Interaktiv liste. Begynd at skrive det ord, du leder efter.

FORBINDELSE

KOMMUNIKATION, -og, om kommunikation, i forbindelse og i forbindelse, w.

1. (på grund). Et forhold af gensidig afhængighed, konditionalitet, fællesskab mellem noget. C. teori og praksis. Årsag s.

2. (på grund). Tæt kommunikation mellem nogen eller noget. Venlig landsby Styrke internationale relationer.

3. (i forbindelse og i forbindelse). Kærlighedsforhold, samliv. Lyubovnaya s. At være i kontakt med nogen.

4. pl. h. Nært bekendtskab med nogen, yde støtte, protektion, fordel. Har forbindelser i indflydelsesrige kredse. Store forbindelser.

5. (på grund). Kommunikation med nogen, samt midler, der gør det muligt at kommunikere, at kommunikere. Kosmicheskaya landsby Live s.(via kontakter). Luftlandsby Intercity telefon s.

6. (på grund). Industri National økonomi, vedrørende midlerne til sådan kommunikation (post, telegraf, telefon, radio), samt alle sådanne midler koncentreret i de relevante institutioner. Kommunikationstjeneste. Kommunikationsmedarbejdere.

7. (i forbindelse), normalt flertal. h. Del af en bygningskonstruktion, der forbinder dens hovedelementer (special).

På grund af hvordan, præposition med TV. n. som følge af noget, på grund af noget, være betinget af noget. Forsinket på grund af udskridning.

På grund af, fagforening af den grund, at der på baggrund af, at. Jeg spurgte, fordi der var brug for nøjagtige oplysninger.

FORBINDELSE Hvad er det FORBINDELSE, ordets betydning FORBINDELSE, synonymer for FORBINDELSE, oprindelse (etymologi) FORBINDELSE, FORBINDELSE stress, ordformer i andre ordbøger

+ FORBINDELSE- T.F. Efremova Ny ordbog Russisk sprog. Forklarende og orddannende

KOMMUNIKATION er

forbindelse

og.

a) Gensidige relationer mellem nogen eller noget.

b) Fællesskab, gensidig forståelse, indre enhed.

a) Kommunikation med nogen.

b) Kærlighedsforhold, samliv.

3) Relationer mellem nogen, der skaber gensidig afhængighed, konditionalitet.

4) Konsistens, sammenhæng, harmoni (i tanker, præsentation osv.).

5) Evnen til at kommunikere med nogen eller noget. på afstand.

6) Midler, hvormed kommunikationen foregår på afstand.

7) Et sæt institutioner, der leverer kommunikationsmidler på afstand (telegraf, post, telefon, radio).

a) Tilslutning, fastgørelse af noget.

b) Sammenhæng, gensidig tiltrækning (molekyler, atomer, elektroner osv.).

+ FORBINDELSE- Moderne Ordbog udg. "Stor Sovjetisk encyklopædi»

KOMMUNIKATION er

FORBINDELSE

1) transmission og modtagelse af information ved hjælp af forskellige tekniske midler. I overensstemmelse med arten af ​​de anvendte kommunikationsmidler opdeles den i post (se Mail) og elektrisk (se Telekommunikation) 2) Den gren af ​​den nationale økonomi, der sikrer transmission og modtagelse af post, telefon, telegraf, radio og andre beskeder. I USSR i 1986 var der 92 tusinde kommunikationsvirksomheder; 8,5 milliarder breve, 50,3 milliarder aviser og magasiner, 248 millioner pakker, 449 millioner telegrammer blev sendt; antallet af telefonapparater på det almindelige telefonnet udgjorde 33,0 mio. 60'erne i USSR introduceres Unified Automated Communications Network (EASC) 3) Militær kommunikation leveres af Signal Corps --- i filosofi - den indbyrdes afhængighed af eksistensen af ​​fænomener adskilt i rum og tid. Forbindelser klassificeres efter erkendelsesobjekter, efter former for determinisme (utvetydig, probabilistisk og korrelationel), efter deres styrke (rigid og korpuskulær), efter arten af ​​det resultat, som forbindelsen giver (generationsforbindelse, forbindelse af transformation), i henhold til handlingsretningen (direkte og omvendt), efter den type processer, der definerer denne forbindelse(fungerende forbindelse, udviklingsforbindelse, styreforbindelse), efter det indhold, der er genstand for forbindelsen (forbindelse, der sikrer overførsel af stof, energi eller information).

+ FORBINDELSE- Lille akademisk ordbog russisk sprog

KOMMUNIKATION er

forbindelse

OG, dømme om kommunikation, i forbindelse og i forbindelse, og.

Gensidigt forhold mellem nogen eller noget.

Forbindelse mellem industri og landbrug. Forbindelse mellem videnskab og produktion. Handelsforbindelser. Økonomiske forbindelser mellem regioner. Familiebånd.

Gensidig afhængighed, konditionalitet.

Kausalitet.

Vi vil kun sige, at alle videnskaber er tæt forbundet med hinanden, og at de varige erhvervelser af én videnskab ikke bør forblive frugtesløse for andre. Chernyshevsky, grammatiknoter. V. Klassovsky.

Forbindelsen mellem Petrov-Vodkins værk og traditionerne i det gamle russiske maleri er indlysende.

L. Mochalov, Det unikke ved talent.

Sammenhæng, harmoni, konsistens (ved at forbinde tanker, i præsentation, i tale).

Tankerne var forvirrede i hans hoved, og ord havde ingen sammenhæng. Pushkin, Dubrovsky.

Der er ikke sammenhæng nok i mine tanker, og når jeg sætter dem på papir, forekommer det mig altid, at jeg har mistet følelsen af ​​deres organiske sammenhæng. Tjekhov, en kedelig historie.

Nærhed med nogen, indre enhed.

Den usynlige forbindelse voksede mellem dem, som ikke blev udtrykt i ord, men kun føltes. Mamin-Sibiryak, Privalovsky millioner.

Når en forfatter dybt føler sin blodforbindelse med folket, giver det ham skønhed og styrke. M. Gorky, Brev til D.N. Mamin-Sibiryak, 18. oktober. 1912.

Kommunikation (venlig eller forretningsmæssig), relationer med nogen eller noget.

Hold kontakten med smb. Skab forbindelser i den litterære verden.

(Ivan Ivanovich og Ivan Nikiforovich) brød alle bånd, mens de tidligere var kendt som de mest uadskillelige venner! Gogol, historien om, hvordan Ivan Ivanovich skændtes med Ivan Nikiforovich.

Drozdovs forbindelser med en af ​​de revolutionære organisationer blev etableret, og der blev foretaget arrestationer. M. Gorky, Historie om en helt.

Kærlighedsforhold; samliv.

(Matvey) indgik et forhold med en borgerlig kvinde og fik et barn med hende. Tjekhov, mord.

(Sophia:) Hvilken ret har du til at tale om min utroskab?.. Du havde dusinvis af forhold. M. Gorky, Den sidste.

|| pl. h.(forbindelser, -ey).

Nært bekendtskab med indflydelsesrige personer, der kan yde støtte og protektion.

Gode ​​B. besluttede at finde et hjem til sin stedfar. Det havde han allerede gode forbindelser og begyndte straks at spørge og anbefale sin stakkels kammerat. Dostojevskij, Netochka Nezvanova.

Takket være min afdøde ingeniørfars forbindelser blev jeg indskrevet på Mikhailovsky-skolen. Pertsov, Fra selvbiografi.

Kommunikation, kommunikation med nogen eller noget. ved hjælp af forskellige midler.

I kahytten kunne chefen ved hjælp af et talerør kommunikere med broen og telefonisk med enhver afdeling af skibet. Novikov-Priboy, kaptajn 1. rang.

Morozka var blandt de kavalerier, der blev tildelt til at kommunikere med pelotonerne under slaget. Fadeev, nederlag.

Nu var der kun én måde at kommunikere på – gennem Volga. Simonov, dage og nætter.

|| De der.

Transmission og modtagelse af information ved hjælp af særlige midler.

5. normalt med en definition.

De midler, hvormed kommunikation og transmission af information udføres.

Radiotelefonkommunikation. Telegrafkommunikation. Dispatcher kommunikation.

Signalmænd om natten artilleri regiment lykkedes at etablere telefonforbindelse til tanken. V. Kozhevnikov, Syv dage.

Sættet af institutioner, der betjener tekniske midler kommunikation på afstand (telegraf, mail, telefon, radio).

Kommunikationsmedarbejdere.

|| Militær

En tjeneste, der tillader kommunikation mellem militære enheder(ved hjælp af telefon, radio, messengers osv.).

Arkhip Khromkov blev chef for efterretning og kommunikation. Markov, Strogovs.

En forbindelsesofficer ankom fra hærens hovedkvarter med en hastepakke. Popovkin, Rubanyuk-familien.

Tilslutning, fastgørelse af noget.

Limning af sten og mursten med ler.

I Trinity Cathedral introducerer han jern i bygningens murværk for at forbinde hjørnerne. Pilyavsky, Værker af V.P. Stasov i Leningrad.

Sammenhæng, gensidig tiltrækning (molekyler, atomer, elektroner osv.).

Forbindelsen af ​​elektroner med kernen.

En enhed, der binder eller fastgør dele af noget. bygninger eller strukturer; klemme.

Det var et kæmpe dekorativt værksted – en kuppel sammenflettet i toppen med jernspær og seler. A. N. Tolstoy, Egor Abozov. logik, sammenhæng, kontinuitet, foldbarhed, sekvens, harmoni, interaktion, forbindelse, artikulation, sammenkædning, sammenhæng, kommunikation, kommunikationsmidler, samleje, kommunikation, kontakt, association, relation, relation, afhængighed, binding, bånd, romantik, forbindelsesled, union, årsagssammenhæng, public relations, tomba, intime relationer, intriger, korrelation, duplex, navlestreng, samleje, binding, religion, samliv, parataxi, forbindelsestråd, kontinuitet, adhæsion, indbyrdes forbundethed, korrelation, konditionalitet, forbindelse, slægtskab, kit, bånd, amoriner, affære, synapse, kontekst, kærlighed , tråd, mail, besked, quadruplex. Myre. fragmentering

Kemisk binding

Alle vekselvirkninger, der fører til kombinationen af ​​kemiske partikler (atomer, molekyler, ioner osv.) til stoffer er opdelt i kemiske bindinger og intermolekylære bindinger (intermolekylære vekselvirkninger).

Kemiske bindinger- binder direkte mellem atomer. Der er ioniske, kovalente og metalliske bindinger.

Intermolekylære bindinger- forbindelser mellem molekyler. Disse er brintbindinger, ion-dipolbindinger (på grund af dannelsen af ​​denne binding forekommer for eksempel dannelsen af ​​en hydreringsskal af ioner), dipol-dipol (på grund af dannelsen af ​​denne binding kombineres molekyler af polære stoffer i flydende acetone) osv.

Ionisk binding- en kemisk binding dannet på grund af den elektrostatiske tiltrækning af modsat ladede ioner. I binære forbindelser (forbindelser af to grundstoffer) dannes det, når størrelsen af ​​de bundne atomer er meget forskellige fra hinanden: nogle atomer er store, andre er små - det vil sige, at nogle atomer let afgiver elektroner, mens andre har tendens til at acceptere dem (normalt er disse atomer af de grundstoffer, der danner typiske metaller, og atomer af elementer, der danner typiske ikke-metaller); elektronegativiteten af ​​sådanne atomer er også meget forskellig.
Ionbinding er ikke-retningsbestemt og ikke-mættelig.

Kovalent binding- en kemisk binding, der opstår på grund af dannelsen af ​​et fælles elektronpar. En kovalent binding dannes mellem små atomer med samme eller lignende radier. Forudsætning- tilstedeværelsen af ​​uparrede elektroner i begge bundne atomer (udvekslingsmekanisme) eller et ensomt par i det ene atom og en fri orbital i det andet (donor-acceptor-mekanisme):

EN)	H·+·H H:H	H-H	H 2	(et delt elektronpar; H er monovalent);
b)		NN	N 2	(tre delte elektronpar; N er trivalent);
V)		H-F	HF	(et delt elektronpar; H og F er monovalente);
G)			NH4+	(fire delte elektronpar; N er tetravalent)

Baseret på antallet af delte elektronpar opdeles kovalente bindinger i
• enkel (enkelt)- et par elektroner,
• dobbelt- to par elektroner,
• tredobler- tre par elektroner.

Dobbelt- og tredobbeltbindinger kaldes multiple bindinger.

Ved distribution elektrondensitet mellem de bundne atomer er den kovalente binding opdelt i ikke-polær Og polar. En upolær binding dannes mellem identiske atomer, en polær - mellem forskellige.

Elektronegativitet- et mål for et atoms evne i et stof til at tiltrække almindelige elektronpar.
Elektronparrene af polære bindinger forskydes mod mere elektronegative elementer. Selve forskydningen af ​​elektronpar kaldes bindingspolarisering. De partielle (overskydende) ladninger dannet under polarisering er betegnet + og -, for eksempel: .

Baseret på arten af ​​overlapningen af ​​elektronskyer ("orbitaler") er en kovalent binding opdelt i -binding og -binding.
-En binding dannes på grund af elektronskyernes direkte overlap (langs den lige linje, der forbinder atomkernerne), -en binding dannes på grund af sideværts overlap (på begge sider af det plan, hvori atomkernerne ligger).

En kovalent binding er retningsbestemt og mættelig, såvel som polariserbar.
At forklare og forudsige den gensidige retning af valensbindinger bruge hybridiseringsmodellen.

Hybridisering atomare orbitaler og elektroniske skyer- den formodede justering af atomare orbitaler i energi, og elektronskyer i form, når et atom danner kovalente bindinger.
De tre mest almindelige typer hybridisering er: sp-, sp 2 og sp 3-hybridisering. For eksempel:
sp-hybridisering - i molekyler C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (lineær struktur);
sp 2-hybridisering - i molekyler C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (flad trekantet form);
sp 3-hybridisering - i molekyler CCl 4, SiH 4, CH 4 (tetraedrisk form); NH3 (pyramideformet); H 2 O (vinkelform).

Metalforbindelse- en kemisk binding dannet ved at dele valenselektronerne af alle bundne atomer i en metalkrystal. Som følge heraf dannes en enkelt elektronsky af krystallen, som let bevæger sig under påvirkning af elektrisk spænding- derfor den høje elektriske ledningsevne af metaller.
En metallisk binding dannes, når atomerne, der bindes, er store og derfor har en tendens til at afgive elektroner. Simple stoffer med en metallisk binding er metaller (Na, Ba, Al, Cu, Au osv.), komplekse stoffer er intermetalliske forbindelser (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 osv.).
Metalbindingen har ikke retningsbestemt eller mætning. Det er også konserveret i metalsmeltninger.

Hydrogenbinding - intermolekylær binding, dannet på grund af den delvise accept af et elektronpar fra et stærkt elektronegativt atom af et brintatom med en stor positiv partiel ladning. Det dannes i tilfælde, hvor det ene molekyle indeholder et atom med et ensomt elektronpar og høj elektronegativitet (F, O, N), og det andet indeholder et brintatom bundet af en meget polær binding til et af sådanne atomer. Eksempler på intermolekylære hydrogenbindinger:

H—O—H OH 2, H—O—H NH 3, H—O—H F—H, H—F H—F.

Intramolekylære hydrogenbindinger findes i polypeptidmolekyler, nukleinsyrer, proteiner osv.

Et mål for styrken af ​​enhver binding er bindingsenergien.
Kommunikationsenergi- den energi, der kræves for at bryde en given kemisk binding i 1 mol af et stof. Måleenheden er 1 kJ/mol.

Energierne af ioniske og kovalente bindinger er af samme orden, energi hydrogenbinding- en størrelsesorden mindre.

Energien af ​​en kovalent binding afhænger af størrelsen af ​​de bundne atomer (bindingslængde) og af bindingens mangfoldighed. Jo mindre atomer og jo større bindingsmangfoldighed, jo større er energien.

Ionbindingsenergien afhænger af ionernes størrelse og deres ladninger. Jo mindre ionerne og jo større deres ladning, jo større bindingsenergi.

Stoffets struktur

I henhold til typen af ​​struktur er alle stoffer opdelt i molekylær Og ikke-molekylær. Blandt organisk stof molekylære stoffer dominerer, blandt uorganiske stoffer dominerer ikke-molekylære stoffer.

Ud fra typen af ​​kemisk binding opdeles stoffer i stoffer med kovalente bindinger, stoffer med ionbindinger (ioniske stoffer) og stoffer med metalliske bindinger (metaller).

Stoffer med kovalente bindinger kan være molekylære eller ikke-molekylære. Dette påvirker deres fysiske egenskaber markant.

Molekylære stoffer består af molekyler forbundet til hinanden af ​​svage intermolekylære bindinger, disse omfatter: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 og andre simple stoffer; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organiske polymerer og mange andre stoffer. Disse stoffer har ikke høj styrke, det har de lave temperaturer smeltning og kogning, ikke udføre elektricitet, nogle af dem er opløselige i vand eller andre opløsningsmidler.

Ikke-molekylære stoffer med kovalente bindinger el atomare stoffer(diamant, grafit, Si, SiO 2, SiC og andre) danner meget stærke krystaller (laggrafit er en undtagelse), de er uopløselige i vand og andre opløsningsmidler, har høje smelte- og kogepunkter, de fleste af dem leder ikke elektrisk strøm (undtagen grafit, som har elektrisk ledningsevne, og halvledere - silicium, germanium osv.)

Alle ioniske stoffer er naturligt ikke-molekylære. Disse er faste, ildfaste stoffer, opløsninger og smelter, hvoraf leder elektrisk strøm. Mange af dem er opløselige i vand. Det skal bemærkes, at i ioniske stoffer ah, hvis krystaller består af komplekse ioner, er der også kovalente bindinger, for eksempel: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-), (NH 4 +)( NO 3-) osv. Atomerne, der udgør komplekse ioner, er forbundet med kovalente bindinger.

Metaller (stoffer med metalliske bindinger) meget forskellige i deres fysiske egenskaber. Blandt dem er der flydende (Hg), meget blød (Na, K) og meget hårde metaller(W, Nb).

Metallers karakteristiske fysiske egenskaber er deres høje elektriske ledningsevne (i modsætning til halvledere falder den med stigende temperatur), høj varmekapacitet og duktilitet (for rene metaller).

I fast tilstand er næsten alle stoffer sammensat af krystaller. Baseret på typen af ​​struktur og type kemisk binding opdeles krystaller ("krystalgitre") i atomar(krystaller er ikke molekylære stoffer med en kovalent binding), ionisk(krystaller af ioniske stoffer), molekylær(krystaller af molekylære stoffer med kovalente bindinger) og metal(krystaller af stoffer med en metallisk binding).

Opgaver og test om emnet "Emne 10. "Kemisk binding. Stoffets struktur."

• Typer af kemisk binding - Stoffets struktur grad 8–9

  Lektioner: 2 opgaver: 9 prøver: 1

• Opgaver: 9 prøver: 1

Efter at have arbejdet igennem dette emne, bør du forstå følgende begreber: kemisk binding, intermolekylær binding, ionbinding, kovalent binding, metalforbindelse, hydrogenbinding, enkel tilslutning, dobbeltbinding, tredobbelt binding, multiple bindinger, ikke-polær binding, polær binding, elektronegativitet, bindingspolarisering, - og - binding, hybridisering af atomare orbitaler, bindingsenergi.

Du skal kende klassificeringen af ​​stoffer efter type struktur, efter type kemisk binding, afhængigheden af ​​egenskaberne ved simple og komplekse stoffer om typen af ​​kemisk binding og typen af ​​"krystalgitter".

Du skal kunne: bestemme typen af ​​kemisk binding i et stof, typen af ​​hybridisering, udarbejde diagrammer over bindingsdannelse, bruge begrebet elektronegativitet, en række elektronegativitet; vide, hvordan elektronegativitet ændrer sig kemiske elementer en periode og en gruppe til at bestemme polariteten af ​​en kovalent binding.

Når du har sikret dig, at alt, hvad du har brug for, er blevet lært, skal du fortsætte med at fuldføre opgaverne. Vi ønsker dig succes.

Anbefalet læsning:

• O.S. Gabrielyan, G.G. Lysova. Kemi 11 klasse. M., Bustard, 2002.
• G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemi 11 klasse. M., Uddannelse, 2001.

Elektronegativitet er atomers evne til at forskyde elektroner i deres retning, når de danner en kemisk binding. Dette koncept blev introduceret af den amerikanske kemiker L. Pauling (1932). Elektronegativitet karakteriserer et atoms evne af dette element tiltrækker det fælles elektronpar i et molekyle. Elektronegativitetsværdier bestemt forskellige veje, adskiller sig fra hinanden. I pædagogisk praksis oftest bruger de ikke absolutte, men relative værdier elektronegativitet. Den mest almindelige er en skala, hvor elektronegativiteten af ​​alle elementer sammenlignes med elektronegativiteten af ​​lithium, taget som én.

Blandt elementerne i grupperne IA - VIIA:

elektronegativitet stiger som regel i perioder ("fra venstre mod højre") med stigende atomnummer og falder i grupper ("fra top til bund").

Mønstrene for ændringer i elektronegativitet blandt d-blokelementer er meget mere komplekse.

Grundstoffer med høj elektronegativitet, hvis atomer har høj affinitet til elektroner og høj energi ionisering, dvs. udsat for tilføjelse af en elektron eller forskydning af et par bindende elektroner i dens retning, kaldes ikke-metaller.

Disse omfatter: brint, kulstof, nitrogen, fosfor, oxygen, svovl, selen, fluor, klor, brom og jod. Ifølge en række karakteristika er de også klassificeret som ikke-metaller. stående gruppeædelgasser (helium-radon).

De fleste grundstoffer er metaller Periodiske system.

Metaller er karakteriseret ved lav elektronegativitet, dvs. lav ioniseringsenergi og elektronaffinitet. Metalatomer donerer enten elektroner til ikke-metalatomer eller blander par af bindende elektroner fra sig selv. Metaller har en karakteristisk glans, høj elektrisk ledningsevne og god varmeledningsevne. De er for det meste holdbare og formbare.

Dette sæt fysiske egenskaber, der adskiller metaller fra ikke-metaller, forklares af den særlige type binding, der findes i metaller. Alle metaller har et klart defineret krystalgitter. Sammen med atomer indeholder dens noder metalkationer, dvs. atomer, der har mistet deres elektroner. Disse elektroner danner en socialiseret elektronsky, den såkaldte elektrongas. Disse elektroner er i kraftfeltet af mange kerner. Denne binding kaldes metallisk. Den frie migration af elektroner gennem hele krystallens volumen bestemmer metallers særlige fysiske egenskaber.

Metaller omfatter alle d- og f-elementer. Hvis du mentalt kun vælger blokke af s- og p-elementer fra det periodiske system, dvs. elementer i gruppe A og tegner en diagonal fra venstre øverste hjørne til nederste højre hjørne viser det sig, at ikke-metalliske elementer er placeret i højre side fra denne diagonal, og metal dem - til venstre. Ved siden af ​​diagonalen findes elementer, der ikke entydigt kan klassificeres som hverken metaller eller ikke-metaller. Disse mellemliggende elementer omfatter: bor, silicium, germanium, arsen, antimon, selen, polonium og astatin.

Begreberne kovalente og ioniske bindinger spillede vigtig rolle i udvikling af ideer om strukturen af ​​stof, men skabelsen af ​​nye fysiske og kemiske metoder forskning fin struktur stoffer og deres anvendelse har vist, at fænomenet kemisk binding er meget mere komplekst. Det menes i øjeblikket, at enhver heteroatomisk binding er både kovalent og ionisk, men i forskellige proportioner. Således introduceres begrebet kovalente og ioniske komponenter i en heteroatomisk binding. Hvordan mere forskel i bindingsatomernes elektronegativitet, jo større er polariteten af ​​bindingen. Når forskellen er mere end to enheder, er den ioniske komponent næsten altid dominerende. Lad os sammenligne to oxider: natriumoxid Na 2 O og chloroxid (VII) Cl 2 O 7. I natriumoxid er den partielle ladning på oxygenatomet -0,81, og i chloroxid -0,02. Dette betyder effektivt, at Na-O-bindingen er 81 % ionisk og 19 % kovalent. Den ioniske komponent af Cl-O-bindingen er kun 2%.

Liste over brugt litteratur

1. Popkov V. A., Puzakov S.A. generel kemi: lærebog. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 s.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Med. 35-37]
2. Volkov, A.I., Zharsky, I.M. Stor kemisk opslagsbog/ A.I. Volkov, I.M. Zharsky. - Mn.: Moderne skole, 2005. - 608 med ISBN 985-6751-04-7.

Foredrag for lærere

En kemisk binding (herefter benævnt en binding) kan defineres som vekselvirkningen mellem to eller flere atomer, som et resultat af hvilket et kemisk stabilt polyatomisk mikrosystem (molekyle, krystal, kompleks osv.) dannes.

Læren om binding indtager en central plads i moderne kemi, eftersom kemien som sådan begynder, hvor det isolerede atom slutter, og molekylet begynder. I det væsentlige bestemmes alle egenskaber ved stoffer af egenskaberne af bindingerne i dem. Hovedforskellen mellem en kemisk binding og andre typer interaktioner mellem atomer er, at dens dannelse bestemmes af en ændring i elektronernes tilstand i molekylet sammenlignet med de oprindelige atomer.

Kommunikationsteori skal give svar på en række spørgsmål. Hvorfor dannes molekyler? Hvorfor interagerer nogle atomer, mens andre ikke gør det? Hvorfor kombinerer atomer i bestemte forhold? Hvorfor er atomer arrangeret på en bestemt måde i rummet? Og endelig er det nødvendigt at beregne bindingsenergien, dens længde og andre kvantitative egenskaber. Korrespondancen mellem teoretiske begreber og eksperimentelle data bør betragtes som et kriterium for teoriens sandhed.

Der er to hovedmetoder til at beskrive kommunikation, som giver dig mulighed for at besvare de stillede spørgsmål. Disse er metoderne til valensbindinger (BC) og molekylære orbitaler (MO). Den første er mere visuel og enkel. Den anden er mere streng og universel. Grundet større klarhed vil fokus her være på BC-metoden.

Kvantemekanikken giver os mulighed for at beskrive forbindelsen ud fra de mest generelle love. Selvom der er fem typer bindinger (kovalente, ioniske, metalliske, hydrogen- og intermolekylære interaktionsbindinger), er bindingen ensartet af natur, og forskellene mellem dens typer er relative. Essensen af ​​kommunikation er i Coulomb-interaktion, i modsætningernes enhed - tiltrækning og frastødning. Opdelingen af ​​kommunikation i typer og forskellen i metoder til at beskrive den indikerer ikke kommunikationens mangfoldighed, men snarere manglen på viden om det på det nuværende udviklingsstadium af videnskab.

Dette foredrag vil dække emner som kemisk bindingsenergi, den kvantemekaniske model for kovalente bindinger, udvekslings- og donor-acceptormekanismer for kovalent bindingsdannelse, atomic excitation, bindingsmultiplicitet, hybridisering af atomare orbitaler, elektronegativitet af elementer og kovalent bindings polaritet, koncept af den molekylære orbitale metode, kemisk binding i krystaller.

Kemisk bindingsenergi

Ifølge princippet om mindst energi, indre energi af et molekyle sammenlignet med summen af ​​de indre energier af de atomer, der danner det, skulle falde. Den indre energi af et molekyle inkluderer summen af ​​interaktionsenergierne for hver elektron med hver kerne, hver elektron med hinanden elektron og hver kerne med hinanden kerne. Tiltrækning skal sejre over frastødning.

Den vigtigste egenskab ved en binding er energi, som bestemmer dens styrke. Et mål for styrken af ​​en binding kan både være mængden af ​​energi brugt på at bryde den (bindingsdissociationsenergi) og den værdi, der, når den summeres over alle bindinger, giver energien til dannelse af et molekyle fra elementære atomer. Energien ved at bryde et bånd er altid positiv. Energien ved bindingsdannelse er den samme i størrelsesorden, men har et negativt fortegn.

For et diatomisk molekyle er bindingsenergien numerisk lig energien for dissociation af molekylet til atomer og energien til dannelse af molekylet fra atomer. For eksempel er bindingsenergien i et HBr-molekyle lig med mængden af ​​energi, der frigives i processen H + Br = HBr. Det er indlysende, at bindingsenergien af ​​HBr er større end mængden af ​​energi, der frigives under dannelsen af ​​HBr fra gasformig molekylært hydrogen og flydende brom:

1/2Н 2 (g.) + 1/2Вr 2 (l.) = НBr (g.),

på energiværdien af ​​fordampning af 1/2 mol Br 2 og på energiværdien af ​​nedbrydning af 1/2 mol H 2 og 1/2 mol Br 2 til frie atomer.

Kvantemekanisk model for kovalent binding ved hjælp af valensbindingsmetoden ved hjælp af eksemplet på et brintmolekyle

I 1927 blev Schrödinger-ligningen løst for brintmolekylet af de tyske fysikere W. Heitler og F. London. Dette var det første vellykkede forsøg på at anvende kvantemekanik til at løse kommunikationsproblemer. Deres arbejde lagde grundlaget for metoden med valensbindinger eller valensskemaer (VS).

Beregningsresultaterne kan præsenteres grafisk i form af afhængigheder af interaktionskræfterne mellem atomer (fig. 1, a) og systemets energi (fig. 1, b) af afstanden mellem kernerne af brintatomer. Vi vil placere kernen af ​​et af brintatomerne ved oprindelsen af ​​koordinaterne, og kernen af ​​det andet vil blive bragt tættere på kernen af ​​det første brintatom langs abscisseaksen. Hvis elektronspindene er antiparallelle, vil tiltrækningskræfterne (se fig. 1, a, kurve I) og frastødende kræfter (kurve II) stige. Resultanten af ​​disse kræfter er repræsenteret ved kurve III. Først dominerer tiltrækningskræfterne, derefter frastødningskræfterne. Når afstanden mellem kernerne bliver lig med r 0 = 0,074 nm, balanceres tiltrækningskraften af ​​frastødende kraft. Kraftbalancen svarer til systemets minimumsenergi (se fig. 1, b, kurve IV) og derfor den mest stabile tilstand. Dybden af ​​den "potentielle brønd" repræsenterer bindingsenergien E 0 H-H i H 2-molekylet ved det absolutte nul. Det er 458 kJ/mol. Ved virkelige temperaturer kræver bindingsbrud dog lidt mindre energi E H–H, hvilket ved 298 K (25 ° C) er lig med 435 kJ/mol. Forskellen mellem disse energier i H2-molekylet er energien fra vibrationer af brintatomer (E coll = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Ris. 1. Afhængighed af vekselvirkningskræfterne mellem atomer (a) og systemets energi (b)
på afstanden mellem kernerne af atomer i H 2 molekylet

Når to brintatomer indeholdende elektroner med parallelle spins nærmer sig hinanden, øges systemets energi konstant (se fig. 1, b, kurve V), og der dannes ikke en binding.

Den kvantemekaniske beregning gav således en kvantitativ forklaring på sammenhængen. Hvis et elektronpar har modsatte spins, bevæger elektronerne sig i feltet af begge kerner. Mellem kernerne optræder et område med stor tæthed elektronsky – redundant negativ ladning, som tiltrækker positivt ladede kerner. Fra den kvantemekaniske beregning følger de bestemmelser, der er grundlaget for VS-metoden:

1. Årsagen til forbindelsen er den elektrostatiske vekselvirkning mellem kerner og elektroner.
2. Bindingen dannes af et elektronpar med antiparallelle spins.
3. Bindingsmætning skyldes dannelsen af ​​elektronpar.
4. Styrken af ​​forbindelsen er proportional med graden af ​​overlapning af elektronskyerne.
5. Forbindelsens retningsbestemmelse skyldes overlapningen af ​​elektronskyer i området med maksimal elektrontæthed.

Udvekslingsmekanisme for kovalent bindingsdannelse ved hjælp af BC-metoden. Retningsbestemthed og mætning af kovalente bindinger

Et af de vigtigste begreber i BC-metoden er valens. Den numeriske værdi af valens i BC-metoden er bestemt af antallet af kovalente bindinger, som et atom danner med andre atomer.

Den mekanisme, der overvejes for H2-molekylet til dannelse af en binding af et elektronpar med antiparallelle spins, som tilhørte forskellige atomer før dannelsen af ​​bindingen, kaldes udveksling. Hvis kun udvekslingsmekanismen tages i betragtning, bestemmes et atoms valens af antallet af dets uparrede elektroner.

For molekyler mere komplekse end H2 forbliver beregningsprincipperne uændrede. Dannelsen af ​​en binding er forårsaget af vekselvirkningen af ​​et elektronpar med modsatte spin, men med bølgefunktioner af samme fortegn, som summeres. Resultatet af dette er en stigning i elektrontætheden i området med overlappende elektronskyer og sammentrækning af kerner. Lad os se på eksempler.

I fluormolekylet er F2-bindingen dannet af 2p orbitaler af fluoratomer:

Den højeste tæthed af elektronskyen er nær 2p orbitalen i retning af symmetriaksen. Hvis de uparrede elektroner af fluoratomer er i 2p x orbitaler, sker bindingen i retning af x-aksen (fig. 2). 2p y og 2p z orbitaler indeholder enlige elektronpar, der ikke er involveret i dannelsen af ​​bindinger (skraveret i fig. 2). I det følgende vil vi ikke afbilde sådanne orbitaler.

Ris. 2. Dannelse af F 2 molekylet

I hydrogenfluoridmolekylet HF dannes bindingen af ​​brintatomets 1s orbital og 2p x orbitalen af ​​fluoratomet:

Retningen af ​​bindingen i dette molekyle bestemmes af orienteringen af ​​fluoratomets 2px orbital (fig. 3). Overlapningen sker i retning af x-symmetriaksen. Enhver anden overlapningsmulighed er energimæssigt mindre gunstig.

Ris. 3. Dannelse af HF-molekylet

Mere komplekse d- og f-orbitaler er også karakteriseret ved retningerne af maksimal elektrontæthed langs deres symmetriakser.

Således er retningsbestemthed en af ​​hovedegenskaberne ved en kovalent binding.

Retningen af ​​bindingen er godt illustreret af eksemplet med hydrogensulfidmolekylet H 2 S:

Da symmetriakserne for svovlatomets valens 3p orbitaler er indbyrdes vinkelrette, bør det forventes, at H 2 S molekylet skal have en hjørnestruktur med en vinkel mellem S–H bindingerne på 90° (fig. 4). Faktisk er vinklen tæt på den beregnede og er lig med 92°.

Ris. 4. Dannelse af H2S-molekylet

Det er klart, at antallet af kovalente bindinger ikke kan overstige antallet af elektronpar, der danner bindingerne. Mætning som egenskab ved en kovalent binding betyder dog også, at hvis et atom har et vist antal uparrede elektroner, så skal de alle deltage i dannelsen af ​​kovalente bindinger.

Denne egenskab forklares af princippet om mindst energi. Med hver yderligere binding, der dannes, frigives yderligere energi. Derfor er alle valensmuligheder fuldt ud realiseret.

Faktisk er det stabile molekyle H 2 S, ikke HS, hvor der er en urealiseret binding (den uparrede elektron er betegnet med en prik). Partikler, der indeholder uparrede elektroner, kaldes frie radikaler. De er ekstremt reaktive og reagerer for at danne forbindelser, der indeholder mættede bindinger.

Excitation af atomer

Lad os overveje valensmulighederne iflg metabolisk mekanisme nogle elementer i 2. og 3. periode i det periodiske system.

Berylliumatomet på det ydre kvanteniveau indeholder to parrede 2s elektroner. Der er ingen uparrede elektroner, så beryllium skal have nul valens. Men i forbindelser er det divalent. Dette kan forklares ved excitationen af ​​atomet, som består i overgangen af ​​en af ​​de to 2s elektroner til 2p underniveauet:

I dette tilfælde forbruges excitationsenergi E*, svarende til forskellen mellem energierne af 2p- og 2s-underniveauerne.

Når et boratom exciteres, stiger dets valens fra 1 til 3:

og carbonatomet har fra 2 til 4:

Ved første øjekast kan det se ud til, at excitation er i modstrid med princippet om mindst energi. Men som følge af excitation opstår der nye, yderligere forbindelser, på grund af hvilke energi frigives. Hvis denne yderligere frigivne energi er større end den, der bruges på excitation, er princippet om mindste energi i sidste ende opfyldt. For eksempel i et CH4-metanmolekyle er den gennemsnitlige C-H-bindingsenergi 413 kJ/mol. Energiforbruget til excitation er E* = 402 kJ/mol. Energigevinsten som følge af dannelsen af ​​to yderligere bindinger vil være:

D E = E yderligere lys – E* = 2.413 – 402 = 424 kJ/mol.

Hvis princippet om mindste energi ikke overholdes, dvs. E add.st.< Е*, то возбуждение не происходит. Так, энергетически невыгодным оказывается возбуждение атомов элементов 2-го периода за счет перехода электронов со второго на третий квантовый уровень.

For eksempel er oxygen kun divalent af denne grund. Imidlertid har den elektroniske analog af oxygen - svovl - større valensegenskaber, da det tredje kvanteniveau har et 3d subniveau, og energiforskellen mellem 3s, 3p og 3d subniveauerne er uforlignelig mindre end mellem det andet og tredje kvanteniveau af oxygen atom:

Af samme grund udviser grundstofferne i den 3. periode - fosfor og klor - variabel valens, i modsætning til deres elektroniske analoger i den 2. periode - nitrogen og fluor. Excitation til det passende underniveau kan forklare dannelsen kemiske forbindelser elementer af gruppe VIIIa i 3. og efterfølgende perioder. Der blev ikke fundet kemiske forbindelser i helium og neon (1. og 2. periode), som har et afsluttet eksternt kvanteniveau, og de er de eneste virkelig inerte gasser.

Donor-acceptor mekanisme for kovalent bindingsdannelse

Et elektronpar med antiparallelle spin, der danner en binding, kan opnås ikke kun ved udvekslingsmekanismen, som involverer deltagelse af elektroner fra begge atomer, men også ved en anden mekanisme, kaldet donor-acceptor: et atom (donor) giver et ensomt par af elektroner til dannelsen af ​​bindingen, og den anden (acceptor) – ledig kvantecelle:

Resultatet for begge mekanismer er det samme. Ofte kan bindingsdannelse forklares af begge mekanismer. For eksempel kan et HF-molekyle opnås ikke kun i gasfasen fra atomer ifølge udvekslingsmekanismen, som vist ovenfor (se fig. 3), men også i en vandig opløsning fra H+ og F – ioner ifølge donor -acceptor mekanisme:

Der er ingen tvivl om, at molekyler produceret af forskellige mekanismer ikke kan skelnes; forbindelser er fuldstændig ensartede. Derfor er det mere korrekt ikke at skelne mellem donor-acceptor-interaktionen i særlig slags binding, men betragter det kun som en særlig mekanisme til dannelsen af ​​en kovalent binding.

Når de ønsker at understrege mekanismen for bindingsdannelse præcist i henhold til donor-acceptor-mekanismen, er det angivet i strukturformler med en pil fra donor til acceptor (D® EN). I andre tilfælde er en sådan forbindelse ikke isoleret og er angivet med en bindestreg, som i udvekslingsmekanismen: D–A.

Bindinger i ammoniumionen dannet ved reaktionen: NH 3 + H + = NH 4 +,

er udtrykt ved følgende skema:

Strukturformlen for NH 4 + kan repræsenteres som

.

Den anden form for notation er at foretrække, da den afspejler den eksperimentelt etablerede ækvivalens af alle fire forbindelser.

Dannelsen af ​​en kemisk binding af donor-acceptor-mekanismen udvider atomernes valensevne: valens bestemmes ikke kun af antallet af uparrede elektroner, men også af antallet af ensomme elektronpar og ledige kvanteceller involveret i dannelsen af ​​bindinger . Så i det givne eksempel er valensen af ​​nitrogen fire.

Donor-acceptor-mekanismen er med succes brugt til at beskrive bindingen i komplekse forbindelser ved hjælp af BC-metoden.

Mangfoldighed af kommunikation. s- og p -Forbindelser

Forbindelsen mellem to atomer kan udføres ikke kun af en, men også af flere elektronpar. Det er antallet af disse elektronpar, der bestemmer multipliciteten i BC-metoden - en af ​​egenskaberne ved en kovalent binding. For eksempel i ethanmolekylet C 2 H 6 er bindingen mellem carbonatomerne enkelt (enkelt), i ethylenmolekylet C 2 H 4 er det dobbelt, og i acetylen molekylet C 2 H 2 er det tredobbelt. Nogle karakteristika for disse molekyler er angivet i tabellen. 1.

tabel 1

Ændringer i bindingsparametre mellem C-atomer afhængigt af dets mangfoldighed

Når bindingsmultiplicitet stiger, som man kunne forvente, falder dens længde. Bindingsmangfoldigheden øges diskret, det vil sige et helt antal gange, derfor, hvis alle bindinger var ens, ville energien også stige med et tilsvarende antal gange. Men som det fremgår af tabel. 1, stiger bindingsenergien mindre hurtigt end multipliciteten. Følgelig er forbindelserne ulige. Dette kan forklares med forskelle i de geometriske måder, hvorpå orbitalerne overlapper hinanden. Lad os se på disse forskelle.

En binding dannet af overlappende elektronskyer langs en akse, der går gennem atomkerner, kaldes s-binding.

Hvis s-orbital er involveret i bindingen, så kun s - forbindelse (fig. 5, a, b, c). Det er her den har fået sit navn, da det græske bogstav s er synonymt med det latinske s.

Når p-orbital (fig. 5, b, d, e) og d-orbital (fig. 5, c, e, f) deltager i dannelsen af ​​en binding, sker overlapningen af ​​s-typen i retningen højeste tæthed elektronskyer, som er den mest energimæssigt gunstige. Derfor, når der dannes en forbindelse, implementeres denne metode altid først. Derfor, hvis forbindelsen er enkelt, så er dette obligatorisk s - forbindelse, hvis flere, så er en af ​​forbindelserne bestemt s-forbindelse.

Ris. 5. Eksempler på s-obligationer

Men ud fra geometriske overvejelser er det klart, at mellem to atomer kan der kun være ét s -forbindelse. I multiple bindinger skal den anden og tredje binding dannes ved en anden geometrisk metode til overlappende elektronskyer.

Bindingen dannet ved overlapning af elektronskyer på hver side af en akse, der går gennem atomkerner, kaldes p-binding. Eksempler s - forbindelser er vist i fig. 6. En sådan overlapning er energimæssigt mindre gunstig end s -type. Det udføres af de perifere dele af elektronskyer med lavere elektrontæthed. Forøgelse af forbindelsens mangfoldighed betyder dannelsen s -bindinger, der har lavere energi i forhold til s - kommunikation. Dette er årsagen til den ikke-lineære stigning i bindingsenergi i sammenligning med stigningen i multiplicitet.

Ris. 6. Eksempler på p-bindinger

Lad os overveje dannelsen af ​​bindinger i N 2 molekylet. Som det er kendt, er molekylært nitrogen kemisk meget inert. Årsagen til dette er dannelsen af ​​en meget stærk NєN tripelbinding:

Et diagram over overlapningen af ​​elektronskyer er vist i fig. 7. En af bindingerne (2рх–2рх) dannes ifølge s-typen. De to andre (2рz–2рz, 2рy–2рy) er p-type. For ikke at rode i figuren vises billedet af overlapningen af ​​2py-skyer separat (fig. 7, b). For at få det generelle billede, fig. 7, a og 7, b bør kombineres.

Ved første øjekast kan det se ud som s -binding, der begrænser tilgangen af ​​atomer, tillader ikke orbitalerne at overlappe hinanden s -type. Billedet af orbitalen omfatter dog kun en vis brøkdel (90%) af elektronskyen. Overlapningen sker med et perifert område placeret uden for et sådant billede. Hvis vi forestiller os orbitaler, der omfatter en stor del af elektronskyen (f.eks. 95%), så bliver deres overlapning tydeligt (se stiplede linjer i fig. 7, a).

Ris. 7. Dannelse af N2-molekylet

Fortsættes

V.I. Elfimov,
professor i Moskva
Statens åbne universitet

Eksklusivt stor betydning i biologiske systemer har en særlig type intermolekylær interaktion, en brintbinding, som opstår mellem brintatomer kemisk kombineret i et molekyle og de elektronegative atomer F, O, N, Cl, S tilhørende et andet molekyle. Begrebet "hydrogenbinding" blev først introduceret i 1920 af Latimer og Rodebush for at forklare egenskaberne af vand og andre associerede stoffer. Lad os se på nogle eksempler på en sådan forbindelse.

I afsnit 5.2 talte vi om pyridinmolekylet, og det blev bemærket, at nitrogenatomet i det har to ydre elektroner med antiparallelle spin, der ikke deltager i dannelsen af ​​en kemisk binding. Dette "frie" eller "ensomme" elektronpar vil tiltrække protonen og dannes med den kemisk binding. I dette tilfælde vil pyridinmolekylet gå i en ionisk tilstand. Hvis der er to pyridinmolekyler, vil de konkurrere om at fange en proton, hvilket resulterer i en forbindelse

hvor tre prikker angiver ny type intermolekylær interaktion kaldet hydrogenbinding. I denne forbindelse er protonen tættere på det venstrehåndede nitrogenatom. Med samme succes kan protonen være tættere på det rigtige nitrogenatom. Derfor bør den potentielle energi af en proton som funktion af afstanden til højre eller venstre nitrogenatom i en fast afstand mellem dem (ca. ) afbildes med en kurve med to minima. En kvantemekanisk beregning af en sådan kurve, udført af Rhine og Harris, er vist i fig. 4.

Den kvantemekaniske teori om A-H...B hydrogenbindingen baseret på donor-acceptor-interaktioner var en af ​​de første, der blev udviklet af N. D. Sokolov. Årsagen til bindingen er omfordelingen af ​​elektrontætheden mellem atomerne A og B forårsaget af protonen. Kort fortalt siger de, at et "ensomt par" af elektroner er fælles. Faktisk i

Ris. 4. Potentialkurve for protonenergi som funktion af afstanden mellem nitrogenatomerne i to pyridinmolekyler.

Andre elektroner af molekyler deltager også i dannelsen af ​​potentielle hydrogenbindingskurver, dog i mindre grad (se nedenfor).

Typiske hydrogenbindingsenergier spænder fra 0,13 til 0,31 eV. Det er en størrelsesorden mindre end energien af ​​kemiske kovalente bindinger, men en størrelsesorden større end energien af ​​van der Waals-interaktioner.

Det enkleste intermolekylære kompleks dannet ved hydrogenbinding er komplekset. Dette kompleks har lineær struktur. Afstanden mellem fluoratomer er 2,79 A. Afstanden mellem atomer i et polært molekyle er 0,92 A. Når et kompleks dannes, frigives en energi på omkring 0,26 eV.

Ved hjælp af hydrogenbinding dannes en vanddimer med en bindingsenergi på omkring 0,2 eV. Denne energi er cirka en tyvendedel af energien af ​​den OH-kovalente binding. Afstanden mellem to oxygenatomer i komplekset er cirka 2,76 A. Den er mindre end summen af ​​van der Waals radius af oxygenatomer, lig med 3,06 A. I fig. Figur 5 viser ændringen i elektrondensiteten af ​​vandatomer beregnet i arbejdet under dannelsen af ​​komplekset. Disse beregninger bekræfter, at når et kompleks dannes, ændres fordelingen af ​​elektrontæthed omkring alle atomer i de reagerende molekyler.

Alle atomers rolle i etableringen af ​​hydrogenbindinger i komplekset kan også bedømmes ud fra den gensidige påvirkning af to hydrogenbindinger mellem de nitrogenholdige baser, thymin og adenin, som er en del af DNA-molekylets dobbelthelix. Placeringen af ​​minima for protonpotentialekurverne i to bindinger afspejler deres indbyrdes korrelation (fig. 6).

Sammen med den sædvanlige eller svage brintbinding dannet af brint med en energifrigivelse på mindre end 1 eV, og karakteriseret ved en potentiel energi med to minima, danner brint nogle komplekser med en stor energifrigivelse. For eksempel, når man opretter et kompleks, frigives en energi på 2,17 eV. Denne type interaktion kaldes stærk

Ris. 5. Ændring i elektrontæthed omkring atomer i et kompleks dannet af hydrogenbindinger fra to vandmolekyler.

Elektronladning accepteret lig med én. I et frit vandmolekyle er ladningen af ​​10 elektroner fordelt således, at der nær oxygenatomet er en ladning på 8,64, og ved brintatomerne

Ris. 6. Hydrogenbindinger mellem nitrogenholdige baser: a - thymin (T) og adenip (A), som er en del af DNN-molekylerne (pile angiver stederne, hvor baserne binder sig til kæderne af sukker- og fosforsyremolekyler); - potentielle hydrogenbindingskurver; O - oxygen; - hydrogen; - kulstof; - nitrogen.

hydrogenbinding. Når komplekser med stærke hydrogenbindinger dannes, ændres molekylernes konfiguration betydeligt. Protonens potentielle energi har et relativt fladt minimum placeret omtrent i midten af ​​bindingen. Derfor forskydes protonen let. Let forskydning af protonen under påvirkning ydre felt bestemmer kompleksets høje polariserbarhed.

Stærk hydrogenbinding forekommer ikke i biologiske systemer. Hvad angår den svage brintbinding, har den afgørende i alle levende organismer.

Eksklusivt stor rolle hydrogenbinding i biologiske systemer skyldes primært, at den bestemmer sekundær struktur proteiner, som er af fundamental betydning for alle livsprocesser; ved hjælp af hydrogenbindinger holdes basepar i DNA-molekyler og deres stabil struktur som dobbelte helixer, og endelig er hydrogenbinding ansvarlig for vands meget usædvanlige egenskaber, som er vigtige for eksistensen af ​​levende systemer.

Vand er en af ​​hovedkomponenterne i alt levende. Dyrekroppe er næsten to tredjedele vand. Det menneskelige embryo indeholder omkring 93% vand i løbet af den første måned. Der ville ikke være rindende vand. Vand tjener som det vigtigste medium, hvori biokemiske reaktioner forekommer i cellen. Det danner den flydende del af blod og lymfe. Vand er nødvendigt for fordøjelsen, da nedbrydningen af ​​kulhydrater, proteiner og fedt sker ved tilsætning af vandmolekyler. Vand frigives i cellen, når proteiner er opbygget af aminosyrer. Fysiologisk

Ris. 7. Isstruktur. Hvert vandmolekyle er forbundet med brintbindinger (tre punkter) til fire vandmolekyler placeret ved tetraederens hjørner.

Ris. 8. Hydrogenbinding i en dimer og "lineær" hydrogenbinding

egenskaber af biopolymerer og mange supramolekylære strukturer (især, cellemembraner) afhænger meget af deres interaktion med vand.

Lad os se på nogle egenskaber ved vand. Hvert vandmolekyle har et stort elektrisk moment. På grund af oxygenatomers høje elektronegativitet kan et vandmolekyle danne brintbindinger med et, to, tre eller fire andre vandmolekyler. Resultatet er relativt stabile dimerer og andre polymerkomplekser. I gennemsnit har hvert molekyle i flydende vand fire naboer. Sammensætningen og strukturen af ​​intermolekylære komplekser afhænger af vandtemperaturen.

Krystallinsk vand (is) har den mest ordnede struktur ved normalt tryk og temperatur under nul grader Celsius. Dens krystaller har en sekskantet struktur. Enhedscellen indeholder fire vandmolekyler. Cellestrukturen er vist i fig. 7. Omkring det centrale oxygenatom er der hjørner almindelig tetraeder ved afstande på 2,76 A er der fire andre iltatomer. Hvert vandmolekyle er forbundet med sine naboer med fire brintbindinger. I dette tilfælde nærmer vinklen mellem OH-bindinger i molekylet den "tetraedriske" værdi på 109,1°. I et frit molekyle er det cirka 105°.

Isens struktur ligner diamantens. Men i diamant er der mellem kulstofatomerne kemiske kræfter. Diamant krystal er stort molekyle. Iskrystaller er klassificeret som molekylære krystaller. Molekylerne i en krystal bevarer i det væsentlige deres individualitet og holder hinanden sammen gennem hydrogenbindinger.

Ris. 9. Eksperimentel værdi skift i den infrarøde vibrationsfrekvens i vand under dannelsen af ​​en brintbinding i en vinkel.

Isgitteret er meget løst og indeholder mange "hulrum", da antallet af nærmeste vandmolekyler for hvert molekyle (koordinationsnummer) kun er fire. Ved smeltning ødelægges isgitteret delvist, samtidig fyldes nogle hulrum ud og vandtætheden bliver mere tæthed is. Dette er en af ​​de vigtigste vandanomalier. Med yderligere opvarmning til 4°C fortsætter komprimeringsprocessen. Ved opvarmning over 4°C øges amplituden af ​​anharmoniske vibrationer, antallet af associerede molekyler i komplekser (sværme) og vandtætheden falder. Ifølge grove skøn er sammensætningen af ​​sværme kl stuetemperatur omfatter omkring 240 molekyler, ved 37°C - omkring 150, ved henholdsvis 45 og 100°C, henholdsvis 120 og 40.

Bidraget fra hydrogenbinding til den totale energi af intermolekylære interaktioner (11,6 kcal/mol) er omkring 69%. På grund af hydrogenbindinger afviger vands smeltepunkter (0 ° C) og kogepunkter (100 ° C) væsentligt fra smeltepunkter og kogepunkter for andre molekylære væsker, mellem de molekyler, hvoraf kun van der Waals-kræfter virker. For eksempel er disse værdier for metan henholdsvis -186 og -161°C.

I flydende vand er der sammen med resterne af den tetraedriske struktur af is lineære og cykliske dimerer og andre komplekser, der indeholder 3, 4, 5, 6 eller flere molekyler. Det er vigtigt, at vinklen P dannet mellem OH-bindingen og hydrogenbindingen ændrer sig afhængigt af antallet af molekyler i cyklussen (fig. 8). I en dimer er denne vinkel 110°, i en femleddet ring er den 10°, og i en seksleddet ring og sekskantet isstruktur er den tæt på en kugle ("lineær" hydrogenbinding).

Det viser sig at højeste energi en brintbinding svarer til vinklen Energien af ​​en brintbinding er proportional (Badger-Bauer-reglen) med skiftet i frekvensen af ​​strække infrarøde vibrationer af OH-gruppen i et vandmolekyle, men sammenlignet med vibrationsfrekvensen af ​​et frit molekyle. Den maksimale forskydning observeres i tilfælde af en "lineær" hydrogenbinding. I et vandmolekyle i dette tilfælde falder frekvensen med , og frekvensen falder med . I fig. Figur 9 viser en graf over forskydningsforholdet

frekvens til maksimal offset fra vinkel . Følgelig karakteriserer denne graf også afhængigheden af ​​brintbindingsenergien af ​​vinklen. Denne afhængighed er en manifestation af brintbindingens kooperative natur.

Der er gjort flere forsøg på teoretisk at beregne vandets struktur og egenskaber under hensyntagen til hydrogenbindinger og andre intermolekylære interaktioner. Ifølge statistisk fysik termodynamiske egenskaber systemer af interagerende molekyler placeret i volumen V ved konstant tryk P i statistisk ligevægt med en termostat bestemmes gennem statistisk sum stater

Her er V systemets volumen; Til - Boltzmann konstant; T - absolut temperatur; betyder, at vi skal tage sporet af den statistiske operator i krøllede parenteser, hvor H er kvanteoperatoren for hele systemets energi. Denne operatør lig med summen operatører af kinetisk energi af translationel og roterende bevægelser molekyler og operatør potentiel energi interaktioner mellem alle molekyler.

Hvis alle egenfunktionerne og det fulde energispektrum E for operatoren H er kendt, tager (6.2) formen

Derefter bestemmes systemets Gibbs frie energi G ved tryk P og temperatur T ved det simple udtryk

Når vi kender Gibbs frie energi, finder vi det samlede energientropivolumen.

Desværre pga kompleks natur interaktioner mellem molekyler i vand (anisotrope dipolmolekyler, hydrogenbindinger, der fører til komplekser af variabel sammensætning, hvor energien af ​​hydrogenbindinger i sig selv afhænger af kompleksets sammensætning og struktur osv.), kan vi ikke skrive operatoren H i eksplicit form . Derfor er vi nødt til at ty til meget store forenklinger. Nameti og Scheraga har således beregnet partitionsfunktionen ud fra, at der kun kan tages højde for fem energitilstande af molekyler i komplekser, iflg.

med antallet af hydrogenbindinger de danner (0, 1, 2, 3, 4) med nabomolekyler. Ved hjælp af denne model lykkedes det endda at vise, at vandtætheden er maksimal ved 4°C. Senere kritiserede forfatterne dog selv den teori, de udviklede, da den ikke beskrev mange eksperimentelle fakta. Andre forsøg på teoretiske beregninger af vandets struktur kan findes i gennemgangen af ​​Ben-Naim og Stillinger.

På grund af vandmolekylernes dipole natur og stor rolle Hydrogenbindinger spiller også en yderst vigtig rolle i vekselvirkningerne mellem vandmolekyler og ioner og neutrale molekyler i levende organismer. Interaktioner, der fører til hydrering af ioner og speciel type interaktioner, kaldet hydrofobe og hydrofile, vil blive diskuteret i de følgende afsnit i dette kapitel."

Når vi taler om vands rolle i biologiske fænomener, skal det bemærkes, at alle levende organismer med stor succes har tilpasset sig en vis mængde hydrogenbinding mellem molekyler. Dette fremgår af det faktum, at udskiftningen af ​​tungtvandsmolekyler har en meget betydelig effekt på biologiske systemer. Opløseligheden af ​​polære molekyler falder, passagehastigheden falder nerveimpuls, enzymernes arbejde forstyrres, væksten af ​​bakterier og svampe bremses osv. Måske er alle disse fænomener forbundet med, at brint-vekselvirkningen mellem molekyler er stærkere end vekselvirkningen mellem Na-molekyler højere værdi hydrogenbinding mellem tungtvandsmolekyler indikerer varme dets smeltepunkt (3,8°C) og høj smeltevarme (1,51 kcal/mol). For almindeligt vand er smeltevarmen 1,43 kcal/mol.