Ce tipuri de comunicare sunt caracteristice substanțelor simple. Comunicații chimice

Comunicații chimice

Toate interacțiunile care conduc la unificare particule chimice (atomi, molecule, ioni etc.) în substanțe sunt împărțite în obligațiuni chimice și legături intermoleculare (interacțiuni intermoleculare).

Chimie chimică - Comunicări direct între atomi. Există comunicații ionice, covalente și metalice.

Legături intermoleculare - Comunicarea între molecule. Aceasta este o legătură de hidrogen, o comunicație de ioni-dipol (datorită formării acestei conexiuni apare, de exemplu, formarea carcasei ionului hidrat), dipol-dipol (prin formarea formării acestei conexiuni, moleculele de substanțe polare sunt combinate, de exemplu, în acetonă lichid) etc.

Ion comunicare - legătura chimică formată prin atracția electrostatică a ionilor încărcați diferit. În compușii binari (compușii a două elemente), se formează în cazul în care dimensiunile atomilor de legare sunt foarte diferiți unul de celălalt: unii atomi sunt mari, alți mici - adică, unii atomi oferă cu ușurință electroni, în timp ce alții au tendința să le ia (de obicei, aceștia sunt atomii elementelor care le formează metale tipice și atomi de elemente care formează non-metale tipice); Electricitatea unor astfel de atomi este, de asemenea, foarte diferită.
Conexiunea ionică este non-direcțională și nu este saturată.

Comunicare covalentă - Bond chimic care rezultă din formarea unei perechi comune de electroni. Legătura covalentă este formată între atomi mici cu aceleași raze apropiate. Condiție prealabilă - prezența electronilor nepermanzi atât în \u200b\u200batomii de legare (mecanism de schimb), fie o pereche de vapori într-un atom și un orbital liber (mecanism de acceptare a donatorului):

În funcție de numărul de cupluri electronice generale, legăturile covalente sunt împărțite în
• simplu (singur) - o pereche de electroni,
• dubla - două perechi de electroni,
• triplu - Trei perechi de electroni.

Legăturile duble și triple sunt numite mai multe conexiuni.

Privind distribuirea densității de electroni între legăturile covalente, atomii de legare este împărțită în notolar și polar. Conexiunea non-polară este formată între aceiași atomi, polar - între diferită.

Electricitate - măsura capacității unui atom în substanță pentru a atrage perechi electronice generale la sine.
Perechile electronice de legături polare sunt deplasate către mai multe elemente electronegative. Deplasarea perechilor electronice se numește polarizare a comunicării. Taxele parțiale (excesive) formate în timpul polarizării sunt + și, de exemplu:.

În funcție de natura suprapunerii nori electronici ("orbale"), o legătură covalentă este împărțită în celula β-β.
- Comunicarea se formează din cauza suprapunerii directe a nori electronici (de-a lungul unui nucleu direct de conectare), -cuzv - datorită suprapunerii laterale (pe ambele părți ale planului în care nucleele atomilor).

Legătura covalentă are sau saturație, precum și polarizabilitatea.
Pentru a explica și a prezice direcția reciprocă a legăturilor covalente, se utilizează un model de hibridizare.

Hibridizarea orbitălor atomice și a nori electronici - nivelarea estimată a orbitelor atomice pe energie și nori electroni sub formă atunci când se produce atomul de legătură covalent.
Cel mai adesea există trei tipuri de hibridizare: sp.-, sp. 2 I. sp. 3-hibridizare. De exemplu:
sp.-Hypebridizarea - în moleculele C2H2, BEH 2, CO 2 (structura liniară);
sp. 2-hibridizare - în moleculele C2H4, C6H6, BF3 (formă triunghiulară plană);
sp. 3-hibridizare - în CCL 4, SIH4, CH4 molecule (forma tetrahedrală); NH3 (formă piramidală); H 2 o (forma colțului).

Comunicarea metalelor - obligațiunile chimice formate prin generalizarea electronilor de valență a tuturor atomilor metalici metalici asociați. Ca rezultat, se formează un singur nor electronic de cristal, care este ușor de schimbat sub acțiunea tensiunii electrice - prin urmare, conductivitatea electrică ridicată a metalelor.
Comunicarea metalică este formată în cazul în care atomii de legare sunt mari și, prin urmare, tind să dea electroni. Substanțe simple cu metale metalice (NA, AL, CU, AU, etc.), substanțe complexe - compuși intermetalici (ALCR2, CA2 cu, Cu 5 Zn 8 etc.).
Conexiunea de metal nu are focul de saturație. Se păstrează în metal se topeste.

Hidrogen Communications. - comunicarea intermoleculară, formată de acceptarea parțială a unei perechi de electroni ai unui atom negativ foarte ales al unui atom de hidrogen cu o încărcătură parțială mare pozitivă. Se formează în acele cazuri în care într-o singură moleculă există un atom cu o pereche medie de electroni și electronegitabilitate ridicată (F, O, N) și un atom de hidrogen asociat cu o legătură polară puternică cu unul dintre acești atomi. Exemple de legături hidrogen intermoleculare:

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

Acordurile de hidrogen intramoleculare există în moleculele polipeptidice, acizii nucleici, proteinele etc.

Măsura de rezistență a oricărei comunicări este energia comunicării.
Energia de comunicare - energia necesară pentru ruperea acestui lucru legătură chimică În 1 mol de substanță. Unitate de măsurători - 1 kJ / mol.

Energia legăturii ionice și covalente este o comandă, energia legăturilor de hidrogen este o ordine de mărime mai mică.

Energia de legătură covalentă depinde de dimensiunea atomilor de legare (lungimea comunicării) și de multiplicitatea comunicării. Mai puțin atomi și multiplicitate mai mare de comunicare, cu atât este mai mare energia sa.

Energia comunicării ionice depinde de mărimea ionilor și de acuzațiile lor. Cei mai puțini ioni și mai mult sarcina lor, cu atât este mai mare energia obligatorie.

Structura materiei

Pe tipul de structură, toate substanțele sunt împărțite în molecular și nemolecular. Printre substanțe organice Substanțele moleculare predomină, printre anorganici - non-eleculare.

În funcție de tipul de legătură chimică, substanțele sunt împărțite în substanțe cu legături covalente, substanțe cu legături ionice (substanțe ionice) și substanțe cu legături metalice (metale).

Substanțele cu legături covalente pot fi moleculare și netenetice. Acest lucru afectează în mod semnificativ proprietățile lor fizice.

Substanțele moleculare constau din molecule interconectate cu legături intermoleculare slabe, acestea includ: H2, O2, N2, CI2, BR2, S 8, P 4 și alte substanțe simple; CO 2, S02, N2O5, H20, HCI, HF, NH3, CH4, C2H5 OH, polimeri organici și multe alte substanțe. Aceste substanțe nu au o rezistență ridicată, au puncte de topire scăzute și de fierbere, nu conduc electricitateUnele dintre ele sunt solubile în apă sau în alți solvenți.

Substanțe nemoceculare cu legături covalente sau substanțe atomice (diamant, grafit, Si, Si02, SiC și altele) formează cristale foarte puternice (grafice de excepție), ele sunt insolubile în apă și alți solvenți, au temperaturi ridicate de topire și de fierbere, majoritatea dintre ele nu desfășoară curent electric (cu excepția grafitului cu conductivitate electrică și semiconductori - siliciu, Germania etc.)

Toate substanțele ionice sunt naturale non-elastice. Acestea sunt substanțe refractare solide, ale căror substanțe sunt efectuate electrice. Multe dintre ele sunt solubile în apă. Trebuie remarcat faptul că în substanțele ionice ale căror cristale constau din ioni complexi, există legături covalente, de exemplu: (Na +) 2 (S04-), (K +) 3 (PO 4 3-), (NH4 +) (Nr. 3-) etc. Obligațiunile covalente sunt atomi asociați din care constă ionii complexi.

Metale (substanțe cu legături metalice) Foarte diverse în proprietățile lor fizice. Printre acestea există un lichid (Hg), foarte moale (Na, K) și metale foarte solide (W, NB).

Proprietățile fizice caracteristice ale metalelor sunt conductivitatea electrică ridicată (spre deosebire de semiconductori, scade cu creșterea temperaturii), capacitatea ridicată de căldură și plasticitatea (în metale pure).

În stare grea, aproape toate substanțele constau din cristale. Pe tipul de structură și tip de cristale de legătură chimică ("laturi cristaline") se împart pe atomic (cristale de substanțe nerabulare cu legătură covalentă), ionic (Cristale de substanțe ionice) molecular (Cristale de substanțe moleculare cu legătura covalentă) și metal (Cristale de substanțe cu comunicații metalice).

Sarcini și teste pe tema "Tema 10." Comunicare chimică. Structura substanței "."

• Tipuri de obligațiuni chimice - Structura substanței 8-9 Clasa

  Lecții: 2 Sarcini: 9 Teste: 1

• Sarcini: 9 Teste: 1

După ce a lucrat acest subiect, trebuie să învățați următoarele concepte: comunicații chimice, comunicații intermoleculare, comunicații cu ioni, comunicații metalice, comunicații hidrogen, comunicare dublă, comunicații triple, comunicare multiplă, comunicare polară, comunicare polară , Electricitate, polarizare de comunicare, - și-α, hibridizarea orbitălor atomice, energia de legătură.

Ar trebui să cunoașteți clasificarea substanțelor prin tipul de structură, pe tipul de legătură chimică, dependența proprietăților substanțelor simple și complexe asupra tipului de legătură chimică și tipul de "lattice cristal".

Ar trebui să puteți: să determinați tipul de legătură chimică din substanță, tipul de hibridizare, pentru a întocmi formarea relațiilor, pentru a utiliza conceptul de electronegativitate, o serie de negocieri electrice; Știți cum se schimbă electronența elemente chimice O perioadă și un grup pentru a determina polaritatea unei legături covalente.

Asigurați-vă că tot ceea ce aveți nevoie este asimilat, mergeți la sarcini. Vă dorim succes.

• O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Chimie 11 cl. M., Drop, 2002.
• E. Rudzita, F. Feldman. Chimie 11 cl. M., Iluminism, 2001.

Teoria unificată a legăturii chimice nu există, legăturile chimice condiționate sunt împărțite într-un covalent (tip universal de comunicare), ionic (caz privat de legătură covalentă), metalică și hidrogen.

Comunicare covalentă

Formarea comunicării covalente este posibilă în trei mecanisme: schimb, donator-acceptor și dativ (Lewis).

Conform mecanismul de schimb Formarea de comunicații covalente are loc datorită generalizării perechilor electronice comune. În același timp, fiecare atom încearcă să cumpere o coajă de gaz inert, adică. Obțineți un nivel de energie extern completat. Formarea legăturilor chimice pe tipul de schimb este descrisă utilizând formule Lewis, în care fiecare atom electrom de valență este prezentat prin puncte (figura 1).

Smochin. 1 Educație a unei legături covalente în molecula HCI privind mecanismul de schimb

Odată cu dezvoltarea teoriei structurii atomului și mecanica cuantică Formarea unei legături covalente este reprezentată ca o orbită electronică suprapusă (figura 2).

Smochin. 2. Educația comunicării covalente din cauza suprapunerii nori electronici

Cu cât este mai mare suprapunerea orbitelor atomice, cu atât este mai puternică conexiunea, mai puțin lungimea comunicării și mai multă energie. Legătura covalentă poate fi formată prin suprapunerea diferitelor orbitale. Ca urmare a suprapunerii orbitelor S-S, S-P, precum și D-D, P-P, d-P orbital Lamele laterale apar educație - comunicare. Perpendicular pe linia Conectarea miezului a 2 atomi este formată - conexiunea. Una - și una - relația este capabilă să formeze o legătură multiplă (dublă) covalentă, caracteristică substanțelor organice ale clasei de alchene, alkadiennes etc. One - și două conexiuni formează o legătură covalentă multiplă (triplă), caracteristică a substanțelor organice ale clasei alcotare (acetylenes).

Educație covalent mecanismul de acceptare a donatorilor Luați în considerare în exemplul de cationie de amoniu:

NH 3 + H + \u003d NH4 +

7 N 1s 2 2 2s 2 2p 3

Atomul de azot are o pereche marginală liberă de electroni (electroni care nu participă la formarea legăturilor chimice în interiorul moleculei), iar cationia hidrogenului este un orbital liber, astfel încât acestea sunt un donator și, respectiv, un acceptor de electroni.

Mecanismul de taxare pentru formarea unei conexiuni covalente va lua în considerare în exemplul moleculei de clor.

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

Atomul de clor are o pereche marginală liberă de electroni și un orbital vacant, prin urmare, poate arăta proprietăți și donatori și acceptor. Prin urmare, în formarea unei molecule de clor, un atom de clor acționează ca donator, iar celălalt este acceptor.

Principal caracteristicile legăturii covalente sunt: \u200b\u200bsaturabilitate (conexiunile bogate se formează atunci când atomul se atașează la el însuși atât de mulți electroni, deoarece capabilitățile sale de valență permit; legăturile nesaturate se formează atunci când numărul de electroni conectați este mai mic decât capacitățile de valență a gripei); (Această valoare este asociată cu geometria moleculei și conceptul de "unghiul valenței" - unghiul între conexiuni).

Ion comunicare

Nu există compuși cu o legătură de ioni pură, deși aceasta este o stare de atomi chimici, în care mediul de electroni constant al atomului este creat cu o tranziție completă a unei densități generale de electroni la un atom de un element mai electronegativ. Comunicarea ionică este posibilă numai între atomii elementelor electronegative și electropozitive care se află într-o stare de ioni și anioni acuzați în mod diferit.

Definiție

Ion Chemat particule încărcate electric formate prin separarea sau atașarea unui electron la atom.

Atunci când electronul este transmis, atomii metalelor și non-metale tind să formeze o configurație stabilă a cochiliei electronice în jurul kernelului lor. Atomul Nenetal creează o carcasă a gazului inert ulterior în jurul nucleului său, iar atomul de metal este gazul inert anterior (figura 3).

Smochin. 3. Educația comunicării ionului pe exemplul moleculei de clorură de sodiu

Moleculele în care în formă pură există o conexiune ionică se găsesc într-o stare de vapori a substanței. Relația ionică este foarte durabilă, în legătură cu această substanță cu această legătură are un punct de topire ridicat. Spre deosebire de covalent pentru comunicarea ionică, direcția și saturația nu este caracteristică, deoarece câmpul electric creat de ioni acționează la fel cu toți ionii datorită simetriei sferice.

Conectare metalică

Bondul metalic este realizat numai în metale - aceasta este interacțiunea care deține atomii metalelor într-o singură lattică. Numai electronii de valență de atomi de metal care aparțin întregului său volum sunt implicați în formarea de comunicare. În metalele de la atomi, electronii sunt separați în mod constant, care se mișcă pe întreaga masă a metalului. Atomii de metal, lipsită de electroni, sunt transformați în ioni încărcați pozitiv care caută să accepte electronii în mișcare. Acest proces continuu se formează în interiorul așa-numitului "gaz electronic", care conectează ferm toți atomii de metal (figura 4).

Legătura de metal este puternică, prin urmare, metalele se caracterizează printr-un punct de topire ridicat, iar prezența "gazului electronic" oferă metalelor cu pixitate și plasticitate.

Hidrogen Communications.

Bondul de hidrogen este o interacțiune intermoleculară specifică, deoarece Apariția și forța sa depind de natura chimică a substanței. Se formează între molecule în care un atom de hidrogen este asociat cu un atom cu electronegitabilitate ridicată (O, N, S). Apariția legăturii de hidrogen depinde de două motive, în primul rând, atomul de hidrogen asociat cu un atom electronegativ nu are electroni și poate fi ușor încorporat în nori electronici de alți atomi și, în al doilea rând, posedând o valență S-Orbital, un hidrogen Atomul poate lua un electroni de perechi apoasă de atom electronegativ și să formeze o legătură cu un mecanism acceptor donator cu el.

Orice interacțiune dintre atomi este posibilă numai în prezența unei conexiuni chimice. O astfel de conexiune este cauza formării unui sistem multijomic stabil - ion molecular, molecule, lattice cristale. Bondul chimic durabil necesită o mulțime de energie pentru pauză, deci este valoarea de bază pentru măsurarea rezistenței comunicării.

Condiții de comunicare chimică

Formarea legăturii chimice este întotdeauna însoțită de excreția energiei. Acest proces se datorează reducerii. energie potențială Sisteme de interacțiune de particule - molecule, ioni, atomi. Energia potențială a sistemului rezultat de elemente interacționate este întotdeauna mai mică decât energia particulelor care nu au legătură. Astfel, baza pentru apariția obligațiunilor chimice în sistem este scăderea energiei potențiale a elementelor sale.

Natura interacțiunii chimice

Bondul chimic este o consecință a interacțiunii câmpurilor electromagnetice care apar în jurul electronilor și nucleelor \u200b\u200batomilor acelor substanțe care participă la formarea unei noi molecule sau a cristalului. După deschiderea teoriei structurii atomului, natura acestei interacțiuni a devenit mai accesibilă pentru a studia.

Pentru prima dată ideea de OB. natura electrică. Comunicațiile chimice au apărut din fizica engleză a lui Davy, care a sugerat că moleculele se formează datorită atracției electrice a particulelor încărcate multidimensional. Această idee a fost interesată de chimistul suedez și de resursele naturale i.ya. Blycelus, care a dezvoltat o teorie electrochimică a legăturii chimice.

Prima teorie care explică procesele interacțiunii chimice a substanțelor a fost imperfectă și în timp a trebuit să refuze.

Teoria butlerova.

O încercare mai reușită de a explica natura substanțelor de obligațiuni chimice a fost luată de om de știință rusă a.m. butlerov. Baza teoriei sale, acest om de știință a pus astfel de ipoteze:

• Atomii din starea conectată sunt asociate unul cu celălalt într-o anumită ordine. Schimbarea acestei comenzi este cauza formării unei substanțe noi.
• Atomii sunt legați unul de celălalt în conformitate cu legile valenței.
• Proprietățile substanței depind de ordinea compusului atomilor din molecula substanței. Un alt ordin de aranjament devine motivul schimbării proprietăților chimice ale substanței.
• Atomii legați unul de celălalt sunt cel mai puternic afectați unul de celălalt.

Teoria lui Butlerova a explicat proprietățile substanțe chimice Nu numai prin compoziția lor, ci și prin ordinul atomilor. O astfel de ordine internă a.m. Butles a numit "structura chimică".

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

Cerințe preliminare pentru crearea de teorii de comunicare chimică

În teoria sa structura chimică Butlers nu a atins întrebarea a ceea ce este o conexiune chimică. Pentru aceasta, atunci au existat prea puține date despre structura interioară a substanței. Numai după deschiderea modelului planetar al atomului, omul de știință american, Lewis a început să dezvolte o ipoteză că legătura chimică apare prin formarea unei perechi electronice, care aparține simultan celor doi atomi. Ulterior, această idee a devenit o bază pentru dezvoltarea unei teorii de comunicare covalentă.

Comunicarea chimică covalentă

Compusul chimic durabil poate fi format la suprapunerea nori electronici de doi atomi adiacenți. Rezultatul unei astfel de intersecții reciproce devine creșterea densității electronice în spațiul inter-scaun. Nucleele atomilor, după cum știți, sunt încărcate pozitiv și, prin urmare, încercând să atragă un nor electronic încărcat negativ cât mai aproape posibil. Această atracție este mult mai puternică decât puterea de repulsie între două nuclee încărcate pozitiv, astfel încât această conexiune este stabilă.

Pentru prima dată, calculele legăturii chimice au fost efectuate de chimistii Gaterului și Londrei. Ei au abordat relația dintre doi atomi de hidrogen. Cea mai simplă viziune vizuală a acestuia poate arăta astfel:

După cum se poate observa, perechea de electroni ocupă un loc cuantum atât în \u200b\u200batomii de hidrogen. Un astfel de electron de plasare cu două cențiuni a fost numit "comunicare chimică covalentă". Legătura covalentă este tipică pentru moleculele de substanțe simple și conexiunile lor nemetalizate. Substanțele create ca urmare a unei legături covalente, de obicei, nu efectuează un curent electric sau sunt semiconductori.

Ion comunicare

Conectarea chimică a tipului de ioni are loc cu atracția reciprocă a celor doi ioni încărcați opus. Ionii pot fi simpli, constând dintr-un atom al substanței. În compușii de acest tip, ionii simpli sunt cel mai adesea atomi încărcați pozitiv de metale 1.2 grupări care și-au pierdut electronul. Formarea de ioni negativi este inerentă atomilor non-metalelor tipice și a bazelor acizilor lor. Prin urmare, printre compușii tipici ionici există multe halogenuri metalice alcaline, cum ar fi CSF, NaCI și altele.

Spre deosebire de comunicarea covalentă, ionul nu are o saturație: un număr diferit de ioni încărcați opus se poate alătura ionului sau grupului de ioni. Numărul de particule atașate este limitat numai de dimensiunile liniare ale ionilor de interacțiune, precum și o afecțiune în care forțele de atracție a ionilor încărcați opus ar trebui să fie mai mari decât forța de împingere a acelorași particule încărcate care participă la conexiune tipul de ioni.

Hidrogen Communications.

Chiar înainte de crearea teoriei structurii chimice, mijloacele experimentale a fost observată că compușii de hidrogen cu diferite non-metale au mai multe proprietăți neobișnuite. De exemplu, punctul de fierbere al hidrogenului fluor și apa este semnificativ mai mare decât ar putea fi de așteptat.

Aceste și alte caracteristici ale compușilor de hidrogen pot fi explicate prin capacitatea unui atom H + pentru a forma o altă legătură chimică. Acest tip de conexiune a fost numit "comunicare de hidrogen". Cauzele apariției legăturilor de hidrogen se află în proprietățile forțelor electrostatice. De exemplu, în molecula Fluoroor, norul electronic general este atât de deplasat spre fluor ca spațiul din jurul atomului acestei substanțe saturat negativ câmp electric. În jurul atomului de hidrogen, lipsită de singurul său electron, câmpul este mult mai slab și are o încărcătură pozitivă. Ca rezultat, există o relație suplimentară între domeniile pozitive ale nori electronici H + și negativul F -.

Conectarea chimică a metalelor

Atomii tuturor metalelor sunt situate în spațiu într-un anumit mod. Ordinea atomilor metalelor se numește o latură cristalină. În același timp, electronii de atomi diferiți interacționează slab între ele, formând un nor electronic general. Acest tip de interacțiune dintre atomi și electroni a fost numit "comunicare metalică".

Este libera circulație a electronilor în metale care pot fi explicate proprietăți fizice Substanțe metalice: conductivitate electrică, conductivitate termică, rezistență, federație și altele.

Fiecare atom are un număr de electroni.

Introducerea B. reacții chimiceAtomii dau, achiziționează sau generalizează electronii care realizează cea mai stabilă configurație electronică. Cea mai stabilă este configurația cu cea mai mică energie (ca în atomii de gaze nobile). Acest model se numește "Reguli Octet" (figura 1).

Smochin. unu.

Această regulă se aplică tuturor tipuri de conexiuni. Conexiuni electronice Între atomi le permite să formeze structuri durabile, de la cele mai simple cristale la formarea de biomolecule complexe, în cele din urmă sisteme live. Ele diferă de cristalele cu metabolism continuu. În acest caz, multe reacții chimice procedează de mecanisme transfer electroniccare joacă un rol crucial în procesele energetice din organism.

Bondul chimic este o forță care deține doi sau mai mulți atomi, ioni, molecule sau orice combinație.

Natura legăturii chimice este universală: aceasta este o forță electrostatică de atracție între electronii încărcați negativ și nucleele încărcate pozitiv, determinată prin configurația electronilor carcasei exterioare a atomilor. Abilitatea unui atom de a forma conexiuni chimice este numită valenţă, sau gradul de oxidare. Cu valența asociată cu conceptul de electroni de valență - Electroni care formează legături chimice, care sunt situate la cel mai înalt orbital de energie. În consecință, carcasa exterioară a atomului care conține aceste orbitale se numește valentine's Sheath.. În prezent, nu este suficient să se indice prezența unei legături chimice și este necesar să se clarifice tipul său: ionic, covalent, dipol-dipol, metalic.

Primul tip de comunicare -ionic comunicare

În conformitate cu teoria electronică a valenței Lewis și Kossel, atomii pot realiza o configurație electronică stabilă în două moduri: mai întâi, pierzând electroni, transformându-se cationi, în al doilea rând, dobândirea lor, transformându-se în anioni. Ca urmare a transferului electronic, datorită rezistenței electrostatice a atracției dintre ioni cu acuzații de semnal opus, o legătură chimică numită Cossel " electrovalent."(Acum se numește ionic).

În acest caz, anionii și cationii formează un stabile configurare electronică cu o coajă electronică în aer liber umplută. Obligațiunile ionice tipice sunt formate din grupele de sisteme periodice T și II de grupuri periodice și grupuri de elemente nemetalice VI și VII (16 și 17 subgrupuri - respectiv, chalcogenov.și halogen). Comunicarea în compușii ionici este nesaturată și non-direcțională, astfel încât este păstrată posibilitatea interacțiunii electrostatice cu alți ioni. În fig. 2 și 3 sunt exemple de conexiuni ionice care corespund modelelor electronice de transfer de co-ax.

Smochin. 2.

Smochin. 3. Conexiunea ionică în molecula de sare de masă (NaCI)

Aici este potrivit să reamintim unele proprietăți care să explice comportamentul substanțelor în natură, în special, ia în considerare ideea de aciziși bazine.

Soluțiile apoase ale tuturor acestor substanțe sunt electroliți. Se schimbă în moduri diferite indicatori. Mecanismul de acțiune al indicatorilor a fost deschis de către F.V. Ostelad. Acesta a arătat că indicatorii sunt acizi slabi sau baze, a cărui pictură este dizolvată în stările incorecte și disociate.

Bazele sunt capabile să neutralizeze acizii. Nu toate bazele sunt solubile în apă (de exemplu, unele sunt insolubile compusi organicicare nu conțin - grupuri, în special, trietilamină n (C 2N 5) 3); Se numește baze solubile alcalis..

Soluții apoși Acizii intră în reacțiile caracteristice:

a) cu oxizi de metal - cu formarea de sare și apă;

b) cu metale - cu formarea de sare și hidrogen;

c) cu carbonați - cu formarea sării, Co. 2 I. N. 2 O..

Proprietățile acizilor și bazelor descriu mai multe teorii. În conformitate cu teoria S.A. Arrhenius, acidul este o substanță care se disociază cu formarea de ioni N. +, în timp ce formează ionii de bază ESTE EL -. Această teorie nu ia în considerare existența bazelor organice care nu au grupări hidroxil.

În conformitate cu S. protonna.teoria de la Brend și Lowry, acidul este o substanță care conține molecule sau ioni care dau protoni ( donatoriprotoni), iar baza este o substanță constând din molecule sau ioni care iau protoni ( acceptoriprotoni). Rețineți că In. soluții apoase Ionii de hidrogen există în formă hidratată, adică sub formă de ioni de hidroxoniu H 3 O. +. Această teorie descrie reacția nu numai cu ionii de apă și hidroxid, ci și în absența unui solvent sau cu un solvent neapos.

De exemplu, în reacția dintre amoniac NH. 3 (bază slabă) și clorura din faza gazoasă se formează clorură de amoniu solidă și 4 particule sunt întotdeauna prezente într-un amestec de echilibru de două substanțe, dintre care două sunt acizi și celelalte baze:

Acest amestec de echilibru constă din două perechi conjugate de acizi și baze:

1) NH. 4 + I. NH. 3

2) ACID CLORHIDRICși Cl. ‑

Aici, în fiecare pereche de acid conjugat și de bază diferă pe un proton. Fiecare acid are o bază conjugată. O bază de conjugat slabă corespunde acidului sever și o bază conjugată severă.

Teoria lui Brenstena Lowei vă permite să explicați unicitatea rolului apei pentru mijloacele de trai ale biosferei. Apă, în funcție de substanța care interacționează cu ea, poate prezenta proprietăți sau acizi sau bază. De exemplu, în reacțiile cu soluții apoase de acid acetic, apa este baza și cu o soluție apoasă de amoniac - acid.

1) CH 3 COXIA. + H 2 O. ↔ H 3 O. + + CH 3 SOO. -. Aici, molecula acidului acetic este prin protonul moleculei de apă;

2) NH 3. + H 2 O. ↔ NH 4. + + ESTE EL -. Aici, molecula de amoniac acceptă protonul din molecula de apă.

Astfel, apa poate forma două perechi conjugate:

1) H 2 O. (acid) și ESTE EL - (Baza conjugată)

2) H 3 O. + (acid) și H 2 O.(bază conjugată).

În primul caz, apa este diagnosticată cu proton, iar în al doilea - îl acceptă.

Această proprietate este numită amphiprotonalitate. Substanțele care pot intra în reacții în calitate și acizi și motive sunt numite amfoteric.. În pustie, astfel de substanțe sunt comune. De exemplu, aminoacizii sunt capabili să formeze săruri și cu acizi și cu baze. Prin urmare, peptidele formează cu ușurință compuși de coordonare cu acei ioni de metal prezenți.

Astfel, proprietatea caracteristică a conexiunii ionului este mișcarea completă a PNS-urilor electronilor de legare la una din miezuri. Aceasta înseamnă că există o zonă între ioni, unde densitatea electronică este aproape zero.

Al doilea tip de comunicare -covalent. comunicare

Atomii pot forma o configurație electronică stabilă prin combinarea electronilor.

O astfel de conexiune se formează atunci când perechea de electroni este generalizată de unul de la toata lumea Atom. În acest caz, electronii de comunicare comună sunt distribuiți între atomi în mod egal. Pot fi numite exemple de comunicare covalentă gomoiderny.dihomatomie molecule N. 2 , N. 2 , F. 2. Același tip de comunicare este disponibil la alotropici O. 2 și ozon. O. 3 și în molecula polistimică S. 8, precum și heterontore molecule Clorooor. NSL., dioxid de carbon Co. 2, METHA. SH 4, etanol. DIN 2 N. 5 ESTE EL, hexafluorură de sulf Sf. 6, acetylene DIN 2 N. 2. În toate aceste molecule, electronii sunt la fel de obișnuiți, iar conexiunile lor sunt saturate și îndreptate în mod egal (figura 4).

Pentru biologi, este important ca, în legături duble și triple, atomii de raze covalente sunt reduse comparativ cu legătura unică.

Smochin. patru. Legătura covalentă în molecula CL2.

Tipurile de conexiuni ionice și covalente sunt două cazuri de limitare a multor tipuri de obligațiuni chimice existente și, în practică, cele mai multe obligațiuni intermediare.

Compușii a două elemente situate în capetele opuse ale uneia sau diferite perioade ale sistemului Mendeleev sunt, de preferință, formând legături ionice. Pe măsură ce ratează elementele din perioada, natura ionică a compușilor lor este redusă și covalentă - crește. De exemplu, halogenuri și oxizi ai elementelor din stânga tabelul periodic formează în primul rând conexiuni ionice ( NaCl, Agbr, Baso 4, Caco 3, Kno 3, Cao, NaOH) și aceleași conexiuni ale elementelor părții drepte a tabelului - covalent ( H20, CO 2, NH3, NO 2, CH 4, fenol C 6 H 5 Oh, glucoză C 6 H 12 O 6, Etanol. De la 2n 5 el).

O legătură covalentă, la rândul său, are o altă modificare.

În ioni polhitomici și în molecule biologice complexe, ambii electroni pot apărea numai de la unuatom. Se numeste donatorcuplu electronic. Atom, compatibil cu un donator al acestei perechi de electroni, este numit acceptorcuplu electronic. Un astfel de comunicare covalentă este numit coordonare (Donor-Acceptor, saudativ) commonwealth.(Figura 5). Acest tip de comunicare este cel mai important pentru biologie și medicină, deoarece chimia celor mai importante elemente D pentru metabolism este în mare parte descrisă de obligațiunile de coordonare.

PC. cinci.

De regulă, în conectare complexă Atomul de metal acționează ca o pereche electronică; Dimpotrivă, cu legături ionice și covalente, atomul de metal este un donator de electroni.

Esența legăturii covalente și a soiurilor sale - comunicări de coordonare - poate fi clarificată cu ajutorul unei alte teorii ale acizilor și a motivelor propuse de GG. Lewis. A extinde oarecum conceptul semantic al termenilor "acid" și "bază" pe teoria Brestead-Lowry. Teoria lui Lewis explică natura formării de ioni complexi și participarea substanțelor în reacțiile de substituție nucleofilă, adică în formarea COP.

Potrivit lui Lewis, acidul este o substanță capabilă să formeze o conexiune covalentă prin acceptarea unei perechi electronice de la bază. Baza Lewis se numește o substanță cu o pereche de electroni fără medie, care, prin rotirea electronilor, formează o legătură covalentă cu acid lewisic.

Adică, teoria Lewis extinde cercul reacțiilor de bază acide și asupra reacției în care protoni nu participă deloc. Mai mult, protonul însuși, conform acestei teorii, este, de asemenea, acid, deoarece este capabil să accepte o pereche electronică.

În consecință, în conformitate cu această teorie, cationii sunt acizi leewasic, iar anioni sunt baze Lewis. Un exemplu este următoarele reacții:

Se remarcă mai presus de că subdiviziunea substanțelor la o rudă ionică și covalentă, deoarece trecerea completă a electronului de pe atomii de metal la atomii de acceptor în molecule covalente nu se produce. În compușii cu legătura cu ioni, fiecare ion este situat în câmpul electric al ionilor semnului opus, astfel încât acestea sunt reciproc polarizate, iar cojile lor sunt deformate.

Polarizabilitatedeterminată de structura electronică, taxa și dimensiunile ionului; Anionii sunt mai mari decât cea a cationilor. Cea mai mare polarizabilitate între cationi - cationii unei încărcături mai mari și mai mici, de exemplu, HG 2+, CD 2+, PB 2+, Al 3+, TL 3+. O acțiune puternică de polarizare posedă N. +. Deoarece influența polarizării ionilor este bilaterală, aceasta modifică semnificativ proprietățile compușilor formați din partea lor.

Al treilea tip de comunicare -dipole-dipol. comunicare

În plus față de tipurile de comunicare enumerate, dipolul se distinge intermolecularinteracțiunile numite și masele vanthervale .

Puterea acestor interacțiuni depinde de natura moleculelor.

Se amestecă interacțiunile de trei tipuri: dipol permanent dipol (permanent dipol ( dipole-dipol. atracţie); Dipole indusă de dipol (dipole) inducţie atracţie); Dipole indusă instant dipol (dipol indus ( dispersie atracție sau forțe din Londra; Smochin. 6).

Smochin. 6.

Momentul dipol-dipol posedă numai molecule cu legături covalente polare ( HCI, NH3, S02, H20, C6H5CI), iar forța de comunicare este de 1-2 debay.(1d \u003d 3.338 × 10-30 pandantiv Meter - CL × M).

În biochimie, se distinge încă un tip de comunicare - hidrogen comunicare, care este un caz extrem dipole-dipol. atracţie. Această relație este formată prin atracția dintre atomul de hidrogen și atomul electronegativ al unei dimensiuni mici, cel mai adesea - oxigen, fluor și azot. Cu atomi mari cu electronegilitate similară (de exemplu, cu clor și gri), legătura de hidrogen este semnificativ mai slabă. Atomul de hidrogen este caracterizat printr-o singură caracteristică esențială: atunci când se distinge de electronii de legare, kernelul său - proton - este scos și încetează să fie aplicat de electroni.

Prin urmare, atomul se transformă într-un dipol major.

Hidrogen Bond, spre deosebire de Vanderwals, se formează nu numai pentru interacțiunile intermoleculare, ci și în interiorul unei singure molecule - intramolecularlegătură de hidrogen. Legăturile de hidrogen joacă un rol important într-o biochimie, de exemplu, pentru a stabiliza structura proteinelor sub formă de A-Helix sau pentru formarea unui helix dublu DNA (figura 7).

Fig.7.

Hidrogenul și legăturile Vanderwalts sunt mult mai slabe decât ionice, covalente și coordonare. Energia conexiunilor intermoleculare este indicată în tabelul. unu.

Tabelul 1. Energia puterii intermoleculare

Notă: Gradul de interacțiuni intermoleculare reflectă indicatorii entalpii de topire și evaporare (fierbere). Compușii de ioni sunt obligați să separe ionii mult mai mare decât pentru separarea moleculelor. Entalpia compușii ionici sunt semnificativ mai mari decât compușii moleculari.

Al patrulea tip de comunicare -comunicarea metalelor

În cele din urmă, există un alt tip de legături intermoleculare - metal: Comunicarea ionilor de lattice metalice pozitive cu electroni liberi. În obiecte biologice, acest tip de comunicare nu este găsit.

De rezumat Tipuri de linkuri Se oprește un detaliu: un parametru important al unui atom sau un donator de ioni metalici, precum și un atom - acceptarea electronică este marimea.

Fără a intra în detalii, remarcăm că radiațiile covalente ale atomilor, razele ionice ale metalelor și radienii Vanderwali de molecule de interacțiune cresc în timp ce își măresc numărul de ordine în grupurile periodice. În același timp, valorile ionilor de raze sunt cea mai mică și raza Vantherwalvas - cea mai mare. De regulă, atunci când se deplasează în jos grupul, razele tuturor elementelor cresc, atât atât covalente cât și Vanderwals.

Cea mai mare valoare pentru biologi și medici are coordonare(donor-Acceptor.) Comunicarea considerată prin chimie de coordonare.

Bioorneria medicală. Gk. Barashkov.

3.3.1 Comunicare covalentă - Aceasta este o legătură cu două centrale cu două centrale, formată prin suprapunerea nori electronici care transportă electroni nepermanzi cu rotiri anti-paralele. De regulă, se formează între atomi ai unui element chimic.

Este caracterizată cantitativ de valență. Evaluarea elementului - Este capacitatea sa de a forma un anumit număr de obligațiuni chimice datorate electronilor liberi situați în zona de valență atomică.

Legătura covalentă formează numai perechea de electroni între atomi. Se numește o pereche divizată. Celelalte perechi de electroni sunt numite perechi udate. Ei umple cochilii și nu iau parte la legare. Relația dintre atomi poate fi efectuată nu numai una, ci și două și chiar trei perechi divizate. Astfel de conexiuni sunt numite dubla si t. local - mai multe conexiuni.

3.3.1.1 Conexiune necoulată non-polară. Comunicarea efectuată prin formarea perechilor electronici, în aceeași măsură aparținând ambelor atomi, se numește notolar covalent. Se ridică între atomi cu aproape egal cu electronegitabilitatea (0,4\u003e ΔEO\u003e 0) și, în consecință, distribuția uniformă a densității electronice între nucleele atomilor din moleculele homo-tenor. De exemplu, H2, O 2, N2, CI2, etc. Momentul dipol al unor astfel de conexiuni este zero. Legătura din hidrocarburile limită (de exemplu, în CH4) este considerată aproape non-polară, deoarece Δ EO \u003d 2,5 (c) - 2.1 (h) \u003d 0,4.

3.3.1.2 Comunicarea polară covalentă. Dacă molecula este formată din doi atomi diferiți, zona de nori electroni suprapuși (orbital) este deplasată spre unul dintre atomi și se numește o astfel de conexiune polar . Cu o astfel de conexiune, probabilitatea de a găsi electroni în apropierea kernelului unuia dintre atomi este mai mare. De exemplu, NCL, H 2S, pH 3.

Polar (asimetric) Comunicare covalentă - Comunicarea între atomi cu electronegilitate diferită (2\u003e ΔEO\u003e 0,4) și distribuția asimetrică a unei perechi de electroni comune. De regulă, se formează între două nemetale.

Densitatea electronică a unei astfel de obligațiuni este deplasată către un atom mai electronegativ, ceea ce duce la apariția unei încărcături negative parțiale pe el (delt minus) și pe un atom mai puțin electronegativ - o încărcătură parțială pozitivă  (Delta Plus)

C     c  n     h   C  mg .

Direcția de deplasare a electronilor este indicată și de săgeată:

Ccl, co, cn, on, cmg.

Cu cât este mai mare diferența în electronegativitatea atomilor asociați, cu atât este mai mare polaritatea comunicării și un moment mai dipol. Între semnul opus, încărcăturile parțiale există forțe suplimentare de atracție. Prin urmare, decât o conexiune polară, este mai puternică.

in afara de asta polarizum. comunicare covalentă are o proprietate saturaty. - Abilitatea unui atom de a forma atât de multe legături covalente, deoarece are orbite atomice accesibile energetic. A treia proprietate a unei conexiuni covalente este ea focalizați.

3.3.2 Conexiune ionică. Forța motrice a formării sale este aceeași aspirație a atomilor la o cochilie octetică. Dar, în unele cazuri, o astfel de cochilie octetică poate să apară numai atunci când transmisia electronică de la un atom la altul. Prin urmare, de regulă, se formează o conexiune ionică între metal și non-metallol.

Luați în considerare ca exemplu, reacția dintre atomii de sodiu (3S 1) și fluor (2s 2 3S 5). Diferența de electricitate în conexiune NAF

EO \u003d 4.0 - 0.93 \u003d 3.07

Sodiu, oferind Factour 3s 1-Electron, devine Na + ion și rămâne cu 2s 2 2p 6 cu o carcasă de 6 O 2p 6, care corespunde configurației electronice a atomului de neon. Exact aceeași configurație electronică achiziționează Fluoros, acceptând un electron, dat de sodiu. Ca rezultat, apar forțele de atracție electro-statică între ionii încărcați opus.

Ion comunicare - caz extrem de obligațiune covalentă polară bazată pe atracția electrostatică a ionilor. O astfel de legătură are loc cu o diferență mare în atomii asociați cu electronegatenes (EO\u003e 2), când atomul mai puțin electronegativ oferă aproape complet electronii de valență și se transformă într-o cation, iar celălalt atom electronegativ, acești electroni se atașează și devine un anion. Interacțiunea dintre ionii semnului opus nu depinde de direcție, iar forțele Coulomb nu au proprietatea saturației. În virtutea acestui lucru comunicare în viață Nici un spațial direcție și saturaty. Deoarece fiecare ion este asociat cu un anumit număr de contraioni (număr de coordonare a Ionului). Prin urmare, compușii legați de ioni nu au o structură moleculară și sunt formare solide care formează laturi cristaline de ioni, cu temperaturi ridicate de topire și fierbere, sunt foarte solare, adesea saline, în soluții apoase de conductiv electric. De exemplu, MGS, NaCI și 2 O 3. Nu există practic compuși cu conexiuni pur ionice, deoarece o parte din cvalență rămâne întotdeauna datorită faptului că nu se observă o tranziție totală a unui electron la un alt atom; În cele mai "ion" substanțe, ponderea comunicațiilor ionice nu depășește 90%. De exemplu, în NAF, polarizarea comunicării este de aproximativ 80%.

În compușii organici, conexiunile ionice sunt destul de rare, deoarece Atomul de carbon nu este înclinat să piardă sau să achiziționeze electroni cu formarea de ioni.

Valenţă Elementele din compușii cu conexiuni ionice sunt foarte des caracterizate gradul de oxidare care, la rândul său, corespunde amplorii încărcăturii de ioni în această conexiune.

Gradul de oxidare - Aceasta este o taxă condiționată care dobândește un atom ca urmare a redistribuirii densității electronice. Este caracterizată cantitativ de numărul de electroni deplasați de la elementul mai puțin electric-rege până la mai electronegativ. Un ion încărcat pozitiv este format din acel element care a dat electronii săi și ionul negativ din elementul pe care au acceptat acești electroni.

Element situat în oxidare mai mare (Maxim pozitiv), a dat deja tuturor electronilor de valență care sunt în AVZ. Și deoarece numărul lor este determinat de numărul grupului în care este un element, cel mai înalt grad de oxidare Pentru majoritatea elementelor și va fi egală număr de grup . Cu privire la oxidare mai mică (maxim negativ), apoi apare atunci când formează o coajă de opt electroni, care este, în cazul în care AVZ este completat complet. Pentru nemmetalov. Se calculează prin formula Numărul grupului - 8 . Pentru metale egal zero deoarece nu pot primi electroni.

De exemplu, AVZ Sulf are forma: 3s 2 3p 4. Dacă atomul dă toți electronii (șase), acesta va dobândi cel mai înalt grad de oxidare +6 egal VI. Dacă există două necesare pentru a finaliza cochilia constantă, va dobândi un grad scăzut de oxidare –2 egal Numărul grupului - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.

3.3.3 Conexiune metalică. Majoritatea metalelor au o serie de proprietăți care sunt comune și diferite de proprietățile altor substanțe. Astfel de proprietăți sunt temperaturi de topire relativ ridicate, capacitatea de a reflecta lumina, căldura ridicată și conductivitatea electrică. Aceste caracteristici sunt explicate prin existența unui tip special de interacțiune în metale. – comunicare metalică.

În conformitate cu poziția din sistemul periodic, atomii metalelor au un număr mic de electroni de valență care sunt suficient de slab legați de miezurile lor și pot fi îndepărtate cu ușurință de ele. Ca urmare a acestui rezultat, ionii încărcați pozitiv localizați în anumite poziții ale laticii cristale apar în latticul cristal al metalului și un număr mare de electroni delocalizați (liberi) care se mișcă relativ liber în domeniul centrelor pozitive și comunică între Toți atomii metalici datorită atracției electrostatice.

Aceasta este o diferență importantă între legăturile metalice de la covalent, care au o orientare strictă în spațiu. Forțele de comunicare în metale nu sunt localizate și nu sunt direcționate, iar electronii liberi care formează "gaz electronic" cauzează o conductivitate ridicată la căldură și electrică. Prin urmare, în acest caz, este imposibil să vorbim despre direcția legăturilor, deoarece electronii de valență sunt aproape uniform distribuiți peste cristal. Acesta este exact ceea ce este explicat, de exemplu, plasticitatea metalelor, adică posibilitatea deplasării de ioni și atomi în orice direcție

3.3.4 Comunicarea acceptorilor de donatori. În plus față de mecanismul de formare a unei legături covalente, conform căreia perechea de electroni globală apare atunci când doi electroni interacționează, există și o specială mecanismul de acceptare a donatorilor . Aceasta constă în faptul că o legătură covalentă este formată ca urmare a tranziției unei perechi electronice deja existente (semnificative) donora. (furnizor de electroni) în utilizarea generală a donatorului și acceptor (Furnizor de orbital atomic gratuit).

După formare, nu diferă de covalent. Mecanismul acceptorului donator este bine ilustrat de formarea ionului de amoniu (Figura 9) (pinioane indică electronii nivelului exterior al atomului de azot):

Figura 9 - Schema de educație a ionului de amoniu

Formula electronică a atomului de azot AVZ 2S 2 2P 3, adică are trei electroni neplătiuți, care intră într-o legătură covalentă cu trei atomi de hidrogen (1S 1), fiecare dintre care are un electron de valență. În același timp, se formează o moleculă de amoniac NH3, în care se păstrează o pereche electronică fără mediu de azot. Dacă protonul de hidrogen (1s 0) este adecvat pentru această moleculă, care nu are electroni, atunci azotul își va transmite perechea de electroni (donator) la acest hidrogen orbital atomic (acceptor), rezultând în ion de amoniu. Are fiecare atom de hidrogen asociat cu un atom de azot cu o pereche de electroni obișnuiți, dintre care unul este implementat în conformitate cu mecanismul acceptorului donator. Este important să rețineți că n-N ComunicareFormate de diferite mecanisme, nu au diferențe în proprietăți nu au. Fenomenul indicat se datorează faptului că, în momentul formării cuplajului orbitalului de 2S și 2R electroni ai atomului de azot să-și schimbe forma. Ca rezultat, patru sunt complet identici sub formă de orbital.

Atomii cu un număr mare de electroni funcționează de obicei ca donatori, dar având un număr mic de electroni neplătiri. Pentru elementele II ale perioadei, o astfel de oportunitate, cu excepția atomului de azot, este disponibilă la oxigen (două perechi de vapori) și la fluor (trei perechi diferite). De exemplu, ionul de hidrogen H + în soluții apoase nu este niciodată într-o stare liberă, deoarece ionul de hidroxoniu H3O + este întotdeauna format din moleculele de apă H 2 O și Ion H +, deși hidroxonia este prezentă în toate soluțiile apoase , deși este stocat H + simbol.

3.3.5 Bond de hidrogen. Un atom de hidrogen asociat cu un element puternic electronegativ (azot, oxigen, fluor, etc.), care "strânge" perechea electronică globală este lipsa de electroni și dobândește o taxă pozitivă eficientă. Prin urmare, este capabil să interacționeze cu o pereche diferită de electroni de alt atom electronegativ (care dobândește o încărcare negativă eficientă) a aceleiași (comunicații intramoleculare) sau o altă moleculă (comunicație intermoleculară). Ca rezultat, se întâmplă hidrogen Communications. care este desemnat grafic cu puncte:

Această conexiune este mult mai slabă decât alte legături chimice (energia formării sale 10 – 40 kJ / mol) și în principal are caracter parțial electrostatic, parțial donator-acceptor.

Un rol extrem de important în legăturile de hidrogen în macromoleculele biologice, astfel de compuși anorganici ca H20, H2F2, NH3. De exemplu, legăturile ONV în H20 au un caracter polar vizibil, cu un exces de încărcare negativă - pe un atom de oxigen. Un atom de hidrogen, dimpotrivă, dobândește o mică încărcătură pozitivă  + și poate interacționa cu vaporii de electroni de electroni ai unui atom de oxigen a unei molecule de apă vecină.

Interacțiunea dintre moleculele de apă este suficient de puternică, astfel încât, chiar și în aburi de apă, dimeri și tridimensionali (H20) 2, (H20) 3 etc. pot apărea în soluții. Lanțurile lungi ale Pot apărea asociații de acest tip:

deoarece atomul de oxigen are două perechi fără sens de electroni.

Prezența legăturilor cu hidrogen explică temperaturi de fierbere cu apă mare, alcooli, acizi carboxilici. Datorită legăturilor cu hidrogen, apa este caracterizată ca fiind ridicată în comparație cu H2 E (E \u003d S, SE, TE) cu temperaturi de topire și fierbere. Dacă legăturile de hidrogen au fost absente, atunci apa s-ar topi la -100 ° C și se fiarde la -80 ° C. Cazurile tipice de asociere sunt observate pentru alcooli și acizi organici.

Legăturile de hidrogen pot apărea atât între molecule diferite, cât și în interiorul moleculei dacă există grupări cu abilități de donator și acceptor în această moleculă. De exemplu, legăturile de hidrogen intramoleculare care joacă un rol major în formarea lanțurilor peptidice, care determină structura proteinelor. N-Bondile afectează proprietățile fizice și chimice ale substanței.

Tipul legăturilor de hidrogen nu formează atomi de alte elemente Deoarece forțele atracției electrostatice a capetelor varieze ale dipolilor legăturilor polare (O-H, N-H etc.) sunt destul de slabe și acționează numai la distanțe mici. Hidrogen, având cea mai mică rază atomică, vă permite să vă apropiați de astfel de dipoli atât de mult încât forța de atracție devine vizibilă. Nici un alt element cu o rază atomică mare nu este capabil să formeze astfel de conexiuni.

3.3.6 Forțele de interacțiune intermoleculară (puterea van der Waals). În 1873, omul de știință olandeză I. Van der Waals a sugerat că au existat forțe care determină atracția între molecule. Aceste forțe au primit mai târziu numele forțelor Van der Waals – Cea mai universală vedere a comunicării intermoleculare. Energia comunicației Van der Waals este mai puțin hidrogen și este 2-20 kJ / ∙ mol.

În funcție de metoda de forță, este împărțită în:

1) orientațională (dipol-dipol sau ion-dipol) - apar între moleculele polare sau între ioni și moleculele polare. Când moleculele polare sunt apropiate în așa fel încât partea pozitivă a unui dipol să se concentreze pe partea negativă a unui alt dipol (Figura 10).

2) Inducerea (dipol indus de dipol sau dipol indus de ioni) - apar între molecule polare sau ioni și molecule non-polare, dar capabile de polarizare. Diplele pot afecta moleculele non-polare, transformându-le într-o dipole indicate (induse). (Figura 11).

3) Dispersie (dipol indus de dipol indus) - apar între moleculele non-polare capabile de polarizare. În orice moleculă sau atom de gaz nobil, apar fluctuațiile densității electrice, ca rezultat al căruia apar dipolii instantanești, care la rândul lor induce dipoli instantanee în moleculele învecinate. Mișcarea dipolilor instant devine consecventă, aspectul și degradarea lor apare sincron. Ca urmare a interacțiunii dipolilor instant, energia sistemului scade (Figura 12).