Одинарная ковалентная связь в молекуле. Простая (одинарная) связь Типы связей в биоорганических соединениях

Атомы большинства элементов не существуют отдельно, так как могут взаимодействовать между собой. При этом взаимодействии образуются более сложные частицы.

Природа химической связи состоит в действии электростатических сил, которые являются силами взаимодействия между электрическими зарядами. Такие заряды имеют электроны и ядра атомов.

Электроны, расположенные на внешних электронных уровнях (валентные электроны) находясь дальше всех от ядра, слабее всего с ним взаимодействуют, а значит способны отрываться от ядра. Именно они отвечают за связывание атомов друг с другом.

Типы взаимодействия в химии

Типы химической связи можно представить в виде следующей таблицы:

Характеристика ионной связи

Химическое взаимодействие, которое образуется из-за притяжения ионов , имеющих разные заряды, называется ионным. Такое происходит, если связываемые атомы имеют существенную разницу в электроотрицательности (то есть способности притягивать электроны) и электронная пара переходит к более электроотрицательному элементу. Результатом такого перехода электронов от одного атома к другому является образование заряженных частиц - ионов. Между ними и возникает притяжение.

Наименьшими показателями электроотрицательности обладают типичные металлы , а наибольшими - типичные неметаллы. Ионы, таким образом, образуются при взаимодействии между типичными металлами и типичными неметаллами.

Атомы металла становятся положительно заряженными ионами (катионами), отдавая электроны внешних электронных уровней, а неметаллы принимают электроны, превращаясь таким образом в отрицательно заряженные ионы (анионы).

Атомы переходят в более устойчивое энергетическое состояние, завершая свои электронные конфигурации.

Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая, так как электростатическое взаимодействие происходит во все стороны, соответственно ион может притягивать ионы противоположного знака во всех направлениях.

Расположение ионов таково, что вокруг каждого находится определённое число противоположно заряженных ионов. Понятие «молекула» для ионных соединений смысла не имеет .

Примеры образования

Образование связи в хлориде натрия (nacl) обусловлено передачей электрона от атома Na к атому Cl с образованием соответствующих ионов:

Na 0 - 1 е = Na + (катион)

Cl 0 + 1 е = Cl — (анион)

В хлориде натрия вокруг катионов натрия расположено шесть анионов хлора, а вокруг каждого иона хлора — шесть ионов натрия.

При образовании взаимодействия между атомами в сульфиде бария происходят следующие процессы:

Ba 0 - 2 е = Ba 2+

S 0 + 2 е = S 2-

Ва отдаёт свои два электрона сере в результате чего образуются анионы серы S 2- и катионы бария Ba 2+ .

Металлическая химическая связь

Число электронов внешних энергетических уровней металлов невелико, они легко отрываются от ядра. В результате такого отрыва образуются ионы металла и свободные электроны. Эти электроны называются «электронным газом». Электроны свободно перемещаются по объёму металла и постоянно связываются и отрываются от атомов.

Строение вещества металла таково: кристаллическая решётка является остовом вещества, а между её узлами электроны могут свободно перемещаться.

Можно привести следующие примеры:

Mg - 2е <-> Mg 2+

Cs - e <-> Cs +

Ca - 2e <-> Ca 2+

Fe - 3e <-> Fe 3+

Ковалентная: полярная и неполярная

Наиболее распространённым видом химического взаимодействия является ковалентная связь. Значения электроотрицательности элементов, вступающих во взаимодействие, отличаются не резко, в связи с этим происходит только смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому.

Ковалентное взаимодействие может образовываться по обменному механизму или по донорно-акцепторному.

Обменный механизм реализуется, если у каждого из атомов есть неспаренные электроны на внешних электронных уровнях и перекрывание атомных орбиталей приводит к возникновению пары электронов, принадлежащей уже обоим атомам. Когда же у одного из атомов есть пара электронов на внешнем электронном уровне, а у другого — свободная орбиталь, то при перекрывании атомных орбиталей происходит обобществление электронной пары и взаимодействие по донорно-акцепторному механизму.

Ковалентные разделяются по кратности на:

простые или одинарные;
двойные;
тройные.

Двойные обеспечивают обобществление сразу двух пар электронов, а тройные — трёх.

По распределению электронной плотности (полярности) между связываемыми атомами ковалентная связь делится на:

неполярную;
полярную.

Неполярную связь образуют одинаковые атомы, а полярную - разные по электроотрицательности.

Взаимодействие близких по электроотрицательности атомов называют неполярной связью. Общая пара электронов в такой молекуле не притянута ни к одному из атомов, а принадлежит в равной мере обоим.

Взаимодействие различающихся по электроотрицательности элементов приводит к образованию полярных связей. Общие электронные пары при таком типе взаимодействия притягиваются более электроотрицательным элементом, но полностью к нему не переходят (то есть образования ионов не происходит). В результате такого смещения электронной плотности на атомах появляются частичные заряды: на более электроотрицательном — отрицательный заряд, а на менее — положительный.

Свойства и характеристика ковалентности

Основные характеристики ковалентной связи:

Длина определяется расстоянием между ядрами взаимодействующих атомов.
Полярность определяется смещением электронного облака к одному из атомов.
Направленность - свойство образовывать ориентированные в пространстве связи и, соответственно, молекулы, имеющие определённые геометрические формы.
Насыщаемость определяется способностью образовывать ограниченное число связей.
Поляризуемость определяется способностью изменять полярность под действием внешнего электрического поля.
Энергия необходимая для разрушения связи, определяющая её прочность.

Примером ковалентного неполярного взаимодействия могут быть молекулы водорода (H2) , хлора (Cl2), кислорода (O2), азота (N2) и многие другие.

H· + ·H → H-H молекула имеет одинарную неполярную связь,

O: + :O → O=O молекула имеет двойную неполярную,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула имеет тройную неполярную.

В качестве примеров ковалентной связи химических элементов можно привести молекулы углекислого (CO2) и угарного (CO) газа, сероводорода (H2S), соляной кислоты (HCL), воды (H2O), метана (CH4) , оксида серы (SO2) и многих других.

В молекуле CO2 взаимосвязь между углеродом и атомами кислорода ковалентная полярная, так как более электроотрицательный водород притягивает к себе электронную плотность. Кислород имеет два неспаренных электрона на внешнем уровне, а углерод может предоставить для образования взаимодействия четыре валентных электрона. В результате образуются двойные связи и молекула выглядит так: O=C=O.

Для того чтобы определиться с типом связи в той или иной молекуле, достаточно рассмотреть составляющие её атомы. Простые вещества металлы образуют металлическую, металлы с неметаллами — ионную, простые вещества неметаллы — ковалентную неполярную, а молекулы, состоящие из разных неметаллов, образуются посредством ковалентной полярной связью.

Простая (одинарная) связь Типы связей в биоорганических соединениях.

Наименование параметра	Значение
Тема статьи:	Простая (одинарная) связь Типы связей в биоорганических соединениях.
Рубрика (тематическая категория)	Химия

Ковалентная связь. Кратная связь. Неполярная связь. Полярная связь.

Валентные электроны. Гибридная(гибридизованная) орбиталь. Длина связи

Ключевые слова.

Характеристика химических связей в биоорганических соединениях

АРОМАТИЧНОСТЬ

ЛЕКЦИЯ 1

СОПРЯЖЕННЫЕ СИСТЕМЫ: АЦИКЛИЧЕСКИЕ И ЦИКЛИЧЕСКИЕ.

1. Характеристика химических связей в биоорганических соединениях. Гибридизация орбиталей атома углерода.

2. Классификация сопряженных систем: ациклические и циклические.

3 Виды сопряжения: π , π и π , р

4. Критерии устойчивости сопряженных систем - ʼʼ энергия сопряженияʼʼ

5. Ациклические(нециклические) сопряженные системы, виды сопряжения. Основные представители (алкадиены, непредельные карбоновые кислоты, витамин А, каротин, ликопин).

6. Циклические сопряженные системы. Критерии ароматичности. Правило Хюккеля. Роль π-π- , π-ρ-сопряжения в образовании ароматических систем.

7.Карбоциклические ароматические соединения: (бензол, нафталин, антрацен, фенантрен, фенол, анилин, бензойная кислота)- строение, образование ароматической системы.

8. Гетероциклические ароматические соединения (пиридин, пиримидин, пиррол, пурин, имидазол, фуран, тиофен)- строение, особенности образования ароматической системы. Гибридизация электронных орбиталей атома азота при образовании пяти - и шестичленных гетероароматических соединений.

9. Медико- биологическое значение природных соединений, содержащих сопряженные системы связей, и ароматических.

Исходный уровень знаний для усвоения темы (школьный курс химии) :

Электронные конфигурации элементов(углерод, кислород, азот, водород, сера. галогены), понятие ʼʼорбитальʼʼ, гибридизация орбиталей и пространственная ориентация орбиталей элементов 2 периода., виды химических связей, особенности образования ковалентных σ-и π –связей, изменение электроотрицательности элементов в периоде и группе, классификацию и принципы номенклатуры органических соединений.

Органические молекулы образованы посредством ковалентных связей. Ковалентные связи возникают между двумя ядрами атомов за счёт общей (обобществленной) пары электронов. Такой способ относится к обменному механизму. Образуются неполярные и полярные связи.

Неполярные связи характеризуются симметричным распределением электронной плотности между двумя атомами, которые эта связь соединяет.

Полярные связи характеризуются несимметричным (неравномерным) распределением электронной плотности, происходит ее смещение в сторону более электроотрицательного атома.

Ряды электроотрицательности (составлены в сторону уменьшения)

А) элементы: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

Б) атом углерода: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Ковалентные связи бывают двух типов: сигма (σ) и пи (π).

В органических молекулах сигма (σ) связи образованы электронами, расположенными на гибридных(гибридизованных) орбиталях, электронная плотность располагается между атомами на условной линии их связывания.

π -Связи (пи -связи) возникают при перекрывании двух негибридизованных р-орбиталей. Главные оси их располагаются параллельно друг другу и перпендикулярны линии σ -связи. Сочетание σ и π --связей носит название двойная(кратная) связь, состоит из двух пар электронов. Тройная связь состоит из трех пар электронов- одна σ - и две π -связи.(в биоорганических соединениях встречается крайне редко).

σ -Связи участвуют в образовании скелета молекулы, они являются главными, а π -связи можно рассматривать как дополнительные, но придающие молекулам особые химические свойства.

1.2. Гибридизация орбиталей атома углерода 6 С

Электронная конфигурация невозбужденного состояния атома углерода

выражается распределением электронов 1s 2 2s 2 2p 2 .

При этом в биоорганических соединениях, как впрочем, и в большинстве неорганических веществ, атом углерода имеет валентность равную четырем.

Происходит переход одного из 2s электронов на свободную 2р орбиталь. Возникают возбужденные состояния атома углерода, создающие возможность образования трех гибридных состояний, обозначаемых как С sp 3 , С sp 2 , С sp .

Гибридная орбиталь имеет характеристики, отличные от ʼʼчистыхʼʼ s, p, d- орбиталей и является ʼʼ смесьюʼʼ двух или более типов негибридизованных орбиталей .

Гибридные орбитали свойственны атомам только в молекулах.

Понятие гибридизации введено в 1931г Л.Полингом, лауреатом Нобелевской премии,.

Рассмотрим расположение в пространстве гибридных орбиталей.

С s p 3 --- -- -- ---

В возбужденном состоянии образуются 4 равноценные гибридные орбитали. Расположение связей соответствует направлению центральных углов правильного тетраэдра, величина угла между двумя любыми связями равна 109 0 28 , .

В алканах и их производных (спирты, галогеналканы, амины) все атомы углерода, кислорода, азота находятся в одинаковом гибридном sp 3 cостоянии. Атом углерода образует четыре, атом азота три, атом кислорода две ковалентные σ -связи. Вокруг этих связей возможно свободное вращение частей молекулы относительно друг друга.

В возбужденном состоянии sp 2 возникает три равноценные гибридные орбитали, расположенные на них электроны образуют три σ -связи, которые располагаются в одной плоскости, угол между связями 120 0 . Негибридизованные 2р - орбитали двух соседних атомов образуют π -связь. Она располагается перпендикулярно плоскости, в которой находятся σ -связи. Взаимодействие р-электронов носит в данном случае название ʼʼ бокового перекрыванияʼʼ. Кратная связь не допускает вокруг себя свободного вращения частей молекулы. Фиксированное положение частей молекулы сопровождается образованием двух геометрических плоскостных изомерных форм, которые носят название: цис(cis) – и транс(trans)- изомеры. (цис-лат - по одну сторону, транс- лат - через).

π -связь

Атомы, связанные двойной связью, находятся в состоянии гибридизации sp 2 и

присутствуют в алкенах, ароматических соединениях, образуют карбонильную группу

>С=О, азометиновую группу (имино группу) -СН= N-

С sp 2 - --- -- ---

Структурная формула органического соединения изображается с помощью структур Льюиса (каждая пара электронов между атомами заменяется черточкой)

С 2 Н 6 СН 3 - СН 3 H H

1.3. Поляризация ковалентных связей

Ковалентная полярная связь характеризуется неравномерным распределением электронной плотности. Для обозначения направления смещения электронной плотности используют два условных изображения.

Полярная σ – связь . Смещение электронной плотности обозначают стрелкой вдоль линии связи. Конец стрелки направлен в сторону более электроотрицательного атома. Появление частичных положительных и отрицательных зарядов указывают с помощью буквы ʼʼ бʼʼ ʼʼ дельтаʼʼ с нужным знаком заряда.

б + б- б+ б + б- б + б-

СН 3 - > О<- Н СН 3 - > С1 СН 3 - > NН 2

метанол хлорметан аминометан (метиламин)

Полярная π -связь . Смещение электронной плотности обозначают полукруглой (выгнутой) стрелкой над пи-связью также направленной в сторону более электроотрицательного атома. ()

б + б- б+ б-

Н 2 С = О СН 3 - С ===О

метаналь |

СН 3 пропанон -2

1.Определите тип гибридизации атомов углерода, кислорода, азота в соединениях А, Б, В. Назовите соединения, используя правила номенклатуры IUPAC .

А. СН 3 -СН 2 - СН 2 -ОН Б. СН 2 = СН – СН 2 - СН=О

В. СН 3 - N Н– С 2 Н 5

2. Сделайте обозначения, характеризующие направление поляризации всех указанных связей в соединениях (А – Г)

А. СН 3 – Вr Б. С 2 Н 5 – О- Н В. СН 3 -NН- С 2 Н 5

Г. С 2 Н 5 – СН= О

Простая (одинарная) связь Типы связей в биоорганических соединениях. - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Простая (одинарная) связь Типы связей в биоорганических соединениях." 2017, 2018.

Ковалентная химическая связь возникает в молекулах между атомами за счет образования общих электронных пар. Под типом ковалентной связи может пониматься как механизм ее образования, так и полярность связи. Вообще ковалентные связи можно классифицировать так:

По механизму образования ковалентная связь может образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму.
По полярности ковалентная связь может быть неполярной или полярной.
По кратности ковалентная связь может быть одинарной, двойной или тройной.

Это значит, что ковалентная связь в молекуле обладает тремя характеристиками. Например, в молекуле хлороводорода (HCl) ковалентная связь образуется по обменному механизму, она полярная и одинарная. В катионе аммония (NH 4 +) ковалентная связь между аммиаком (NH 3) и катионом водорода (H +) образуется по донорно-акцепторному механизму, кроме того эта связь полярна, является одинарной. В молекуле азота (N 2) ковалентная связь образована по обменному механизму, она неполярна, является тройной.

При обменном механизме образования ковалентной связи у каждого атома есть свободный электрон (или несколько электронов). Свободные электроны разных атомов образуют пары в виде общего электронного облака.

При донорно-акцепторном механизме образования ковалентной связи у одного атома есть свободная электронная пара, а у другого есть пустая орбиталь. Первый (донор) отдает пару в общее пользование со вторым (акцептор). Так в катионе аммония у азота есть неподеленная пара, а у иона водорода есть свободная орбиталь.

Неполярная ковалентная связь образуется между атомами одного химического элемента. Так в молекулах водорода (H 2), кислорода (O 2) и др. связь неполярна. Это значит, что общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, т. к. у них одинаковая электроотрицательность.

Полярная ковалентная связь образуется между атомами разных химических элементов. Более электроотрицательный атом смещает к себе электронную пару. Чем больше различие электроотрицательностей атомов, тем сильнее будут смещены электроны, и связь будет более полярной. Так в CH 4 смещение общих электронных пар от атомов водорода к атому углерода не столь велико, т. к. углерод не намного электроотрицательней водорода. Однако во фтороводороде HF связь сильно полярная, т. к. разница в электроотрицательности между водородом и фтором значительна.

Одинарная ковалентная связь образуется, если атомы делят одну электронную пару, двойная - если две, тройная - если три. Примером одинарной ковалентной связи могут быть молекулы водорода (H 2), хлороводорода (HCl). Пример двойной ковалентной связи - молекула кислорода (O 2), где каждый атом кислорода имеет два неспаренных электрона. Пример тройной ковалентной связи - молекула азота (N 2).

Ковалентная связь. Кратная связь. Неполярная связь. Полярная связь.

Валентные электроны. Гибридная(гибридизованная) орбиталь. Длина связи

Ключевые слова.

Характеристика химических связей в биоорганических соединениях

АРОМАТИЧНОСТЬ

ЛЕКЦИЯ 1

СОПРЯЖЕННЫЕ СИСТЕМЫ: АЦИКЛИЧЕСКИЕ И ЦИКЛИЧЕСКИЕ.

1. Характеристика химических связей в биоорганических соединениях. Гибридизация орбиталей атома углерода.

2. Классификация сопряженных систем: ациклические и циклические.

3 Виды сопряжения: π , π и π , р

4. Критерии устойчивости сопряженных систем - « энергия сопряжения»

Исходный уровень знаний для усвоения темы (школьный курс химии) :

Электронные конфигурации элементов(углерод, кислород, азот, водород, сера. галогены), понятие «орбиталь», гибридизация орбиталей и пространственная ориентация орбиталей элементов 2 периода., виды химических связей, особенности образования ковалентных σ-и π –связей, изменение электроотрицательности элементов в периоде и группе, классификацию и принципы номенклатуры органических соединений.

Органические молекулы образованы посредством ковалентных связей. Ковалентные связи возникают между двумя ядрами атомов за счет общей (обобществленной) пары электронов. Такой способ относится к обменному механизму. Образуются неполярные и полярные связи.

Ряды электроотрицательности (составлены в сторону уменьшения)

А) элементы: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

Б) атом углерода: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Ковалентные связи могут быть двух типов: сигма (σ) и пи (π).

1.2. Гибридизация орбиталей атома углерода 6 С

Электронная конфигурация невозбужденного состояния атома углерода

выражается распределением электронов 1s 2 2s 2 2p 2 .

Однако в биоорганических соединениях, как впрочем, и в большинстве неорганических веществ, атом углерода имеет валентность равную четырем.

Гибридная орбиталь имеет характеристики, отличные от «чистых» s, p, d- орбиталей и является « смесью» двух или более типов негибридизованных орбиталей .

Гибридные орбитали свойственны атомам только в молекулах.

Понятие гибридизации введено в 1931г Л.Полингом, лауреатом Нобелевской премии,.

Рассмотрим расположение в пространстве гибридных орбиталей.

С s p 3 --- -- -- ---

В возбужденном состоянии sp 2 возникает три равноценные гибридные орбитали, расположенные на них электроны образуют три σ -связи, которые располагаются в одной плоскости, угол между связями 120 0 . Негибридизованные 2р - орбитали двух соседних атомов образуют π -связь. Она располагается перпендикулярно плоскости, в которой находятся σ -связи. Взаимодействие р-электронов носит в этом случае название « бокового перекрывания». Кратная связь не допускает вокруг себя свободного вращения частей молекулы. Фиксированное положение частей молекулы сопровождается образованием двух геометрических плоскостных изомерных форм, которые носят название: цис(cis) – и транс(trans)- изомеры. (цис-лат - по одну сторону, транс- лат - через).

π -связь

Атомы, связанные двойной связью, находятся в состоянии гибридизации sp 2 и

присутствуют в алкенах, ароматических соединениях, образуют карбонильную группу

>С=О, азометиновую группу (имино группу) -СН= N-

С sp 2 - --- -- ---

С 2 Н 6 СН 3 - СН 3 H H

1.3. Поляризация ковалентных связей

Полярная σ – связь . Смещение электронной плотности обозначают стрелкой вдоль линии связи. Конец стрелки направлен в сторону более электроотрицательного атома. Появление частичных положительных и отрицательных зарядов указывают с помощью буквы « б» « дельта» с нужным знаком заряда.

б + б- б+ б + б- б + б-

СН 3 - > О<- Н СН 3 - > С1 СН 3 - > NН 2

метанол хлорметан аминометан (метиламин)

б + б- б+ б-

Н 2 С = О СН 3 - С ===О

метаналь |

СН 3 пропанон -2

А. СН 3 -СН 2 - СН 2 -ОН Б. СН 2 = СН – СН 2 - СН=О

В. СН 3 - N Н– С 2 Н 5

2. Сделайте обозначения, характеризующие направление поляризации всех указанных связей в соединениях (А – Г)

А. СН 3 – Вr Б. С 2 Н 5 – О- Н В. СН 3 -NН- С 2 Н 5

170762 0

Каждый атом обладает некоторым числом электронов.

Вступая в химические реакции, атомы отдают, приобретают, либо обобществляют электроны, достигая наиболее устойчивой электронной конфигурации. Наиболее устойчивой оказывается конфигурация с наиболее низкой энергией (как в атомах благородных газов). Эта закономерность называется "правилом октета" (рис. 1).

Рис. 1.

Это правило применимо ко всем типам связей . Электронные связи между атомами позволяют им формировать устойчивые структуры, от простейших кристаллов до сложных биомолекул, образующих, в конечном счете, живые системы. Они отличаются от кристаллов непрерывным обменом веществ. При этом многие химические реакции протекают по механизмам электронного переноса , которые играют важнейшую роль в энергетических процессах в организме.

Химическая связь - это сила, удерживающая вместе два или несколько атомов, ионов, молекул или любую их комбинацию .

Природа химической связи универсальна: это электростатическая сила притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами, определяемая конфигурацией электронов внешней оболочки атомов. Способность атома образовывать химические связи называется валентностью , или степенью окисления . С валентностью связано понятие о валентных электронах - электронах, образующих химические связи, то есть находящихся на наиболее высокоэнергетических орбиталях. Соответственно, внешнюю оболочку атома, содержащую эти орбитали, называют валентной оболочкой . В настоящее время недостаточно указать наличие химической связи, а необходимо уточнить ее тип: ионная, ковалентная, диполь-дипольная, металлическая.

Первый тип связи - ионная связь

В соответствии с электронной теорией валентности Льюиса и Косселя, атомы могут достичь устойчивой электронной конфигурации двумя способами: во-первых, теряя электроны, превращаясь в катионы , во-вторых, приобретая их, превращаясь в анионы . В результате электронного переноса благодаря электростатической силе притяжения между ионами с зарядами противоположного знака образуется химическая связь, названная Косселем «электровалентной » (теперь ее называют ионной ).

В этом случае анионы и катионы образуют устойчивую электронную конфигурацию с заполненной внешней электронной оболочкой. Типичные ионные связи образуются из катионов Т и II групп периодической системы и анионов неметаллических элементов VI и VII групп (16 и 17 подгрупп - соответственно, халькогенов и галогенов ). Связи у ионных соединений ненасыщенные и ненаправленные, поэтому возможность электростатического взаимодействия с другими ионами у них сохраняется. На рис. 2 и 3 показаны примеры ионных связей, соответствующих модели электронного переноса Косселя.

Рис. 2.

Рис. 3. Ионная связь в молекуле поваренной соли (NaCl)

Здесь уместно напомнить о некоторых свойствах, объясняющих поведение веществ в природе, в частности, рассмотреть представление о кислотах и основаниях .

Водные растворы всех этих веществ являются электролитами. Они по-разному изменяют окраску индикаторов . Механизм действия индикаторов был открыт Ф.В. Оствальдом. Он показал, что индикаторы представляют собой слабые кислоты или основания, окраска которых в недиссоциированном и диссоциированном состояниях различается.

Основания способны нейтрализовать кислоты. Не все основания растворимы в воде (например, нерастворимы некоторые органические соединения, не содержащие ‑ ОН-групп, в частности, триэтиламин N(С 2 Н 5) 3) ; растворимые основания называют щелочами .

Водные растворы кислот вступают в характерные реакции:

а) с оксидами металлов - с образованием соли и воды;

б) с металлами - с образованием соли и водорода;

в) с карбонатами - с образованием соли, СO 2 и Н 2 O .

Свойства кислот и оснований описывают несколько теорий. В соответствие с теорией С.А. Аррениуса, кислота представляет собой вещество, диссоциирующее с образованием ионов Н + , тогда как основание образует ионы ОН ‑ . Эта теория не учитывает существования органических оснований, не имеющих гидроксильных групп.

В соответствие с протонной теорией Бренстеда и Лоури, кислота представляет собой вещество, содержащее молекулы или ионы, отдающие протоны (доноры протонов), а основание - вещество, состоящее из молекул или ионов, принимающие протоны (акцепторы протонов). Отметим, что в водных растворах ионы водорода существуют в гидратированной форме, то есть в виде ионов гидроксония H 3 O + . Эта теория описывает реакции не только с водой и гидроксидными ионами, но и осуществляющиеся в отсутствие растворителя или с неводным растворителем.

Например, в реакции между аммиаком NH 3 (слабым основанием) и хлороводородом в газовой фазе образуется твердый хлорид аммония, причем в равновесной смеси двух веществ всегда присутствуют 4 частицы, две из которых - кислоты, а две другие - основания:

Эта равновесная смесь состоит из двух сопряженных пар кислот и оснований:

1) NH 4 + и NH 3

2) HCl и Сl ‑

Здесь в каждой сопряженной паре кислота и основание различаются на один протон. Каждая кислота имеет сопряженное с ней основание. Сильной кислоте соответствует слабое сопряженное основание, а слабой кислоте - сильное сопряженное основание.

Теория Бренстеда-Лоури позволяет объяснить уникальность роли воды для жизнедеятельности биосферы. Вода, в зависимости от взаимодействующего с ней вещества, может проявлять свойства или кислоты, или основания. Например, в реакциях с водными растворами уксусной кислоты вода является основанием, а с водными растворами аммиака - кислотой.

1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СОО ‑ . Здесь молекула уксусной кислоты донирует протон молекуле воды;

2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ОН ‑ . Здесь молекула аммиака акцептирует протон от молекулы воды.

Таким образом, вода может образовывать две сопряженные пары:

1) Н 2 O (кислота) и ОН ‑ (сопряженное основание)

2) Н 3 О + (кислота) и Н 2 O (сопряженное основание).

В первом случае вода донирует протон, а во втором - акцептирует его.

Такое свойство называется амфипротонностью . Вещества, способные вступать в реакции в качестве и кислот, и оснований, называются амфотерными . В живой природе такие вещества встречаются часто. Например, аминокислоты способны образовывать соли и с кислотами, и с основаниями. Поэтому пептиды легко образуют координационные соединения с присутствующими ионами металлов.

Таким образом, характерное свойство ионной связи - полное перемещение нары связывающих электронов к одному из ядер. Это означает, что между ионами существует область, где электронная плотность почти нулевая.

Второй тип связи - ковалентная связь

Атомы могут образовывать устойчивые электронные конфигурации путем обобществления электронов.

Такая связь образуется, когда пара электронов обобществляется по одному от каждого атома. В таком случае обобществленные электроны связи распределены между атомами поровну. Примерами ковалентной связи можно назвать гомоядерные двухатомные молекулы Н 2 , N 2 , F 2 . Этот же тип связи имеется у аллотропов O 2 и озона O 3 и у многоатомной молекулы S 8 , а также у гетероядерных молекул хлороводорода НСl , углекислого газа СO 2 , метана СH 4 , этанола С 2 Н 5 ОН , гексафторида серы SF 6 , ацетилена С 2 Н 2 . У всех этих молекул электроны одинаково общие, а их связи насыщенные и направлены одинаково (рис. 4).

Для биологов важно, что у двойной и тройной связей ковалентные радиусы атомов по сравнению с одинарной связью уменьшены.

Рис. 4. Ковалентная связь в молекуле Сl 2 .

Ионный и ковалентный типы связей - это два предельных случая множества существующих типов химических связей, причем на практике большинство связей промежуточные.

Соединения двух элементов, расположенных в противоположных концах одного или разных периодов системы Менделеева, преимущественно образуют ионные связи. По мере сближения элементов в пределах периода ионный характер их соединений уменьшается, а ковалентный - увеличивается. Например, галогениды и оксиды элементов левой части периодической таблицы образуют преимущественно ионные связи (NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH ), а такие же соединения элементов правой части таблицы - ковалентные (Н 2 O, СO 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4 , фенол C 6 H 5 OH , глюкоза С 6 H 12 О 6 , этанол С 2 Н 5 ОН ).

Ковалентная связь, в свою очередь, имеет еще одну модификацию.

У многоатомных ионов и в сложных биологических молекулах оба электрона могут происходить только из одного атома. Он называется донором электронной пары. Атом, обобществляющий с донором эту пару электронов, называется акцептором электронной пары. Такая разновидность ковалентной связи названа координационной (донорно-акцепторной , или дативной ) связью (рис. 5). Этот тип связи наиболее важен для биологии и медицины, поскольку химия наиболее важных для метаболизма d-элементов в значительной степени описывается координационными связями.

Pиc. 5.

Как правило, в комплексном соединении атом металла выступает акцептором электронной пары; наоборот, при ионных и ковалентных связях атом металла является донором электрона.

Суть ковалентной связи и ее разновидности - координационной связи - можно прояснить с помощью еще одной теории кислот и оснований, предложенной ГН. Льюисом. Он несколько расширил смысловое понятие терминов «кислота» и «основание» по теории Бренстеда-Лоури. Теория Льюиса объясняет природу образования комплексных ионов и участие веществ в реакциях нуклеофильного замещения, то есть в образовании КС.

Согласно Льюису, кислота - это вещество, способное образовывать ковалентную связь путем акцептирования электронной пары от основания. Льюисовым основанием названо вещество, обладающее неподеленной электронной парой, которое, донируя электроны, образует ковалентную связь с Льюисовой кислотой.

То есть теория Льюиса расширяет круг кислотно-основных реакций также на реакции, в которых протоны не участвуют вовсе. Причем сам протон, по этой теории, также является кислотой, поскольку способен акцептировать электронную пару.

Следовательно, согласно этой теории, катионы являются Льюисовыми кислотами, а анионы - Льюисовыми основаниями. Примером могут служить следующие реакции:

Выше отмечено, что подразделение веществ на ионные и ковалентные относительное, поскольку полного перехода электрона от атомов металла к акцепторным атомам в ковалентных молекулах не происходит. В соединениях с ионной связью каждый ион находится в электрическом поле ионов противоположного знака, поэтому они взаимно поляризуются, а их оболочки деформируются.

Поляризуемость определяется электронной структурой, зарядом и размерами иона; у анионов она выше, чем у катионов. Наибольшая поляризуемость среди катионов - у катионов большего заряда и меньшего размера, например, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+ . Сильным поляризующим действием обладает Н + . Поскольку влияние поляризации ионов двустороннее, она значительно изменяет свойства образуемых ими соединений.

Третий тип связи - диполь-дипольная связь

Кроме перечисленных типов связи, различают еще диполь-дипольные межмолекулярные взаимодействия, называемые также вандерваалъсовыми .

Сила этих взаимодействий зависит от природы молекул.

Выделяют взаимодействия трех типов: постоянный диполь - постоянный диполь (диполь-дипольное притяжение); постоянный диполь - индуцированный диполь (индукционное притяжение); мгновенный диполь - индуцированный диполь (дисперсионное притяжение, или лондоновские силы; рис. 6).

Рис. 6.

Диполь-дипольным моментом обладают только молекулы с полярными ковалентными связями (HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl ), причем сила связи составляет 1-2 дебая (1Д = 3,338 × 10 ‑30 кулон-метра - Кл × м).

В биохимии выделяют еще один тип связи - водородную связь, являющуюся предельным случаем диполь-дипольного притяжения. Эта связь образована притяжением между атомом водорода и электроотрицательным атомом небольшого размера, чаще всего - кислородом, фтором и азотом. С крупными атомами, обладающими аналогичной электроотрицательностью (например, с хлором и серой), водородная связь оказывается значительно более слабой. Атом водорода отличается одной существенной особенностью: при оттягивании связывающих электронов его ядро - протон - оголяется и перестает экранироваться электронами.

Поэтому атом превращается в крупный диполь.

Водородная связь, в отличие от вандерваальсовой, образуется не только при межмолекулярных взаимодействиях, но и внутри одной молекулы - внутримолекулярная водородная связь. Водородные связи играют в биохимии важную роль, например, для стабилизации структуры белков в виде а-спирали, или для образования двойной спирали ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Водородная и вандерваальсовая связи значительно слабее, чем ионная, ковалентная и координационная. Энергия межмолекулярных связей указана в табл. 1.

Таблица 1. Энергия межмолекулярных сил

Примечание : Степень межмолекулярных взаимодействий отражают показатели энтальпии плавления и испарения (кипения). Ионным соединениям требуется для разделения ионов значительно больше энергии, чем для разделения молекул. Энтальпии плавления ионных соединений значительно выше, чем молекулярных соединений.

Четвертый тип связи - металлическая связь

Наконец, имеется еще один тип межмолекулярных связей - металлический : связь положительных ионов решетки металлов со свободными электронами. В биологических объектах этот тип связи не встречается.

Из краткого обзора типов связей выясняется одна деталь: важным параметром атома или иона металла - донора электронов, а также атома - акцептоpa электронов является его размер .

Не вдаваясь в детали, отметим, что ковалентные радиусы атомов, ионные радиусы металлов и вандерваальсовы радиусы взаимодействующих молекул увеличиваются по мере возрастания их порядкового номера в группах периодической системы. При этом значения радиусов ионов - наименьшие, а вандерваальсовых радиусов - наибольшие. Как правило, при движении вниз по группе радиусы всех элементов увеличиваются, причем как ковалентные, так и вандерваальсовы.

Наибольшее значение для биологов и медиков имеют координационные (донорно-акцепторные ) связи, рассматриваемые координационной химией.

Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков