3.3.1 Kovalent binding er en to-senter, to-elektronbinding dannet på grunn av overlapping av elektronskyer som bærer uparrede elektroner med antiparallelle spinn. Som regel dannes det mellom atomer av ett kjemisk element.
Det er kvantitativt preget av valens. Valens av elementet - dette er dens evne til å danne et visst antall kjemiske bindinger på grunn av frie elektroner lokalisert i atomvalensbåndet.
En kovalent binding dannes bare av et par elektroner plassert mellom atomer. Det kalles et delt par. De gjenværende elektronparene kalles ensomme par. De fyller skjellene og er ikke med på å binde. Forbindelsen mellom atomer kan utføres ikke bare av ett, men også av to og til og med tre delte par. Slike forbindelser kalles dobbelt etc sverm - flere tilkoblinger.
3.3.1.1 Kovalent upolar binding. En binding oppnådd gjennom dannelsen av elektronpar som tilhører likt begge atomene kalles kovalent ikke-polar. Det forekommer mellom atomer med praktisk talt lik elektronegativitet (0,4 > ΔEO > 0) og derfor en jevn fordeling av elektrontetthet mellom atomkjernene i homonukleære molekyler. For eksempel H 2, O 2, N 2, Cl 2 osv. Dipolmomentet til slike bindinger er null. CH-bindingen i mettede hydrokarboner (for eksempel i CH 4) anses som praktisk talt ikke-polar, fordi ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.
3.3.1.2 Kovalent polar binding. Hvis et molekyl dannes av to forskjellige atomer, så forskyves overlappingssonen til elektronskyer (orbitaler) mot ett av atomene, og en slik binding kalles polar . Med en slik binding er sannsynligheten for å finne elektroner i nærheten av kjernen til et av atomene høyere. For eksempel HCl, H 2 S, PH 3.
Polar (usymmetrisk) kovalent binding - binding mellom atomer med ulik elektronegativitet (2 > ΔEO > 0,4) og asymmetrisk fordeling av det vanlige elektronparet. Vanligvis dannes det mellom to ikke-metaller.
Elektrontettheten til en slik binding forskyves mot et mer elektronegativt atom, noe som fører til at det vises en delvis negativ ladning (delta minus) på den, og en delvis positiv ladning (delta pluss) på den mindre elektronegativt atom.
C Cl C O C N O H H .
Retningen for elektronforskyvning er også indikert med en pil:
CCl, CO, CN, OH, CMg.
Jo større forskjellen er i elektronegativitet til de bundne atomene, desto høyere er polariteten til bindingen og desto større er dipolmomentet. Ytterligere tiltrekningskrefter virker mellom partielle ladninger med motsatt fortegn. Derfor, jo mer polar bindingen er, jo sterkere er den.
Unntatt polariserbarhet kovalent binding har eiendommen metning – et atoms evne til å danne like mange kovalente bindinger som det har energisk tilgjengelige atomorbitaler. Den tredje egenskapen til en kovalent binding er dens retning.
3.3.2 Ionebinding. Drivkraften bak dannelsen er det samme ønsket til atomer for oktettskallet. Men i noen tilfeller kan et slikt "oktett"-skall bare oppstå når elektroner overføres fra ett atom til et annet. Derfor dannes det som regel en ionisk binding mellom et metall og et ikke-metall.
Tenk på, som et eksempel, reaksjonen mellom natrium (3s 1) og fluor (2s 2 3s 5) atomer. Elektronegativitetsforskjell i NaF-forbindelse
EO = 4,0 - 0,93 = 3,07
Natrium, etter å ha gitt sitt 3s 1 elektron til fluor, blir et Na + ion og forblir med et fylt 2s 2 2p 6 skall, som tilsvarer den elektroniske konfigurasjonen til neonatomet. Fluor får nøyaktig samme elektroniske konfigurasjon ved å akseptere ett elektron donert av natrium. Som et resultat oppstår elektrostatiske tiltrekningskrefter mellom motsatt ladede ioner.
Ionebinding - et ekstremt tilfelle av polar kovalent binding, basert på elektrostatisk tiltrekning av ioner. En slik binding oppstår når det er stor forskjell i elektronegativiteten til de bundne atomene (EO > 2), når et mindre elektronegativt atom nesten fullstendig gir fra seg valenselektronene og blir til et kation, og et annet, mer elektronegativt atom, fester seg disse elektronene og blir et anion. Samspillet mellom ioner av motsatt fortegn er ikke avhengig av retningen, og Coulomb-krefter har ikke egenskapen til metning. På grunn av dette ionisk binding har ingen romlig fokus Og metning , siden hvert ion er assosiert med et visst antall motioner (ionekoordinasjonsnummer). Derfor har ikke ionbundne forbindelser molekylstruktur og er faste stoffer som danner ioniske krystallgitter, med høye smelte- og kokepunkter, de er svært polare, ofte saltaktige og elektrisk ledende i vandige løsninger. For eksempel MgS, NaCl, A 2 O 3. Det er praktisk talt ingen forbindelser med rent ioniske bindinger, siden en viss mengde kovalens alltid forblir på grunn av det faktum at en fullstendig overføring av ett elektron til et annet atom ikke observeres; i de mest "ioniske" stoffene overstiger ikke andelen bindingsionisitet 90%. For eksempel, i NaF er bindingspolarisasjonen omtrent 80%.
I organiske forbindelser er ioniske bindinger ganske sjeldne, fordi Et karbonatom har en tendens verken til å miste eller få elektroner for å danne ioner.
Valence elementer i forbindelser med ioniske bindinger er svært ofte karakterisert oksidasjonstilstand , som igjen tilsvarer ladningsverdien til grunnstoffionet i en gitt forbindelse.
Oksidasjonstilstand - dette er en konvensjonell ladning som et atom får som et resultat av omfordeling av elektrontetthet. Kvantitativt er det preget av antall elektroner som er forskjøvet fra et mindre elektronegativt element til et mer elektronegativt. Et positivt ladet ion dannes fra grunnstoffet som ga fra seg elektronene sine, og et negativt ion dannes fra grunnstoffet som tok imot disse elektronene.
Elementet som ligger i høyeste oksidasjonstilstand (maksimalt positivt), har allerede gitt opp alle valenselektronene som ligger i AVZ. Og siden antallet deres er bestemt av nummeret til gruppen der elementet er plassert, da høyeste oksidasjonstilstand for de fleste elementer og vil være like gruppenummer . Angående laveste oksidasjonstilstand (maksimalt negativ), så vises det under dannelsen av et åtte-elektronskall, det vil si i tilfellet når AVZ er helt fylt. Til ikke-metaller det beregnes med formelen Gruppenummer – 8 . Til metaller lik null , siden de ikke kan akseptere elektroner.
For eksempel har AVZ av svovel formen: 3s 2 3p 4. Hvis et atom gir fra seg alle elektronene (seks), vil det få den høyeste oksidasjonstilstanden +6 , lik gruppenummeret VI , hvis det tar de to nødvendige for å fullføre det stabile skallet, vil det oppnå den laveste oksidasjonstilstanden –2 , lik Gruppenummer – 8 = 6 – 8= –2.
3.3.3 Metallbinding. De fleste metaller har en rekke egenskaper som er generelle i naturen og skiller seg fra egenskapene til andre stoffer. Slike egenskaper er relativt høye smeltetemperaturer, evnen til å reflektere lys og høy termisk og elektrisk ledningsevne. Disse funksjonene forklares av eksistensen av en spesiell type interaksjon i metaller – metallforbindelse.
I samsvar med deres posisjon i det periodiske systemet har metallatomer et lite antall valenselektroner, som er ganske svakt bundet til kjernene og lett kan løsnes fra dem. Som et resultat vises positivt ladede ioner i metallets krystallgitter, lokalisert i visse posisjoner av krystallgitteret, og et stort antall delokaliserte (frie) elektroner, beveger seg relativt fritt i feltet med positive sentre og kommuniserer mellom alt metall. atomer på grunn av elektrostatisk tiltrekning.
Dette er en viktig forskjell mellom metalliske bindinger og kovalente bindinger, som har en streng orientering i rommet. Bindingskrefter i metaller er ikke lokaliserte eller rettet, og frie elektroner som danner en "elektrongass" forårsaker høy termisk og elektrisk ledningsevne. Derfor er det i dette tilfellet umulig å snakke om retningen til bindingene, siden valenselektronene er fordelt nesten jevnt over hele krystallen. Det er dette som forklarer for eksempel plastisiteten til metaller, dvs. muligheten for forskyvning av ioner og atomer i alle retninger
3.3.4 Giver-akseptor-binding. I tillegg til mekanismen for kovalent bindingsdannelse, ifølge hvilken et delt elektronpar oppstår fra samspillet mellom to elektroner, er det også en spesiell giver-akseptor mekanisme . Det ligger i det faktum at en kovalent binding dannes som et resultat av overgangen til et allerede eksisterende (ensomt) elektronpar giver (elektronleverandør) for felles bruk av giveren og akseptor (leverandør av fri atomorbital).
Når den først er dannet, er den ikke forskjellig fra kovalent. Donorakseptormekanismen er godt illustrert av skjemaet for dannelse av et ammoniumion (figur 9) (stjerner indikerer elektronene til det ytre nivået av nitrogenatomet):
Figur 9 - Skjema for dannelse av ammoniumion
Den elektroniske formelen til ABZ til nitrogenatomet er 2s 2 2p 3, det vil si at den har tre uparrede elektroner som går inn i en kovalent binding med tre hydrogenatomer (1s 1), som hver har ett valenselektron. I dette tilfellet dannes et ammoniakkmolekyl NH 3, der det ensomme elektronparet nitrogen beholdes. Hvis et hydrogenproton (1s 0), som ikke har noen elektroner, nærmer seg dette molekylet, vil nitrogen overføre elektronparet sitt (donor) til denne hydrogenatomorbitalen (akseptoren), noe som resulterer i dannelsen av et ammoniumion. I den er hvert hydrogenatom koblet til et nitrogenatom med et felles elektronpar, hvorav det ene implementeres via en donor-akseptormekanisme. Det er viktig å merke seg at H-N-bindinger dannet av forskjellige mekanismer ikke har noen forskjeller i egenskaper. Dette fenomenet skyldes det faktum at i øyeblikket av bindingsdannelse endrer orbitalene til 2s og 2p elektronene til nitrogenatomet form. Som et resultat vises fire orbitaler med nøyaktig samme form.
Donorer er vanligvis atomer med et stort antall elektroner, men med et lite antall uparede elektroner. For elementer fra periode II, i tillegg til nitrogenatomet, er en slik mulighet tilgjengelig for oksygen (to ensomme par) og fluor (tre ensomme par). For eksempel er hydrogenionet H + i vandige løsninger aldri i fri tilstand, siden hydroniumionet H 3 O + alltid dannes fra vannmolekylene H 2 O og H + -ionet Hydroniumionet er tilstede i alle vandige løsninger , selv om det for enkelhets skyld er bevart symbolet H+.
3.3.5 Hydrogenbinding. Et hydrogenatom assosiert med et sterkt elektronegativt grunnstoff (nitrogen, oksygen, fluor, etc.), som "trekker" et vanlig elektronpar på seg selv, opplever mangel på elektroner og får en effektiv positiv ladning. Derfor er den i stand til å samhandle med det ensomme elektronparet til et annet elektronegativt atom (som får en effektiv negativ ladning) av det samme (intramolekylær binding) eller et annet molekyl (intermolekylær binding). Som et resultat er det Hydrogenbinding , som er grafisk indikert med prikker:
Denne bindingen er mye svakere enn andre kjemiske bindinger (energien til dannelsen er 10 – 40 kJ/mol) og har hovedsakelig en delvis elektrostatisk, delvis donor-akseptorkarakter.
Hydrogenbindingen spiller en ekstremt viktig rolle i biologiske makromolekyler, slike uorganiske forbindelser som H 2 O, H 2 F 2, NH 3. For eksempel er O-H-bindinger i H2O merkbart polare i naturen, med et overskudd av negativ ladning – på oksygenatomet. Hydrogenatomet, tvert imot, får en liten positiv ladning + og kan samhandle med de ensomme elektronparene i oksygenatomet til et nabovannmolekyl.
Interaksjonen mellom vannmolekyler viser seg å være ganske sterk, slik at selv i vanndamp er det dimerer og trimerer av sammensetningen (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, etc. I løsninger, lange kjeder av assosiasjoner av denne typen kan vises:
fordi oksygenatomet har to ensomme elektronpar.
Tilstedeværelsen av hydrogenbindinger forklarer de høye koketemperaturene til vann, alkoholer og karboksylsyrer. På grunn av hydrogenbindinger er vann preget av så høye smelte- og koketemperaturer sammenlignet med H 2 E (E = S, Se, Te). Hvis det ikke fantes hydrogenbindinger, ville vann smelte ved –100 °C og koke ved –80 °C. Typiske tilfeller av assosiasjon er observert for alkoholer og organiske syrer.
Hydrogenbindinger kan oppstå både mellom ulike molekyler og innenfor et molekyl hvis dette molekylet inneholder grupper med donor- og akseptorevner. For eksempel er det intramolekylære hydrogenbindinger som spiller hovedrollen i dannelsen av peptidkjeder, som bestemmer strukturen til proteiner. H-bindinger påvirker de fysiske og kjemiske egenskapene til et stoff.
Atomer av andre grunnstoffer danner ikke hydrogenbindinger , siden kreftene til elektrostatisk tiltrekning av motsatte ender av dipoler av polare bindinger (O-H, N-H, etc.) er ganske svake og virker bare på korte avstander. Hydrogen, som har den minste atomradius, lar slike dipoler komme så nærme at tiltrekningskreftene blir merkbare. Ingen andre grunnstoffer med stor atomradius er i stand til å danne slike bindinger.
3.3.6 Intermolekylære interaksjonskrefter (van der Waals-krefter). I 1873 antydet den nederlandske forskeren I. Van der Waals at det er krefter som forårsaker tiltrekning mellom molekyler. Disse styrkene ble senere kalt van der Waals-styrker – den mest universelle typen intermolekylære bindinger. Energien til van der Waals-bindingen er mindre enn hydrogenbindingen og utgjør 2–20 kJ/∙mol.
Avhengig av metoden for forekomst, er krefter delt inn i:
1) orienterende (dipol-dipol eller ione-dipol) - oppstår mellom polare molekyler eller mellom ioner og polare molekyler. Når polare molekyler nærmer seg hverandre, orienterer de seg slik at den positive siden av den ene dipolen er orientert mot den negative siden av den andre dipolen (Figur 10).
|
Figur 10 - Orienteringsinteraksjon |
||||
2) induksjon (dipol - indusert dipol eller ion - indusert dipol) - oppstår mellom polare molekyler eller ioner og ikke-polare molekyler, men i stand til polarisering. Dipoler kan påvirke ikke-polare molekyler, og gjøre dem om til indikerte (induserte) dipoler. (Figur 11).
|
Figur 11 - Induktiv interaksjon |
||||
3) dispersiv (indusert dipol - indusert dipol) - oppstår mellom ikke-polare molekyler som er i stand til polarisering. I et hvilket som helst molekyl eller atom i en edelgass oppstår svingninger i elektrisk tetthet, noe som resulterer i utseendet av øyeblikkelige dipoler, som igjen induserer øyeblikkelige dipoler i nabomolekyler. Bevegelsen av øyeblikkelige dipoler blir konsistent, deres utseende og forfall skjer synkront. Som et resultat av samspillet mellom øyeblikkelige dipoler, avtar systemets energi (Figur 12).
|
Figur 12 - Dispersjonsinteraksjon |
|||||||
.
Du vet at atomer kan kombineres med hverandre for å danne både enkle og komplekse stoffer. I dette tilfellet dannes ulike typer kjemiske bindinger: ioniske, kovalente (ikke-polare og polare), metalliske og hydrogen. En av de mest essensielle egenskapene til atomer av elementer, som bestemmer hva slags binding som dannes mellom dem - ionisk eller kovalent - Dette er elektronegativitet, dvs. evnen til atomer i en forbindelse til å tiltrekke seg elektroner.
En betinget kvantitativ vurdering av elektronegativitet er gitt av den relative elektronegativitetsskalaen.
I perioder er det en generell tendens til at elektronegativiteten til elementer øker, og i grupper - for deres reduksjon. Elementer er ordnet i en rad i henhold til deres elektronegativitet, på grunnlag av hvilken elektronegativiteten til elementer lokalisert i forskjellige perioder kan sammenlignes.
Typen kjemisk binding avhenger av hvor stor forskjellen i elektronegativitetsverdiene til de forbindende atomene til elementene er. Jo mer atomene til elementene som danner bindingen er forskjellige i elektronegativitet, jo mer polar er den kjemiske bindingen. Det er umulig å trekke en skarp grense mellom typene kjemiske bindinger. I de fleste forbindelser er typen kjemisk binding mellomliggende; for eksempel er en svært polar kovalent kjemisk binding nær en ionisk binding. Avhengig av hvilket av de begrensende tilfellene en kjemisk binding er nærmere i naturen, er den klassifisert som enten en ionisk eller en kovalent polar binding.
Ionebinding.En ionisk binding dannes ved samspillet mellom atomer som skiller seg kraftig fra hverandre i elektronegativitet. For eksempel danner de typiske metallene litium (Li), natrium (Na), kalium (K), kalsium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) ioniske bindinger med typiske ikke-metaller, hovedsakelig halogener.
I tillegg til alkalimetallhalogenider dannes det også ioniske bindinger i forbindelser som alkalier og salter. For eksempel, i natriumhydroksid (NaOH) og natriumsulfat (Na 2 SO 4 ) eksisterer ioniske bindinger bare mellom natrium- og oksygenatomer (de resterende bindingene er polare kovalente).
Kovalent upolar binding.Når atomer med samme elektronegativitet interagerer, dannes molekyler med en kovalent upolar binding. En slik binding finnes i molekylene til følgende enkle stoffer: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Kjemiske bindinger i disse gassene dannes gjennom delte elektronpar, dvs. når de tilsvarende elektronskyene overlapper hverandre, på grunn av elektron-kjernevekselvirkningen, som oppstår når atomer nærmer seg hverandre.
Når du komponerer elektroniske formler for stoffer, bør det huskes at hvert felles elektronpar er et konvensjonelt bilde av økt elektrontetthet som følge av overlappingen av de tilsvarende elektronskyene.
Kovalent polar binding.Når atomer samhandler, hvis elektronegativitetsverdier er forskjellige, men ikke skarpt, skifter det vanlige elektronparet til et mer elektronegativt atom. Dette er den vanligste typen kjemisk binding, som finnes i både uorganiske og organiske forbindelser.
Kovalente bindinger inkluderer også fullt ut de bindingene som er dannet av en donor-akseptormekanisme, for eksempel i hydronium- og ammoniumioner.
Metallkobling.
Bindingen som dannes som et resultat av interaksjonen av relativt frie elektroner med metallioner kalles en metallisk binding. Denne typen binding er karakteristisk for enkle stoffer - metaller.
Essensen av prosessen med metallbindingsdannelse er som følger: metallatomer gir lett fra seg valenselektroner og blir til positivt ladede ioner. Relativt frie elektroner løsrevet fra atomet beveger seg mellom positive metallioner. En metallisk binding oppstår mellom dem, det vil si at elektroner, som det var, sementerer de positive ionene i krystallgitteret til metaller.
Hydrogenbinding.
En binding som dannes mellom hydrogenatomene i ett molekyl og et atom i et sterkt elektronegativt element(O,N,F) et annet molekyl kalles en hydrogenbinding.
Spørsmålet kan oppstå: hvorfor danner hydrogen en så spesifikk kjemisk binding?
Dette forklares med det faktum at atomradiusen til hydrogen er veldig liten. I tillegg, når man fortrenger eller fullstendig donerer sitt eneste elektron, får hydrogen en relativt høy positiv ladning, på grunn av hvilken hydrogenet til ett molekyl interagerer med atomer av elektronegative elementer som har en delvis negativ ladning som går inn i sammensetningen av andre molekyler (HF). H20, NH3).
La oss se på noen eksempler. Vi representerer vanligvis sammensetningen av vann med den kjemiske formelen H 2 O. Dette er imidlertid ikke helt nøyaktig. Det vil være mer korrekt å betegne vannsammensetningen med formelen (H 2 O)n, hvor n = 2,3,4 osv. Dette forklares med at individuelle vannmolekyler er forbundet med hverandre gjennom hydrogenbindinger .
Hydrogenbindinger er vanligvis betegnet med prikker. Det er mye svakere enn ioniske eller kovalente bindinger, men sterkere enn vanlige intermolekylære interaksjoner.
Tilstedeværelsen av hydrogenbindinger forklarer økningen i vannvolum med synkende temperatur. Dette skyldes det faktum at når temperaturen synker, blir molekylene sterkere og derfor reduseres tettheten av deres "pakking".
Når du studerte organisk kjemi, oppsto følgende spørsmål: hvorfor er kokepunktene til alkoholer mye høyere enn de tilsvarende hydrokarboner? Dette forklares med at det også dannes hydrogenbindinger mellom alkoholmolekyler.
En økning i kokepunktet til alkoholer oppstår også på grunn av utvidelsen av molekylene deres.
Hydrogenbinding er også karakteristisk for mange andre organiske forbindelser (fenoler, karboksylsyrer, etc.). Fra kurs i organisk kjemi og generell biologi vet du at tilstedeværelsen av en hydrogenbinding forklarer den sekundære strukturen til proteiner, strukturen til dobbelthelixen til DNA, dvs. fenomenet komplementaritet.
7.11. Strukturen til stoffer med kovalente bindinger
Stoffer der, av alle typer kjemiske bindinger, bare en kovalent er tilstede, er delt inn i to ulike grupper: molekylære (svært mange) og ikke-molekylære (mye mindre).
Krystaller av faste molekylære stoffer består av molekyler som er svakt bundet sammen av kreftene til intermolekylær interaksjon mellom molekyler. Slike krystaller har ikke høy styrke og hardhet (tenk is eller sukker). Deres smelte- og kokepunkt er også lave (se tabell 22).
Tabell 22. Smelte- og kokepunkter for noen molekylære stoffer
Substans |
Substans |
||||
| H 2 | – 259 | – 253 | BR 2 | – 7 | 58 |
| N 2 | – 210 | – 196 | H2O | 0 | 100 |
| HCl | – 112 | – 85 | P 4 | 44 | 257 |
| NH 3 | – 78 | – 33 | C 10 H 8 (naftalen) | 80 | 218 |
| SO 2 | – 75 | – 10 | S 8 | 119 |
I motsetning til deres molekylære motstykker, danner ikke-molekylære stoffer med kovalente bindinger veldig harde krystaller. Diamantkrystaller (det hardeste stoffet) tilhører denne typen.
I en diamantkrystall (fig. 7.5) er hvert karbonatom forbundet med fire andre karbonatomer ved hjelp av enkle kovalente bindinger (sp 3 hybridisering). Karbonatomene danner et tredimensjonalt rammeverk. I hovedsak er hele diamantkrystallen ett enormt og veldig sterkt molekyl.
Silisiumkrystaller, mye brukt i radioelektronikk og elektronikk, har samme struktur.
Erstatter du halvparten av karbonatomene i diamant med silisiumatomer uten å forstyrre rammestrukturen til krystallen, får du en krystall av silisiumkarbid SiC – også det et veldig hardt stoff som brukes som slipende materiale. Vanlig kvartssand (silisiumdioksid) hører også til denne typen krystallinske stoffer. Kvarts er et veldig hardt stoff; Under navnet "emery" brukes det også som et slipende materiale. Kvartsstrukturen oppnås enkelt ved å sette inn oksygenatomer mellom hvert andre silisiumatom i en silisiumkrystall. I dette tilfellet vil hvert silisiumatom være assosiert med fire oksygenatomer, og hvert oksygenatom med to silisiumatomer.
Krystaller av diamant, silisium, kvarts og lignende strukturer kalles atomkrystaller.
En atomkrystall er en krystall som består av atomer av ett eller flere grunnstoffer forbundet med kjemiske bindinger.
En kjemisk binding i en atomkrystall kan være kovalent eller metallisk.
Som du allerede vet, er enhver atomkrystall, som en ionisk krystall, et stort "supermolekyl". Strukturformelen til et slikt "supermolekyl" kan ikke skrives ned - du kan bare vise fragmentet, for eksempel:
I motsetning til molekylære stoffer er stoffer som danner atomkrystaller blant de mest ildfaste (se tabell 23.).
Tabell 23. Smelte- og kokepunkt for enkelte ikke-molekylære stoffer Med kovalente bindinger
Så høye smeltetemperaturer er ganske forståelige hvis vi husker at når disse stoffene smelter, er det ikke svake intermolekylære bindinger som brytes, men sterke kjemiske bindinger. Av samme grunn smelter mange stoffer som danner atomkrystaller ikke ved oppvarming, men brytes ned eller omdannes umiddelbart til en damptilstand (sublimerer), for eksempel sublimerer grafitt ved 3700 o C.
| Silisium – Si. Svært harde, sprø silisiumkrystaller ser ut som metall, men det er likevel et ikke-metall. Basert på typen elektrisk ledningsevne er dette stoffet klassifisert som en halvleder, noe som bestemmer dens enorme betydning i den moderne verden. Silisium er det viktigste halvledermaterialet. Radioer, fjernsyn, datamaskiner, moderne telefoner, elektroniske klokker, solcellepaneler og mange andre husholdnings- og industrielle enheter inneholder transistorer, mikrokretser og fotoceller laget av enkeltkrystaller av høyrent silisium som de viktigste strukturelle elementene. Teknisk silisium brukes i stålproduksjon og ikke-jernholdig metallurgi. Når det gjelder dets kjemiske egenskaper, er silisium et ganske inert stoff; det reagerer bare ved høye temperaturer. Silisiumdioksid – SiO 2 . Et annet navn for dette stoffet er silika. Silisiumdioksid forekommer i naturen i to former: krystallinsk og amorf. Mange halvedelstener og prydsteiner er varianter av krystallinsk silisiumdioksid (kvarts): bergkrystall, jaspis, kalsedon, agat. og opal er en amorf form for silika. Kvarts er svært utbredt i naturen, fordi sanddyner i ørkener og sandbanker av elver og hav er kvartssand. Kvarts er et fargeløst krystallinsk, veldig hardt og ildfast stoff. Det er dårligere i hardhet enn diamant og korund, men er likevel mye brukt som et slipende materiale. Kvartssand er mye brukt i konstruksjon og byggevareindustrien. Kvartsglass brukes til å lage laboratorieglassvarer og vitenskapelige instrumenter fordi det ikke sprekker under plutselige endringer i temperaturen. Når det gjelder dets kjemiske egenskaper, er silisiumdioksid et surt oksid, men det reagerer med alkalier bare når det er smeltet. Ved høye temperaturer brukes silisiumdioksid og grafitt til å produsere silisiumkarbid - karborundum. Karborundum er det nest hardeste stoffet etter diamant; det brukes også til å lage slipeskiver og "sandpapir". |
7.12. Polariteten til en kovalent binding. Elektronegativitet
Husk at isolerte atomer av forskjellige grunnstoffer har ulik tilbøyelighet til å både gi opp og akseptere elektroner. Disse forskjellene vedvarer etter dannelsen av en kovalent binding. Det vil si at atomer til noen grunnstoffer har en tendens til å tiltrekke seg elektronparet til en kovalent binding sterkere enn atomer til andre grunnstoffer.
Tenk på et molekyl HCl.
Ved å bruke dette eksemplet, la oss se hvordan vi kan estimere forskyvningen av elektronkommunikasjonsskyen ved å bruke molare ioniseringsenergier og midler til elektronet. 1312 kJ/mol, og 1251 kJ/mol - forskjellen er ubetydelig, ca. 5 %. 73 kJ/mol, og 349 kJ/mol - her er forskjellen mye større: elektronaffinitetsenergien til kloratomet er nesten fem ganger større enn for hydrogenatomet. Fra dette kan vi konkludere med at elektronparet til den kovalente bindingen i hydrogenkloridmolekylet i stor grad forskyves mot kloratomet. Med andre ord, bindingselektronene tilbringer mer tid i nærheten av kloratomet enn i nærheten av hydrogenatomet. Denne ujevne fordelingen av elektrontettheten fører til en omfordeling av elektriske ladninger inne i molekylet.Delvise (overskytende) ladninger oppstår på atomene; på hydrogenatomet er det positivt, og på kloratomet er det negativt.
I dette tilfellet sies bindingen å være polarisert, og selve bindingen kalles en polar kovalent binding.
Hvis elektronparet til en kovalent binding ikke er fortrengt til noen av de bundne atomene, det vil si at bindingselektronene tilhører de bundne atomene, så kalles en slik binding en ikke-polar kovalent binding.
Konseptet "formell ladning" i tilfelle av en kovalent binding er også anvendelig. Bare i definisjonen bør vi ikke snakke om ioner, men om atomer. Generelt kan følgende definisjon gis.
I molekyler der kovalente bindinger kun dannes ved en utvekslingsmekanisme, er de formelle ladningene til atomene lik null. Således, i HCl-molekylet, er de formelle ladningene på både klor- og hydrogenatomene null. Følgelig er i dette molekylet de reelle (effektive) ladningene på klor- og hydrogenatomene lik de partielle (overskytende) ladningene.
Det er ikke alltid lett å bestemme tegnet på partiell ladning på et atom til et eller annet grunnstoff i et molekyl basert på de molare ioniseringsenergiene og affiniteten til elektroden, det vil si å estimere i hvilken retning elektronparene med bindinger er. forskjøvet. Vanligvis, for disse formålene, brukes en annen energikarakteristisk for et atom - elektronegativitet.
Foreløpig er det ingen enkelt, generelt akseptert betegnelse for elektronegativitet. Det kan betegnes med bokstavene E/O. Det er heller ingen enkelt, generelt akseptert metode for å beregne elektronegativitet. På en forenklet måte kan den representeres som halvparten av summen av de molare ioniseringsenergiene og elektronaffiniteten - dette var en av de første måtene å beregne det på.
De absolutte verdiene for elektronegativitet til atomer av forskjellige elementer brukes svært sjelden. Den mest brukte er relativ elektronegativitet, betegnet med c. Opprinnelig ble denne verdien definert som forholdet mellom elektronegativiteten til et atom i et gitt element og elektronegativiteten til et litiumatom. Deretter endret metodene for beregningen seg noe.
Relativ elektronegativitet er en dimensjonsløs størrelse. Verdiene er gitt i vedlegg 10.
Siden relativ elektronegativitet først og fremst avhenger av ioniseringsenergien til atomet (elektronaffinitetsenergien er alltid mye lavere), endres den i et system av kjemiske elementer omtrent det samme som ioniseringsenergien, det vil si at den øker diagonalt fra cesium (0,86) til fluor (4.10). Verdiene for den relative elektronegativiteten til helium og neon gitt i tabellen har ingen praktisk betydning, siden disse elementene ikke danner forbindelser.
Ved å bruke elektronegativitetstabellen kan du enkelt bestemme mot hvilke av de to atomene elektronene som forbinder disse atomene er forskjøvet, og derfor tegnene på de partielle ladningene som oppstår på disse atomene.
| H2O | Forbindelsen er polar | |||
| H 2 | Atomer er de samme | H-H | Tilkoblingen er ikke-polar | |
| CO2 | Forbindelsen er polar | |||
| Cl2 | Atomer er de samme | Cl-Cl | Tilkoblingen er ikke-polar | |
| H2S | Forbindelsen er polar |
Ved dannelse av en kovalent binding mellom atomer av forskjellige grunnstoffer, vil en slik binding alltid være polar, og i tilfelle dannelse av en kovalent binding mellom atomer av samme grunnstoff (i enkle stoffer), binding er i de fleste tilfeller ikke-polar.
Jo større forskjellen er i elektronegativitet til de bundne atomene, jo mer polar viser den kovalente bindingen seg mellom disse atomene å være.
| Hydrogensulfid H 2 S- en fargeløs gass med en karakteristisk lukt som er karakteristisk for råtne egg; giftig. Den er termisk ustabil og brytes ned ved oppvarming. Hydrogensulfid er lett løselig i vann; den vandige løsningen kalles hydrosulfidsyre. Hydrogensulfid provoserer (katalyserer) korrosjon av metaller; det er denne gassen som er "skylden" for mørkningen av sølv. Det finnes naturlig i noen mineralvann. I løpet av livet dannes det av noen bakterier. Hydrogensulfid er ødeleggende for alt levende. Et hydrogensulfidlag ble oppdaget i dypet av Svartehavet og forårsaker bekymring for forskere: livet til marine innbyggere er under konstant trussel. |
POLAR COVALENT BOND, IKKE-POLAR COVALENT BOND, ABSOLUTT ELEKTRONEGATIVITET, RELATIV ELEKTRONEGATIVITET.
1. Eksperimenter og påfølgende beregninger viste at den effektive ladningen av silisium i silisiumtetrafluorid er +1,64 e, og av xenon i xenonheksafluorid +2,3 e. Bestem verdiene av partielle ladninger på fluoratomene i disse forbindelsene. 2. Lag strukturformlene til følgende stoffer, og bruk notasjonene " " og " ", karakteriser polariteten til kovalente bindinger i molekylene til disse forbindelsene: a) CH 4, CCl 4, SiCl 4; b) H20, H2S, H2Se, H2Te; c) NH3, NF3, NCI3; d) SO 2, Cl 2 O, AV 2.
3. Bruk elektronegativitetstabellen til å angi i hvilken av forbindelsene bindingen er mer polar: a) CCl 4 eller SiCl 4; b) H2S eller H20; c) NF3 eller NCI3; d) Cl 2 O eller OF 2.
7.13. Donor-akseptormekanisme for bindingsdannelse
I de foregående avsnittene lærte du i detalj om to typer bindinger: ioniske og kovalente. Husk at en ionisk binding dannes når et elektron er fullstendig overført fra ett atom til et annet. Kovalent - når de deler uparrede elektroner av bundne atomer.
I tillegg er det en annen mekanisme for bindingsdannelse. La oss vurdere det ved å bruke eksempelet på interaksjonen mellom et ammoniakkmolekyl og et bortrifluoridmolekyl:
Som et resultat oppstår både kovalente og ioniske bindinger mellom nitrogen- og boratomene. I dette tilfellet er nitrogenatomet giver elektronpar ("gir" det for dannelse av en binding), og boratomet - akseptor("godtar" det når du oppretter en forbindelse). Derav navnet på mekanismen for dannelsen av en slik forbindelse - " giver-akseptor".
Når en binding dannes ved hjelp av donor-akseptormekanismen, dannes både en kovalent binding og en ionisk binding samtidig.
Selvfølgelig, etter dannelsen av en binding, på grunn av forskjellen i elektronegativiteten til de bundne atomene, oppstår polarisering av bindingen og partielle ladninger oppstår, noe som reduserer de effektive (reelle) ladningene til atomene.
La oss se på andre eksempler.
Hvis det er et svært polart hydrogenkloridmolekyl ved siden av ammoniakkmolekylet, der det er en betydelig partiell ladning på hydrogenatomet, vil i dette tilfellet rollen som elektronparakseptoren spilles av hydrogenatomet. Det er 1 s-AO, selv om den ikke er helt tom, som boratomet i forrige eksempel, er elektrontettheten i skyen til denne orbitalen betydelig redusert.
Den romlige strukturen til den resulterende kation er ammoniumion NH 4 ligner strukturen til metanmolekylet, det vil si at alle fire N-H-bindingene er nøyaktig like.
Dannelsen av ioniske krystaller av ammoniumklorid NH 4 Cl kan observeres ved å blande ammoniakkgass med hydrogenkloridgass:
NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (cr)
Ikke bare nitrogenatomet kan være en elektronpardonor. Det kan for eksempel være oksygenatomet til et vannmolekyl. Et vannmolekyl vil samhandle med det samme hydrogenkloridet som følger:
Det resulterende H3O-kationen kalles oksoniumion og, som du snart vil lære, er av stor betydning i kjemi.
Avslutningsvis, la oss vurdere den elektroniske strukturen til karbonmonoksid (karbonmonoksid) CO-molekylet:
I tillegg til tre kovalente bindinger (trippelbinding), inneholder den også en ionisk binding.
Betingelser for bindingsdannelse i henhold til donor-akseptormekanismen:
1) tilstedeværelsen av et ensomt par valenselektroner i ett av atomene;
2) tilstedeværelsen av en fri orbital på valensundernivået til et annet atom.
Donor-akseptormekanismen for bindingsdannelse er ganske utbredt. Det oppstår spesielt ofte under dannelsen av forbindelser d-elementer. Nesten alles atomer d-elementer har mange tomme valensorbitaler. Derfor er de aktive akseptorer av elektronpar.
DONOR-AKSEPTORMEKANISME FOR BINDINGSDANNING, AMMONIUMION, OXONIUM ION, BETINGELSER FOR BINDINGSDANNING VED DONOR-AKSEPTORMEKANISME.
1. Lag reaksjonsligninger og formasjonsskjemaer
a) ammoniumbromid NH4Br fra ammoniakk og hydrogenbromid;
b) ammoniumsulfat (NH 4) 2 SO 4 fra ammoniakk og svovelsyre.
2. Lag reaksjonsligninger og interaksjonsskjemaer for a) vann med hydrogenbromid; b) vann med svovelsyre.
3.Hvilke atomer i de fire foregående reaksjonene er donorer av et elektronpar, og hvilke er akseptorer? Hvorfor? Forklar svaret ditt med diagrammer over valensundernivåer.
4. Strukturformel for salpetersyre Vinklene mellom O–N–O-bindinger er nær 120 o. Definere:
a) type hybridisering av nitrogenatomet;
b) hvilken AO av nitrogenatomet som deltar i dannelsen av -bindingen;
c) hvilken AO av nitrogenatomet som deltar i dannelsen av en -binding i henhold til donor-akseptor-mekanismen.
Hva tror du vinkelen mellom H–O–N-bindingene i dette molekylet er omtrent lik? 5. Lag strukturformelen til cyanidionet CN (negativ ladning på karbonatomet). Det er kjent at cyanider (forbindelser som inneholder et slikt ion) og karbonmonoksid CO er sterke giftstoffer, og deres biologiske effekt er svært lik. Gi din forklaring på nærheten til deres biologiske virkning.
7.14. Metallkobling. Metaller
En kovalent binding dannes mellom atomer som er like i deres tilbøyelighet til å gi opp og få elektroner bare når størrelsen på de bundne atomene er små. I dette tilfellet er elektrontettheten i området med overlappende elektronskyer betydelig, og atomene viser seg å være tett bundet, som for eksempel i HF-molekylet. Hvis minst ett av de bundne atomene har en stor radius, blir dannelsen av en kovalent binding mindre fordelaktig, siden elektrontettheten i området med overlappende elektronskyer for store atomer er mye mindre enn for små. Et eksempel på et slikt molekyl med en svakere binding er HI-molekylet (sammenlign forstøvningsenergiene til HF- og HI-molekyler ved bruk av Tabell 21).
Og likevel mellom store atomer ( r o > 1.1) en kjemisk binding oppstår, men i dette tilfellet dannes den på grunn av deling av alle (eller deler) av valenselektronene til alle bundne atomer. For eksempel, i tilfelle av natriumatomer, alle 3 s-elektroner av disse atomene, og en enkelt elektronsky dannes:
Atomer danner en krystall med metall kommunikasjon
På denne måten kan både atomer av samme grunnstoff og atomer av forskjellige grunnstoffer binde seg til hverandre. I det første tilfellet kalles enkle stoffer metaller, og i den andre - komplekse stoffer kalt intermetalliske forbindelser.
Av alle stoffene med metalliske bindinger mellom atomer vil du bare lære om metaller på skolen. Hva er den romlige strukturen til metaller? Metallkrystallen består av atomskjeletter, gjenværende etter sosialiseringen av valenselektroner, og elektronskyen av sosialiserte elektroner. Atomkjernene danner vanligvis en veldig tett pakking, og elektronskyen opptar hele det gjenværende frie volumet av krystallen.
Hovedtypene for tett emballasje er kubikk nærmest pakking(KPU) og sekskantet tett pakning(GPU). Navnene på disse pakkene er assosiert med symmetrien til krystallene der de er realisert. Noen metaller danner løst pakkede krystaller - kroppssentrert kubikk(OTSK). Volum- og ball-and-stick-modeller av disse pakkene er vist i figur 7.6.
Kubisk tett pakking dannes av atomer av Cu, Al, Pb, Au og noen andre elementer. Sekskantet tett pakking - atomer av Be, Zn, Cd, Sc og en rekke andre. Kroppssentrert kubisk pakking av atomer er tilstede i krystaller av alkalimetaller, elementer av VB- og VIB-grupper. Noen metaller kan ha forskjellige strukturer ved forskjellige temperaturer. Årsakene til slike forskjeller og strukturelle trekk ved metaller er fortsatt ikke fullt ut forstått.
Når de smeltes, blir metallkrystaller til metallvæsker. Typen kjemisk binding mellom atomer endres ikke.
Metallbindingen har ikke retning og metning. I denne forbindelse ligner den på en ionisk binding.
Når det gjelder intermetalliske forbindelser, kan vi også snakke om polariserbarheten til den metalliske bindingen.
Karakteristiske fysiske egenskaper til metaller:
1) høy elektrisk ledningsevne;
2) høy varmeledningsevne;
3) høy duktilitet.
Smeltepunktene til forskjellige metaller er svært forskjellige fra hverandre: det laveste smeltepunktet er for kvikksølv (-39 o C), og det høyeste er for wolfram (3410 o C).
| Beryllium Be- lys grå, lett, ganske hardt, men vanligvis sprøtt metall. Smeltepunkt 1287 o C. I luft blir den dekket med en oksidfilm. Beryllium er et ganske sjeldent metall; levende organismer i sin utvikling hadde praktisk talt ingen kontakt med det, så det er ikke overraskende at det er giftig for dyreverdenen. Det brukes i kjernefysisk teknologi. Zink Zn er et hvitt mykt metall med en blåaktig fargetone. Smeltepunkt 420 o C. I luft og vann er den dekket med en tynn tett film av sinkoksyd, som hindrer videre oksidasjon. I produksjonen brukes den til galvanisering av plater, rør, ledninger, for å beskytte jern mot korrosjon. Wolfram W. Det er det mest ildfaste av alle metaller: smeltepunktet til wolfram er 3387 o C. Vanligvis er wolfram ganske sprø, men etter nøye rengjøring blir den duktil, noe som gjør det mulig å trekke tynn tråd fra den, hvorfra filamentene til lyspærer er laget. Imidlertid brukes det meste av wolfram som produseres til produksjon av harde og slitesterke legeringer som kan beholde disse egenskapene når de varmes opp til 1000 oC. |
METALL, INTERMETALLISK FORBINDELSE, METALLISK BIND, TETT PAKNING.
1. For å karakterisere forskjellige pakker brukes konseptet "romfyllingskoeffisient", det vil si forholdet mellom volumet av atomer og volumet til krystallen
Hvor V a - volum av et atom,
Z er antall atomer i en enhetscelle,
V i- volum av enhetscellen.
Atomer i dette tilfellet er representert av stive kuler med radius R, berører hverandre. Ballvolum V w = (4/3) R 3 .
Bestem plassfyllingsfaktoren for bulk- og bcc-emballasje.
2. Bruk verdiene til metallradier (vedlegg 9), beregne enhetscellestørrelsen til a) kobber (CPU), b) aluminium (CPU) og c) cesium (BCC).
169338 0
Hvert atom har et visst antall elektroner.
Når de inngår kjemiske reaksjoner, donerer, får eller deler atomer elektroner, og oppnår den mest stabile elektroniske konfigurasjonen. Konfigurasjonen med lavest energi (som i edelgassatomer) viser seg å være den mest stabile. Dette mønsteret kalles "oktettregelen" (fig. 1).
Ris. 1.
Denne regelen gjelder for alle typer tilkoblinger. Elektroniske forbindelser mellom atomer lar dem danne stabile strukturer, fra de enkleste krystallene til komplekse biomolekyler som til slutt danner levende systemer. De skiller seg fra krystaller i deres kontinuerlige metabolisme. Samtidig foregår mange kjemiske reaksjoner i henhold til mekanismene elektronisk overføring, som spiller en kritisk rolle i energiprosesser i kroppen.
En kjemisk binding er kraften som holder sammen to eller flere atomer, ioner, molekyler eller en kombinasjon av disse.
Naturen til en kjemisk binding er universell: det er en elektrostatisk tiltrekningskraft mellom negativt ladede elektroner og positivt ladede kjerner, bestemt av konfigurasjonen av elektronene til det ytre skallet av atomer. Et atoms evne til å danne kjemiske bindinger kalles valens, eller oksidasjonstilstand. Konseptet av valenselektroner- elektroner som danner kjemiske bindinger, det vil si lokalisert i orbitalene med høyest energi. Følgelig kalles det ytre skallet til atomet som inneholder disse orbitalene valens skall. For øyeblikket er det ikke nok å indikere tilstedeværelsen av en kjemisk binding, men det er nødvendig å avklare typen: ionisk, kovalent, dipol-dipol, metallisk.
Den første typen tilkobling erionisk forbindelse
I følge Lewis og Kossels elektroniske valensteori kan atomer oppnå en stabil elektronisk konfigurasjon på to måter: For det første ved å miste elektroner, bli kationer, for det andre å anskaffe dem, bli til anioner. Som et resultat av elektronoverføring, på grunn av den elektrostatiske tiltrekningskraften mellom ioner med ladninger av motsatte fortegn, dannes en kjemisk binding, kalt av Kossel " elektrovalent"(nå kalt ionisk).
I dette tilfellet danner anioner og kationer en stabil elektronisk konfigurasjon med et fylt ytre elektronskall. Typiske ioniske bindinger dannes fra kationer T- og II-grupper i det periodiske systemet og anioner av ikke-metalliske elementer i gruppene VI og VII (henholdsvis 16 og 17 undergrupper, kalkogener Og halogener). Bindingene til ioniske forbindelser er umettede og ikke-retningsbestemte, så de beholder muligheten for elektrostatisk interaksjon med andre ioner. I fig. Figur 2 og 3 viser eksempler på ionebindinger som tilsvarer Kossel-modellen for elektronoverføring.
Ris. 2.
Ris. 3. Ionebinding i et molekyl av bordsalt (NaCl)
Her er det hensiktsmessig å huske noen egenskaper som forklarer oppførselen til stoffer i naturen, spesielt vurdere ideen om syrer Og grunner.
Vandige løsninger av alle disse stoffene er elektrolytter. De skifter farge annerledes indikatorer. Virkningsmekanismen til indikatorer ble oppdaget av F.V. Ostwald. Han viste at indikatorer er svake syrer eller baser, hvis farge er forskjellig i de udissosierte og dissosierte tilstandene.
Baser kan nøytralisere syrer. Ikke alle baser er løselige i vann (for eksempel er noen organiske forbindelser som ikke inneholder OH-grupper uløselige, spesielt trietylamin N(C 2 H 5) 3); løselige baser kalles alkalier.
Vandige løsninger av syrer gjennomgår karakteristiske reaksjoner:
a) med metalloksider - med dannelse av salt og vann;
b) med metaller - med dannelse av salt og hydrogen;
c) med karbonater - med dannelse av salt, CO 2 og N 2 O.
Egenskapene til syrer og baser er beskrevet av flere teorier. I samsvar med teorien til S.A. Arrhenius, en syre er et stoff som dissosieres for å danne ioner N+ , mens basen danner ioner HAN-. Denne teorien tar ikke hensyn til eksistensen av organiske baser som ikke har hydroksylgrupper.
I samsvar med proton I følge teorien til Brønsted og Lowry er en syre et stoff som inneholder molekyler eller ioner som donerer protoner ( givere protoner), og en base er et stoff som består av molekyler eller ioner som aksepterer protoner ( akseptere protoner). Legg merke til at i vandige løsninger eksisterer hydrogenioner i hydratisert form, det vil si i form av hydroniumioner H3O+ . Denne teorien beskriver reaksjoner ikke bare med vann og hydroksidioner, men også de som utføres i fravær av et løsningsmiddel eller med et ikke-vandig løsningsmiddel.
For eksempel i reaksjonen mellom ammoniakk N.H. 3 (svak base) og hydrogenklorid i gassfasen, dannes fast ammoniumklorid, og i en likevektsblanding av to stoffer er det alltid 4 partikler, hvorav to er syrer, og de to andre er baser:
Denne likevektsblandingen består av to konjugerte par syrer og baser:
1)N.H. 4+ og N.H. 3
2) HCl Og Cl ‑
Her, i hvert konjugert par, skiller syren og basen seg med ett proton. Hver syre har en konjugert base. En sterk syre har en svak konjugert base, og en svak syre har en sterk konjugert base.
Brønsted-Lowry-teorien hjelper til med å forklare vanns unike rolle for biosfærens liv. Vann, avhengig av stoffet som interagerer med det, kan vise egenskapene til enten en syre eller en base. For eksempel, i reaksjoner med vandige løsninger av eddiksyre, er vann en base, og i reaksjoner med vandige løsninger av ammoniakk er det en syre.
1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO-. Her donerer et eddiksyremolekyl et proton til et vannmolekyl;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HAN-. Her aksepterer et ammoniakkmolekyl et proton fra et vannmolekyl.
Dermed kan vann danne to konjugerte par:
1) H2O(syre) og HAN- (konjugert base)
2) H 3 O+ (syre) og H2O(konjugert base).
I det første tilfellet donerer vann et proton, og i det andre aksepterer det det.
Denne egenskapen kalles amfiprotonisme. Stoffer som kan reagere som både syrer og baser kalles amfoterisk. Slike stoffer finnes ofte i levende natur. For eksempel kan aminosyrer danne salter med både syrer og baser. Derfor danner peptider lett koordinasjonsforbindelser med metallionene som er tilstede.
En karakteristisk egenskap til en ionisk binding er således den fullstendige bevegelsen av bindingselektronene til en av kjernene. Dette betyr at mellom ionene er det et område hvor elektrontettheten er nesten null.
Den andre typen tilkobling erkovalent forbindelse
Atomer kan danne stabile elektroniske konfigurasjoner ved å dele elektroner.
En slik binding dannes når et elektronpar deles én om gangen fra alle atom. I dette tilfellet er de delte bindingselektronene fordelt likt mellom atomene. Eksempler på kovalente bindinger inkluderer homonukleær diatomisk molekyler H 2 , N 2 , F 2. Samme type forbindelse finnes i allotroper O 2 og ozon O 3 og for et polyatomisk molekyl S 8 og også heteronukleære molekyler hydrogenklorid HCl, karbondioksid CO 2, metan CH 4, etanol MED 2 N 5 HAN svovelheksafluorid SF 6, acetylen MED 2 N 2. Alle disse molekylene deler de samme elektronene, og bindingene deres er mettet og rettet på samme måte (fig. 4).
Det er viktig for biologer at dobbelt- og trippelbindinger har reduserte kovalente atomradier sammenlignet med en enkeltbinding.
Ris. 4. Kovalent binding i et Cl 2-molekyl.
Ioniske og kovalente typer bindinger er to ekstreme tilfeller av de mange eksisterende typene kjemiske bindinger, og i praksis er de fleste bindinger mellomliggende.
Forbindelser av to elementer lokalisert i motsatte ender av samme eller forskjellige perioder i det periodiske systemet danner hovedsakelig ioniske bindinger. Når elementer beveger seg nærmere hverandre i løpet av en periode, reduseres den ioniske naturen til forbindelsene deres, og den kovalente karakteren øker. For eksempel danner halogenidene og oksidene til grunnstoffene på venstre side av det periodiske systemet hovedsakelig ioniske bindinger ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), og de samme forbindelsene av elementer på høyre side av tabellen er kovalente ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH glukose C6H12O6 etanol C2H5OH).
Den kovalente bindingen har på sin side en modifikasjon til.
I polyatomiske ioner og i komplekse biologiske molekyler kan begge elektronene bare komme fra en atom. Det kalles giver elektronpar. Et atom som deler dette elektronparet med en donor kalles akseptor elektronpar. Denne typen kovalent binding kalles koordinering (donor-akseptor, ellerdativ) kommunikasjon(Fig. 5). Denne typen bindinger er viktigst for biologi og medisin, siden kjemien til de d-elementene som er viktigst for metabolismen i stor grad beskrives av koordinasjonsbindinger.
Fig. 5.
Som regel fungerer metallatomet i en kompleks forbindelse som en akseptor for et elektronpar; tvert imot, i ioniske og kovalente bindinger er metallatomet en elektrondonor.
Essensen av den kovalente bindingen og dens variasjon - koordinasjonsbindingen - kan avklares ved hjelp av en annen teori om syrer og baser foreslått av GN. Lewis. Han utvidet noe det semantiske konseptet med begrepene "syre" og "base" i henhold til Brønsted-Lowry-teorien. Lewis teori forklarer arten av dannelsen av komplekse ioner og deltakelsen av stoffer i nukleofile substitusjonsreaksjoner, det vil si i dannelsen av CS.
Ifølge Lewis er en syre et stoff som er i stand til å danne en kovalent binding ved å akseptere et elektronpar fra en base. En Lewis-base er et stoff som har et ensomt elektronpar, som ved å donere elektroner danner en kovalent binding med Lewis-syre.
Det vil si at Lewis sin teori utvider rekkevidden av syre-base-reaksjoner også til reaksjoner der protoner ikke deltar i det hele tatt. Dessuten er selve protonet, ifølge denne teorien, også en syre, siden det er i stand til å akseptere et elektronpar.
Derfor, ifølge denne teorien, er kationene Lewis-syrer og anionene er Lewis-baser. Et eksempel kan være følgende reaksjoner:
Det ble bemerket ovenfor at delingen av stoffer i ioniske og kovalente er relativ, siden fullstendig elektronoverføring fra metallatomer til akseptoratomer ikke forekommer i kovalente molekyler. I forbindelser med ioniske bindinger er hvert ion i det elektriske feltet til ioner med motsatt fortegn, så de er gjensidig polarisert, og skallene deres deformeres.
Polariserbarhet bestemt av den elektroniske strukturen, ladningen og størrelsen på ionet; for anioner er det høyere enn for kationer. Den høyeste polariserbarheten blant kationer er for kationer med større ladning og mindre størrelse, for eksempel, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Har en sterk polariserende effekt N+ . Siden påvirkningen av ionepolarisering er toveis, endrer den egenskapene til forbindelsene de danner betydelig.
Den tredje typen tilkobling erdipol-dipol forbindelse
I tillegg til de listede kommunikasjonstypene er det også dipol-dipol intermolekylært interaksjoner, også kalt van der Waals .
Styrken til disse interaksjonene avhenger av molekylenes natur.
Det er tre typer interaksjoner: permanent dipol - permanent dipol ( dipol-dipol tiltrekning); permanent dipol - indusert dipol ( induksjon tiltrekning); øyeblikkelig dipol - indusert dipol ( dispersive attraksjon, eller London-styrker; ris. 6).
Ris. 6.
Bare molekyler med polare kovalente bindinger har et dipol-dipolmoment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), og bindingsstyrken er 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 coulomb meter - C × m).
I biokjemi er det en annen type forbindelse - hydrogen forbindelse som er et begrensende tilfelle dipol-dipol tiltrekning. Denne bindingen dannes av tiltrekningen mellom et hydrogenatom og et lite elektronegativt atom, oftest oksygen, fluor og nitrogen. Med store atomer som har lignende elektronegativitet (som klor og svovel), er hydrogenbindingen mye svakere. Hydrogenatomet utmerker seg ved en betydelig egenskap: når bindingselektronene trekkes bort, blir kjernen - protonet - eksponert og er ikke lenger skjermet av elektroner.
Derfor blir atomet til en stor dipol.
En hydrogenbinding, i motsetning til en van der Waals-binding, dannes ikke bare under intermolekylære interaksjoner, men også innenfor ett molekyl - intramolekylært Hydrogenbinding. Hydrogenbindinger spiller en viktig rolle i biokjemi, for eksempel for å stabilisere strukturen til proteiner i form av en a-helix, eller for dannelsen av en dobbel helix av DNA (fig. 7).
Fig.7.
Hydrogen- og van der Waals-bindinger er mye svakere enn ioniske, kovalente og koordinasjonsbindinger. Energien til intermolekylære bindinger er angitt i tabellen. 1.
Tabell 1. Energi av intermolekylære krefter
Merk: Graden av intermolekylære interaksjoner reflekteres av entalpien for smelting og fordampning (koking). Ioneforbindelser krever betydelig mer energi for å skille ioner enn for å skille molekyler. Entalpien for smelting av ioniske forbindelser er mye høyere enn for molekylære forbindelser.
Den fjerde typen tilkobling ermetallforbindelse
Til slutt er det en annen type intermolekylære bindinger - metall: kobling av positive ioner av et metallgitter med frie elektroner. Denne typen sammenheng forekommer ikke i biologiske objekter.
Fra en kort gjennomgang av bindingstyper blir en detalj klar: en viktig parameter for et metallatom eller ion - en elektrondonor, så vel som et atom - en elektronakseptor, er dens størrelse.
Uten å gå i detaljer, legger vi merke til at de kovalente radiene til atomer, ioniske radier av metaller og van der Waals-radiene til interagerende molekyler øker når deres atomnummer øker i grupper av det periodiske systemet. I dette tilfellet er verdiene til ioneradiene de minste, og van der Waals-radiene er de største. Som regel, når du beveger deg nedover i gruppen, øker radiene til alle elementene, både kovalente og van der Waals.
Av størst betydning for biologer og leger er koordinasjon(giver-akseptor) bindinger vurdert av koordinasjonskjemi.
Medisinsk bioinorganisk stoff. G.K. Barashkov
NH3 er en av de mest kjente og nyttige kjemikaliene. Det har funnet bred anvendelse i landbruksindustrien og utover. Det er preget av unike kjemiske egenskaper, takket være hvilke det brukes i ulike bransjer.
Hva er NH3
NH 3 er kjent selv for de mest uvitende kjemifolk. Det er ammoniakk. Ammoniakk (NH 3) kalles ellers hydrogennitrid og er under normale forhold en fargeløs gass med en uttalt lukt som er karakteristisk for dette stoffet. Det er også verdt å merke seg at NH 3-gass (kalt ammoniakk) er nesten dobbelt så lett som luft!
I tillegg til gass, kan det være en væske ved en temperatur på ca. 70 ° C eller eksistere i form av en løsning (ammoniakkløsning). Et særtrekk ved flytende NH 3 er evnen til å oppløse i seg selv metallene i hovedundergruppene I og II i gruppene av D.I. Mendeleevs elementtabell (det vil si alkali- og jordalkalimetaller), samt magnesium, aluminium, europium og ytterbium. I motsetning til vann, interagerer flytende ammoniakk ikke med de ovennevnte elementene, men fungerer nettopp som et løsningsmiddel. Denne egenskapen gjør at metaller kan isoleres i sin opprinnelige form gjennom fordampning av løsningsmidlet (NH 3). I figuren under kan du se hvordan natrium oppløst i flytende ammoniakk ser ut.
Hvordan ser ammoniakk ut når det gjelder kjemiske bindinger?
Diagrammet av ammoniakk (NH 3) og dens romlige struktur er tydeligst vist ved en trekantet pyramide. Toppen av ammoniakk-"pyramiden" er nitrogenatomet (uthevet i blått), som kan sees på bildet nedenfor.
Atomene i et stoff som kalles ammoniakk (NH 3) holdes sammen av hydrogenbindinger, akkurat som i et vannmolekyl. Men det er veldig viktig å huske at bindingene i ammoniakkmolekylet er svakere enn i vannmolekylet. Dette forklarer hvorfor smelte- og kokepunktene til NH 3 er lavere sammenlignet med H 2 O.
Kjemiske egenskaper
De to vanligste metodene for å produsere NH 3-stoffet kalt ammoniakk. Industrien bruker den såkalte Haber-prosessen, hvis essens er å binde luftnitrogen og hydrogen (oppnådd fra metan) ved å føre en blanding av disse gassene ved høyt trykk over en oppvarmet katalysator.
I laboratorier er ammoniakksyntese oftest basert på samspillet mellom konsentrert ammoniumklorid og fast natriumhydroksid.
La oss gå videre til en direkte undersøkelse av de kjemiske egenskapene til NH 3.
1) NH 3 fungerer som en svak base. Derfor beskriver følgende ligning samspillet med vann:
NH 3 + H 2 O = NH4 + + OH -
2) Også basert på de grunnleggende egenskapene til NH 3 er dens evne til å reagere med syrer og danne de tilsvarende ammoniumsaltene:
NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (ammoniumnitrat)
3) Tidligere ble det sagt at en viss gruppe metaller løses opp i flytende ammoniakk. Noen metaller er imidlertid også i stand til ikke bare å løse seg opp, men å danne forbindelser med NH 3 kalt amider:
Na (tv) + NH3 (g) = NaNH2 + H2
Na (fast stoff) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (reaksjonen utføres i nærvær av jern som katalysator)
4) Når NH 3 interagerer med metallene Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+, dannes tilsvarende metallhydroksider og ammoniumkation:
Fe3+ + NH3 + H2O = Fe(OH)3 + NH4+
5) Resultatet av interaksjonen av NH 3 med metaller Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ er oftest de tilsvarende metallkompleksene:
Cu 2+ + NH 3 + H 2 O = Cu(OH) 2 + NH 4+
Cu(OH)2 + NH3 = 2 + + OH -
Dannelse og videre bane av NH3 i menneskekroppen
Det er velkjent at aminosyrer er en integrert del av biokjemiske prosesser i menneskekroppen. De er hovedkilden til NH 3, et stoff som kalles ammoniakk, resultatet av deres oksidative deaminering (oftest). Dessverre er ammoniakk giftig for menneskekroppen, det danner lett det ovennevnte ammoniumkation (NH 4+), som samler seg i cellene. Deretter bremses de viktigste biokjemiske syklusene, og som et resultat avtar nivået av produsert ATP.
Det er ikke vanskelig å gjette at kroppen trenger mekanismer for å binde og nøytralisere den frigjorte NH 3. Diagrammet nedenfor viser kildene og noen av bindingsproduktene til ammoniakk i menneskekroppen.
Så, kort fortalt, nøytraliseres ammoniakk gjennom dannelsen av transportformer i vev (for eksempel glutamin og alanin), gjennom utskillelse i urin, ved bruk av ureabiosyntese, som er den viktigste naturlige måten å nøytralisere NH 3 i menneskekroppen.
Påføring av NH3 - et stoff som kalles ammoniakk
I moderne tid er flytende ammoniakk den mest konsentrerte og billigste nitrogengjødselen, som brukes i landbruket til ammoniering av grov jord og torv. Når flytende ammoniakk tilføres jorda, øker antallet mikroorganismer, men det er ingen negative konsekvenser, som for eksempel fra fast gjødsel. Figuren under viser en av de mulige installasjonene for flytendegjøring av ammoniakkgass ved bruk av flytende nitrogen.
Ettersom flytende ammoniakk fordamper, absorberer den mye varme fra miljøet og forårsaker avkjøling. Denne egenskapen brukes i kjøleenheter for å produsere kunstig is ved lagring av bedervelige matvarer. I tillegg brukes den til å fryse jord under bygging av underjordiske strukturer. Vandige løsninger av ammoniakk brukes i kjemisk industri (det er et industrielt ikke-vandig løsningsmiddel), laboratoriepraksis (for eksempel som løsningsmiddel i elektrokjemisk produksjon av kjemiske produkter), medisin og husholdningsbruk.