Какви видове комуникация са характерни за прости вещества. Химически комуникации

Химически комуникации

Всички взаимодействия, водещи до обединение химически частици (атоми, молекули, йони и др.) В вещества се разделят на химични връзки и междумолекулни връзки (междумолекулни взаимодействия).

Химически връзки. - Комуникации директно между атомите. Има йонични, ковалентни и метални комуникации.

Интермолекулни връзки - комуникация между молекулите. Това е водородна връзка, йонно-диполна комуникация (поради образуването на тази връзка възниква, например, образуването на хидратна йонна обвивка), дипол-дипол (чрез образуване на образуването на това свързване, молекулите на полярните вещества са комбинирани, например, в течен ацетон) и др.

ION Communication. - Химична връзка, образувана чрез електростатично привличане на различно заредени йони. В двоични съединения (съединения от два елемента), той се образува в случая, когато размерите на свързващите атоми са много различни един от друг: някои атоми са големи, други малки - т.е. някои атоми лесно дават електрони, докато други да ги вземе (обикновено това са атомите на елементи, образуващи ги типични метали и атоми на елементи, образуващи типични неметали); Електричеството на такива атоми също е много различно.
Йонната връзка е неподходяща и несивална.

Ковалентна комуникация. - Химична връзка, произтичаща от образуването на обща двойка електрони. Ковалентната връзка се образува между малки атоми със същите или близки радиуси. Предпоставка - наличието на несвързани електрони при свързващи атоми (обмен на механизъм) или парна двойка в един атом и свободен орбитал (механизъм на донорския акцептор):

Съгласно броя на общите електронни двойки, ковалентните облигации са разделени
• прост (единичен) - един чифт електрони,
• двойно - две двойки електрони,
• тройно - три двойки електрони.

Двойните и тройни връзки се наричат \u200b\u200bмножество връзки.

Относно разпределението на електронната плътност между ковалентните облигации свързващите атоми се разделят на нелепа и полярен. Неполярната връзка се образува между същите атома, полярната между различните.

Електричество - измерване на способността на атом в веществото да се привличат общи електронни двойки.
Електронните двойки полярни връзки се прехвърлят към повече електрически елементи. Изместването на електронни двойки се нарича поляризация на комуникацията. Частични (прекомерни) зареждания, образувани по време на поляризацията, са + и - например :.

Съгласно естеството на припокриването на електронни облаци ("орбитали"), ковалентна връзка е разделена на β-p-клетка.
- Образуване на комуникацията се формира поради пряко припокриване на електронните облаци (по директно свързващо ядро), -CUZV - поради странично припокриване (от двете страни на равнината, в която ядрата на атомите).

Ковалентна връзка има или насищане, както и поляризност.
За да се обясни и прогнозира взаимната посока на ковалентни облигации, се използва хибридизационен модел.

Хибридизация на атомни орбитали и електронни облаци - очакваното изравняване на атомни орбитали по енергия и електронни облаци във форма, когато се произвежда атом за ковалентна връзка.
Най-често има три вида хибридизация: sp.-, sp. 2 I. sp. 3-хибридизация. Например:
sp.-Хопидизация - в С2Н2 молекули, БЕХ 2, СО2 (линейна структура);
sp. 2-хибридизация - в С2Н4 молекули, С6 Н6, BF3 (плоска триъгълна форма);
sp. 3-хибридизация - в CCI4, SIH 4, СН4 молекули (тетраедрична форма); NH3 (пирамидална форма); H 2 o (Ъгъл форма).

Метална комуникация. - Химична връзка, образувана от обобщаването на валентни електрони на всички свързани метални кристални атоми. В резултат на това се образува един електронен облак от кристал, който лесно се измества под действието на електрическото напрежение - следователно високата електрическа проводимост на металите.
Металната комуникация се образува в случая, когато свързващите атоми са големи и следователно са склонни да дават електрони. Прости вещества с метални връзки (Na, BA, AL, CU, AU и др.), Комплексни вещества - интерметални съединения (ALCR 2, CA 2 CU, CU 5 ZN 8 и др.).
Металната връзка няма фокус на насищане. Консервира се в метални топи.

Водородни комуникации - интермолекулна комуникация, образувана чрез частично приемане на двойка електрони с високо избран - отрицателен атом на водороден атом с голям положителен частичен заряд. Той се образува в тези случаи, когато в една молекула има атом със средна двойка електрони и висока електрическагусимост (F, О, N) и водороден атом, свързан със силна полярна връзка с един от тези атоми. Примери за интермолекулни водородни връзки:

H-O- H ··· OH2, H-O- H ··· NH3, H-O- H ··· F - H, H-F ··· H-F.

Интрамолекулни водородни връзки съществуват в полипептидни молекули, нуклеинови киселини, протеини и др.

Силата на всяка комуникация е енергията на комуникацията.
Комуникационна енергия - енергията, необходима за прекъсване на това химическа връзка. В 1 мол вещество. Размер на измерванията - 1 kJ / mol.

Енергията на йонната и ковалентната връзка е една поръчка, енергията на водородните облигации е по-малко порядък.

Ковалентната облигационна енергия зависи от размера на свързващите атоми (дължина на комуникацията) и множествеността на комуникацията. По-малкото атоми и по-голяма множественост на комуникацията, толкова по-голяма е нейната енергия.

Енергията на йонната комуникация зависи от размера на йоните и от техните обвинения. Колкото по-малко йони и повече тях са зареждане, толкова по-голяма е обвързващата енергия.

Структура на материята

По вид структура, всички вещества са разделени молекулярна и немолекулар. Между органични вещества Преобладават молекулни вещества, сред неорганични - не-еленуари.

Съгласно вида на химическата връзка веществата се разделят на вещества с ковалентни връзки, вещества с йонни връзки (йонни вещества) и вещества с метални връзки (метали).

Веществата с ковалентни връзки могат да бъдат молекулярни и ненетични. Това значително засяга техните физически свойства.

Молекулните вещества се състоят от молекули, свързани със слаби интермолекулни връзки, те включват: Н2, О2, N2, CI2, Br2, S8, P4 и други прости вещества; CO 2, S02, N2O5, Н20, НС1, HF, NH3, CH4, С2Н5ОН, органични полимери и много други вещества. Тези вещества нямат висока якост, имат ниски точки на топене и кипене, не се извършват електричествоНякои от тях са разтворими във вода или други разтворители.

Немоцекулни вещества с ковалентни връзки или атомни вещества (диамант, графит, Si, Sio 2, SIC и др.) Образуват много силни кристали (изключение - графит), те са неразтворими във вода и други разтворители, най-много температури на топене и кипене, най-много от тях не извършват електрически ток (с изключение на графит с електрическа проводимост, и полупроводници - силиций, Германия и др.)

Всички йонни вещества естествено са не-еластични. Това са твърди огнеупорни вещества, разтвори и топи на които се извършват електрическо. Много от тях са разтворими във вода. Трябва да се отбележи, че в йонни вещества, чиито кристали се състоят от сложни йони, има ковалентни връзки, например: (Na +) 2 (S04 2-), (К +) 3 (PO4 3-), (NH4 (PO4 3-), (NH4 (PO4 3-), (NH4 (PO4 3-), (NH4 (PO4 3-), (NH4 (PO4 3-), (NH4), (NH4) +) (№ 3-) и др. Ковалентните връзки са свързани атоми, от които се състоят сложни йони.

Метали (вещества с метални връзки) Много разнообразни в техните физически свойства. Сред тях има течност (Hg), много мека (Na, K) и много твърди метали (W, NB).

Характерните физични свойства на металите са тяхната висока електрическа проводимост (за разлика от полупроводниците, намалява с нарастваща температура), висока топлинна мощност и пластичност (в чисти метали).

В твърдо състояние почти всички вещества се състоят от кристали. По вид структура и вид на химични свързващи кристали ("кристални решетки") разделят атомник (кристали, които не са срукнали вещества с ковалентна връзка), \\ t йонийски (кристали на йонни вещества) молекулярна (кристали на молекулни вещества с ковалентна връзка) и метален (Кристали вещества с метални комуникации).

Задачи и тестове по темата "Тема 10." Химическа комуникация. Структурата на веществото "."

• Видове химическа връзка - Структура на веществото 8-9 клас

  Уроци: 2 задачи: 9 теста: 1

• Задачи: 9 теста: 1

След като разработих тази тема, трябва да научите следните понятия: химически комуникации, интермолекуларна комуникация, йонни комуникации, ковалентна комуникация, метални комуникации, водородни комуникации, лесна комуникация, двойна комуникация, тройни комуникации, множество комуникации, неполярна комуникация, полярна комуникация Електричество, комуникационна поляризация, - и-а, хибридизация на атомни орбитали, свързваща енергия.

Трябва да знаете класификацията на веществата от вида на структурата, по вид химическа връзка, зависимостта на свойствата на прости и сложни вещества върху вида на химическата връзка и вида на "кристалната решетка".

Трябва да можете: да определите вида на химичната връзка в веществото, вида на хибридизацията, за изготвяне на формирането на отношенията, да се използва концепцията за електричество, редица електрически преговори; Знам как се променя електронното им химически елементи Един период и една група за определяне на полярността на ковалентна връзка.

Уверете се, че всичко, от което се нуждаете, се асимилира, отидете на задачите. Желаем ви успех.

• О. С. Габриелян, Г. Г. Лисова. Химия 11 cl. M., Drop, 2002.
• Е. Ръцит, Ф. Г. Фелдман. Химия 11 cl. М., Просвещение, 2001.

Единната теория на химическата връзка не съществува, условно химични облигации са разделени на ковалентен (универсален тип комуникация), йонични (частни случаи на ковалентна връзка), метален и водород.

Ковалентна комуникация.

Образуването на ковалентна комуникация е възможно в три механизма: обмен, донор-акцептор и dative (Lewis).

Според механизъм за обмен Образуването на ковалентни комуникации възниква поради обобщаването на общи електронни двойки. В същото време всеки атом се стреми да закупи инерционен газ, т.е. Получете завършено външно енергийно ниво. Образуването на химични връзки при обменния тип се изобразява с използване на Lewis Formulas, при които всеки валентен електроатор е изобразен по точки (фиг. 1).

Фиг. 1 Обучение на ковалентна връзка в молекулата на НС1 в механизма за обмен

С развитието на теорията на структурата на атома и квантова механика Образуването на ковалентна връзка е представено като припокриващи се електронни орбитали (фиг. 2).

Фиг. 2. Обучение на ковалентна комуникация поради припокриване на електронни облаци

Колкото по-голямо е припокриването на атомните орбитали, толкова по-силно е връзката, намалена с дължината на комуникацията и по-голяма енергия. Ковалентната връзка може да бъде оформена чрез припокриване на различен орбитал. В резултат на припокриване S-S, S-P орбитали, както и D-D, P-P, d-p орбитал Страничните остриета се срещат образование - комуникация. Образува се перпендикулярно на линията, свързваща сърцевината на 2 атома - връзката. Една - и една - връзката е способна да образува множество (двойни) ковалентни връзки, характерни за органичните вещества на класа на алкени, алкадиен и др. Една - и две връзки образуват множество (тройна) ковалентна връзка, характеристика на органичните вещества на алкалния клас (ацетилени).

Образование Ковалент донор-акцепторски механизъм Помислете за примера на амониев катион:

NH3 + Н + \u003d NH4 +

7 N 1S 2 2S 2 2g 3

Азотният атом има свободна маргинална двойка електрони (електрони, които не участват в образуването на химични връзки в молекулата), а водородът е свободен орбитал, така че те са съответно донор и електронен акцептор.

Механизмът за обработка на ковалентна връзка ще обмисли примера на хлорната молекула.

17 cl 1s 2 2s 2 2g 6 3s 2 3p 5

Хлорният атом има безплатна пределна двойка електрони и свободни орбитал, следователно, може да показва свойства и донор и акцептор. Следователно, при образуването на хлорна молекула, един хлорен атом действа като донор, а другият е акцептор.

Главен характеристики на ковалентна връзка са: насилваност (богати връзки се образуват, когато атомът се прикрепя към себе си толкова много електрони, тъй като неговите валентни способности позволяват; ненаситените връзки се образуват, когато броят на свързаните електрони е по-малък от възможностите за валенция на грипа); Посока (тази стойност е свързана с геометрията на молекулата и концепцията за "ъгъл на валентност" - ъгъл между връзките).

ION Communication.

Няма съединения с чиста йонна връзка, въпреки че това е химически свързано състояние на атоми, в които се създава стабилна електронна среда на атома с пълен преход на обща електронна плътност към атом на по-електрифициращ елемент. Една йонна комуникация е възможна само между атомите на електронегативните и електрооситивни елементи, които са в състояние на вариометни йони и аниони.

Дефиниция

Йон Наречени електрически заредени частици, образувани чрез отделяне или закрепване на електрон към атома.

Когато се предава електронът, атомите на металите и неметалите са склонни да образуват стабилна конфигурация на електронната обвивка около ядрото им. Неналният атом създава обвивка от последващия инертен газ около ядрото и металния атом е предишният инертен газ (фиг. 3).

Фиг. 3. Обучение на ION комуникация върху примера на молекула на натриев хлорид

Молекулите, в които в чиста форма има йонна връзка, се намират в състояние на пара на веществото. Йонните отношения са много издръжливи, във връзка с това вещество с тази връзка има висока точка на топене. За разлика от ковалентната за йонна комуникация, посоката и наситеността не е характерна, тъй като електрическото поле, създадено от йони, действа същото на всички йони поради сферична симетрия.

Метална връзка

Металната връзка се осъществява само в метали - това е взаимодействието, което държи атомите на металите в една решетка. В образуването на комуникация участват само валенски електрони от метални атоми, принадлежащи към целия му обем. В метали от атоми, електроните постоянно се разделят, които се движат по цялата маса на метала. Металните атоми, лишени от електрони, се превръщат в положително заредени йони, които се стремят да приемат движещи се електрони. Този непрекъснат процес формира вътре в металния т. Нар. "Електронен газ", който плътно свързва всички метални атоми (фиг. 4).

Следователно металната връзка е силна, металите се характеризират с висока точка на топене, а присъствието на "електронен газ" дава металите с зеленост и пластичност.

Водородни комуникации

Водородната връзка е специфично междумолекулно взаимодействие, защото Неговото възникване и сила зависят от химическата природа на веществото. Образува се между молекулите, в които водороден атом е свързан с атом с висока електрическагургурност (O, N, S). Появата на водородната връзка зависи от две причини, първо, водородният атом, свързан с електронен атом, няма електрони и може лесно да бъде вграден в електронни облаци от други атоми, и, второ, притежаващ валентност S-орбитал, водород Атом може да вземе воднистолни електрони на електроналния атом и да образува връзка с него с донорския акцептор.

Всяко взаимодействие между атомите е възможно само в присъствието на химическа връзка. Такава връзка е причината за образуването на стабилна мултиатомна система - молекулен йон, молекули, кристална решетка. Дълготрайната химическа връзка изисква много енергия за почивката, така че е основната стойност за измерване на силата на комуникацията.

Условия за химическа комуникация

Образуването на химична връзка винаги е придружено от екскреция на енергия. Този процес се дължи на намаляването. потенциална енергия Системи за взаимодействие на частици - молекули, йони, атоми. Потенциалната енергия на получената система на взаимодействащи елементи е винаги по-малка от енергията на несвързаните изходящи частици. Така основата за появата на химични облигации в системата е спадът в потенциалната енергия на нейните елементи.

Естество на химичното взаимодействие

Химичната връзка е следствие от взаимодействието на електромагнитни полета, произтичащи от електрони и ядра от атоми на тези вещества, които участват в образуването на нова молекула или кристал. След отваряне на теорията на структурата на атома, естеството на това взаимодействие стана по-достъпно за ученето.

За първи път идеята за ОВ. електрическа природа. Химическите комуникации се появяват от английската физика на Дейвй, която предполага, че молекулите се образуват поради електрическото привличане на многомерно заредени частици. Тази идея се интересуваше от шведския химик и природен ресурс I.YA. Blycelus, който разработи електрохимична теория на химическата връзка.

Първата теория, която обяснява процесите на химическо взаимодействие на веществата, е несъвършена и с течение на времето тя трябваше да откаже.

Теория на Бюлерова

По-успешен опит да се обясни естеството на веществата за химическа връзка, е взет от руския учен в. М. Бюлеров. В основата на нейната теория този учен положи такива предположения:

• Атомите в свързаното състояние са свързани помежду си в определен ред. Промяната в този ред е причина за образуването на ново вещество.
• Атомите са задължителни един с друг според законите на валентността.
• Свойствата на веществото зависи от реда на съединението от атоми в молекулата на веществото. Друг ред на споразумение става причина за промяна на химичните свойства на веществото.
• Атомите, свързани помежду си, са най-силно засегнати един от друг.

Теорията на Бюлерова обяснява свойствата химически вещества Не само от техния състав, но и по реда на атомите. Такъв вътрешен ред А.М. Butlers нарича "химическа структура".

Теорията на руския учен даде възможност да се въведе ред в класификацията на веществата и да се даде възможност да се определи структурата на молекулите по техните химични свойства. Теорията даде отговор на въпроса: защо молекулите, съдържащи същия брой атоми, имат различни химични свойства.

Предпоставки за създаване на химически комуникационни теории

В своята теория химическа структура Butlers не докосна въпроса каква е химическата връзка. За това тогава имаше твърде малко данни за вътрешната структура на веществото. Едва след откриването на планетарния модел на атома, американският учен Луис започна да развива хипотеза, че химическата връзка възниква чрез образуването на електронна двойка, която едновременно принадлежи към два атома. Впоследствие тази идея се превърна в основа за разработване на ковалентна комуникационна теория.

Ковалентна химическа комуникация

Устойчивото химично съединение може да бъде оформено при припокриване на електронни облаци от два съседни атома. Резултатът от такова взаимно пресечка става увеличаване на електронната плътност в интерместата. Ядрата на атомите, както знаете, се таксуват положително и следователно се опитват да привлекат отрицателно обвинен електронен облак възможно най-близо. Тази атракция е много по-силна от силата на отблъскване между две положително заредени ядра, така че тази връзка е стабилна.

За първи път изчисленията на химическата връзка бяха извършени от химиците на галери и Лондон. Те се занимаваха с връзката между два водородни атома. Най-простата визуална гледка към нея може да изглежда така:

Както може да се види, електронната двойка заема квантово място в двата водородни атома. Такъв двудостъпен поставяне на електрон се нарича "ковалентна химическа комуникация". Ковалентната връзка е типична за молекулите на прости вещества и техните неумолените връзки. Веществата, създадени в резултат на ковалентна връзка, обикновено не извършват електрически ток или са полупроводници.

ION Communication.

Химичното свързване на йонния тип се случва с взаимното електрическо привличане на двете противоположно заредени йони. Йони могат да бъдат прости, състоящи се от един атом на веществото. В съединенията от този тип, простите йони най-често са положително заредени атоми на метали 1.2 групи, които са загубили техния електрон. Образуването на отрицателни йони е присъщо на атомите на типичните неметали и основите на техните киселини. Следователно, сред типичните йонни съединения има много халогениди на алкални метали, като CSF, NaCl и други.

За разлика от ковалентната комуникация, йонът няма насищане: различен брой противоположни заредени йони могат да се присъединят към йона или групата на йони. Броят на приложените частици е ограничен само от линейни размери на взаимодействащите йони, както и условие, в което силите на привличането на противоположни заредени йони трябва да бъдат по-големи от тласкащата сила на същите заредени частици, участващи във връзка тип йон.

Водородни комуникации

Още преди създаването на теорията на химическата структура, експерименталното средство се наблюдава, че водородните съединения с различни неметали имат няколко необичайни свойства. Например, температурата на кипене на флуорид водород и вода е значително по-висока, отколкото може да се очаква.

Тези и други характеристики на водородните съединения могат да бъдат обяснени с способността на Н + атом да образуват друга химична връзка. Този тип връзка се нарича "водородна комуникация". Причините за появата на водородни облигации са в свойствата на електростатичните сили. Например, в флуорорната молекула, общият електронен облак е толкова изместен към флуора, колкото и пространството около атома на това вещество, наситено отрицателно електрическо поле. Около водородния атом, лишен от единствения си електрон, полето е много по-слабо и има положителен заряд. В резултат на това има допълнителна връзка между положителните области на H + електронните облаци и отрицателния F -.

Химическа връзка на металите

Атомите на всички метали са разположени в пространството по определен начин. Поръчката на атомите на металите се нарича кристална решетка. В същото време електроните на различни атоми слабо взаимодействат помежду си, образувайки общ електронен облак. Този тип взаимодействие между атомите и електроните се нарича "метална комуникация".

Това е свободно движение на електрони в метали, които могат да бъдат обяснени физически свойства Метални вещества: електрическа проводимост, топлопроводимост, сила, федерация и др.

Всеки атом има няколко електрона.

Влизане в Б. химична реакцияАтомите дават, придобиват или обобщават електроните, постигащи най-стабилната електронна конфигурация. Най-стабилната е конфигурацията с най-ниската енергия (както в атомите на благородните газове). Този модел се нарича "одетни правила" (фиг. 1).

Фиг. един.

Това правило се отнася за всички видове връзки. Електронни връзки Между атомите им позволява да образуват устойчиви структури, от най-простите кристали до сложни биомолекули, в крайна сметка живи системи. Те се различават от кристалите с непрекъснат метаболизъм. В този случай много химични реакции продължават по механизми електронен трансферкоито играят решаваща роля в енергийните процеси в тялото.

Химичната връзка е сила, която държи два или повече атома, йони, молекули или всяка комбинация.

Естеството на химическата връзка е универсално: това е електростатична сила на привличане между отрицателно заредени електрони и положително заредени ядра, определяна от конфигурацията на електроните на външната обвивка на атомите. Нарича се способността на атом да образува химични връзки valence., или степен на окисление. С валентност, свързана с концепцията за valence Electons. - Електрони, образуващи химически връзки, разположени в най-високо енергията орбитал. Съответно, външната обвивка на атома, съдържаща тези орбита, се нарича ножницата на Валентин. Понастоящем не е достатъчно да се посочи наличието на химична връзка и е необходимо да се изясни нейният тип: йонна, ковалентна, дипол-дипол, метална.

Първи тип комуникация -йонийски комуникация

В съответствие с електронната теория на Vewis и Valency's Valence, атомите могат да постигнат стабилна електронна конфигурация по два начина: първо, губещи електрони, превръщайки се в катиони, второ, като ги придобият, превръщайки се аниони. В резултат на електронния трансфер, благодарение на електростатичната сила на привличането между йони със заряди от противоположния знак, химична връзка, наречена Cossel " електротелентен- (сега се нарича йонийски).

В този случай аните и катията образуват стабилна електронна конфигурация с пълна електронна обвивка на открито. Типични йонни облигации са оформени от катиони T и II групи периодична система и аниони на неметални елементи VI и VII групи (съответно 16 и 17 подгрупи, \\ t чалкогенови халоген). Комуникацията в йонни съединения е ненаситена и не е посочена, така че е запазена възможността за електростатично взаимодействие с други йони. На фиг. 2 и 3 са примери за йонни връзки, които съответстват на моделите за трансфер на електронни косоза.

Фиг. 2.

Фиг. 3. Йонна връзка в молекулата на таблицата (NaCl)

Тук е целесъобразно да се напомнят някои свойства, които обясняват поведението на веществата в природата, по-специално, смятат идеята за това киселинии басейни.

Водните разтвори на всички тези вещества са електролити. Те се променят по различни начини показатели. Механизмът на действие на показателите беше отворен от F.V. Остелад. Той показа, че индикаторите са слаби киселини или бази, чиято боядисване се разтваря в несправедливите и дисоциираните състояния.

Основите могат да неутрализират киселините. Не всички основи са разтворими във вода (например, някои са неразтворими органични съединенияне съдържащи - на групи, по-специално, триетиламин N (C 2N 5) 3)Шпакловка Се наричат \u200b\u200bразтворими бази алкалис.

Водни разтвори на киселини Въвеждат характеристичните реакции:

а) с метални оксиди - с образуването на сол и вода;

b) с метали - с образуването на сол и водород;

в) с карбонати - със образуване на сол, Колерия 2 I. Н. 2 О..

Свойствата на киселини и бази описват няколко теории. В съответствие с теорията на S.A. Arrénius, киселина е вещество, което се дисоциира с образуването на йони Н. +, докато базата формира йони ТОЙ ЛИ Е -. Тази теория не взема предвид съществуването на органични основи, които нямат хидроксилни групи.

В съответствие с S. протоннатеорията на Brensted и Londy, киселина е вещество, съдържащо молекули или йони, които дават протони ( донорипротоните), а основата е вещество, състоящо се от молекули или йони, приемащи протони ( акцепторипротони). Обърнете внимание, че в водни решения Водородните йони съществуват в хидратирана форма, т.е. под формата на хидроксониеви йони H 3 O. +. Тази теория описва реакцията не само с вода и хидроксидните йони, но и се извършва в отсъствието на разтворител или с неводен разтворител.

Например, в реакцията между амоняк NH. 3 (слаба основа) и хлоридът в газовата фаза се образува твърд амониев хлорид и 4 частици винаги присъстват в равновесна смес от две вещества, две от които са киселини, а други - основи:

Тази равновесна смес се състои от две конюгирани двойки киселини и основи:

1) NH. 4 + I. NH. 3

2) HCL.и Кс ‑

Тук във всяка конюгатна двойка киселина и основата се различава от един протон. Всяка киселина има конюгатна основа. Слабата конюгатна основа съответства на тежка киселина и тежка конюгатна основа.

Теорията на Brensteda Lowei ви позволява да обясните уникалността на ролята на водата за препитанието на биосферата. Водата, в зависимост от веществото, взаимодействаща с нея, може да проявява свойства или киселини или основа. Например, в реакции с водни разтвори на оцетна киселина, водата е основата и с водни разтвори на амоняк - киселина.

1) Ch 3 coxy. + H 2 O. ↔ H 3 O. + + Ch 3 soo. -. Тук молекулата на оцетна киселина е от протона на водната молекула;

2) NH3. + H 2 O. ↔ NH 4. + + ТОЙ ЛИ Е -. Тук амонячната молекула приема протона от водната молекула.

По този начин, водата може да образува две конюгирани двойки:

1) H 2 O. (киселина) и ТОЙ ЛИ Е - (конюгатна база)

2) H 3 O. + (киселина) и H 2 O.(конюгатна база).

В първия случай водата се диагностицира с протон, а във втория - приема го.

Този имот се нарича амфипротоналност. Призовават се вещества, които могат да влизат в реакции по качество и киселини и основания амфотеричен. В пустиня такива вещества са общи. Например, аминокиселините са способни да образуват соли и с киселини и с основи. Следователно, пептидите лесно образуват координационни съединения с тези настоящи метални йони.

По този начин характерното свойство на йонната връзка е пълното движение на дюзите на свързващите електрони към една от ядрата. Това означава, че има област между йоните, където електронната плътност е почти нула.

Втора комуникационна вида -ковалент комуникация

Атомите могат да образуват стабилна електронна конфигурация чрез комбиниране на електрони.

Такава връзка се формира, когато двойката електрона е обобщена от един от всички Атом. В този случай общите комуникационни електрони се разпределят между атомите еднакво. Примери за ковалентна комуникация могат да бъдат извикани gomoiderny.дихоматомия молекули N. 2 , Н. 2 , Е. 2. Същият вид комуникация е на разположение в allotropics О. 2 и озон О. 3 и в полиатомичната молекула С. 8, както и Хетеронорните молекули Хлоуд NSL, въглероден двуокис Колерия 2, мета Шлака 4, етанол От 2 Н. 5 ТОЙ ЛИ Е, серен хексафлуорид SF. 6, ацетилен От 2 Н. 2. Във всички тези молекули електроните са еднакво често срещани и връзките им са наситени и насочени еднакво (фиг. 4).

За биолозите е важно при двойни и тройни връзки, ковалентните радиусови атоми се намаляват в сравнение с единичната връзка.

Фиг. четири. Ковалентна връзка в молекулата CL 2.

Йонните и ковалентните видове връзки са два ограничаващи случая на много съществуващи видове химически връзки и на практика повечето междинни облигации.

Съединенията от два елемента, разположени в противоположните краища на един или друг период на Mendeleev система, за предпочитане образуват йонни връзки. Тъй като цените на елементите в периода, йонният характер на техните съединения е намален и ковалент - увеличава. Например, халиди и оксиди на елементите отляво периодичната таблица образуват основно йонни връзки ( NaCl, AGBR, BASO 4, CACO 3, KNO 3, CAO, NAOH) и същите връзки на елементите на дясната част на таблицата - ковалент ( Н20, СО2, NH3, No 2, CH4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза C6H 12O6, етанол От 2N 5 той).

Ковалентна връзка, от своя страна, има друга модификация.

В политомични йони и в сложни биологични молекули, и двата електрона могат да се появят само от единатом. Нарича се донорелектронна двойка. Атом, съвместим с донор на тази двойка електрони, се нарича акцепторелектронна двойка. Такъв вид ковалентна комуникация се нарича координация (донор-акцептор, илипасив) община(Фиг. 5). Този тип комуникация е най-важен за биологията и медицината, тъй като химията на най-важните D-елементи за метаболизма е до голяма степен описана от координационни облигации.

НАСТОЛЕН КОМПЮТЪР. пет.

Като правило, в комплексна връзка. Метал атом действа като електронна двойка; Напротив, с йонни и ковалентни връзки, метален атом е донор на електрон.

Същността на ковалентната връзка и нейните разновидности - координационни комуникации - могат да бъдат изяснени с помощта на друга теория на киселини и основанията, предложени от GG. Луис. Той донякъде разшири семантичната концепция на термините "киселина" и "база" върху теорията на Brenstead-Lowry. Теорията на Люис обяснява естеството на формирането на сложни йони и участието на вещества в реакциите на нуклеофилното заместване, т.е. в образуването на ченгето.

Според Lewis, киселата е вещество, способно да образува ковалентна връзка чрез приемане на електронна двойка от основата. Базата LEWIS се нарича вещество със средна свободна електронна двойка, която чрез завъртане на електроните образува ковалентна връзка с лужизинова киселина.

Това означава, че теорията на Луис разширява кръга от киселинно-основни реакции и върху реакцията, в която изобщо не участват протони. Освен това, самата протон, според тази теория, е също кисела, тъй като тя може да приеме електронна двойка.

Следователно, според тази теория, катиони са леваasени киселини, а аните са бази на Луис. Пример за това е следните реакции:

Отбелязва се над това, че подразделението на вещества до йонни и ковалентни относителни, тъй като не се появява пълният преход на електрона върху металните атоми към акцепторните атоми в ковалентни молекули. В съединения с йонна връзка, всеки йон се намира в електрическото поле на йони от противоположния знак, така че те са взаимно поляризирани и техните черупки се деформират.

Поляригусимостопределена от електронната структура, зареждане и размери на йона; Анионите са по-високи от тези на катиците. Най-голямата поляризимост между катидите - катиони на по-голяма такса и по-малък, например, Hg2 +, CD 2+, PB2+, AL 3+, TL 3+. Силно поляризиращо действие притежава Н. +. Тъй като влиянието на поляризацията на йони е двустранно, то значително променя свойствата на образуваните от тях съединения.

Трето съобщение тип -дипол-дипол. комуникация

В допълнение към изброените видове комуникация, диполе-диполът се отличава междумолекуленнаречени и взаимодействия vantherval Masses. .

Силата на тези взаимодействия зависи от естеството на молекулите.

Смесете взаимодействията от три вида: постоянен дипол - постоянен дипол ( дипол-дипол. атракция); Постоянен дипол, индуциран дипол ( индукция атракция); Instant Dipole - индуциран дипол ( дисперсия атракция или лондонски сили; Фиг. 6).

Фиг. 6.

Типоле-диполен момент притежава само молекули с полярни ковалентни връзки ( НС1, NH3, S02, H20, C6H5C1и комуникационната сила е 1-2 дебюта(1D \u003d 3.338 × 10 -30 висулка метър - Cl × m).

В биохимията се отличава още един вид комуникация - водород комуникация, която е екстремен случай дипол-дипол. атракция. Тази връзка се образува чрез привличане между водородния атом и електроналния атом на малък размер, най-често - кислород, флуор, азот. При големи атоми с подобна електричество (например с хлор и сив), водородната връзка е значително по-слаба. Водородният атом се характеризира с една съществена характеристика: когато се отличава с свързващите електрони, ядрото му - протонът е свален и престава да се прилага от електрони.

Затова атомът се превръща в основен дипол.

Водородната връзка, за разлика от Vanderwals, се образува не само за междумолекулни взаимодействия, но и в една молекула - интрамолекуларенводородна връзка. Водородните облигации играят важна роля в биохимия, например, за стабилизиране на структурата на протеините под формата на A-спирала, или за образуване на двойна ДНК спирала (Фиг. 7).

Фиг.7.

Водородните и вандервалните облигации са много по-слаби от йонната, ковалентна и координация. Енергията на интермолекулните връзки е посочена в таблица. един.

Маса 1. Енергия на междумолекулната сила

Забележка: Степента на междумолекулни взаимодействия отразяват индикаторите на енталпия на топене и изпаряване (кипене). Ионни съединения са необходими за отделяне на йони много повече енергия, отколкото за разделяне на молекулите. Енталпилните йонни съединения са значително по-високи от молекулните съединения.

Четвърти тип комуникация -метална комуникация

И накрая, има и друг вид междумолекулни връзки - метален: Комуникация на положителни метални решетки йони с свободни електрони. В биологични обекти този вид комуникация не е намерен.

На резюме Видове връзки Оказва се, че един детайл: важен параметър на атом или метален йон - донор на електроните, както и атом - приемането на електрон е неговата размерът.

Без да навлизаме в подробности, отбелязваме, че ковалентните радиуси на атомите, йонните радиуси на метали и вандервали радиуси на взаимодействащи молекули се увеличават, тъй като увеличават техния последователност в периодичните групи. В същото време стойностите на радийните йони са най-малкият, а радиусът на Vantherwalvas - най-големият. Като правило, когато се движите надолу по групата, радиусите на всички елементи се увеличават, както ковалентни, така и вандервали.

Най-голямата стойност за биолозите и лекарите имат координация(донор-акцептор) Комуникации, разгледани чрез координационна химия.

Медицински биона. GK. Барашков

3.3.1 Ковалентна комуникация. - Това е двуконтролна двубонна връзка, образувана от припокриващи се електронни облаци, носещи несвързани електрони с анти-паралелни завъртания. Като правило се образува между атомите на един химичен елемент.

Той е количествено характеризиращ се с валентност. Оценка на елемента - Това е способността му да образува определен брой химични връзки поради свободните електрони, разположени атомна зона за валентност.

Ковалентната връзка образува само двойката електрони между атомите. Нарича се разделена двойка. Останалите двойки електрони се наричат \u200b\u200bполивани двойки. Те напълват черупките и не участват в свързването. Връзката между атомите може да се извърши не само една, но и две и дори три разделени двойки. Такива връзки се наричат двойно и Т. локални - множество връзки.

3.3.1.1 Ковалентна неполярна връзка. Извършва се съобщение, извършено чрез формиране на електронни двойки, в същата степен, принадлежаща на двата атома, се нарича ковалентен нотален. Възниква между атомите с почти равен на електрическатагуст (0.4\u003e ΔEO\u003e 0) и следователно, равномерното разпределение на електронната плътност между ядрата на атомите в хомо-тенорни молекули. Например, Н2, О2, N2, С12 и т.н., диполетът на такива връзки е нула. Връзката в крайните въглеводороди (например в СН 4) се счита за почти не-полярна, защото Δ eo \u003d 2.5 (с) - 2.1 (h) \u003d 0.4.

3.3.1.2 Ковалентна полярна комуникация. Ако молекулата е оформена от два различни атома, зоната на припокриващите се облаци на електрони (орбитал) се измества към един от атомите и такава връзка се нарича полярен . С такава връзка вероятността за намиране на електрони близо до ядрото на един от атомите е по-висока. Например, NCL, Н2S, рН 3.

Полярна (асиметрична) ковалентна комуникация - Комуникация между атомите с различна електричество (2\u003e ΔEO\u003e 0.4) и асиметричното разпределение на обща електронна двойка. Като правило се формира между два неметала.

Електронната плътност на такава връзка се измества към по-електрифициращ атом, което води до появата на частичен отрицателен заряд върху него (делт минус) и на по-малко електрически атом - частичен положителен заряд  (делта плюс)

C     c      c            c   mmg .

Посоката на изместване на електроните също е обозначена със стрелката:

CCl, Co, Cn, On, Cmg.

Колкото по-голяма е разликата в електрическата активност на свързаните с нея атоми, толкова по-висока е полярността на комуникацията и нейния по-диполен момент. Между противоположните частични обвинения в знак има допълнителни атракционни сили. Ето защо, отколкото полярна връзка, тя е по-силна.

Освен това поляризум ковалентна комуникация. има свойство фрейност - способността на атом да образува толкова много ковалентни връзки, тъй като има енергично достъпни атомни орбитали. Третият имот на ковалентна връзка е неговата фокус.

3.3.2 Йонна връзка. Движещата сила на неговото образуваност е същата аспирация на атомите към окрива обвивка. Но в някои случаи такава окрива обвивка може да възникне само когато електронната предавка от един атом към друг. Следователно, като правило, между металния и неметалол се образува йонна връзка.

Помислете като пример реакцията между натриевите атоми (3S 1) и флуор (2S 23S5). Разлика на електричество във връзка NAF

eo \u003d 4.0 - 0.93 \u003d 3.07

Натрий, при което се получава Fectour 3S 1 -Electron, става Na + йон и остава с 2S 2 2g6 с 6 O 2п 6 обвивка, което съответства на електронната конфигурация на неоновия атом. Същата електронна конфигурация придобива флуорос, приемайки един електрон, даден от натрий. В резултат на това възникват силите на електростатичната атракция между противоположни заредени йони.

ION Communication. - екстремни случаи на полярна ковалентна връзка, основана на електростатично привличане на йони. Такава връзка се появява с голяма разлика в електрическите атмосфера, свързани с електрическите атоми (eo\u003e 2), когато по-малко електрификативен атом почти напълно придава на валентните си електрони и се превръща в катион, а другият, повече електрически атом, тези електрони се прикрепят и става анион. Взаимодействието на йони от противоположния знак не зависи от посоката, а куломските сили нямат собственост на насищане. По силата на това жива комуникация Няма пространствен насоки и фрейност Тъй като всеки йон е свързан с определен брой противойони (координационен номер на йона). Следователно, свързаните с йонни съединения нямат молекулна структура и са твърди вещества, образуващи йонни кристални решетки, с високи температури на топене и кипене, те са силно слънчеви, често физиологичен разтвор, във водни разтвори на електрически проводими. Например, Mgs, NaCl и 2O3. На практика няма съединения с чисто йонни връзки, тъй като някакъв дял от ковалент винаги остава поради факта, че общият преход на един електрон на друг атом не се наблюдава; В най-"йонните" вещества делът на йонните комуникации не надвишава 90%. Например, в NAF, поляризацията на комуникацията е около 80%.

В органични съединения йонните връзки са доста редки, защото Въглеродният атом не е склонен да загуби или придобива електрони с образуването на йони.

Valence. Много често се характеризират елементи в съединения с йонни връзки степен на окисление което от своя страна съответства на величината на таксуването на йонния йон в тази връзка.

Степен на окисление - Това е условна такса, която придобива атом в резултат на преразпределение на електронната плътност. Той е количествено характеризиращ се с броя на изместените електрони от по-малко електрически кралския елемент до повече електричество. От този елемент се формира положително заредена йон, която дава на електроните си и отрицателния йон от елемента, който тези електрони приемат.

Елемент, разположен в по-високо окисление (Максимално положително), вече е дал всичките му валентни електрони, които са в АВЗ. И тъй като техният брой се определя от броя на групата, в която е елемент, най-високата степен на окисление за повечето елементи и ще бъде равен групов номер . Относно по-ниско окисление (Максимален отрицателен), след това се появява при формирането на осем електронна обвивка, т.е. в случая, когато AVZ е попълнен напълно. За nemmetalov. Той се изчислява по формулата Група номер - 8 . За метали равен нула защото те не могат да получават електрони.

Например, AVZ SURFUR има формата: 3S 2 3P 4. Ако атомът даде всички електрони (шест), той ще придобие най-висока степен на окисление +6 равен Срок Ако има две необходими за завършване на стабилната обвивка, тя ще придобие ниска степен на окисление –2 равен Номер на групата - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.

3.3.3 Метална връзка. Повечето метали имат редица свойства, които са общи и различни от свойствата на други вещества. Такива свойства са относително високи температури на топене, способност за отразяване на светлината, високата топлинна и електрическа проводимост. Тези характеристики се обясняват с наличието на специален вид взаимодействие в металите. – метална комуникация.

В съответствие с позицията в периодичната система, атомите на металите имат малък брой валентни електрони, които са достатъчно слабо свързани с техните ядра и лесно могат да се откъснат от тях. В резултат на това, положително заредени йони, локализирани в определени позиции на кристалната решетка, се появяват в кристалната решетка на метала, и голям брой делокализирани (свободни) електрони, които са относително свободно движещи се в областта на положителните центрове и комуникират между тях Всички метални атоми поради електростатична атракция.

Това е важна разлика между металните връзки от ковалент, които имат строга ориентация в пространството. Комуникационните сили в металите не са локализирани и не са насочени, а свободните електрони, образуващи "електронен газ", причиняват висока топлинна и електрическа проводимост. Ето защо, в този случай е невъзможно да се говори за посоката на облигациите, тъй като валентните електрони почти равномерно разпределени над кристала. Това е точно това, което е обяснено, например, пластичността на металите, т.е. възможността за изместване на йони и атоми във всяка посока

3.3.4 Донор-акцепторна комуникация. В допълнение към механизма за образуване на ковалентна връзка, според която общата електронна двойка се случва, когато два електрона взаимодействат, има и специален донор-акцепторски механизъм . Той се крие във факта, че ковалентна връзка е оформена в резултат на прехода на вече съществуваща (значима) електронна двойка донора (доставчик на електрони) в цялостното използване на донора и акцептор (Доставчик на свободен атомен орбитал).

След образуването му не се различава от ковалент. Механизмът на донорите е добре илюстриран чрез образуването на амониев йон (фигура 9) (зъбчета показват електроните на външното ниво на азотния атом):

Фигура 9 - схема за образование на амониев йон

Електронната формула на AVZ азотния атом 2S 2 2g3, т.е. има три несвързани електрона, които влизат в ковалентна връзка с три водородни атома (1S 1), всеки от които има един валентен електрон. В същото време се образува амонячна молекула NH3, в която се запазва средна електронна двойка азот. Ако водородният протон (1S 0) е подходящ за тази молекула, който няма електрони, след това азотът ще предава своя двойка електрони (донори) към този атомен орбитален водород (акцептор), което води до амониев йон. Той има всеки водороден атом, свързан с азотен атом с обща електронна двойка, единият от които се осъществява съгласно донор-акцепторния механизъм. Важно е да се отбележи това n-N комуникацияОбразува се от различни механизми, няма разлики в свойствата нямат. Посоченият феномен се дължи на факта, че по време на образуването на съединителя на орбиталната от 2S и 2R електрона на азотния атом променят формата му. В резултат на това четири са напълно идентични под формата на орбитал.

Атомите с голям брой електрони обикновено се представят като донори, но имат малък брой неспуснати електрони. За елементи II от периода, такава възможност, с изключение на азотния атом, се предлага на кислород (две парни двойки) и при флуор (три различни двойки). Например, йон на водород Н + във водни разтвори никога не е в свободно състояние, тъй като йонният хидроксониев Н3Ь + хидрооксид е винаги оформен от водните молекули Н20 и йон Н +, въпреки че хидроторията присъства във всички водни разтвори във всички водни разтвори Въпреки че се съхранява H + символ.

3.3.5 водородна връзка. Водороден атом, свързан със силно електрически елемент (азот, кислород, флуор и т.н.), който "стяга" общата електронна двойка е липсата на електрони и придобива ефективен положителен заряд. Следователно, тя може да взаимодейства с различна двойка електрони на друг електронен атом (който придобива ефективен отрицателен заряд) от една и съща (интрамолекулна комуникация) или друга молекула (междумолекулна комуникация). В резултат на това се случва водородни комуникации което е графично определено по точки:

Тази връзка е много по-слаба от другите химически връзки (енергия на неговото формиране 10 – 40 kJ / mol) и главно има частично електростатичен, частично донорски знак.

Изключително важна роля на водородните връзки в биологични макромолекули, такива неорганични съединения като Н20, Н2F2, NH3. Например, връзките на ONV в Н20 имат забележим полярен характер с излишък от отрицателен заряд - на кислороден атом. Водородният атом, напротив, придобива малък положителен заряд  + и може да взаимодейства с водни изпарения от електрони на кислороден атом на съседна водна молекула.

Взаимодействието между водните молекули е достатъчно силно, такава, че дори и в пара от вода, димери и триизмерни тримери (Н20) 2, (Н20) 3 и т.н., могат да възникнат в разтвори. Дълги вериги на Могат да се появят сътрудници от този тип:

тъй като кислородният атом има две безсмислени двойки електрони.

Наличието на водородни облигации обяснява високите температури на кипене на вода, алкохоли, карбоксилни киселини. Благодарение на водородните връзки, водата се характеризира като висока в сравнение с Н20 (e \u003d s, se, te) с температури на топене и кипене. Ако водородните връзки отсъстват, тогава водата ще се стопи при -100 ° С и се вари при -80 ° С. Типични случаи на асоцииране се наблюдават за алкохоли и органични киселини.

Водородните връзки могат да се появят както между различни молекули, така и в молекулата, ако има групи с донорски и акцепторни способности в тази молекула. Например, това са вътрешномолекулни водородни връзки, които играят важна роля при образуването на пептидни вериги, които определят структурата на протеините. N-облигациите засягат физическите и химичните свойства на веществото.

Вид водородни облигации не образуват атоми на други елементи Тъй като силите на електростатичното привличане на лолетата на диполите на полярните връзки (O-H, N-H и т.н.) са доста слаби и действат само на ниски разстояния. Водород, имащ най-малкия атомен радиус, ви позволява да се доближите до такива диполи толкова много, че силата на привличане става забележима. Никой друг елемент с голям атомен радиус е способен да образува такива връзки.

3.3.6 Междумолекулни взаимодействия (сила на ван дер ваали). През 1873 г. холандският учен I. Van der Walals предложи да има сили, които определят привличането между молекулите. Тези сили по-късно получиха името на ван дер Ваалс – Най-универсалния изглед на междумолекулната комуникация. Енергията на комуникацията Van der Walals е по-малка водород и е 2-20 kJ / ∙ mole.

В зависимост от метода на сила са разделени на:

1) ориентационен (дипол-дипол или йон-дипол) - възникват между полярните молекули или между йони и полярни молекули. Когато полярните молекули са рапирани по такъв начин, че положителната страна на един дипол е фокусирана върху отрицателната страна на друг дипол (Фигура 10).

2) индукция (диполнодуксиран дипол или йонноиндуциран дипол) - възникват между полярни молекули или йони и неполярни молекули, но способни на поляризация. Кутиите могат да засегнат неполярни молекули, превръщайки ги в посочени (индуцирани) диполи. (Фигура 11).

3) Дисперсия (индуцирана диполна индуцирана дипол) - възниква между неполярни молекули, способни на поляризация. Във всяка молекула или атом от благороден газ се появяват колебания на електрическа плътност, в резултат на което се появяват инстанционални диполи, което от своя страна предизвиква незабавни диполи в съседните молекули. Движението на незабавни диполи става последователно, външният им вид и разлага се синхронно. В резултат на взаимодействието на незабавни диполи, енергията на системата намалява (Фигура 12).