m).

În biochimie, există un alt tip de conexiune - 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 electronegativitate similară (cum ar fi clorul și sulful), legătura de hidrogen este mult mai slabă. Atomul de hidrogen se distinge printr-o caracteristică semnificativă: atunci când electronii de legătură sunt îndepărtați, nucleul său - protonul - este expus și nu mai este protejat 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 în biochimie rol important, de exemplu, pentru a stabiliza structura proteinelor sub formă de a-helix, sau pentru a forma o dublă helix de 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. 1.

Tabelul 1. Energia forțelor intermoleculare

Nota: Gradul de interacțiuni intermoleculare este reflectat de entalpia de topire și evaporare (fierbere). Compușii ionici necesită mult mai multă energie pentru a separa ionii decât pentru a separa molecule. Entalpia de topire a compuşilor ionici este mult mai mare decât cea a compuşilor moleculari.

Al patrulea tip de conexiune esteconexiune metalica

În cele din urmă, există un alt tip de legături intermoleculare - metal: conexiunea ionilor pozitivi ai unei rețele metalice cu electronii liberi. Acest tip de conexiune nu apare la obiectele biologice.

Dintr-o scurtă trecere în revistă a tipurilor de legături, un detaliu devine clar: un parametru important al unui atom sau ion de metal - un donor de electroni, precum și un atom - un acceptor de electroni, este dimensiune.

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 crește în grupuri ale sistemului periodic. 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.

De cea mai mare importanță pentru biologi și medici sunt coordonare(donator-acceptator) legături considerate de chimia coordonării.

Bioanorganice medicale. G.K. Barașkov

Orice interacțiune între atomi este posibilă numai dacă există o legătură chimică. O astfel de conexiune este motivul formării unui sistem poliatomic stabil - un ion molecular, o moleculă, o rețea cristalină. O legătură chimică puternică necesită multă energie pentru a se rupe, motiv pentru care este cantitatea de bază pentru măsurarea rezistenței legăturii.

Condiții pentru formarea unei legături chimice

Formarea unei legături chimice este întotdeauna însoțită de eliberarea de energie. Acest proces are loc din cauza unei scăderi energie potenţială sisteme de particule care interacționează - molecule, ioni, atomi. Energia potențială a sistemului rezultat de elemente care interacționează este întotdeauna mai mică decât energia particulelor care ies nelegate. Astfel, baza pentru apariția unei legături chimice într-un sistem este scăderea energiei potențiale a elementelor sale.

Natura interacțiunii chimice

O legătură chimică este o consecință a interacțiunii câmpurilor electromagnetice care apar în jurul electronilor și nucleelor ​​atomice ale acelor substanțe care participă la formarea unei noi molecule sau cristale. După descoperirea teoriei structurii atomice, natura acestei interacțiuni a devenit mai accesibilă pentru studiu.

Ideea naturii electrice a unei legături chimice a venit pentru prima dată de la fizicianul englez G. Davy, care a sugerat că moleculele se formează datorită atracției electrice a particulelor încărcate opus. Această idee l-a interesat pe chimistul și naturistul suedez I.Ya. Bercellius, care a dezvoltat teoria electrochimică a apariției legăturilor chimice.

Prima teorie, care explica procesele de interacțiune chimică a substanțelor, era imperfectă, iar în timp a trebuit să fie abandonată.

teoria lui Butlerov

O încercare mai reușită de a explica natura legăturii chimice a substanțelor a fost făcută de omul de știință rus A.M. Acest om de știință și-a bazat teoria pe următoarele ipoteze:

• Atomii în stare de legătură sunt legați între ei într-o anumită ordine. O schimbare în această ordine determină formarea unei noi substanțe.
• Atomii se leagă între ei conform legilor valenței.
• Proprietățile unei substanțe depind de ordinea conexiunii atomilor din molecula substanței. Un aranjament diferit determină o modificare a proprietăților chimice ale substanței.
• Atomii legați între ei se influențează cel mai puternic unul pe altul.

Teoria lui Butlerov a explicat proprietățile substanțelor chimice nu numai prin compoziția lor, ci și prin ordinea de aranjare a atomilor. Acest ordin intern al lui A.M. Butlerov a numit-o „structură chimică”.

Teoria omului de știință rus a făcut posibilă restabilirea ordinii în clasificarea substanțelor și a oferit posibilitatea de a determina structura moleculelor prin proprietățile lor chimice. Teoria a răspuns și la întrebarea: de ce moleculele care conțin același număr de atomi au proprietăți chimice diferite.

Condiții preliminare pentru crearea teoriilor legate de legături chimice

În teoria sa despre structura chimică, Butlerov nu a abordat problema ce este o legătură chimică. Erau prea puține date disponibile pentru asta atunci. structura internă substante. Abia după descoperirea modelului planetar al atomului, omul de știință american Lewis a început să dezvolte ipoteza că o legătură chimică ia naștere prin formarea unei perechi de electroni care aparține simultan la doi atomi. Ulterior, această idee a devenit fundamentul dezvoltării teoriei legăturilor covalente.

Legătură chimică covalentă

Un compus chimic stabil poate fi format atunci când norii de electroni ai doi atomi vecini se suprapun. Rezultatul unei astfel de intersecții reciproce este o densitate de electroni în creștere în spațiul internuclear. Nucleele atomilor, după cum știm, sunt încărcate pozitiv și, prin urmare, încearcă să fie atrase cât mai aproape de norul de electroni încărcat negativ. Această atracție este mult mai puternică decât forțele de respingere dintre două nuclee încărcate pozitiv, astfel încât această legătură este stabilă.

Calculele legăturilor chimice au fost efectuate pentru prima dată de chimiștii Heitler și Londra. Ei au examinat legătura dintre doi atomi de hidrogen. Cea mai simplă reprezentare vizuală a acesteia ar putea arăta astfel:

După cum puteți vedea, perechea de electroni ocupă un loc cuantic în ambii atomi de hidrogen. Acest aranjament în două centre de electroni se numește „legătură chimică covalentă”. Legăturile covalente sunt tipice pentru moleculele de substanțe simple și compușii lor nemetalici. Substanțele create prin legături covalente de obicei nu conduc electricitatea sau sunt semiconductori.

Legătura ionică

O legătură chimică ionică apare atunci când doi ioni încărcați opus se atrag unul pe celălalt. Ionii pot fi simpli, constând dintr-un atom al unei substanțe. În compușii de acest tip, ionii simpli sunt cel mai adesea atomi de metal încărcați pozitiv din grupele 1 și 2 care și-au pierdut electronii. Formarea ionilor negativi este inerentă atomilor nemetalelor tipice și bazelor lor acide. Prin urmare, printre compușii ionici tipici există multe halogenuri de metale alcaline, cum ar fi CsF, NaCl și altele.

Spre deosebire de o legătură covalentă, un ion nu este saturat: un ion sau un grup de ioni poate fi alăturat printr-un număr variabil de ioni încărcați opus. Numărul de particule atașate este limitat doar de dimensiunile liniare ale ionilor care interacționează, precum și de condiția în care forțele atractive ale ionilor încărcați opus trebuie să fie mai mari decât forțele de respingere ale particulelor încărcate egal care participă la compusul de tip ionic.

Legătura de hidrogen

Chiar înainte de crearea teoriei structurii chimice, s-a observat experimental că compușii de hidrogen cu diferite nemetale au proprietăți oarecum neobișnuite. De exemplu, punctele de fierbere ale fluorurii de hidrogen și ale apei sunt mult mai mari decât ar fi de așteptat.

Acestea și alte caracteristici ale compușilor cu hidrogen pot fi explicate prin capacitatea atomului de H + de a forma o altă legătură chimică. Acest tip de conexiune se numește „legătură de hidrogen”. Motivele apariției unei legături de hidrogen se află în proprietățile forțelor electrostatice. De exemplu, într-o moleculă de fluorură de hidrogen, norul total de electroni este deplasat atât de mult către fluor încât spațiul din jurul unui atom al acestei substanțe este saturat cu un câmp electric negativ. În jurul unui atom de hidrogen, lipsit de unicul său electron, câmpul este mult mai slab și are o sarcină pozitivă. Ca rezultat, apare o relație suplimentară între câmpurile pozitive ale norilor de electroni H + și negative F - .

Legătura chimică a metalelor

Atomii tuturor metalelor sunt localizați în spațiu într-un anumit fel. Aranjamentul atomilor de metal se numește rețea cristalină. În acest caz, electronii diferiților atomi interacționează slab între ei, formând un nor de electroni comun. Acest tip de interacțiune între atomi și electroni se numește „legătură metalică”.

Mișcarea liberă a electronilor în metale este cea care poate explica proprietăți fizice substanțe metalice: conductivitate electrică, conductivitate termică, rezistență, fuzibilitate și altele.