Katere vrste komunikacije so značilne za preproste snovi. Kemična vez

Kemična vez

Vse interakcije, ki vodijo k poenotenju kemični delci (atomi, molekule, ioni itd.) v snoveh delimo na kemijske vezi in medmolekulske vezi (medmolekulske interakcije).

Kemične vezi - vezi neposredno med atomi. Razlikujemo med ionskimi, kovalentnimi in kovinskimi vezmi.

Medmolekulske vezi - vezi med molekulami. To je vodikova vez, ionsko-dipolna vez (zaradi nastajanja te vezi pride na primer do nastanka hidracijske lupinske ionske lupine), dipol-dipol (zaradi nastajanja te vezi se molekule polarnih snovi združijo, na primer v tekočem acetonu) itd.

Jonska vez - kemična vez, ki nastane zaradi elektrostatične privlačnosti nasprotno nabitih ionov. V binarnih spojinah (spojinah dveh elementov) nastane v primeru, ko se velikosti vezanih atomov med seboj zelo razlikujejo: nekateri atomi so veliki, drugi majhni - to pomeni, da nekateri atomi zlahka dajejo elektrone, drugi pa jih navadno sprejemajo (običajno so to atomi elementov, ki jih tvorijo značilne kovine in atomi elementov, ki tvorijo značilne nekovine); tudi elektronegativnost takšnih atomov je zelo različna.
Ionska vez je nenamerna in nenasičena.

Kovalentna vez - kemična vez, ki izhaja iz tvorbe skupnega para elektronov. Med majhnimi atomi z enakimi ali podobnimi polmeri nastane kovalentna vez. Potreben pogoj - prisotnost parnih elektronov v obeh vezanih atomih (mehanizem izmenjave) ali osamljenem paru v enem atomu in prosti orbitali v drugem (mehanizem dajalca-akceptorja):

Po številu skupnih elektronskih parov se kovalentne vezi delijo
• preprosto (enojno) - en par elektronov,
• dvojno - dva para elektronov,
• trojni - trije pari elektronov.

Dvojne in trojne vezi imenujemo več vezi.

Glede na porazdelitev gostote elektronov med vezanimi atomi je kovalentna vez razdeljena na nepolarno in polarno... Med istimi atomi nastane nepolarna vez, polarna med različnimi.

Elektronegativnost je merilo sposobnosti atoma v snovi, da v sebe privabi skupne elektronske pare.
Elektronski pari polarnih vezi so nagnjeni k bolj elektronegativnim elementom. Sam premik elektronskih parov imenujemo polarizacija vezi. Delni (presežni) naboji, nastali med polarizacijo, so označeni s + in -, na primer:.

Po naravi prekrivanja oblakov elektronov ("orbitali") je kovalentna vez razdeljena na vez in vez.
-Bond nastane zaradi neposrednega prekrivanja oblakov elektronov (vzdolž ravne črte, ki povezuje jedra atomov), -veza - zaradi bočnega prekrivanja (na obeh straneh ravnine, v kateri ležijo jedra atomov)

Kovalentna vez ima usmerjenost in nasičenost, pa tudi polarizabilnost.
Za razlago in napovedovanje medsebojne smeri kovalentnih vezi se uporablja model hibridizacije.

Hibridizacija atomske orbitale in elektronski oblaki - predpostavljena poravnava atomske orbitale v energiji in oblaki elektronov v obliki, ko atom tvori kovalentne vezi.
Najpogosteje se srečujejo tri vrste hibridizacije: sp-, sp 2 in sp 3-hibridizacija. Na primer:
sp-hibridizacija - v molekulah C2H2, BeH2, CO2 (linearna struktura);
sp 2-hibridizacija - v molekulah C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (ravna trikotna oblika);
sp 3-hibridizacija - v molekulah CCl4, SiH4, CH4 (tetraedrska oblika); NH 3 (piramidalna oblika); H 2 O (kotna oblika).

Kovinska vez - kemična vez, ki nastane s socializacijo valenčnih elektronov vseh vezanih atomov kovinskega kristala. Kot rezultat tega nastane en sam elektronski oblak kristala, ki se zlahka izpodrine pod vplivom električne napetosti - od tod visoka električna prevodnost kovin.
Kovinska vez nastane, kadar so atomi, ki se vežejo, veliki in zato nagibajo k dajanju elektronov. Preproste snovi s kovinsko vezjo - kovine (Na, Ba, Al, Cu, Au itd.), Kompleksne snovi - intermetalne spojine (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 itd.).
Kovinska vez nima nasičenosti. Zadržuje se tudi v kovinskih talinah.

Vodikova vez - medmolekulska vez, ki nastane zaradi delnega sprejema para elektronov močno elektronegativnega atoma z atomom vodika z velikim pozitivnim delnim nabojem. Nastane v primerih, ko ena molekula vsebuje atom z osamljenim parom elektronov in visoko elektronegativnostjo (F, O, N), v drugi pa atom vodika, ki ga močno polarna vez veže na enega od teh atomov. Primeri medmolekulskih vodikovih vezi:

H - O - H ··· OH 2, H - O - H ··· NH 3, H - O - H ··· F - H, H - F ··· H - F.

Intramolekularne vodikove vezi obstajajo v molekulah polipeptidov, nukleinskih kislin, beljakovin itd.

Mera jakosti katere koli vezi je energija vezi.
Energija komunikacije - energije, ki je potrebna za to kemična vez v 1 molu snovi. Merska enota je 1 kJ / mol.

Energije ionske in kovalentne vezi so istega reda, energija vodikove vezi je za red manjša.

Energija kovalentne vezi je odvisna od velikosti vezanih atomov (dolžine vezi) in množice vezi. Manjši ko so atomi in večja je večkratnost vezi, večja je njena energija.

Energija ionske vezi je odvisna od velikosti ionov in njihovih nabojev. Manjši so ioni in večji je njihov naboj, večja je energija vezave.

Struktura snovi

Po vrsti strukture so vse snovi razdeljene na molekularni in nemolekularno... Med organska snov prevladujejo molekularne snovi, med anorganskimi - nemolekularne.

Po vrsti kemijske vezi snovi delimo na snovi s kovalentnimi vezmi, snovi z ionskimi vezmi (ionske snovi) in snovi s kovinskimi vezmi (kovine).

Snovi s kovalentnimi vezmi so lahko molekularne ali nemolekulske. To pomembno vpliva na njihove fizične lastnosti.

Molekularne snovi so sestavljene iz molekul, povezanih s šibkimi medmolekulskimi vezmi, ki vključujejo: H2, O2, N2, Cl2, Br2, S8, P4 in druge enostavne snovi; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, organski polimeri in številne druge snovi. Te snovi nimajo visoke trdnosti, imajo nizka tališča in vrelišča, ne prenašajo elektrikanekateri so topni v vodi ali drugih topilih.

Nemolekulske snovi s kovalentnimi vezmi ali atomskimi snovmi (diamant, grafit, Si, SiO 2, SiC in druge) tvorijo zelo močne kristale (razen slojevitega grafita), netopne v vodi in drugih topilih, imajo visoka tališča in vrelišča, večina ne vodijo električnega toka (razen grafita, ki ima električno prevodnost, in polprevodnikov - silicij, germanij itd.)

Vse ionske snovi so naravno nemolekularne. To so trdne ognjevzdržne snovi, katerih raztopine in taline vodijo električni tok. Mnogi od njih so topni v vodi. Treba je opozoriti, da v ionskih snoveh, katerih kristali sestavljajo kompleksne ione, obstajajo tudi kovalentne vezi, na primer: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-), (NH 4 + ) (NO 3-) itd. Atomi, ki sestavljajo kompleksne ione, so povezani s kovalentnimi vezmi.

Kovine (snovi s kovinsko vezjo) zelo raznolike v svojih fizičnih lastnostih. Med njimi so tekoče (Hg), zelo mehke (Na, K) in zelo trde kovine (W, Nb).

Značilne fizikalne lastnosti kovin so njihova visoka električna prevodnost (v nasprotju s polprevodniki se zmanjšuje z naraščanjem temperature), velika toplotna zmogljivost in plastičnost (za čiste kovine).

V trdnem stanju so skoraj vse snovi sestavljene iz kristalov. Po vrsti strukture in vrsti kemijske vezi se kristali ("kristalne rešetke") delijo na atomska (kristali nemolekulskih snovi s kovalentno vezjo), ionski (kristali ionskih snovi), molekularni (kristali molekulskih snovi s kovalentno vezjo) in kovina (kristali snovi s kovinsko vezjo).

Problemi in testi na temo 10. Tema 10. Kemična vez. Struktura snovi "."

• Vrste kemijskih vezi - Struktura snovi 8-9 razreda

  Lekcije: 2 naloge: 9 preizkusi: 1

• Naloge: 9 preizkusi: 1

Po obdelavi te teme morate obvladati naslednje koncepte: kemična vez, medmolekulska vez, ionska vez, kovalentna vez, kovinska vez, vodikova vez, enojna vez, dvojna vez, trojna vez, več vezi, nepolarna vez, polarna vez, elektronegativnost, polarizacija vezi , - in -veza, hibridizacija atomske orbitale, vezna energija.

Vedeti bi morali razvrstitev snovi glede na strukturo, vrsto kemijske vezi, odvisnost lastnosti enostavnih in kompleksne snovi o vrsti kemijske vezi in vrsti "kristalne rešetke".

Morate biti sposobni: določiti vrsto kemijske vezi v snovi, vrsto hibridizacije, sestaviti sheme za tvorbo vezi, uporabiti koncept elektronegativnosti, številne elektronegativnosti; vedeti, kako se spreminja elektronegativnost kemični elementi eno obdobje in ena skupina za določitev polarnosti kovalentne vezi.

Ko se prepričate, da ste se naučili vsega, kar potrebujete, nadaljujte z nalogami. Želimo vam vse uspehe.

• O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Kemija 11 razred. M., Bustard, 2002.
• G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kemija 11 razred. M., Izobraževanje, 2001.

Ne obstaja enotna teorija kemijske vezi, pogojno je kemijska vez razdeljena na kovalentno (univerzalni tip vezi), ionsko (poseben primer kovalentne vezi), kovinsko in vodikovo.

Kovalentna vez

Nastanek kovalentne vezi je možen s tremi mehanizmi: izmenjava, dajalec-akceptor in dativ (Lewis).

Po navedbah menjalni mehanizem nastanek kovalentne vezi nastane zaradi socializacije skupnih elektronskih parov. Poleg tega si vsak atom prizadeva pridobiti lupino inertnega plina, tj. pridobite zaključeno zunanjo energijsko raven. Tvorba kemijske vezi po izmenjalnem tipu je prikazana po formuli Lewisa, v kateri je vsak valenčni elektron atoma predstavljen s pikami (slika 1).

Slika: 1 Nastajanje kovalentne vezi v molekuli HCl z izmenjalnim mehanizmom

Z razvojem teorije strukture atoma in kvantna mehanika tvorba kovalentne vezi je predstavljena kot prekrivanje elektronskih orbitalov (slika 2).

Slika: 2. Nastanek kovalentne vezi zaradi prekrivanja oblakov elektronov

Večje kot je prekrivanje atomske orbitale, močnejša je vez, krajša je dolžina vezi in večja je njena energija. Kovalentna vez se lahko tvori s prekrivanjem različnih orbitalov. Kot posledica prekrivanja s-s, s-p orbitale, pa tudi d-d, p-p, d-p orbitale s stranskimi lopaticami, nastane tvorba vezi. Veza je tvorjena pravokotno na črto, ki povezuje jedra 2 atoma. Ena - in ena - vez lahko tvori več (dvojno) kovalentno vez, značilno za organske snovi razreda alkenov, alkadienov itd. Ena in dve vezi tvorita večkratno (trojno) kovalentno vez, značilno za organske snovi razreda alkinov (acetileni).

Oblikovanje kovalentne vezi vzdolž mehanizem donator-sprejemnik upoštevajte primer amonijevega kationa:

NH3 + H + \u003d NH4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atom dušika ima prosti osamljen par elektronov (elektroni ne sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi znotraj molekule), kation vodika pa ima prosto orbitalno, zato sta darovalec elektrona in akceptor.

Upoštevajmo dativni mehanizem tvorbe kovalentne vezi na primeru molekule klora.

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

Klorov atom ima tako prosti osamljeni par elektronov kot tudi proste orbitale, zato lahko pokaže lastnosti darovalca in akceptorja. Zato, ko nastane molekula klora, en atom klora deluje kot darovalec, drugi pa kot sprejemnik.

Glavni značilnosti kovalentne vezi so: nasičenost (nasičene vezi nastanejo, ko atom na sebe pripiše toliko elektronov, kolikor dopuščajo njegove valenčne zmožnosti; nenasičene vezi nastanejo, kadar je število pritrjenih elektronov manjše od valenčnih sposobnosti atoma); usmerjenost (ta vrednost je povezana z geometrijo molekule in konceptom "kota vezi" - kota med vezmi).

Jonska vez

Spoj s čisto ionsko vezjo ni, čeprav se to razume kot tako kemično vezano stanje atomov, v katerem se ustvari stabilno elektronsko okolje atoma s popolnim prehodom celotne gostote elektronov v atom bolj elektronegativnega elementa. Ionska vez je mogoča le med atomi elektronegativnih in elektropozitivnih elementov v stanju nasprotno nabitih ionov - kationov in anionov.

OPREDELITEV POJMOV

Ion se imenujejo električno nabiti delci, ki nastanejo z odklopom ali pritrditvijo elektrona na atom.

Ko se elektron prenese, atomi kovin in nekovin tvorijo stabilno konfiguracijo elektronske lupine okoli njihovega jedra. Nemetalni atom ustvari lupino naslednjega inertnega plina okoli svojega jedra, kovinski atom pa ustvari prejšnji inertni plin (slika 3).

Slika: 3. Nastajanje ionske vezi na primeru molekule natrijevega klorida

Molekule, v katerih ionska vez obstaja v čisti obliki, najdemo v stanju hlapov snovi. Ionska vez je zelo močna, zato imajo snovi s to vezjo visoko tališče. Za razliko od kovalentne ionske vezi ni značilna usmerjenost in nasičenost, saj električno polje, ki ga ustvarjajo ioni, deluje enako na vse ione zaradi sferične simetrije.

Kovinska vez

Kovinska vez se realizira samo v kovinah - to je interakcija, ki zadržuje kovinske atome v eni rešetki. V tvorbi vezi sodelujejo samo valenčni elektroni kovinskih atomov, ki pripadajo celotnemu volumnu. V kovinah so elektroni nenehno ločeni od atomov, ki se gibljejo po celotni masi kovine. Kovinski atomi, prikrajšani za elektrone, se spremenijo v pozitivno nabite ione, ki imajo navadno sprejemanje gibljivih elektronov. Ta neprekinjeni postopek tvori v kovini tako imenovani "plin elektronov", ki trdno veže vse atome kovine (slika 4).

Kovinska vez je močna, zato je za kovine značilno visoko tališče, prisotnost "plina elektronov" pa kovine naredi kovinske in plastične.

Vodikova vez

Vodikova vez je specifična medmolekulska interakcija, ker njen videz in trdnost sta odvisni od kemične narave snovi. Nastane med molekulami, v katerih je atom vodika vezan na visoko elektronegativni atom (O, N, S). Videz vodikove vezi je odvisen od dveh razlogov, prvič, da vodikov atom, povezan z elektronegativnim atomom, nima elektronov in ga je mogoče zlahka vključiti v elektronske oblake drugih atomov, in drugič, če ima valenčno s-orbitolo, atom vodika lahko sprejme osamljen par elektroni elektronegativnega atoma in tvorijo vez z njim po mehanizmu darovalca-akceptor.

Vsaka interakcija med atomi je mogoča le, če obstaja kemijska vez. Ta vez je razlog za nastanek stabilnega poliatomskega sistema - molekularnega iona, molekule, kristalne rešetke. Močna kemična vez zahteva veliko energije, da se razbije, zato je osnovna vrednost za merjenje trdnosti vezi.

Pogoji za nastanek kemijske vezi

Nastanek kemijske vezi vedno spremlja sproščanje energije. Ta postopek poteka z zmanjšanjem potencialna energija sistemi medsebojnih delcev - molekule, ioni, atomi. Potencialna energija dobljenega sistema medsebojno delujočih elementov je vedno manjša od energije nevezanih odhajajočih delcev. Tako je osnova za nastanek kemijske vezi v sistemu padec potencialne energije njegovih elementov.

Narava kemične interakcije

Kemična vez je posledica interakcije elektromagnetnih polj, ki nastanejo okoli elektronov in jeder atomov tistih snovi, ki sodelujejo pri tvorbi nove molekule ali kristala. Po odkritju teorije atomske zgradbe je narava te interakcije postala bolj dostopna za preučevanje.

Prvič ideja o električna narava kemična vez izvira z angleškim fizikom G. Davyjem, ki je predlagal, da se molekule tvorijo zaradi električne privlačnosti nasprotno nabitih delcev. Ta ideja je zanimala švedskega kemika in naravoslovca I.Ya. Bercellius, ki je razvil elektrokemično teorijo kemičnega vezanja.

Prva teorija, ki je razlagala procese kemičnega medsebojnega delovanja snovi, je bila nepopolna, sčasoma pa je bilo treba opustiti.

Butlerov teorija

Uspešnejši poskus razlage narave kemijske vezi snovi je opravil ruski znanstvenik A. M. Butlerov. Ta znanstvenik je svojo teorijo temeljil na naslednjih predpostavkah:

• Atomi v povezanem stanju so povezani v drugem vrstnem redu. Sprememba tega vrstnega reda povzroči nastanek nove snovi.
• Atomi se med seboj vežejo po zakonitostih valencije.
• Lastnosti snovi so odvisne od vrstnega reda, v katerem so atomi združeni v molekuli snovi. Drugačen vrstni red razporeditve povzroči spremembo kemijskih lastnosti snovi.
• Atomi, povezani med seboj, imajo največji vpliv drug na drugega.

Butlerov teorija je razlagala lastnosti kemikalij ne le po njihovi sestavi, temveč tudi po vrstnem redu razporeditve atomov. Takšen notranji red A.M. Butlerov je to imenoval "kemična struktura".

Teorija ruskega znanstvenika je omogočila ureditev stvari v razvrstitvi snovi in \u200b\u200bomogočila določitev strukture molekul po njihovih kemijske lastnosti... Teorija je dala tudi odgovor na vprašanje: zakaj imajo molekule, ki vsebujejo isto število atomov, različne kemijske lastnosti.

Predpogoji za nastanek teorij kemijskih vezi

V svoji teoriji kemijska zgradba Butlerov se ni dotaknil vprašanja, kaj je kemijska vez. Za to je bilo potem premalo podatkov o notranja struktura snovi. Šele po odkritju planetarnega modela atoma je ameriški znanstvenik Lewis začel razvijati hipotezo, da pride do kemične vezi s tvorbo para elektronov, ki hkrati spada med dva atoma. Kasneje je ta ideja postala temelj za razvoj teorije kovalentnih vezi.

Kovalentna kemijska vez

Ko se elektronski oblaki dveh sosednjih atomov prekrivajo, lahko nastane stabilna kemična spojina. Rezultat tega medsebojnega presečišča je vse večja gostota elektronov v medjedrskem prostoru. Jedra atomov, kot veste, so pozitivno nabiti, zato jih poskušajte pritegniti čim bližje negativno nabitim oblakom elektronov. Ta privlačnost je veliko močnejša od odbojnih sil med dvema pozitivno nabitimi jedri, zato je ta vez stabilna.

Prvič so kemične vezi izračunali kemiki Geitler in London. Upoštevali so vez med dvema vodikovima atomoma. Najenostavnejša vizualna predstavitev bi lahko izgledala tako:

Kot vidite, elektronski par zaseda kvantno mesto v obeh vodikovih atomih. Ta dvocentrična razporeditev elektronov se imenuje "kovalentna kemijska vez". Kovalentna vez je značilna za molekule preprostih snovi in \u200b\u200bnjihovih spojin nekovin. Snovi, ki nastanejo kot rezultat kovalentne vezi, običajno ne vodijo električnega toka ali so polprevodniki.

Jonska vez

Kemična vez ionskega tipa nastane, kadar se dva nasprotno nabita iona medsebojno privlačita. Ioni so lahko preprosti, sestavljeni iz enega atoma materije. V spojinah te vrste so preprosti ioni najpogosteje pozitivno nabiti atomi kovin skupine 1, 2, ki so izgubili svoj elektron. Tvorba negativnih ionov je lastna atomom značilnih nekovin in osnovam njihovih kislin. Zato je med značilnimi ionskimi spojinami veliko halidov alkalijskih kovin, na primer CsF, NaCl in drugi.

Za razliko od kovalentne vezi, ion ni nasičen: različno število nasprotno nabitih ionov se lahko pritrdi na ion ali skupino ionov. Število pritrjenih delcev je omejeno le z linearnimi dimenzijami medsebojno delujočih ionov in s pogojem, da morajo biti sile privlačenja nasprotno nabitih ionov večje od sil odbijanja enako nabitih delcev, ki sodelujejo v spojini ionskega tipa.

Vodikova vez

Še pred nastankom teorije kemijske strukture je bilo eksperimentalno opaziti, da imajo vodikove spojine z različnimi nekovinami nekoliko nenavadne lastnosti. Na primer, vrelišča vodikovega fluorida in vode so bistveno višja, kot bi lahko pričakovali.

Te in druge značilnosti vodikovih spojin je mogoče razložiti s sposobnostjo atoma H +, da tvori drugo kemično vez. Ta vrsta spojine se imenuje "vodikova vez". Razlogi za nastanek vodikove vezi so v lastnostih elektrostatičnih sil. Na primer, v molekuli fluorovodika je celoten oblak elektronov tako premaknjen proti fluoru, da je prostor okoli atoma te snovi nasičen z negativnimi električno polje... Okoli vodikovega atoma, brez svojega edinega elektrona, je polje veliko šibkejše in ima pozitiven naboj. Posledično nastane dodatno razmerje med pozitivnimi polji elektronskih oblakov H + in negativnim F -.

Kemična vez kovin

Atomi vseh kovin so na določen način locirani v vesolju. Vrstni red kovinskih atomov imenujemo kristalna rešetka. V tem primeru elektroni različnih atomov šibko delujejo med seboj, tvorijo skupni oblak elektronov. Ta vrsta interakcije med atomi in elektroni se imenuje "kovinska vez".

Razložiti je mogoče prosto gibanje elektronov v kovinah fizične lastnosti kovinske snovi: električna prevodnost, toplotna prevodnost, trdnost, topljivost in druge.

Vsak atom ima število elektronov.

Vstop v kemijske reakcije, atomi dajejo, pridobivajo ali socializirajo elektrone in dosegajo najbolj stabilno elektronsko konfiguracijo. Najbolj stabilna je konfiguracija z najnižjo energijo (kot pri atomih žlahtnih plinov). Ta vzorec se imenuje "oktetovo pravilo" (slika 1).

Slika: 1.

To pravilo velja za vse vrste povezav. Elektronske komunikacije med atomi jim omogočajo, da tvorijo stabilne strukture, od najpreprostejših kristalov do zapletenih biomolekul in na koncu tvorijo žive sisteme. Od kristalov se razlikujejo po stalnem metabolizmu. Poleg tega se številne kemijske reakcije odvijajo v skladu z mehanizmi elektronski prenos, ki igrajo bistveno vlogo pri energijskih procesih v telesu.

Kemična vez je sila, ki ima dva ali več atomov, ionov, molekul ali katero koli kombinacijo le-teh skupaj.

Narava kemične vezi je univerzalna: to je elektrostatična privlačna sila med negativno nabitimi elektroni in pozitivno nabitimi jedri, določena s konfiguracijo elektronov v zunanji lupini atomov. Pokliče se sposobnost atoma, da tvori kemične vezi valencaali oksidacijsko stanje... Pojem valenca je povezan z valenčni elektroni - elektroni, ki tvorijo kemične vezi, torej tiste, ki se nahajajo v najvišjih energetskih orbitalah. V skladu s tem se imenuje zunanja lupina atoma, ki vsebuje te orbitale valenčna lupina... Trenutno ni dovolj navesti prisotnosti kemične vezi, ampak je treba razjasniti njeno vrsto: ionsko, kovalentno, dipol-dipolno, kovinsko.

Prva vrsta komunikacije jeionski povezava

Po elektronski teoriji valencije Lewisa in Kossela lahko atomi dosežejo stabilno elektronsko konfiguracijo na dva načina: najprej z izgubo elektronov in spreminjanjem v kationovdrugič, pridobiti jih, spremeniti v anioni... Kot rezultat prenosa elektronov zaradi elektrostatične privlačne sile med ioni z naboji nasprotnega znaka nastane kemična vez, imenovana Kossel " elektrovalentni"(Zdaj se imenuje ionski).

V tem primeru anioni in kationi tvorijo stabilno elektronsko konfiguracijo z napolnjeno zunanjo elektronska lupina... Tipične ionske vezi nastajajo iz kationov skupine T in II periodični sistem in anioni nekovinskih elementov skupin VI in VII (16 in 17 podskupin, halkogeniin halogeni). Veze ionskih spojin so nenasičene in nenamerne, zato ohranjajo možnost elektrostatične interakcije z drugimi ioni. Na sliki Slika 2 in 3 prikazujeta primere ionskih vezi, ki ustrezajo Kosselovemu modelu prenosa elektronov.

Slika: 2

Slika: 3. Ionska vez v molekuli natrijevega klorida (NaCl)

Tu je primerno, da se spomnimo nekaterih lastnosti, ki pojasnjujejo vedenje snovi v naravi, zlasti, da razmislimo o pojmu kislinein razlogov.

Vodne raztopine vseh teh snovi so elektroliti. Barve spreminjajo na različne načine kazalniki... Mehanizem delovanja kazalcev je odkril F.V. Ostwald. Pokazal je, da so indikatorji šibke kisline ali baze, katerih barva je v nedisociiranih in disociiranih stanjih različna.

Baze so sposobne nevtralizirati kisline. Niso vse baze topne v vodi (nekatere so na primer netopne organske spojineki ne vsebujejo - OH-skupin, zlasti trietilamin N (C2H5) 3); se imenujejo topne podlage alkalije.

Vodne raztopine kislin začnejo značilne reakcije:

a) s kovinskimi oksidi - s tvorbo soli in vode;

b) s kovinami - s tvorbo soli in vodika;

c) s karbonati - s tvorbo soli oz. CO 2 in H 2 O.

Lastnosti kislin in baz opisujejo številne teorije. V skladu s teorijo S.A. Arrenija, kislina je snov, ki disocira na tvorbo ionov H +, medtem ko baza tvori ione NJEGOVO -. Ta teorija ne upošteva obstoja organskih baz, ki nimajo hidroksilnih skupin.

Po navedbah protoniteorija Bronsteda in Lowryja, kislina je snov, ki vsebuje molekule ali ione, ki dajejo protone ( donatorjiprotoni), osnova pa je snov, sestavljena iz molekul ali ionov, ki sprejemajo protone ( sprejemnikiprotoni). Upoštevajte, da v vodne raztopine vodikovi ioni obstajajo v hidrirani obliki, torej v obliki hidronijevih ionov H 3 O +. Ta teorija opisuje reakcije ne le z vodnimi in hidroksidnimi ioni, ampak tudi v odsotnosti topila ali z nevodnim topilom.

Na primer v reakciji med amonijakom NH 3 (šibka baza) in vodikov klorid v plinski fazi tvori trden amonijev klorid, v ravnotežni mešanici dveh snovi so vedno 4 delci, od katerih sta dva kisline, druga dva pa baze:

Ta ravnotežna zmes je sestavljena iz dveh konjugiranih parov kislin in baz:

1) NH 4 + in NH 3

2) HClin Sl ‑

Tu se v vsakem konjugiranem paru kislina in baza razlikujeta za en proton. Vsaka kislina ima z njo konjugirano bazo. Močna kislina ustreza šibki konjugacijski bazi, šibka kislina pa močni konjugirani bazi.

Teorija Bronsted-Lowryja omogoča razlago edinstvenosti vloge vode za življenje biosfere. Voda, odvisno od snovi, ki z njo deluje, lahko kaže lastnosti kisline ali baze. Na primer, v reakcijah z vodnimi raztopinami ocetne kisline je voda baza, z vodnimi raztopinami amoniaka pa kislina.

1) CH3 COOH + H20 ↔ H 3 O + + CH3 COO -. Tukaj molekula ocetne kisline daje protonu molekuli vode;

2) NH 3 + H20 ↔ NH 4 + + NJEGOVO -. Tukaj molekula amoniaka sprejema protone iz molekule vode.

Tako lahko voda tvori dva konjugirana para:

1) H20 (kislina) in NJEGOVO - (konjugirana osnova)

2) H 3 O + (kislina) in H20(konjugirana baza).

V prvem primeru voda podari protona, v drugem pa ga sprejme.

Ta lastnost se imenuje amfiprotoničnost... Snovi, ki lahko reagirajo tako kot kisline kot baze, se imenujejo amfoterni... Takšne snovi pogosto najdemo v živi naravi. Na primer, aminokisline so sposobne tvoriti soli tako s kislinami kot z bazami. Zato peptidi zlahka tvorijo koordinacijske spojine s prisotnimi kovinskimi ioni.

Tako je značilna lastnost ionske vezi popolno gibanje bunka vezivnih elektronov na eno od jeder. To pomeni, da obstaja območje med ioni, kjer je gostota elektronov skoraj nič.

Druga vrsta komunikacije jekovalentno povezava

Atomi lahko z deljenjem elektronov tvorijo stabilne elektronske konfiguracije.

Takšna vez nastane, ko se par elektronov socializira drug za drugim od vsakega atom. V tem primeru so socializirani vezni elektroni enakomerno porazdeljeni med atomi. Primeri kovalentnih vezi vključujejo homonuklearnodiatomsko molekule H 2 , N 2 , F 2 Alotropi imajo isto vrsto povezave. O 2 in ozon O 3 in poliatomska molekula S 8, pa tudi heteronuklearne molekule vodikov klorid Hcl, ogljikov dioksid CO 2, metan CH 4, etanol OD 2 H 5 NJEGOVO, žveplov heksafluorid SF 6, acetilen OD 2 H 2 Vse te molekule imajo enake elektrone in njihove vezi so nasičene in usmerjene na enak način (slika 4).

Za biologe je pomembno, da se kovalentni polmeri atomov v dvojni in trojni vezi zmanjšajo v primerjavi z eno samo vezjo.

Slika: 4. Kovalentna vez v molekuli Cl 2.

Jonske in kovalentne vrste vezi so dva omejujoča primera številnih obstoječih vrst kemijskih vezi, v praksi pa je večina vezi vmesnih.

Spojine dveh elementov, ki se nahajajo na nasprotnih koncih enega ali različnih obdobij Mendelejevega sistema, večinoma tvorijo ionske vezi. Ko se elementi v obdobju približajo drug drugemu, se ionski značaj njihovih spojin zmanjšuje in narašča kovalenten značaj. Na primer, halidi in oksidi elementov na levi strani periodične tabele tvorijo pretežno ionske vezi ( NaCl, AgBr, BaSO4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH) in iste spojine elementov na desni strani mize so kovalentne ( H20, CO2, NH3, NO2, CH4, fenol C6H5OH, glukoza C6H12O6, etanol C2H5OH).

Kovalentna vez ima še eno spremembo.

V poliatomskih ionih in v kompleksnih bioloških molekulah lahko prihajata le oba elektrona enoatom. Se imenuje darovalecelektronski par. Imenujemo atom, ki socializuje ta par elektronov z darovalcem akceptorelektronski par. Ta vrsta kovalentne vezi se imenuje koordinacija (donator-sprejemnik, alidativ) komunikacija(slika 5). Ta vrsta vezi je najpomembnejša za biologijo in medicino, saj je kemija najpomembnejših d-elementov za presnovo v veliki meri opisana s koordinacijskimi vezmi.

Sl. pet.

Praviloma v kompleksni spojini kovinski atom deluje kot sprejemnik elektronskega para; nasprotno, kovinski atom je z ionskimi in kovalentnimi vezmi darovalec elektronov.

Bistvo kovalentne vezi in njena raznolikost - koordinacijska vez - je mogoče razjasniti s pomočjo druge teorije kislin in baz, ki jo predlaga GN. Lewis. Nekoliko je razširil pojem izrazov "kislina" in "baza" po teoriji Bronsted-Lowry. Lewisova teorija pojasnjuje naravo tvorbe kompleksnih ionov in sodelovanje snovi v reakcijah nukleofilne substitucije, torej pri tvorbi CS.

Po Lewisu je kislina snov, ki lahko tvori kovalentno vez s sprejemom elektronskega para iz baze. Lewisova osnova je snov, ki ima osamljeni par elektronov, ki z dajanjem elektronov tvori kovalentno vez z Lewisic kislino.

To pomeni, da Lewisova teorija širi paleto kislinsko-baznih reakcij na reakcije, pri katerih protoni sploh ne sodelujejo. Še več, proton je po tej teoriji tudi kislina, saj je sposoben sprejeti par elektronov.

Zato so po tej teoriji kationi Lewisove kisline, anioni pa Lewisove baze. Primer so naslednje reakcije:

Zgoraj smo ugotovili, da je delitev snovi na ionske in kovalentne sorazmerna, saj do popolnega prehoda elektrona iz kovinskih atomov v akceptorske atome v kovalentnih molekulah ne pride. V spojinah z ionsko vezjo je vsak ion v električnem polju ionov nasprotnega znaka, zato so medsebojno polarizirani, njihove lupine pa deformirane.

Polarizabilnostdoločena z elektronsko zgradbo, nabojem in velikostjo iona; višji je za anione kot za katione. Največja polarizabilnost med kationi je na primer pri kationih z večjim nabojem in manjšo velikostjo, na primer za Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+... Ima močan polarizacijski učinek H +. Ker je vpliv ionske polarizacije dvostranski, bistveno spremeni lastnosti spojin, ki jih tvorijo.

Tretja vrsta povezave jedipol-dipol povezava

Poleg naštetih vrst komunikacije obstajajo tudi dipole-dipole medmolekulskiinterakcije, imenovane tudi vanderwaals .

Moč teh interakcij je odvisna od narave molekul.

Obstajajo tri vrste interakcij: stalni dipol - trajni dipol ( dipol-dipol privlačnost); trajni dipol, induciran z dipolom ( indukcijo privlačnost); trenutni dipol, induciran z dipolom ( disperzivno gravitacija ali londonske sile; fig 6).

Slika: 6.

Samo molekule s polarnimi kovalentnimi vezmi imajo dipol-dipolni moment ( HCl, NH3, S02, H20, C6H5Cl), trdnost vezi pa je 1-2 debaya(1D \u003d 3.338 × 10-30 kulonskih metrov - Cm × m).

V biokemiji ločimo drugo vrsto vezi - vodik omejevanje vezi dipol-dipol privlačnost. Ta vez nastane s privlačenjem med vodikovim atomom in majhnim elektronegativnim atomom, najpogosteje kisikom, fluorom in dušikom. Pri velikih atomih, ki imajo podobno elektronegativnost (na primer klor in žveplo), je vodikova vez veliko šibkejša. Atom vodika se razlikuje po eni bistveni značilnosti: ko se vezni elektroni potegnejo nazaj, je njegovo jedro - proton - izpostavljeno in ga prenehajo presejati elektroni.

Zato se atom spremeni v velik dipol.

Vodikova vez v nasprotju z van der Waalsovo vezjo nastaja ne le med medmolekulskimi interakcijami, ampak tudi znotraj ene molekule - intramolekularnovodikova vez. Vodikove vezi igrajo pomembno vlogo v biokemiji, na primer za stabilizacijo strukture beljakovin v obliki a-vijačnice ali za tvorbo dvojne vijačnice DNK (slika 7).

Slika 7

Vodikove in van der Waalsove vezi so veliko šibkejše od ionskih, kovalentnih in koordinacijskih vezi. Energija medmolekulskih vezi je navedena v tabeli. 1.

Tabela 1. Energija medmolekulskih sil

Opomba: Stopnja medmolekulskih interakcij odraža vrednosti entalpije taljenja in izhlapevanja (vrenja). Ionske spojine potrebujejo bistveno več energije za ločevanje ionov kot za ločevanje molekul. Entalpije taljenja ionskih spojin so veliko večje od molekulskih spojin.

Četrta vrsta povezave jekovinska vez

Končno obstaja še ena vrsta medmolekulskih vezi - kovina: povezava pozitivnih ionov rešetke kovin s prostimi elektroni. Te vrste povezave ne najdemo v bioloških predmetih.

Od kratek pregled vrste vezi, postane ena podrobnost jasna: pomemben parameter atoma ali kovinskega iona - darovalec elektronov, pa tudi atom - sprejemnik elektronov, je njegov velikost.

Ne bomo se spuščali v podrobnosti, ugotavljamo, da se kovalentni polmeri atomov, ionski polmeri kovin in radii van der Waalsa medsebojno delujočih molekul povečujejo, ko se njihovo zaporedno število v skupinah periodičnega sistema povečuje. V tem primeru so vrednosti polnov ionov najmanjše, polmeri van der Waals pa največji. Praviloma se pri premikanju po skupini povečajo polmeri vseh elementov, kovalentnih in van der Waalsovih.

Za biologe in zdravnike so najpomembnejši usklajevanje(donator-sprejemnik) povezave, obravnavane s koordinacijsko kemijo.

Medicinska bioinorganica. G.K. Baraškova

3.3.1 Kovalentna vez - To je dvocentrična dvoelektronska vez, ki nastane zaradi prekrivanja oblakov elektronov, ki nosijo neparne elektrone s protiparalnimi spini. Praviloma nastane med atomi istega kemičnega elementa.

Količinsko je značilna valenca. Valenca elementov - to je njegova sposobnost tvorjenja določenega števila kemijskih vezi zaradi prostih elektronov, ki se nahajajo v atomskem valenčnem pasu.

Kovalentno vez tvori le par elektronov, ki se nahajajo med atomi. Imenuje se razdeljeni par. Preostali pari elektronov se imenujejo osamljeni pari. Polnijo školjke in ne sodelujejo v vezavi. Povezavo med atomi lahko izvajajo ne samo eden, temveč tudi dva ali celo tri razdeljena para. Takšne povezave se imenujejo dvojno in t roj - več povezav.

3.3.1.1 Kovalentna nepolarna vez. Pokliče se povezava, izvedena zaradi tvorbe elektronskih parov, ki enako pripadata obema atomoma kovalentni nepolarni. Nastane med atomi s praktično enako elektronegativnostjo (0,4\u003e ΔEO\u003e 0) in je zato enakomerna porazdelitev gostote elektronov med atomskimi jedri homonuklearnih molekul. Na primer, H2, O2, N2, Cl2 itd. Dipolni moment takih vezi je nič. Vezava CH v nasičenih ogljikovodikih (na primer v CH 4) velja za praktično nepolarno, ker Δ EO \u003d 2,5 (C) - 2,1 (H) \u003d 0,4.

3.3.1.2 Kovalentna polarna vez. Če molekulo tvorita dva različna atoma, se območje prekrivanja elektronskih oblakov (orbitalov) premakne proti enemu od atomov in takšna vez se imenuje polarno ... S takšno povezavo je verjetnost, da najdemo elektrone v bližini jedra enega izmed atomov, večja. Na primer, HCl, H2S, PH3.

Polarna (asimetrična) kovalentna vez - vez med atomi z različno elektronegativnostjo (2\u003e ΔEO\u003e 0,4) in asimetrično porazdelitvijo skupnega elektronskega para. Običajno se tvori med dvema nekovinama.

Gostota elektronov takšne vezi se preusmeri proti bolj elektronegativnemu atomu, kar vodi do pojava delnega negativnega naboja  (delta minus) in delnega pozitivnega naboja  (delta plus) na manj elektronegativnem atomu

C   Cl   C   O   C  N   O  H   C  Mg .

Smer premika elektronov je označena tudi s puščico:

CCl, CO, CN, ON, CMg.

Večja kot je razlika v elektronegativnosti vezanih atomov, večja je polarnost vezi in večji je njen dipolni moment. Dodatne sile privlačnosti delujejo med delnimi naboji nasprotnega znaka. Zato je bolj polarna vez močnejša.

Poleg tega polarizabilnost kovalentna vez ima lastnino nasičenost - sposobnost atoma, da tvori toliko kovalentnih vezi, kolikor ima energijsko na voljo atomske orbitale. Tretja lastnost kovalentne vezi je njena osredotočenost.

3.3.2 Jonska vez. Gonilna sila njegovega nastanka je enaka težnja atomov do oktetske lupine. Toda v številnih primerih lahko taka oktetova lupina nastane samo med prenosom elektronov z enega atoma na drugega. Zato se praviloma tvori ionska vez med kovino in nekovino.

Kot primer si oglejmo reakcijo med atomi natrija (3s 1) in fluora (2s 2 3s 5). Razlika v elektronegativnosti spojine NaF

EO \u003d 4,0 - 0,93 \u003d 3,07

Natrij, ki daje 3s1-elektron fluoru, postane Na + ion in ostane z lupino, napolnjeno z 2s 2 2p 6, kar ustreza elektronski konfiguraciji neonskega atoma. Fluor pridobi popolnoma enako elektronsko konfiguracijo, če sprejme en elektron, ki ga je daroval natrij. Kot rezultat, obstajajo sile elektrostatičnega privlačenja med nasprotno nabitimi ioni.

Jonska vez - skrajni primer polarne kovalentne vezi, ki temelji na elektrostatični privlačnosti ionov. Takšna vez nastane, ko obstaja velika razlika v elektronegativnosti vezanih atomov (EO\u003e 2), ko se manj elektronegativni atom skoraj popolnoma prepusti svojim valenčnim elektronom in se spremeni v kation, drugi, bolj elektronegativni atom, pa te elektrone pritrdi in postane anion. Interakcija ionov nasprotnega znaka ni odvisna od smeri in Kulonove sile nimajo lastnosti nasičenosti. Zaradi tega ionska povezava nima prostorskega osredotočenost in nasičenost , saj je vsak ion povezan z določenim številom protionov (koordinacijsko število iona). Zato ionsko vezane spojine nimajo molekularne strukture in so trdne snovi, ki tvorijo ionske kristalne rešetke, z visokim tališčem in vreliščem, so zelo polarne, pogosto slane in v vodnih raztopinah električno prevodne. Na primer, MgS, NaCl, A203. Spoj s čisto ionskimi vezmi praktično ne obstaja, saj določen del kovalencije vedno ostane zaradi dejstva, da popolnega prehoda enega elektrona v drugega atoma ni opaziti; v najbolj "ionskih" snoveh delež ionske vezi ne presega 90%. Na primer, pri NaF je polarizacija vezi približno 80%.

V organskih spojinah so ionske vezi dokaj redke, saj ogljikov atom ni nagnjen k izgubi ali pridobivanju elektronov za tvorbo ionov.

Valenca elemente v spojinah z ionskimi vezmi zelo pogosto označujejo: oksidacijsko stanje , ki pa ustreza velikosti naboja iona elementa v tej spojini.

Oksidacijsko stanje je pogojni naboj, ki ga atom pridobi kot posledica prerazporeditve gostote elektronov. Kvantitativno je značilno število preseljenih elektronov od manj elektronegativnega do bolj elektronegativnega. Iz elementa, ki je daroval svoje elektrone, nastane pozitivno nabit ion, negativni ion pa se tvori iz elementa, ki je te elektrone prejel.

Element, ki se nahaja v najvišje oksidacijsko stanje (maksimalno pozitiven), se je že odrekel vsem svojim valenčnim elektronom, ki se nahajajo v AVZ. In ker je njihovo število določeno s številko skupine, v kateri se element nahaja, potem najvišje oksidacijsko stanje za večino elementov in bo enaka številka skupine ... V zvezi najnižje stanje oksidacije (maksimalno negativno), potem se pojavi med tvorbo osem-elektronske lupine, torej v primeru, ko je AVZ popolnoma napolnjen. Za nekovine izračuna se po formuli Številka skupine - 8 ... Za kovine enako nič , saj ne morejo sprejeti elektronov.

Na primer, AVZ žvepla ima obliko: 3s 2 3p 4. Če atom podari vse elektrone (šest), bo pridobil najvišjo oksidacijsko stanje +6 enako številu skupine VI , če trajata dve, potrebni za dokončanje stabilne lupine, potem pridobi najnižje stanje oksidacije –2 enako Številka skupine - 8 \u003d 6 - 8 \u003d –2.

3.3.3 Kovinska vez. Večina kovin ima številne lastnosti, ki so splošne narave in se razlikujejo od lastnosti drugih snovi. Te lastnosti so relativno visoke tališča, sposobnost odboja svetlobe, visoka toplota in električna prevodnost. Te lastnosti pojasnjujejo obstoj v kovinah posebne vrste interakcije – kovinski priključek.

Kovinski atomi imajo v skladu s položajem v periodični tabeli majhno število valenčnih elektronov, ki so dokaj jedro vezani na svoja jedra in jih je mogoče zlahka ločiti od njih. Posledično se v kristalni rešetki kovine pojavijo pozitivno nabiti ioni, lokalizirani v določenih položajih kristalne rešetke, in veliko število delokaliziranih (prostih) elektronov, ki se relativno prosto gibljejo v polju pozitivnih središč in izvajajo vez med vsemi kovinskimi atomi zaradi elektrostatične privlačnosti.

To je pomembna razlika med kovinskimi vezmi in kovalentnimi vezmi, ki imajo strogo orientacijo v prostoru. Vezne sile v kovinah niso lokalizirane in niso usmerjene, prosti elektroni, ki tvorijo "elektronski plin", pa povzročajo visoko toplotno in električno prevodnost. Zato je v tem primeru nemogoče govoriti o smeri vezi, saj so valenčni elektroni skoraj enakomerno razporejeni po kristalu. To pojasnjuje na primer plastičnost kovin, tj. Možnost premika ionov in atomov v katero koli smer

3.3.4 Donator-sprejemna obveznica. Poleg mehanizma za tvorbo kovalentne vezi, po katerem ob interakciji dveh elektronov nastane skupni elektronski par, obstaja tudi poseben mehanizem donator-sprejemnik ... Sestavljena je v dejstvu, da se kovalentna vez oblikuje kot posledica prehoda že obstoječega (nepovezanega) elektronskega para darovalec (dobavitelj elektronov) za splošno uporabo darovalca in akceptor (dobavitelj proste atomske orbitale).

Ko je enkrat oblikovan, se ne razlikuje od kovalentnega. Mehanizem darovalca in akceptorja dobro prikazuje shema tvorbe amonijevega iona (slika 9) (zvezdice označujejo elektrone zunanje ravni dušikovega atoma):

Slika 9 - Diagram tvorbe amonijevega iona

Elektronska formula ABZ dušikovega atoma je 2s 2 2p 3, torej ima tri neparne elektrone, ki vstopijo v kovalentno vez s tremi vodikovimi atomi (1s 1), od katerih ima vsak en valenčni elektron. V tem primeru nastane molekula amoniaka NH3, v kateri se zadržuje osamljeni elektronski par dušika. Če se tej molekuli približa vodikov proton (1s 0), ki nima elektronov, bo dušik prenesel svoj par elektronov (darovalec) v to atomsko vodikovo orbito (akceptor), zaradi česar nastane amonijev ion. V njem je vsak atom vodika vezan na atom dušika s skupnim elektronskim parom, od katerih je eden realiziran v skladu z mehanizmom dajalca-akceptorja. Pomembno je to upoštevati komunikacija H-Ntvorjeni z različnimi mehanizmi nimajo razlik v lastnostih. Ta pojav je posledica dejstva, da v trenutku tvorbe vezi orbitali 2s- in 2p- elektronov dušikovega atoma spreminjata obliko. Posledično se pojavijo štiri orbite popolnoma enake oblike.

Darovalci so običajno atomi z velikim številom elektronov, vendar imajo majhno število neparnih elektronov. Za elemente obdobja II je takšna možnost poleg dušikovega atoma na voljo za kisik (dva osamljena para) in fluor (trije osamljeni pari). Na primer, vodikov ion H + v vodnih raztopinah nikoli ni v prostem stanju, saj hidronijev ion H 3 O + vedno nastane iz vodnih molekul H 2 O in iona H +. Hidronijev ion je prisoten v vseh vodnih raztopinah, čeprav je zaradi preprostosti pisanja ohranjen simbol H +.

3.3.5 Vodikova vez. Atom vodika, vezan z močno elektronegativnim elementom (dušik, kisik, fluor itd.), Ki "potegne" nase skupni elektronski par, primanjkuje elektronov in pridobi učinkovit pozitiven naboj. Zato je sposoben komunicirati z osamljenim parom elektronov drugega elektronegativnega atoma (ki pridobi efektivni negativni naboj) istega (intramolekularna vez) ali druge molekule (medmolekulska vez). Rezultat je vodikova vez , ki je grafično prikazan s pikami:

Ta vez je veliko šibkejša od drugih kemičnih vezi (energija njene tvorbe je 10 – 40 kJ / mol) in ima v glavnem delno elektrostatičen, delno dajalec-akceptorski značaj.

Vodikova vez ima izredno pomembno vlogo v bioloških makromolekulah, kot so anorganske spojine, kot H20, H2F2, NH3. Na primer, O - N vezi v N 2 О imajo opazen polarni značaj s presežkom negativnega naboja – na atomu kisika. Atom vodika nasprotno pridobi majhen pozitivni naboj  + in lahko medsebojno deluje z osamljenimi pari elektronov kisikovega atoma sosednje molekule vode.

Interakcija med vodnimi molekulami se izkaže za dovolj močno, da tudi v vodni pari obstajajo dimeri in trimerji sestavka (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 itd. V raztopinah se lahko pojavijo dolge verige sodelavcev naslednje vrste:

ker ima atom kisika dva osamljena para elektronov.

Prisotnost vodikovih vezi pojasnjuje visoke vrelišča vode, alkoholov, karboksilnih kislin. Zaradi vodikovih vezi so za vodo značilna tako visoka tališča in vrelišča v primerjavi s H 2 E (E \u003d S, Se, Te). Če vodikovih vezi ne bi bilo, bi se voda stopila pri –100 ° C in vrela pri –80 ° S. Za alkohole in organske kisline opazimo značilne primere združevanja.

Vodikove vezi lahko nastanejo tako med različnimi molekulami kot znotraj molekule, če ta molekula vsebuje skupine z zmožnostmi darovalca in sprejemnika. Na primer, intramolekularne vodikove vezi igrajo glavno vlogo pri tvorbi peptidnih verig, ki določajo strukturo beljakovin. H-vezi vplivajo na fizikalne in kemijske lastnosti snovi.

Vodikove vezi ne tvorijo atomov drugih elementov , ker so sile elektrostatičnega privlačenja nasprotnih koncev dipolov polarne vezi (O-H, N-H itd.) dokaj šibke in delujejo le na kratkih razdaljah. Vodik z najmanjšim atomskim polmerom omogoča, da se takšni dipoli približajo, da postanejo sile privlačnosti opazne. Noben drug element z velikim atomskim polmerom ne more tvoriti takšnih vezi.

3.3.6 Sile medmolekulskih interakcij (Van der Waalsove sile). Leta 1873 je nizozemski znanstvenik I. Van der Waals predlagal, da obstajajo sile, ki povzročajo privlačnost med molekulami. Te sile so se kasneje imenovale sile van der Waals. – najbolj vsestranska vrsta medmolekulskih vezi. Energija van der Waalove vezi je manjša od vodikove vezi in znaša 2–20 kJ / ∙ mol.

Sile glede na način nastanka delimo na:

1) orientacijski (dipol-dipolni ali ionsko-dipolni) - pojavljajo se med polarnimi molekulami ali med ioni in polarnimi molekulami. Ko se polarne molekule približajo druga drugi, so usmerjene tako, da so pozitivna stran enega dipola je bilo usmerjeno v negativno stran drugega dipola (slika 10).

2) induktivni (dipoli - inducirani dipol ali ion - induciran dipol) - nastanejo med polarnimi molekuli ali ioni in nepolarnimi molekuli, vendar so sposobni polarizacije. Dipoli lahko delujejo na nepolarne molekule in jih pretvorijo v označene (usmerjene) dipole. (Slika 11).

3) disperzivne (inducirane dipole - inducirane dipole) - nastanejo med nepolarnimi molekulami, sposobnimi polarizacije. V kateri koli molekuli ali atomu žlahtnega plina pride do nihanj električne gostote, zaradi česar se pojavijo trenutni dipoli, ki posledično sprožijo trenutne dipole v sosednjih molekulah. Gibanje trenutnih dipolov postane koordinirano, njihov videz in razpadanje potekata sinhrono. Zaradi interakcije trenutnih dipolov se energija sistema zmanjšuje (slika 12).