Tematyka kodyfikatora Unified State Examination: Kowalencyjne wiązanie chemiczne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Charakterystyka wiązań kowalencyjnych (biegunowość i energia wiązania). Wiązanie jonowe. Połączenie metalowe. Wiązanie wodorowe

Wewnątrzcząsteczkowe wiązania chemiczne

Najpierw przyjrzyjmy się wiązaniam, które powstają pomiędzy cząstkami w cząsteczkach. Takie połączenia nazywane są wewnątrzcząsteczkowy.

Wiązanie chemiczne pomiędzy atomami pierwiastków chemicznych ma charakter elektrostatyczny i powstaje w wyniku oddziaływanie elektronów zewnętrznych (walencyjnych)., w mniejszym lub większym stopniu utrzymywane przez dodatnio naładowane jądra związane atomy.

Kluczową koncepcją jest tutaj ELEKTROujemność. To właśnie określa rodzaj wiązania chemicznego między atomami i właściwości tego wiązania.

to zdolność atomu do przyciągania (utrzymywania) zewnętrzny(wartościowość) elektrony. Elektroujemność zależy od stopnia przyciągania elektronów zewnętrznych do jądra i zależy przede wszystkim od promienia atomu i ładunku jądra.

Elektroujemność trudno jednoznacznie określić. L. Pauling sporządził tabelę względnych elektroujemności (w oparciu o energie wiązań cząsteczek dwuatomowych). Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor ze znaczeniem 4 .

Należy pamiętać, że w różnych źródłach można znaleźć różne skale i tabele wartości elektroujemności. Nie należy się tym niepokoić, ponieważ rolę odgrywa tworzenie wiązania chemicznego atomów i jest w przybliżeniu taki sam w każdym układzie.

Jeżeli jeden z atomów wiązania chemicznego A:B mocniej przyciąga elektrony, wówczas para elektronów przesuwa się w jego stronę. Więcej różnica elektroujemności atomów, tym bardziej przesuwa się para elektronów.

Jeżeli elektroujemności oddziałujących atomów są równe lub w przybliżeniu równe: EO(A)≈EO(B), wówczas wspólna para elektronów nie przesuwa się do żadnego z atomów: Odp.: B. To połączenie nazywa się kowalencyjne niepolarne.

Jeśli elektroujemności oddziałujących atomów różnią się, ale nieznacznie (różnica elektroujemności wynosi w przybliżeniu od 0,4 do 2: 0,4<ΔЭО<2 ), wówczas para elektronów zostaje przesunięta do jednego z atomów. To połączenie nazywa się kowalencyjny polarny .

Jeżeli elektroujemności oddziałujących atomów różnią się znacznie (różnica elektroujemności jest większa niż 2: ΔEO>2), wówczas jeden z elektronów zostaje prawie całkowicie przeniesiony na inny atom, wraz z utworzeniem jony. To połączenie nazywa się joński.

Podstawowe typy wiązań chemicznych − kowalencyjny, joński I metal komunikacja. Przyjrzyjmy się im bliżej.

Kowalencyjne wiązanie chemiczne

Wiązanie kowalencyjne – to wiązanie chemiczne , powstały z powodu utworzenie wspólnej pary elektronów A:B . Ponadto dwa atomy zachodzić na siebie orbitale atomowe. Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku oddziaływania atomów o niewielkiej różnicy elektroujemności (zwykle pomiędzy dwoma niemetalami) lub atomy jednego pierwiastka.

Podstawowe właściwości wiązań kowalencyjnych

• centrum,
• nasycalność,
• biegunowość,
• polaryzowalność.

Te właściwości wiązania wpływają na właściwości chemiczne i fizyczne substancji.

Kierunek komunikacji charakteryzuje budowę chemiczną i postać substancji. Kąty między dwoma wiązaniami nazywane są kątami wiązania. Przykładowo w cząsteczce wody kąt wiązania H-O-H wynosi 104,45 o, zatem cząsteczka wody jest polarna, a w cząsteczce metanu kąt wiązania H-C-H wynosi 108 o 28′.

Nasycalność to zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby kowalencyjnych wiązań chemicznych. Nazywa się liczbą wiązań, jaką może utworzyć atom.

Biegunowość wiązanie następuje w wyniku nierównomiernego rozkładu gęstości elektronów pomiędzy dwoma atomami o różnej elektroujemności. Wiązania kowalencyjne dzielą się na polarne i niepolarne.

Polaryzowalność połączenia są zdolność elektronów wiążących do przemieszczania się pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego(w szczególności pole elektryczne innej cząstki). Polaryzowalność zależy od ruchliwości elektronów. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym jest bardziej mobilny, a zatem cząsteczka jest bardziej polaryzowalna.

Kowalencyjne niepolarne wiązanie chemiczne

Istnieją 2 rodzaje wiązań kowalencyjnych – POLARNY I NIEPOLARNY .

Przykład . Rozważmy strukturę cząsteczki wodoru H2. Każdy atom wodoru na swoim zewnętrznym poziomie energii przenosi 1 niesparowany elektron. Aby wyświetlić atom, używamy struktury Lewisa - jest to schemat struktury zewnętrznego poziomu energii atomu, gdy elektrony są oznaczone kropkami. Modele struktury punktowej Lewisa są bardzo pomocne przy pracy z elementami drugiego okresu.

H. + . H = H:H

Zatem cząsteczka wodoru ma jedną wspólną parę elektronów i jedno wiązanie chemiczne H – H. Ta para elektronów nie przesuwa się do żadnego z atomów wodoru, ponieważ Atomy wodoru mają tę samą elektroujemność. To połączenie nazywa się kowalencyjne niepolarne .

Wiązanie kowalencyjne niepolarne (symetryczne). jest wiązaniem kowalencyjnym utworzonym przez atomy o równej elektroujemności (zwykle te same niemetale), a zatem o równomiernym rozkładzie gęstości elektronów pomiędzy jądrami atomów.

Moment dipolowy wiązań niepolarnych wynosi 0.

Przykłady: H2 (H-H), O2 (O=O), S 8.

Kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne

Kowalencyjne wiązanie polarne jest wiązaniem kowalencyjnym występującym pomiędzy atomy o różnej elektroujemności (zazwyczaj, różne niemetale) i charakteryzuje się przemieszczenie wspólna para elektronów z atomem bardziej elektroujemnym (polaryzacja).

Gęstość elektronów jest przesunięta w stronę atomu bardziej elektroujemnego - dlatego pojawia się na nim częściowy ładunek ujemny (δ-), a na atomie mniej elektroujemnym pojawia się częściowy ładunek dodatni (δ+, delta +).

Im większa różnica elektroujemności atomów, tym większa biegunowość połączenia i nie tylko moment dipolowy . Dodatkowe siły przyciągające działają pomiędzy sąsiednimi cząsteczkami i ładunkami o przeciwnych znakach, co zwiększa się wytrzymałość komunikacja.

Polaryzacja wiązania wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne związków. Mechanizmy reakcji, a nawet reaktywność sąsiednich wiązań zależą od polarności wiązania. Często decyduje polaryzacja połączenia polarność cząsteczki a tym samym bezpośrednio wpływa na takie właściwości fizyczne jak temperatura wrzenia i topnienia, rozpuszczalność w rozpuszczalnikach polarnych.

Przykłady: HCl, CO2, NH3.

Mechanizmy tworzenia wiązań kowalencyjnych

Kowalencyjne wiązania chemiczne mogą powstawać poprzez 2 mechanizmy:

1. Mechanizm wymiany tworzenie kowalencyjnego wiązania chemicznego ma miejsce, gdy każda cząstka dostarcza jeden niesparowany elektron, tworząc wspólną parę elektronów:

A . + . B= A:B

2. Tworzenie wiązania kowalencyjnego to mechanizm, w którym jedna z cząstek dostarcza samotną parę elektronów, a druga cząstka zapewnia wolny orbital dla tej pary elektronów:

A: + B= A:B

W tym przypadku jeden z atomów dostarcza samotną parę elektronów ( dawca), a drugi atom zapewnia wolny orbital dla tej pary ( akceptor). W wyniku powstania obu wiązań energia elektronów maleje, tj. jest to korzystne dla atomów.

Wiązanie kowalencyjne utworzone przez mechanizm donor-akceptor nie jest inny we właściwościach innych wiązań kowalencyjnych utworzonych w wyniku mechanizmu wymiany. Tworzenie wiązania kowalencyjnego przez mechanizm donor-akceptor jest typowe dla atomów albo z dużą liczbą elektronów na zewnętrznym poziomie energii (donory elektronów), albo odwrotnie, z bardzo małą liczbą elektronów (akceptory elektronów). Zdolności wartościowe atomów omówiono bardziej szczegółowo w odpowiedniej sekcji.

Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku mechanizmu donor-akceptor:

- w cząsteczce tlenek węgla CO(wiązanie w cząsteczce jest potrójne, 2 wiązania powstają w wyniku mechanizmu wymiany, jedno w mechanizmie donor-akceptor): C≡O;

- V jon amonowy NH 4 +, w jonach aminy organiczne na przykład w jonie metyloamoniowym CH3-NH2+;

- V złożone związki, wiązanie chemiczne między atomem centralnym a grupami ligandów, na przykład w tetrahydroksoglinianie sodu wiązanie Na między jonami glinu i wodorotlenku;

- V kwas azotowy i jego sole- azotany: HNO 3, NaNO 3, w niektórych innych związkach azotu;

- w cząsteczce ozon O3.

Podstawowe cechy wiązań kowalencyjnych

Wiązania kowalencyjne zwykle tworzą się pomiędzy atomami niemetali. Główne cechy wiązania kowalencyjnego to długość, energia, krotność i kierunkowość.

Wielość wiązań chemicznych

Wielość wiązań chemicznych - Ten liczba wspólnych par elektronów między dwoma atomami w związku. Wielość wiązania można dość łatwo określić na podstawie wartości atomów tworzących cząsteczkę.

Na przykład , w cząsteczce wodoru H2 krotność wiązań wynosi 1, ponieważ Każdy wodór ma tylko 1 niesparowany elektron na swoim zewnętrznym poziomie energii, dlatego powstaje jedna wspólna para elektronów.

W cząsteczce tlenu O 2 krotność wiązań wynosi 2, ponieważ Każdy atom na zewnętrznym poziomie energii ma 2 niesparowane elektrony: O=O.

W cząsteczce azotu N2 krotność wiązań wynosi 3, ponieważ pomiędzy każdym atomem znajdują się 3 niesparowane elektrony na zewnętrznym poziomie energii, a atomy tworzą 3 wspólne pary elektronów N≡N.

Długość wiązania kowalencyjnego

Długość wiązania chemicznego jest odległością między środkami jąder atomów tworzących wiązanie. Określa się ją eksperymentalnymi metodami fizycznymi. Długość wiązania można w przybliżeniu oszacować za pomocą reguły addytywności, zgodnie z którą długość wiązania w cząsteczce AB jest w przybliżeniu równa połowie sumy długości wiązań w cząsteczkach A 2 i B 2:

Długość wiązania chemicznego można z grubsza oszacować przez promienie atomowe tworzenie wiązania lub poprzez wielość komunikacyjną, jeśli promienie atomów nie różnią się zbytnio.

Wraz ze wzrostem promieni atomów tworzących wiązanie wzrastać będzie jego długość.

Na przykład

Wraz ze wzrostem krotności wiązań między atomami (których promienie atomowe nie różnią się lub różnią się tylko nieznacznie), długość wiązania będzie się zmniejszać.

Na przykład . W szeregu: C–C, C=C, C≡C długość wiązania maleje.

Energia komunikacji

Miarą siły wiązania chemicznego jest energia wiązania. Energia komunikacji określona przez energię potrzebną do rozerwania wiązania i usunięcia atomów tworzących to wiązanie na nieskończenie dużą odległość od siebie.

Wiązanie kowalencyjne jest bardzo trwałe. Jego energia waha się od kilkudziesięciu do kilkuset kJ/mol. Im wyższa energia wiązania, tym większa siła wiązania i odwrotnie.

Siła wiązania chemicznego zależy od długości wiązania, polarności wiązania i krotności wiązań. Im dłuższe wiązanie chemiczne, tym łatwiej je rozerwać, a im niższa energia wiązania, tym mniejsza jest jego wytrzymałość. Im krótsze wiązanie chemiczne, tym jest ono silniejsze i tym większa jest energia wiązania.

Na przykład, w szeregu związków HF, HCl, HBr od lewej do prawej, siła wiązania chemicznego maleje, ponieważ Długość połączenia wzrasta.

Jonowe wiązanie chemiczne

Wiązanie jonowe jest wiązaniem chemicznym opartym na elektrostatyczne przyciąganie jonów.

Jony powstają w procesie przyjmowania lub oddawania elektronów przez atomy. Na przykład atomy wszystkich metali słabo utrzymują elektrony z zewnętrznego poziomu energii. Dlatego atomy metali charakteryzują się właściwości regeneracyjne- zdolność do oddawania elektronów.

Przykład. Atom sodu zawiera 1 elektron na poziomie energetycznym 3. Łatwo go oddając, atom sodu tworzy znacznie trwalszy jon Na +, o konfiguracji elektronowej neonu gazu szlachetnego Ne. Jon sodu zawiera 11 protonów i tylko 10 elektronów, zatem całkowity ładunek jonu wynosi -10+11 = +1:

+11Nie) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Nie +) 2 ) 8

Przykład. Atom chloru na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym zawiera 7 elektronów. Aby uzyskać konfigurację stabilnego, obojętnego atomu argonu Ar, chlor musi zyskać 1 elektron. Po dodaniu elektronu powstaje stabilny jon chloru, składający się z elektronów. Całkowity ładunek jonu wynosi -1:

+17kl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 kl — ) 2 ) 8 ) 8

Notatka:

• Właściwości jonów różnią się od właściwości atomów!
• Stabilne jony mogą tworzyć się nie tylko atomy, ale również grupy atomów. Na przykład: jon amonowy NH 4 +, jon siarczanowy SO 4 2- itp. Wiązania chemiczne utworzone przez takie jony są również uważane za jonowe;
• Wiązania jonowe zwykle tworzą się między sobą metale I niemetale(grupy niemetalowe);

Powstałe jony są przyciągane na skutek przyciągania elektrycznego: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Podsumujmy wizualnie Różnica między rodzajami wiązań kowalencyjnych i jonowych:

Wiązanie chemiczne metalu

Połączenie metalowe jest połączeniem utworzonym względnie wolne elektrony między jony metali, tworząc sieć krystaliczną.

Atomy metali zwykle znajdują się na zewnętrznym poziomie energetycznym od jednego do trzech elektronów. Promienie atomów metali z reguły są duże - dlatego atomy metali, w przeciwieństwie do niemetali, dość łatwo oddają swoje zewnętrzne elektrony, tj. są silnymi środkami redukującymi

Oddziaływania międzycząsteczkowe

Osobno warto rozważyć interakcje zachodzące między poszczególnymi cząsteczkami substancji - oddziaływania międzycząsteczkowe . Oddziaływania międzycząsteczkowe to rodzaj oddziaływania pomiędzy atomami obojętnymi, w którym nie pojawiają się nowe wiązania kowalencyjne. Siły oddziaływania między cząsteczkami zostały odkryte przez Van der Waalsa w 1869 roku i nazwane jego imieniem Siły Van dar Waalsa. Siły Van der Waalsa dzielą się na orientacja, wprowadzenie I dyspersyjny . Energia oddziaływań międzycząsteczkowych jest znacznie mniejsza niż energia wiązań chemicznych.

Orientacyjne siły przyciągania zachodzą pomiędzy cząsteczkami polarnymi (oddziaływanie dipol-dipol). Siły te występują pomiędzy cząsteczkami polarnymi. Oddziaływania indukcyjne jest oddziaływaniem pomiędzy cząsteczką polarną i niepolarną. Cząsteczka niepolarna ulega polaryzacji w wyniku działania cząsteczki polarnej, która generuje dodatkowe przyciąganie elektrostatyczne.

Szczególnym rodzajem interakcji międzycząsteczkowych są wiązania wodorowe. - są to międzycząsteczkowe (lub wewnątrzcząsteczkowe) wiązania chemiczne powstające pomiędzy cząsteczkami posiadającymi silnie polarne wiązania kowalencyjne - H-F, H-O lub H-N. Jeśli w cząsteczce są takie wiązania, to między cząsteczkami będą dodatkowe siły przyciągające .

Mechanizm edukacyjny wiązanie wodorowe jest częściowo elektrostatyczne, a częściowo donor-akceptor. W tym przypadku donorem pary elektronów jest atom pierwiastka silnie elektroujemnego (F, O, N), a akceptorem są połączone z tymi atomami atomy wodoru. Wiązania wodorowe charakteryzują się centrum w kosmosie i nasycenie

Wiązania wodorowe można oznaczyć kropkami: H ··· O. Im większa elektroujemność atomu związanego z wodorem i im mniejszy jest jego rozmiar, tym silniejsze jest wiązanie wodorowe. Jest to typowe przede wszystkim dla połączeń fluor z wodorem , a także do tlen i wodór , mniej azot z wodorem .

Wiązania wodorowe występują pomiędzy następującymi substancjami:

— fluorowodór HF(gaz, roztwór fluorowodoru w wodzie – kwas fluorowodorowy), woda H 2 O (para wodna, lód, woda w stanie ciekłym):

— roztwór amoniaku i amin organicznych- pomiędzy cząsteczkami amoniaku i wody;

— związki organiczne, w których występują wiązania O-H lub N-H: alkohole, kwasy karboksylowe, aminy, aminokwasy, fenole, anilina i jej pochodne, białka, roztwory węglowodanów - monosacharydów i disacharydów.

Wiązania wodorowe wpływają na właściwości fizyczne i chemiczne substancji. Zatem dodatkowe przyciąganie między cząsteczkami utrudnia wrzenie substancji. Substancje posiadające wiązania wodorowe wykazują nieprawidłowy wzrost temperatury wrzenia.

Na przykład Z reguły wraz ze wzrostem masy cząsteczkowej obserwuje się wzrost temperatury wrzenia substancji. Jednak w wielu substancjach H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nie obserwujemy liniowej zmiany temperatur wrzenia.

Mianowicie o godz temperatura wrzenia wody jest nienormalnie wysoka - nie mniej niż -61 o C, jak pokazuje nam linia prosta, ale znacznie więcej, +100 o C. Anomalię tę tłumaczy się obecnością wiązań wodorowych pomiędzy cząsteczkami wody. Dlatego w normalnych warunkach (0-20 o C) woda jest płyn według stanu fazowego.

Wiązanie proste (pojedyncze). Rodzaje wiązań w związkach bioorganicznych.

Nazwa parametru	Oznaczający
Temat artykułu:	Wiązanie proste (pojedyncze). Rodzaje wiązań w związkach bioorganicznych.
Rubryka (kategoria tematyczna)	Chemia

Wiązanie kowalencyjne. Połączenie wielokrotne. Wiązanie niepolarne. Połączenie polarne.

Elektrony walencyjne. Orbital hybrydowy (hybrydyzowany). Długość łącza

Słowa kluczowe.

Charakterystyka wiązań chemicznych w związkach bioorganicznych

AROMATYCZNOŚĆ

WYKŁAD 1

SYSTEMY POŁĄCZONE: ACYKLICZNE I CYKLICZNE.

1. Charakterystyka wiązań chemicznych w związkach bioorganicznych. Hybrydyzacja orbitali atomów węgla.

2. Klasyfikacja układów sprzężonych: acyklicznych i cyklicznych.

3 Rodzaje koniugacji: π, π i π, р

4. Kryteria stabilności układów sprzężonych – „energia koniugacji”

5. Acykliczne (niecykliczne) układy koniugacyjne, rodzaje koniugacji. Główni przedstawiciele (alkadieny, nienasycone kwasy karboksylowe, witamina A, karoten, likopen).

6. Cykliczne układy koniugatów. Kryteria aromatyczności. Reguła Hückela. Rola koniugacji π-π-, π-ρ-w tworzeniu układów aromatycznych.

7.Karbocykliczne związki aromatyczne: (benzen, naftalen, antracen, fenantren, fenol, anilina, kwas benzoesowy) - budowa, tworzenie układu aromatycznego.

8. Heterocykliczne związki aromatyczne (pirydyna, pirymidyna, pirol, puryna, imidazol, furan, tiofen) - budowa, cechy powstawania układu aromatycznego. Hybrydyzacja orbitali elektronowych atomu azotu podczas tworzenia pięcio- i sześcioczłonowych związków heteroaromatycznych.

9. Medyczne i biologiczne znaczenie związków naturalnych zawierających układy wiązań sprzężonych i aromatycznych.

Początkowy poziom wiedzy do opanowania tematu (szkolny kurs chemii):

Konfiguracje elektronowe pierwiastków (węgiel, tlen, azot, wodór, siarka, halogeny), pojęcie „orbitalu”, hybrydyzacja orbitali i orientacja przestrzenna orbitali pierwiastków II okresu, rodzaje wiązań chemicznych, cechy powstawania kowalencyjnych wiązań σ i π, zmiany elektroujemności pierwiastków w okresie i grupie, klasyfikacja i zasady nazewnictwa związków organicznych.

Cząsteczki organiczne powstają poprzez wiązania kowalencyjne. Wiązania kowalencyjne powstają pomiędzy dwoma jądrami atomowymi dzięki wspólnej (wspólnej) parze elektronów. Metoda ta odnosi się do mechanizmu wymiany. Tworzą się wiązania niepolarne i polarne.

Wiązania niepolarne charakteryzują się symetrycznym rozkładem gęstości elektronów pomiędzy dwoma atomami, które łączy wiązanie.

Wiązania polarne charakteryzują się asymetrycznym (nierównym) rozkładem gęstości elektronów; przesuwa się on w stronę atomu bardziej elektroujemnego.

Szereg elektroujemności (ułożony w kolejności malejącej)

A) elementy: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

B) atom węgla: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Istnieją dwa rodzaje wiązań kowalencyjnych: sigma (σ) i pi (π).

W cząsteczkach organicznych wiązania sigma (σ) tworzą elektrony umieszczone na orbitali hybrydowych (hybrydyzowanych); gęstość elektronów zlokalizowana jest pomiędzy atomami na konwencjonalnej linii ich wiązania.

Wiązania π (wiązania pi) powstają, gdy dwa niezhybrydyzowane orbitale p nakładają się na siebie. Ich główne osie są położone równolegle do siebie i prostopadle do linii wiązania σ. Połączenie wiązań σ i π nazywa się wiązaniem podwójnym (wielokrotnym) i składa się z dwóch par elektronów. Wiązanie potrójne składa się z trzech par elektronów - jednego σ - i dwóch π - (niezwykle rzadkich w związkach bioorganicznych).

σ -Wiązania biorą udział w tworzeniu szkieletu molekularnego, są głównymi i π -wiązania można uznać za dodatkowe, ale nadające cząsteczkom specjalne właściwości chemiczne.

1.2. Hybrydyzacja orbitali atomu węgla 6C

Konfiguracja elektronowa stanu niewzbudnego atomu węgla

wyraża się rozkładem elektronów 1s 2 2s 2 2p 2.

Ponadto w związkach bioorganicznych, a także w większości substancji nieorganicznych, atom węgla ma wartościowość równą cztery.

Następuje przejście jednego z elektronów 2s na wolny orbital 2p. Powstają stany wzbudzone atomu węgla, stwarzające możliwość powstania trzech stanów hybrydowych, oznaczonych jako C sp 3, C sp 2, C sp.

Orbital hybrydowy ma cechy inne niż „czyste” orbitale s, p, d i jest „mieszanką” dwóch lub więcej typów orbitali niezhybrydyzowanych.

Orbitale hybrydowe są charakterystyczne dla atomów tylko w cząsteczkach.

Pojęcie hybrydyzacji zostało wprowadzone w 1931 roku przez L. Paulinga, laureata Nagrody Nobla.

Rozważmy lokalizację orbitali hybrydowych w przestrzeni.

C s p 3 --- -- -- ---

W stanie wzbudzonym powstają 4 równoważne orbitale hybrydowe. Położenie wiązań odpowiada kierunkowi kątów środkowych czworościanu foremnego; kąt między dowolnymi dwoma wiązaniami wynosi 109 0 28, .

W alkanach i ich pochodnych (alkoholach, haloalkanach, aminach) wszystkie atomy węgla, tlenu i azotu znajdują się w tym samym hybrydowym stanie sp3. Atom węgla tworzy cztery, atom azotu trzy, atom tlenu dwa kowalencyjne σ - połączenia. Wokół tych wiązań możliwy jest swobodny obrót części cząsteczki względem siebie.

W stanie wzbudzonym sp 2 pojawiają się trzy równoważne orbitale hybrydowe, znajdujące się na nich elektrony tworzą trzy σ - wiązania znajdujące się w tej samej płaszczyźnie, kąt między wiązaniami wynosi 120 0. Tworzą się niezhybrydyzowane orbitale 2p dwóch sąsiednich atomów π -połączenie. Znajduje się prostopadle do płaszczyzny, w której się znajdują σ - połączenia. Oddziaływanie p-elektronów w tym przypadku nazywa się „bocznym nakładaniem się”. Wiązanie wielokrotne nie pozwala na swobodny obrót części cząsteczki wokół siebie. Ustalonemu położeniu części cząsteczki towarzyszy tworzenie się dwóch geometrycznych, płaskich form izomerycznych, które nazywane są: izomerami cis (cis) - i trans (trans). (cis- łac- z jednej strony trans- łac- Poprzez).

π -połączenie

Atomy połączone wiązaniem podwójnym znajdują się w stanie hybrydyzacji sp 2 i

obecne w alkenach, związkach aromatycznych, tworzą grupę karbonylową

>C=O, grupa azometynowa (grupa iminowa) -CH=N-

Z sp 2 - --- -- ---

Wzór strukturalny związku organicznego przedstawiono za pomocą struktur Lewisa (każdą parę elektronów między atomami zastępuje się myślnikiem)

C 2 H 6 CH 3 - CH 3 H H

1.3. Polaryzacja wiązań kowalencyjnych

Kowalencyjne wiązanie polarne charakteryzuje się nierównomiernym rozkładem gęstości elektronów. Aby wskazać kierunek przesunięcia gęstości elektronowej, zastosowano dwa konwencjonalne obrazy.

Polar σ – wiązanie. Przesunięcie gęstości elektronowej jest oznaczone strzałką wzdłuż linii wiązania. Koniec strzałki jest skierowany w stronę atomu bardziej elektroujemnego. Pojawienie się częściowych ładunków dodatnich i ujemnych sygnalizuje się literą „b” „delta” ze znakiem żądanego ładunku.

b + b- b+ b + b- b + b-

CH3 -> O<- Н СН 3 - >C1CH3 -> NH2

metanol chlorometan aminometan (metyloamina)

Wiązanie polarne π. Przesunięcie gęstości elektronów jest oznaczone półkolistą (zakrzywioną) strzałką nad wiązaniem pi, również skierowaną w stronę atomu bardziej elektroujemnego. ()

b + b- b+ b-

H. 2 do = O CH 3 - do === O

metanal |

CH3 propanon -2

1. Określić rodzaj hybrydyzacji atomów węgla, tlenu, azotu w związkach A, B, C. Nazwij związki, korzystając z zasad nomenklatury IUPAC.

A. CH 3 -CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 = CH - CH 2 - CH=O

B. CH 3 - N H– C 2 H 5

2. Wykonaj oznaczenia charakteryzujące kierunek polaryzacji wszystkich wskazanych wiązań w związkach (A - D)

A. CH 3 – Br B. C 2 H 5 – O- N C. CH 3 -NH- C 2 H 5

G. C 2 H 5 – CH= O

Wiązanie proste (pojedyncze). Rodzaje wiązań w związkach bioorganicznych. - koncepcja i rodzaje. Klasyfikacja i cechy kategorii „Wiązanie proste (pojedyncze). Rodzaje wiązań w związkach bioorganicznych”. 2017, 2018.

170762 0

Każdy atom ma określoną liczbę elektronów.

Wchodząc w reakcje chemiczne, atomy oddają, zyskują lub dzielą elektrony, uzyskując najbardziej stabilną konfigurację elektronową. Konfiguracja o najniższej energii (jak w przypadku atomów gazu szlachetnego) okazuje się najbardziej stabilna. Ten wzór nazywa się „regułą oktetu” (ryc. 1).

Ryż. 1.

Ta zasada dotyczy każdego rodzaje połączeń. Połączenia elektroniczne między atomami pozwalają im tworzyć stabilne struktury, od najprostszych kryształów po złożone biomolekuły, które ostatecznie tworzą żywe systemy. Różnią się od kryształów ciągłym metabolizmem. Jednocześnie wiele reakcji chemicznych przebiega zgodnie z mechanizmami przelew elektrowniczny, które odgrywają kluczową rolę w procesach energetycznych w organizmie.

Wiązanie chemiczne to siła, która utrzymuje razem dwa lub więcej atomów, jonów, cząsteczek lub dowolną ich kombinację.

Charakter wiązania chemicznego jest uniwersalny: jest to elektrostatyczna siła przyciągania pomiędzy ujemnie naładowanymi elektronami i dodatnio naładowanymi jądrami, określona przez konfigurację elektronów zewnętrznej powłoki atomów. Nazywa się zdolność atomu do tworzenia wiązań chemicznych wartościowość, Lub stan utlenienia. Koncepcja elektrony walencyjne- elektrony tworzące wiązania chemiczne, czyli znajdujące się na orbitaliach o najwyższych energiach. Odpowiednio nazywa się zewnętrzną powłokę atomu zawierającą te orbitale powłoka walencyjna. Obecnie nie wystarczy wskazać obecność wiązania chemicznego, ale konieczne jest określenie jego rodzaju: jonowe, kowalencyjne, dipolowo-dipolowe, metaliczne.

Pierwszy rodzaj połączenia tojoński połączenie

Zgodnie z teorią wartościowości elektronicznej Lewisa i Kossela atomy mogą osiągnąć stabilną konfigurację elektronową na dwa sposoby: po pierwsze, tracąc elektrony, stając się kationy, po drugie, zdobywanie ich, zamienianie się w aniony. W wyniku przeniesienia elektronów, pod wpływem elektrostatycznej siły przyciągania pomiędzy jonami o ładunkach o przeciwnych znakach, powstaje wiązanie chemiczne, zwane przez Kossela „ elektrowalentny"(teraz nazywany joński).

W tym przypadku aniony i kationy tworzą stabilną konfigurację elektronową z wypełnioną zewnętrzną powłoką elektronową. Typowe wiązania jonowe powstają z kationów grup T i II układu okresowego oraz anionów pierwiastków niemetalicznych z grup VI i VII (odpowiednio 16 i 17 podgrup, chalkogeny I halogeny). Wiązania związków jonowych są nienasycone i bezkierunkowe, dzięki czemu zachowują możliwość oddziaływania elektrostatycznego z innymi jonami. Na ryc. Ryciny 2 i 3 przedstawiają przykłady wiązań jonowych odpowiadające modelowi przeniesienia elektronu Kossela.

Ryż. 2.

Ryż. 3. Wiązanie jonowe w cząsteczce soli kuchennej (NaCl)

W tym miejscu należy przypomnieć niektóre właściwości, które wyjaśniają zachowanie substancji w przyrodzie, w szczególności rozważyć ideę kwasy I powodów.

Wodne roztwory wszystkich tych substancji są elektrolitami. Różnie zmieniają kolor wskaźniki. Mechanizm działania wskaźników odkrył F.V. Ostwalda. Pokazał, że wskaźnikami są słabe kwasy lub zasady, których kolor różni się w stanie niezdysocjowanym i zdysocjowanym.

Zasady mogą neutralizować kwasy. Nie wszystkie zasady są rozpuszczalne w wodzie (na przykład niektóre związki organiczne, które nie zawierają grup OH, są nierozpuszczalne, w szczególności trietyloamina N(C 2 H 5) 3); zasady rozpuszczalne alkalia.

Wodne roztwory kwasów ulegają charakterystycznym reakcjom:

a) z tlenkami metali - z tworzeniem się soli i wody;

b) z metalami - z tworzeniem się soli i wodoru;

c) z węglanami - z tworzeniem się soli, WSPÓŁ 2 i N 2 O.

Właściwości kwasów i zasad opisuje kilka teorii. Zgodnie z teorią S.A. Arrheniusa, kwas jest substancją, która dysocjuje, tworząc jony N+ , podczas gdy zasada tworzy jony ON- . Teoria ta nie uwzględnia istnienia zasad organicznych, które nie mają grup hydroksylowych.

Zgodnie z proton Według teorii Brønsteda i Lowry'ego kwas to substancja zawierająca cząsteczki lub jony oddające protony ( dawcy protony), a zasada to substancja składająca się z cząsteczek lub jonów, które przyjmują protony ( akceptory protony). Należy pamiętać, że w roztworach wodnych jony wodoru występują w postaci uwodnionej, to znaczy w postaci jonów hydroniowych H3O+ . Teoria ta opisuje reakcje nie tylko z wodą i jonami wodorotlenkowymi, ale także te prowadzone w nieobecności rozpuszczalnika lub z rozpuszczalnikiem niewodnym.

Na przykład w reakcji między amoniakiem N.H. 3 (słaba zasada) i chlorowodór w fazie gazowej powstaje stały chlorek amonu, a w równowagowej mieszaninie dwóch substancji zawsze znajdują się 4 cząstki, z których dwie to kwasy, a pozostałe dwie to zasady:

Ta mieszanina równowagowa składa się z dwóch sprzężonych par kwasów i zasad:

1)N.H. 4+ i N.H. 3

2) HCl I kl ‑

Tutaj w każdej parze koniugatów kwas i zasada różnią się o jeden proton. Każdy kwas ma sprzężoną zasadę. Mocny kwas ma słabą sprzężoną zasadę, a słaby kwas ma silną sprzężoną zasadę.

Teoria Brønsteda-Lowry'ego pomaga wyjaśnić wyjątkową rolę wody dla życia biosfery. Woda, w zależności od substancji, z którą wchodzi w interakcję, może wykazywać właściwości kwasu lub zasady. Na przykład w reakcjach z wodnymi roztworami kwasu octowego woda jest zasadą, a w reakcjach z wodnymi roztworami amoniaku jest kwasem.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH3 COO- . Tutaj cząsteczka kwasu octowego przekazuje proton cząsteczce wody;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ON- . Tutaj cząsteczka amoniaku przyjmuje proton z cząsteczki wody.

Zatem woda może tworzyć dwie pary koniugatów:

1) H2O(kwas) i ON- (zasada sprzężona)

2) H3O+ (kwas) i H2O(zasada sprzężona).

W pierwszym przypadku woda oddaje proton, a w drugim go przyjmuje.

Ta właściwość nazywa się amfiprotonizm. Substancje, które mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami, nazywane są amfoteryczny. Substancje takie często występują w żywej przyrodzie. Na przykład aminokwasy mogą tworzyć sole zarówno z kwasami, jak i zasadami. Dlatego peptydy łatwo tworzą związki koordynacyjne z obecnymi jonami metali.

Zatem charakterystyczną właściwością wiązania jonowego jest całkowity ruch elektronów wiążących do jednego z jąder. Oznacza to, że pomiędzy jonami znajduje się obszar, w którym gęstość elektronów jest bliska zeru.

Drugi rodzaj połączenia tokowalencyjny połączenie

Atomy mogą tworzyć stabilne konfiguracje elektroniczne, dzieląc się elektronami.

Takie wiązanie powstaje, gdy para elektronów jest współdzielona pojedynczo od wszystkich atom. W tym przypadku elektrony z wiązań wspólnych są równomiernie rozmieszczone pomiędzy atomami. Przykłady wiązań kowalencyjnych obejmują homojądrowy dwuatomowy cząsteczki H 2 , N 2 , F 2. Ten sam typ połączenia występuje w alotropach O 2 i ozon O 3 i dla cząsteczki wieloatomowej S 8 i także cząsteczki heterojądrowe chlorek wodoru HCl, dwutlenek węgla WSPÓŁ 2, metan CH 4, etanol Z 2 N 5 ON, sześciofluorek siarki SF 6, acetylen Z 2 N 2. Wszystkie te cząsteczki mają te same elektrony, a ich wiązania są nasycone i skierowane w ten sam sposób (ryc. 4).

Dla biologów ważne jest, aby wiązania podwójne i potrójne miały zmniejszone kowalencyjne promienie atomowe w porównaniu z wiązaniem pojedynczym.

Ryż. 4. Wiązanie kowalencyjne w cząsteczce Cl2.

Wiązania jonowe i kowalencyjne to dwa skrajne przypadki wielu istniejących typów wiązań chemicznych, a w praktyce większość wiązań ma charakter pośredni.

Związki dwóch pierwiastków znajdujących się na przeciwległych końcach tego samego lub różnych okresów układu okresowego tworzą przeważnie wiązania jonowe. W miarę jak pierwiastki zbliżają się do siebie w pewnym okresie, charakter jonowy ich związków maleje, a charakter kowalencyjny wzrasta. Na przykład halogenki i tlenki pierwiastków po lewej stronie układu okresowego tworzą głównie wiązania jonowe ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), a te same związki pierwiastków po prawej stronie tabeli są kowalencyjne ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukoza C 6 H 12 O 6, etanol C2H5OH).

Wiązanie kowalencyjne ma z kolei jeszcze jedną modyfikację.

W jonach wieloatomowych i złożonych cząsteczkach biologicznych oba elektrony mogą pochodzić tylko z jeden atom. Nazywa się to dawca para elektronów. Atom, który dzieli tę parę elektronów z dawcą, nazywa się akceptor para elektronów. Ten typ wiązania kowalencyjnego nazywa się koordynacja (dawca-akceptor, Lubcelownik) Komunikacja(ryc. 5). Ten typ wiązania jest najważniejszy w biologii i medycynie, ponieważ chemię najważniejszych dla metabolizmu pierwiastków D w dużej mierze opisują wiązania koordynacyjne.

Figa. 5.

Z reguły w złożonym związku atom metalu działa jako akceptor pary elektronów; wręcz przeciwnie, w wiązaniach jonowych i kowalencyjnych atom metalu jest donorem elektronów.

Istotę wiązania kowalencyjnego i jego odmianę - wiązanie koordynacyjne - można wyjaśnić za pomocą innej teorii kwasów i zasad zaproponowanej przez GN. Chwytak. Rozszerzył nieco koncepcję semantyczną terminów „kwas” i „zasada” zgodnie z teorią Brønsteda-Lowry'ego. Teoria Lewisa wyjaśnia naturę powstawania jonów złożonych i udział substancji w reakcjach podstawienia nukleofilowego, czyli w tworzeniu CS.

Według Lewisa kwas to substancja zdolna do tworzenia wiązania kowalencyjnego poprzez przyjęcie pary elektronów z zasady. Zasada Lewisa to substancja posiadająca wolną parę elektronów, która oddając elektrony, tworzy wiązanie kowalencyjne z kwasem Lewisa.

Oznacza to, że teoria Lewisa rozszerza zakres reakcji kwasowo-zasadowych także na reakcje, w których protony w ogóle nie uczestniczą. Co więcej, sam proton, zgodnie z tą teorią, jest również kwasem, ponieważ jest w stanie przyjąć parę elektronów.

Zatem zgodnie z tą teorią kationy to kwasy Lewisa, a aniony to zasady Lewisa. Przykładem mogą być następujące reakcje:

Zauważono powyżej, że podział substancji na jonowe i kowalencyjne jest względny, ponieważ w cząsteczkach kowalencyjnych nie zachodzi całkowite przeniesienie elektronów z atomów metalu do atomów akceptora. W związkach z wiązaniami jonowymi każdy jon znajduje się w polu elektrycznym jonów o przeciwnym znaku, zatem są one wzajemnie spolaryzowane, a ich powłoki ulegają deformacji.

Polaryzowalność określony przez strukturę elektronową, ładunek i wielkość jonu; dla anionów jest ona wyższa niż dla kationów. Największą polaryzowalnością wśród kationów charakteryzują się kationy o większym ładunku i mniejszym rozmiarze, np. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ma silne działanie polaryzujące N+ . Ponieważ wpływ polaryzacji jonów jest dwukierunkowy, zmienia to znacząco właściwości tworzących się przez nie związków.

Trzeci rodzaj połączenia todipol-dipol połączenie

Oprócz wymienionych rodzajów komunikacji istnieją również dipol-dipol międzycząsteczkowy interakcji, tzw van der Waalsa .

Siła tych oddziaływań zależy od charakteru cząsteczek.

Istnieją trzy rodzaje oddziaływań: dipol trwały - dipol trwały ( dipol-dipol atrakcja); dipol stały - dipol indukowany ( wprowadzenie atrakcja); chwilowy dipol - dipol indukowany ( dyspersyjny atrakcja lub siły londyńskie; Ryż. 6).

Ryż. 6.

Tylko cząsteczki z polarnymi wiązaniami kowalencyjnymi mają moment dipol-dipol ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), a siła wiązania wynosi 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 kulombometrów - C × m).

W biochemii istnieje inny rodzaj połączenia - wodór połączenie, które jest przypadkiem ograniczającym dipol-dipol atrakcja. Wiązanie to powstaje w wyniku przyciągania pomiędzy atomem wodoru i małym atomem elektroujemnym, najczęściej tlenem, fluorem i azotem. W przypadku dużych atomów o podobnej elektroujemności (takich jak chlor i siarka) wiązanie wodorowe jest znacznie słabsze. Atom wodoru wyróżnia się jedną istotną cechą: gdy elektrony wiążące zostaną oderwane, jego jądro – proton – zostaje odsłonięte i nie jest już osłonięte przez elektrony.

Dlatego atom zamienia się w duży dipol.

Wiązanie wodorowe, w przeciwieństwie do wiązania van der Waalsa, powstaje nie tylko podczas oddziaływań międzycząsteczkowych, ale także w obrębie jednej cząsteczki - wewnątrzcząsteczkowy wiązanie wodorowe. Wiązania wodorowe odgrywają ważną rolę w biochemii, np. stabilizują strukturę białek w postaci a-helisy, czy tworzą podwójną helisę DNA (ryc. 7).

Ryc.7.

Wiązania wodorowe i van der Waalsa są znacznie słabsze niż wiązania jonowe, kowalencyjne i koordynacyjne. Energię wiązań międzycząsteczkowych podano w tabeli. 1.

Tabela 1. Energia sił międzycząsteczkowych

Notatka: Stopień oddziaływań międzycząsteczkowych odzwierciedla entalpia topnienia i parowania (wrzenia). Związki jonowe wymagają znacznie więcej energii do oddzielenia jonów niż do oddzielenia cząsteczek. Entalpia topnienia związków jonowych jest znacznie wyższa niż związków molekularnych.

Czwartym rodzajem połączenia jestpołączenie metalowe

Wreszcie istnieje inny rodzaj wiązań międzycząsteczkowych - metal: połączenie jonów dodatnich siatki metalowej ze swobodnymi elektronami. Tego typu połączenie nie występuje w obiektach biologicznych.

Z krótkiego przeglądu typów wiązań jeden szczegół staje się jasny: ważnym parametrem atomu lub jonu metalu - donora elektronów, a także atomu - akceptora elektronów, jest jego rozmiar.

Nie wchodząc w szczegóły, zauważamy, że promienie kowalencyjne atomów, promienie jonowe metali i promienie van der Waalsa oddziałujących cząsteczek rosną wraz ze wzrostem ich liczby atomowej w grupach układu okresowego. W tym przypadku wartości promieni jonów są najmniejsze, a promienie van der Waalsa są największe. Z reguły podczas przesuwania się w dół grupy promienie wszystkich elementów, zarówno kowalencyjnych, jak i van der Waalsa, rosną.

Największe znaczenie dla biologów i lekarzy mają koordynacja(dawca-akceptor) wiązania rozpatrywane w chemii koordynacyjnej.

Bionieorganiczne medyczne. G.K. Baraszkow

Siły, które wiążą ze sobą atomy, mają jedną naturę elektryczną. Jednak ze względu na różnice w mechanizmie powstawania i manifestacji tych sił wiązania chemiczne mogą być różnego rodzaju.

Wyróżnić trzy główny typwartościowość wiązanie chemiczne: kowalencyjne, jonowe i metaliczne.

Oprócz nich ogromne znaczenie i dystrybucja mają: wodór połączenie, jakie mogłoby istnieć wartościowość I niewartościowy, I niewartościowy wiązanie chemiczne – m.in międzycząsteczkowy ( Lub van der Waalsa), tworząc stosunkowo małe asocjaty molekularne i ogromne zespoły molekularne - nanostruktury super- i supramolekularne.

Kowalencyjne wiązanie chemiczne (atomowy, homeopolarny) –

Ten wykonane wiązanie chemiczne ogólny dla oddziałujących ze sobą atomów jeden-trzypary elektronów .

To połączenie jest dwuelektronowy I dwucentrowy(łączy 2 jądra atomowe).

W tym przypadku jest to wiązanie kowalencyjne najczęstsze i najczęstsze typ wartościowe wiązanie chemiczne w związkach binarnych – pomiędzy a) atomy niemetali oraz b) atomy metali amfoterycznych i niemetali.

Przykłady: H-H (w cząsteczce wodoru H2); cztery wiązania S-O (w jonie SO 4 2-); trzy wiązania Al-H (w cząsteczce AlH3); Fe-S (w cząsteczce FeS) itp.

Osobliwości wiązanie kowalencyjne - jego centrum I nasycalność.

Centrum - najważniejsza właściwość wiązania kowalencyjnego, z

która określa strukturę (konfigurację, geometrię) cząsteczek i związków chemicznych. Kierunek przestrzenny wiązania kowalencyjnego określa strukturę chemiczną i krystaliczną substancji. Wiązanie kowalencyjne zawsze skierowane w stronę maksymalnego nakładania się orbitali atomowych elektronów walencyjnych oddziałujące ze sobą atomy, tworząc wspólną chmurę elektronów i najsilniejsze wiązanie chemiczne. Centrum wyrażone w postaci kątów między kierunkami wiązania atomów w cząsteczkach różnych substancji i kryształach ciał stałych.

Nasycalność jest własnością, co odróżnia wiązanie kowalencyjne od wszystkich innych rodzajów interakcji cząstek, przejawiających się w zdolność atomów do tworzenia ograniczonej liczby wiązań kowalencyjnych, ponieważ każda para elektronów wiążących jest utworzona tylko wartościowość elektrony o przeciwnie zorientowanych spinach, których liczba w atomie jest ograniczona wartościowość, 1 – 8. Zabrania to dwukrotnego użycia tego samego orbitalu atomowego w celu utworzenia wiązania kowalencyjnego (zasada Pauliego).

Wartościowość to zdolność atomu do przyłączania lub zastępowania określonej liczby innych atomów w celu utworzenia wiązań chemicznych walencyjnych.

Według teorii spinu wiązanie kowalencyjne wartościowość określony liczba niesparowanych elektronów, jakie posiada atom w stanie podstawowym lub wzbudzonym .

Zatem dla różnych elementów zdolność do tworzenia określonej liczby wiązań kowalencyjnych ogranicza się do odbioru maksymalna liczba niesparowanych elektronów w stanie wzbudzonym ich atomów.

Stan wzbudzony atomu - jest to stan atomu, w którym dodatkowa energia otrzymana z zewnątrz powoduje parowanie elektrony antyrównoległe zajmujące jeden orbital atomowy, tj. przejście jednego z tych elektronów ze stanu sparowanego na wolny (wolny) orbital ten sam Lub zamknąć poziom energii.

Na przykład, schemat pożywny S-, r-AO I wartościowość (W) przy atomie wapnia Sa głównie I stan podniecenia następujące:

Należy zauważyć, że atomy z nasyconymi wiązaniami walencyjnymi może uformować się dodatkowe wiązania kowalencyjne przez donor-akceptor lub inny mechanizm (jak na przykład w związkach złożonych).

Wiązanie kowalencyjne Możepolarny Iniepolarny .

Wiązanie kowalencyjne niepolarny , mi Jeśli wspólne elektrony walencyjne równomiernie rozmieszczone pomiędzy jądrami oddziałujących atomów, obszar nakładania się orbitali atomowych (chmury elektronów) jest przyciągany przez oba jądra z tą samą siłą, a zatem maksimum całkowita gęstość elektronów nie jest przesunięta w stronę żadnego z nich.

Ten typ wiązania kowalencyjnego występuje, gdy dwa identyczny atomy pierwiastka. Wiązanie kowalencyjne pomiędzy identycznymi atomami nazywane również atomowy Lub homeolarny .

Polarny połączenie powstaje podczas oddziaływania dwóch atomów różnych pierwiastków chemicznych, jeżeli jeden z atomów ma większą wartość elektroujemność silniej przyciąga elektrony walencyjne i wtedy całkowita gęstość elektronów jest mniej więcej przesunięta w stronę tego atomu.

W wiązaniu polarnym prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w jądrze jednego z atomów jest większe niż w drugim.

Charakterystyka jakościowa polaru komunikacja –

względna różnica elektroujemności (|‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEO |)‌‌‌ powiązany atomy : im jest większy, tym bardziej polarne jest wiązanie kowalencyjne.

Ilościowa charakterystyka polarna komunikacja, te. miara polarności wiązania i cząsteczki złożonej - elektryczny moment dipolowy μ Św. , równy pracaładunek efektywny δ na długość dipola l D : μ Św. = δ ∙ l D . Jednostka μ Św.- Deby. 1Debye = 3,3.10 -30 C/m.

Dipole elektryczne – jest elektrycznie obojętnym układem dwóch równych i przeciwnych ładunków elektrycznych + δ I - δ .

Moment dipolowy (elektryczny moment dipolowy μ Św. ) – wielkość wektorowa . Powszechnie przyjmuje się, że kierunek wektora od (+) do (–) mecze z kierunkiem przemieszczenia obszaru całkowitej gęstości elektronowej(całkowita chmura elektronów) spolaryzowane atomy.

Całkowity moment dipolowy złożonej cząsteczki wieloatomowej zależy od liczby i kierunku przestrzennego występujących w nim wiązań polarnych. Zatem wyznaczenie momentów dipolowych pozwala ocenić nie tylko charakter wiązań w cząsteczkach, ale także ich położenie w przestrzeni, tj. o konfiguracji przestrzennej cząsteczki.

Wraz ze wzrostem różnicy elektroujemności | ‌‌‌‌‌‌‌‌‌∆OEO|‌‌‌ atomów tworzących wiązanie, elektryczny moment dipolowy wzrasta.

Należy zaznaczyć, że określenie momentu dipolowego wiązania jest problemem złożonym i nie zawsze rozwiązalnym (oddziaływanie wiązań, nieznany kierunek μ Św. itp.).

Metody mechaniki kwantowej opisu wiązań kowalencyjnych – wyjaśnić mechanizm tworzenia wiązań kowalencyjnych.

Prowadzeni przez W. Heitlera i F. Londona, język niemiecki. naukowcy (1927), obliczenie bilansu energetycznego tworzenia wiązania kowalencyjnego w cząsteczce wodoru H2 umożliwiło dokonanie wniosek: charakter wiązania kowalencyjnego, jak każdy inny rodzaj wiązania chemicznego, Jestoddziaływanie elektryczne zachodzące w warunkach mikroukładu mechaniki kwantowej.

Aby opisać mechanizm powstawania kowalencyjnego wiązania chemicznego, użyj dwie przybliżone metody mechaniki kwantowej :

wiązania walencyjne I orbitale molekularne – nie wykluczające się, lecz wzajemnie uzupełniające.

2.1. Metoda wiązań walencyjnych (MVS lubzlokalizowane pary elektronów ), zaproponowany przez W. Heitlera i F. Londona w 1927 r., opiera się na poniższym zaprowiantowanie :

1) wiązanie chemiczne między dwoma atomami wynika z częściowego nakładania się orbitali atomowych, tworząc wspólną gęstość elektronową wspólnej pary elektronów o przeciwnych spinach, wyższą niż w innych obszarach przestrzeni wokół każdego jądra;

2) kowalencyjny wiązanie powstaje tylko wtedy, gdy oddziałują elektrony o spinach antyrównoległych, tj. z przeciwnymi liczbami kwantowymi o spinie M S = + 1/2 ;

3) określa się charakterystykę wiązania kowalencyjnego (energię, długość, polarność itp.). pogląd połączenia (σ –, π –, δ –), stopień nakładania się AO(im jest większe, tym wiązanie chemiczne jest silniejsze, czyli im większa jest energia wiązania i krótsza długość), elektroujemność oddziałujące atomy;

4) może powstać wiązanie kowalencyjne wzdłuż MBC na dwa sposoby (dwa mechanizmy) zasadniczo różne, ale mające ten sam skutek – współdzieląc parę elektronów walencyjnych przez oba oddziałujące atomy: a) wymiana, wynikająca z nakładania się jednoelektronowych orbitali atomowych o przeciwnych spinach elektronów, Gdy każdy atom wnosi jeden elektron na wiązanie w przypadku nakładania się - wiązanie może być polarne lub niepolarne, B) donor-akceptor, ze względu na dwuelektronowy AO jednego atomu i wolny (wolny) orbital drugiego, Przez Do kogo jeden atom (donor) zapewnia parę elektronów na orbicie w stanie sparowanym do wiązania, a drugi atom (akceptor) zapewnia wolny orbital. W tym wypadku powstaje połączenie polarne.

2.2. Złożony związki (koordynacyjne)., wiele jonów molekularnych, które są złożone,(amoniak, czterowodorek boru itp.) powstają w obecności wiązania donor-akceptor - w przeciwnym razie wiązania koordynacyjnego.

Na przykład w reakcji tworzenia jonu amonowego NH3 + H + = NH4 + cząsteczka amoniaku NH3 jest donorem pary elektronów, a proton H + jest akceptorem.

W reakcji BH 3 + H – = BH 4 – rolę donora pary elektronów pełni jon wodorkowy H –, a akceptorem jest cząsteczka wodorku boru BH 3, w której znajduje się wolny AO.

Wielość wiązań chemicznych. Znajomości σ -, π – , δ –.

Maksymalne nakładanie się AO różnych typów (z utworzeniem najsilniejszych wiązań chemicznych) osiąga się, gdy mają one określoną orientację w przestrzeni, ze względu na różny kształt ich powierzchni energetycznej.

Określa rodzaj AO i kierunek ich nakładania się σ -, π – , δ – połączenia:

σ (sigma) – połączenie – zawsze Opołączenie dinarowe (proste). , co ma miejsce w przypadku częściowego nakładania się jedna para S -, P X -, D - JSCwzdłuż osi , łączące jądra oddziałujące ze sobą atomy.

Pojedyncze wiązania Zawsze Czy σ – połączenia.

Wiele połączeń – π (pi) - (Również δ (delta )-znajomości),podwójnie Lub potrójne odpowiednio wykonane wiązania kowalencyjnedwa Lubtrzy pary elektrony gdy ich orbitale atomowe nakładają się.

π (pi) - połączenie przeprowadzane przy nakładaniu się R y -, P z - I D - JSC Przez po obu stronach osi łączącej jądra atomy, w płaszczyznach wzajemnie prostopadłych ;

δ (delta )- połączenie występuje w przypadku nakładania się dwie orbitale d usytuowany w płaszczyznach równoległych .

Najtrwalszy z σ -, π – , δ – połączenia Jest σ – wiązanie , Ale π – połączenia, nałożone na σ – więzi tworzą się jeszcze mocniej wiązania wielokrotne: podwójne i potrójne.

Każdy wiązanie podwójne zawiera jeden σ – I jeden π – znajomości, potroić - z jedenσ – I dwaπ – znajomości.

Atomy większości pierwiastków nie istnieją osobno, ponieważ mogą oddziaływać ze sobą. W wyniku tej interakcji powstają bardziej złożone cząstki.

Istotą wiązania chemicznego jest działanie sił elektrostatycznych, czyli sił oddziaływania pomiędzy ładunkami elektrycznymi. Elektrony i jądra atomowe mają takie ładunki.

Elektrony znajdujące się na zewnętrznych poziomach elektronowych (elektrony walencyjne), znajdujące się najdalej od jądra, oddziałują z nim najsłabiej i dzięki temu są w stanie oderwać się od jądra. Odpowiadają za łączenie atomów ze sobą.

Rodzaje oddziaływań w chemii

Rodzaje wiązań chemicznych można przedstawić w poniższej tabeli:

Charakterystyka wiązania jonowego

Reakcja chemiczna zachodząca z powodu przyciąganie jonowe mające różne ładunki nazywa się jonowymi. Dzieje się tak, jeśli łączone atomy mają znaczną różnicę w elektroujemności (to znaczy zdolności do przyciągania elektronów) i para elektronów przechodzi do pierwiastka bardziej elektroujemnego. Rezultatem tego przeniesienia elektronów z jednego atomu na drugi jest powstawanie naładowanych cząstek – jonów. Między nimi rodzi się uczucie.

Mają najniższe wskaźniki elektroujemności typowe metale, a największe to typowe niemetale. Jony powstają zatem w wyniku interakcji pomiędzy typowymi metalami i typowymi niemetalami.

Atomy metali stają się dodatnio naładowanymi jonami (kationami), przekazując elektrony na swoje zewnętrzne poziomy elektronowe, natomiast niemetale przyjmują elektrony, zamieniając się w ten sposób naładowany ujemnie jony (aniony).

Atomy przechodzą w bardziej stabilny stan energetyczny, uzupełniając swoje konfiguracje elektroniczne.

Wiązanie jonowe jest bezkierunkowe i nienasycone, ponieważ oddziaływanie elektrostatyczne zachodzi odpowiednio we wszystkich kierunkach, jon może przyciągać jony o przeciwnym znaku we wszystkich kierunkach;

Rozmieszczenie jonów jest takie, że wokół każdego z nich znajduje się pewna liczba przeciwnie naładowanych jonów. Pojęcie „cząsteczki” dla związków jonowych nie ma sensu.

Przykłady edukacji

Tworzenie wiązania w chlorku sodu (nacl) następuje w wyniku przeniesienia elektronu z atomu Na do atomu Cl w celu utworzenia odpowiednich jonów:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

W chlorku sodu wokół kationów sodu znajduje się sześć anionów chlorkowych, a wokół każdego jonu chlorkowego znajduje się sześć jonów sodu.

Kiedy powstaje interakcja między atomami siarczku baru, zachodzą następujące procesy:

Ba 0 - 2 mi = Ba 2+

S 0 + 2 mi = S 2-

Ba oddaje swoje dwa elektrony siarce, w wyniku czego powstają aniony siarki S 2- i kationy baru Ba 2+.

Wiązanie chemiczne metalu

Liczba elektronów na zewnętrznych poziomach energii metali jest niewielka, można je łatwo oddzielić od jądra. W wyniku tego oderwania powstają jony metali i wolne elektrony. Elektrony te nazywane są „gazem elektronowym”. Elektrony poruszają się swobodnie w całej objętości metalu i są stale związane i oddzielane od atomów.

Struktura substancji metalicznej jest następująca: sieć krystaliczna jest szkieletem substancji, a pomiędzy jej węzłami elektrony mogą się swobodnie przemieszczać.

Można podać następujące przykłady:

Mg-2e<->Mg2+

Cs-e<->CS+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe3+

Kowalencyjne: polarne i niepolarne

Najczęstszym typem interakcji chemicznej jest wiązanie kowalencyjne. Wartości elektroujemności oddziałujących pierwiastków nie różnią się znacząco, dlatego następuje jedynie przesunięcie wspólnej pary elektronów do atomu bardziej elektroujemnego.

Oddziaływania kowalencyjne mogą powstawać poprzez mechanizm wymiany lub mechanizm donor-akceptor.

Mechanizm wymiany zachodzi, jeśli każdy z atomów ma niesparowane elektrony na zewnętrznych poziomach elektronowych, a nakładanie się orbitali atomowych prowadzi do pojawienia się pary elektronów, która już należy do obu atomów. Kiedy jeden z atomów ma parę elektronów na zewnętrznym poziomie elektronowym, a drugi ma wolny orbital, to gdy orbitale atomowe nakładają się, para elektronów jest współdzielona i oddziałuje zgodnie z mechanizmem donor-akceptor.

Te kowalencyjne dzielą się przez krotność na:

• prosty lub pojedynczy;
• podwójnie;
• potrójne.

Podwójne zapewniają współdzielenie dwóch par elektronów na raz, a potrójne - trzy.

Zgodnie z rozkładem gęstości elektronowej (polaryzacji) pomiędzy związanymi atomami, wiązanie kowalencyjne dzieli się na:

• niepolarny;
• polarny.

Wiązanie niepolarne tworzą identyczne atomy, a wiązanie polarne tworzy różna elektroujemność.

Oddziaływanie atomów o podobnej elektroujemności nazywa się wiązaniem niepolarnym. Wspólna para elektronów w takiej cząsteczce nie jest przyciągana przez żaden atom, ale należy w równym stopniu do obu.

Oddziaływanie pierwiastków różniących się elektroujemnością prowadzi do powstania wiązań polarnych. W tego typu oddziaływaniach wspólne pary elektronów są przyciągane do pierwiastka bardziej elektroujemnego, ale nie są do niego całkowicie przenoszone (to znaczy nie dochodzi do tworzenia jonów). W wyniku tego przesunięcia gęstości elektronów na atomach pojawiają się ładunki cząstkowe: bardziej elektroujemny ma ładunek ujemny, a mniej elektroujemny ma ładunek dodatni.

Właściwości i cechy kowalencji

Główne cechy wiązania kowalencyjnego:

• Długość zależy od odległości między jądrami oddziałujących atomów.
• Polarność jest określona przez przemieszczenie chmury elektronów w kierunku jednego z atomów.
• Kierunkowość jest właściwością tworzenia wiązań zorientowanych w przestrzeni i odpowiednio cząsteczek o określonych kształtach geometrycznych.
• Nasycenie zależy od zdolności do tworzenia ograniczonej liczby wiązań.
• Polaryzowalność określana jest przez zdolność do zmiany polaryzacji pod wpływem zewnętrznego pola elektrycznego.
• Energia potrzebna do rozerwania wiązania określa jego siłę.

Przykładem kowalencyjnego oddziaływania niepolarnego mogą być cząsteczki wodoru (H2), chloru (Cl2), tlenu (O2), azotu (N2) i wielu innych.

H· + ·H → cząsteczka H-H ma pojedyncze wiązanie niepolarne,

O: + :O → O=O cząsteczka ma podwójną niepolarność,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N cząsteczka jest potrójnie niepolarna.

Przykładami wiązań kowalencyjnych pierwiastków chemicznych są cząsteczki dwutlenku węgla (CO2) i tlenku węgla (CO), siarkowodoru (H2S), kwasu solnego (HCL), wody (H2O), metanu (CH4), tlenku siarki (SO2) i wiele innych .

W cząsteczce CO2 związek między atomami węgla i tlenu jest kowalencyjny, polarny, ponieważ bardziej elektroujemny wodór przyciąga gęstość elektronów. Tlen ma dwa niesparowane elektrony w swojej zewnętrznej powłoce, podczas gdy węgiel może dostarczyć cztery elektrony walencyjne, tworząc interakcję. W efekcie powstają wiązania podwójne i cząsteczka wygląda następująco: O=C=O.

Aby określić rodzaj wiązania w konkretnej cząsteczce, wystarczy wziąć pod uwagę atomy ją tworzące. Proste substancje metaliczne tworzą wiązanie metaliczne, metale z niemetalami tworzą wiązanie jonowe, proste substancje niemetalowe tworzą kowalencyjne wiązanie niepolarne, a cząsteczki składające się z różnych niemetali tworzą się poprzez polarne wiązanie kowalencyjne.