Одинарний ковалентний зв'язок у молекулі. Простий (одинарний) зв'язок Типи зв'язків у біоорганічних сполуках

Атоми більшості елементів немає окремо, оскільки можуть взаємодіяти між собою. У цьому взаємодії утворюються складніші частки.

Природа хімічного зв'язку полягає у дії електростатичних сил, що є силами взаємодії між електричними зарядами. Такі заряди мають електрони та ядра атомів.

Електрони, розташовані на зовнішніх електронних рівнях (валентні електрони) перебуваючи далі від ядра, найслабше з ним взаємодіють, а значить здатні відриватися від ядра. Саме вони відповідають за зв'язування атомів один з одним.

Типи взаємодії у хімії

Типи хімічного зв'язку можна подати у вигляді наступної таблиці:

Характеристика іонного зв'язку

Хімічна взаємодія, що утворюється через тяжіння іонів, що мають різні заряди, називається іонним. Таке відбувається, якщо зв'язувані атоми мають суттєву різницю в електронегативності (тобто здатності притягувати електрони) і електронна пара переходить до електронегативнішого елементу. Результатом такого переходу електронів від одного атома до іншого є утворення заряджених частинок – іонів. Між ними і виникає тяжіння.

Найменшими показниками електронегативності мають типові метали, а найбільшими – типові неметали. Іони, таким чином, утворюються при взаємодії між типовими металами та типовими неметалами.

Атоми металу стають позитивно зарядженими іонами (катіонами), віддаючи електрони зовнішніх електронних рівнів, а неметали приймають електрони, перетворюючись таким чином на негативно зарядженііони (аніони).

Атоми переходять у більш стійкий енергетичний стан, завершуючи свої електронні конфігурації.

Іонний зв'язок ненаправлена і не насичувана, так як електростатична взаємодія відбувається на всі боки, відповідно іон може притягувати іони протилежного знака у всіх напрямках.

Розташування іонів таке, що навколо кожного є певна кількість протилежно заряджених іонів. Поняття «молекула» для іонних сполук сенсу не має.

Приклади освіти

Утворення зв'язку в хлориді натрію (nacl) обумовлено передачею електрона від атома Na до атома Cl з утворенням відповідних іонів:

Na 0 - 1 е = Na + (катіон)

Cl 0 + 1 е = Cl - (аніон)

У хлориді натрію довкола катіонів натрію розташовано шість аніонів хлору, а навколо кожного іону хлору – шість іонів натрію.

При утворенні взаємодії між атомами в сульфіді барію відбуваються такі процеси:

Ba 0 - 2 е = Ba 2+

S 0 + 2 е = S 2-

Віддає свої два електрони сірці внаслідок чого утворюються аніони сірки S 2- і катіони барію Ba 2+ .

Металевий хімічний зв'язок

Число електронів зовнішніх енергетичних рівнів металів невелике, вони легко відриваються від ядра. В результаті такого відриву утворюються іони металу та вільні електрони. Ці електрони називаються "електронним газом". Електрони вільно переміщуються за обсягом металу і постійно зв'язуються та відриваються від атомів.

Будова речовини металу така: кристалічна решітка є кістяком речовини, а між її вузлами електрони можуть вільно переміщатися.

Можна навести такі приклади:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs - e<->Cs +

Ca - 2e<->Ca 2+

Fe - 3e<->Fe 3+

Ковалентна: полярна та неполярна

Найбільш поширеним видом хімічної взаємодії є ковалентний зв'язок. Значення електронегативності елементів, що вступають у взаємодію, відрізняються не різко, у зв'язку з цим відбувається лише зсув загальної електронної пари до більш негативного атома.

Ковалентна взаємодія може утворюватися за обмінним механізмом або за донорно-акцепторним.

Обмінний механізм реалізується, якщо у кожного з атомів є неспарені електрони на зовнішніх електронних рівнях і перекриття атомних орбіталей призводить до виникнення пари електронів, що вже належать обом атомам. Коли ж один з атомів має пару електронів на зовнішньому електронному рівні, а інший — вільну орбіталь, то при перекриванні атомних орбіталей відбувається узагальнення електронної пари та взаємодія щодо донорно-акцепторного механізму.

Ковалентні поділяються за кратністю на:

прості чи одинарні;
подвійні;
потрійні.

Подвійні забезпечують узагальнення одразу двох пар електронів, а потрійні – трьох.

За розподілом електронної щільності (полярності) між атомами, що зв'язуються, ковалентний зв'язок ділиться на:

неполярну;
полярну.

Неполярний зв'язок утворюють однакові атоми, а полярний - різні за електронегативністю.

Взаємодія близьких по електронегативності атомів називають неполярним зв'язком. Загальна пара електронів у такій молекулі не притягнута до жодного з атомів, а належить однаково обом.

Взаємодія елементів, що розрізняються по електронегативності, призводить до утворення полярних зв'язків. Загальні електронні пари при такому типі взаємодії притягуються електронегативнішим елементом, але повністю до нього не переходять (тобто утворення іонів не відбувається). Через війну такого зміщення електронної щільності на атомах з'являються часткові заряди: більш електронегативному — негативний заряд, але в менш — позитивний.

Властивості та характеристика ковалентності

Основні характеристики ковалентного зв'язку:

Довжина визначається відстанню між ядрами атомів, що взаємодіють.
Полярність визначається зсувом електронної хмари одного з атомів.
Спрямованість - властивість утворювати орієнтовані у просторі зв'язку і, відповідно, молекули, мають певні геометричні форми.
Насиченість визначається здатністю утворювати обмежену кількість зв'язків.
Поляризуемість визначається здатністю змінювати полярність під дією зовнішнього електричного поля.
Енергія необхідна для руйнування зв'язку, що визначає її міцність.

Прикладом ковалентної неполярної взаємодії можуть бути молекули водню (H2), хлору (Cl2), кисню (O2), азоту (N2) та багато інших.

H· + ·H → H-H молекула має одинарний неполярний зв'язок,

O: + :O → O=O молекула має подвійну неполярну,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула має потрійну неполярну.

Як приклади ковалентного зв'язку хімічних елементів можна навести молекули вуглекислого (CO2) і чадного (CO) газу, сірководню (H2S), соляної кислоти (HCL), води (H2O), метану (CH4) , оксиду сірки (SO2) та багатьох інших .

У молекулі CO2 взаємозв'язок між вуглецем і атомами кисню ковалентна полярна, оскільки більш негативний водень притягує до себе електронну щільність. Кисень має два неспарені електрони на зовнішньому рівні, а вуглець може надати для утворення взаємодії чотири валентні електрони. В результаті утворюються подвійні зв'язки та молекула виглядає так: O=C=O.

Щоб визначитися з типом зв'язку у тій чи іншій молекулі, досить розглянути складові її атоми. Прості речовини метали утворюють металеву, метали з неметалами - іонну, прості речовини неметали - ковалентну неполярну, а молекули, що складаються з різних неметалів, утворюються за допомогою ковалентного полярного зв'язку.

Простий (одинарний) зв'язок Типи зв'язків у біоорганічних сполуках.

Найменування параметру	Значення
Тема статті:	Простий (одинарний) зв'язок Типи зв'язків у біоорганічних сполуках.
Рубрика (тематична категорія)	Хімія

Ковалентний зв'язок. Кратний зв'язок. Неполярний зв'язок. Полярний зв'язок.

Валентні електрони. Гібридна (гібридизована) орбіталь. Довжина зв'язку

Ключові слова.

Характеристика хімічних зв'язків у біоорганічних сполуках

АРОМАТИЧНІСТЬ

лекція 1

СПОРУЖЕНІ СИСТЕМИ: АЦИКЛІЧНІ І ЦИКЛІЧНІ.

1. Характеристика хімічних зв'язків у біоорганічних сполуках. Гібридизація орбіталей атома вуглецю.

2. Класифікація сполучених систем: ациклічні та циклічні.

3 Види сполучення: π, π і π, р

4. Критерії стійкості сполучених систем - «енергія сполучення»

5. Ациклічні (нециклічні) сполучені системи, види сполучення. Основні представники (алкадієни, ненасичені карбонові кислоти, вітамін А, каротин, лікопін).

6. Циклічні пов'язані системи. Критерії ароматичності. Правило Хюкеля. Роль π-π-, π-ρ-сполучення в утворенні ароматичних систем.

7. Карбоциклічні ароматичні сполуки: (бензол, нафталін, антрацен, фенантрен, фенол, анілін, бензойна кислота) - будова, утворення ароматичної системи.

8. Гетероциклічні ароматичні сполуки (піридин, піримідин, пірол, пурин, імідазол, фуран, тіофен) - будова, особливості утворення ароматичної системи. Гібридизація електронних орбіталей атома азоту при утворенні п'яти- та шестичленних гетероароматичних з'єднань.

9. Медико-біологічне значення природних з'єднань, що містять сполучені системи зв'язків, та ароматичних.

Вихідний рівень знань для засвоєння теми (шкільний курс хімії):

Електронні конфігурації елементів (вуглець, кисень, азот, водень, сірка. галогени), поняття «орбіталь», гібридизація орбіталей і просторова орієнтація орбіталей елементів 2 періоду., види хімічних зв'язків, особливості утворення ковалентних σ-і π –зв'язків, та групі, класифікацію та принципи номенклатури органічних з'єднань.

Органічні молекули утворені у вигляді ковалентних зв'язків. Ковалентні зв'язки виникають між двома ядрами атомів рахунок загальної (узагальненої) пари електронів. Такий спосіб відноситься до обмінного механізму. Утворюються неполярні та полярні зв'язки.

Неполярні зв'язки характеризуються симетричним розподілом електронної щільності між двома атомами, які цей зв'язок з'єднує.

Полярні зв'язки характеризуються несиметричним (нерівномірним) розподілом електронної щільності, відбувається її зміщення у бік більш електронегативного атома.

Ряди електронегативності (складені у бік зменшення)

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

Б) атом вуглецю: C(sp) > C(sp2) >C(sp3)

Ковалентні зв'язки бувають двох типів: сигма (σ) та пі (π).

В органічних молекулах сигма (σ) зв'язку утворені електронами, розташованими на гібридних орбіталях, електронна щільність розташовується між атомами на умовній лінії їх зв'язування.

π-зв'язку (пі-зв'язку) виникають при перекриванні двох негібридизованих р-орбіталей. Головні осі їх розташовуються паралельно один до одного і перпендикулярні лінії σ-зв'язку. Поєднання σ і π зв'язків носить назву подвійний (кратний) зв'язок, складається з двох пар електронів. Потрійний зв'язок складається з трьох пар електронів-одна σ - і дві π-зв'язку.(у біоорганічних з'єднаннях зустрічається вкрай рідко).

σ -Зв'язки беруть участь в освіті скелета молекули, вони є головними, а π -зв'язку можна як додаткові, але які надають молекулам особливі хімічні властивості.

1.2. Гібридизація орбіталей атома вуглецю 6

Електронна конфігурація незбудженого стану атома вуглецю

виражається розподілом електронів 1s 2 2s 2 2p 2 .

При цьому в біоорганічних сполуках, як втім, і в більшості неорганічних речовин атом вуглецю має валентність рівну чотирьом.

Відбувається перехід однієї з 2s електронів на вільну 2р орбіталь. Виникають збуджені стани атома вуглецю, що створюють можливість утворення трьох гібридних станів, що позначаються як Sp 3 , Sp 2 , Sp .

Гібридна орбіталь має характеристики, відмінні від «чистих» s, p, d-орбіталей і є «сумішкою» двох або більше типів негібридизованих орбіталей.

Гібридні орбіталі властиві атомам лише молекулах.

Поняття гібридизації введено в 1931 р Л.Полінгом, лауреатом Нобелівської премії.

Розглянемо розташування у просторі гібридних орбіталей.

З s p 3 --- -- -- ---

У збудженому стані утворюються 4 рівноцінні гібридні орбіталі. Розташування зв'язків відповідає напрямку центральних кутів правильного тетраедра, величина кута між двома будь-якими зв'язками дорівнює 109028 .

В алканах та їх похідних (спирти, галогеналкани, аміни) всі атоми вуглецю, кисню, азоту перебувають у однаковому гібридному sp 3 стані. Атом вуглецю утворює чотири, атом азоту три, атом кисню дві ковалентні σ -зв'язку. Навколо цих зв'язків можливе вільне обертання частин молекули щодо один одного.

У збудженому стані sp 2 виникає три рівноцінні гібридні орбіталі, розташовані на них електрони утворюють три σ -зв'язки, які розташовуються в одній площині, кут між зв'язками 1200. Негібридизовані 2р - орбіталі двох сусідніх атомів утворюють π -Зв'язок. Вона розташовується перпендикулярно до площини, в якій знаходяться σ -зв'язку. Взаємодія р-електронів носить у цьому випадку назву «бічного перекривання». Кратний зв'язок не допускає навколо себе вільного обертання елементів молекули. Фіксоване положення частин молекули супроводжується утворенням двох геометричних площинних ізомерних форм, які звуться: цис(cis) – і транс(trans)- ізомери. (цис- лат- по один бік, транс- лат- Через).

π -зв'язок

Атоми, пов'язані подвійним зв'язком, знаходяться у стані гібридизації sp 2 і

присутні в алкенах, ароматичних з'єднаннях, утворюють карбонільну групу

>С=О, азометінову групу (іміну групу) -СН= N-

З sp 2 - --- -- ---

Структурна формула органічного з'єднання зображується за допомогою структур Льюїса (кожна пара електронів між атомами замінюється рисочкою)

З 2 Н 6 СН 3 - СН 3 H H

1.3. Поляризація ковалентних зв'язків

Ковалентний полярний зв'язок характеризується нерівномірним розподілом електронної щільності. Для позначення напрямку зміщення електронної густини використовують два умовні зображення.

Полярна σ – зв'язок. Зміщення електронної густини позначають стрілкою вздовж лінії зв'язку. Кінець стрілки направлений у бік більш електронегативного атома. Поява часткових позитивних і негативних зарядів вказують за допомогою літери «Б» «дельта» з потрібним знаком заряду.

б + б - б + б + б - б + б -

СН 3 - ><- Н СН 3 - >С1 СН 3 -> NН 2

метанол хлорметан амінометан (метиламін)

Полярний π-зв'язок. Зміщення електронної щільності позначають напівкруглою (вигнутою) стрілкою над пі-зв'язком також спрямованої у бік більш електронегативного атома. ()

б + б - б + б -

Н 2 С = О СН 3 - С ===О

метаналь |

СН 3 пропанон -2

1. Визначте тип гібридизації атомів вуглецю, кисню, азоту в з'єднаннях А, Б, В. Назвіть з'єднання, використовуючи правила номенклатури 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. Зробіть позначення, що характеризують напрямок поляризації всіх зазначених зв'язків у з'єднаннях (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

Простий (одинарний) зв'язок Типи зв'язків у біоорганічних сполуках. - Поняття та види. Класифікація та особливості категорії "Простий (одинарний) зв'язок Типи зв'язків у біоорганічних сполуках." 2017, 2018.

Ковалентний хімічний зв'язоквиникає у молекулах між атомами з допомогою утворення загальних електронних пар. Під типом ковалентного зв'язку можна розуміти як механізм її утворення, і полярність зв'язку. Взагалі ковалентні зв'язки можна класифікувати так:

За механізмом освіти ковалентний зв'язок може утворюватися обмінним або донорно-акцепторним механізмом.
За полярністю ковалентний зв'язок може бути неполярним або полярним.
По кратності ковалентний зв'язок може бути одинарним, подвійним або потрійним.

Це означає, що ковалентний зв'язок у молекулі має три характеристики. Наприклад, у молекулі хлороводню (HCl) ковалентний зв'язок утворюється по обмінному механізму, він полярний та одинарний. У катіоні амонію (NH 4 +) ковалентний зв'язок між аміаком (NH 3) і катіоном водню (H +) утворюється за донорно-акцепторним механізмом, крім того цей полярний зв'язок є одинарним. У молекулі азоту (N 2) ковалентний зв'язок утворений за обмінним механізмом, він неполярний, є потрійним.

При обмінному механізміУтворення ковалентного зв'язку у кожного атома є вільний електрон (або кілька електронів). Вільні електрони різних атомів утворюють пари у вигляді загальної електронної хмари.

При донорно-акцепторний механізмУтворення ковалентного зв'язку в одного атома є вільна електронна пара, а в іншого є порожня орбіталь. Перший (донор) віддає пару до загального користування з другим (акцептор). Так у катіоні амонію азот має неподілену пару, а іон водню має вільну орбіталь.

Неполярний ковалентний зв'язокутворюється між атомами одного хімічного елемента. Так, у молекулах водню (H 2), кисню (O 2) та інших. зв'язок неполярна. Це означає, що загальна електронна пара однаково належить обом атомам, тому що у них однакова електронегативність.

Полярний ковалентний зв'язокутворюється між атомами різних хімічних елементів. Більше електронегативний атом зміщує до себе електронну пару. Чим більша відмінність електронегативностей атомів, тим сильніше будуть зміщені електрони, і зв'язок буде більш полярним. Так у CH 4 зсув загальних електронних пар від атомів водню до атома вуглецю не настільки велике, т. к. вуглець не набагато електронегативні водню. Однак у фтороводороді HF зв'язок дуже полярний, тому що різниця в електронегативності між воднем і фтором значна.

Одинарний ковалентний зв'язокутворюється, якщо атоми ділять одну електронну пару, подвійна- якщо дві, потрійна- Якщо три. Прикладом одинарного ковалентного зв'язку можуть бути молекули водню (H2), хлороводню (HCl). Приклад подвійного ковалентного зв'язку - молекула кисню (O 2), де кожен атом кисню має два неспарені електрони. Приклад потрійного ковалентного зв'язку – молекула азоту (N 2).

Ковалентний зв'язок. Кратний зв'язок. Неполярний зв'язок. Полярний зв'язок.

Валентні електрони. Гібридна (гібридизована) орбіталь. Довжина зв'язку

Ключові слова.

Характеристика хімічних зв'язків у біоорганічних сполуках

АРОМАТИЧНІСТЬ

лекція 1

СПОРУЖЕНІ СИСТЕМИ: АЦИКЛІЧНІ І ЦИКЛІЧНІ.

1. Характеристика хімічних зв'язків у біоорганічних сполуках. Гібридизація орбіталей атома вуглецю.

2. Класифікація сполучених систем: ациклічні та циклічні.

3 Види сполучення: π, π і π, р

4. Критерії стійкості сполучених систем – «енергія сполучення»

7.Карбоциклічні ароматичні сполуки: (бензол, нафталін, антрацен, фенантрен, фенол, анілін, бензойна кислота) - будова, утворення ароматичної системи.

9. Медико-біологічне значення природних сполук, що містять сполучені системи зв'язків, та ароматичних.

Вихідний рівень знань для засвоєння теми (шкільний курс хімії):

Електронні зміни елементів (вуглець, кисень, азот, водень, сірка. галогени), поняття «орбіталь», гібридизація орбіталей та просторова орієнтація орбіталей елементів 2 періоду., види хімічних зв'язків, особливості утворення ковалентних σ-і π –зв'язків, зміна електро у періоді та групі, класифікацію та принципи номенклатури органічних сполук.

Органічні молекули утворені у вигляді ковалентних зв'язків. Ковалентні зв'язки виникають між двома ядрами атомів з допомогою загальної (узагальненої) пари електронів. Такий спосіб відноситься до обмінного механізму. Утворюються неполярні та полярні зв'язки.

Неполярні зв'язки характеризуються симетричним розподілом електронної густини між двома атомами, які цей зв'язок з'єднує.

Полярні зв'язки характеризуються несиметричним (нерівномірним) розподілом електронної щільності, відбувається її зміщення у бік більш негативного атома.

Ряди електронегативності (складені у бік зменшення)

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

Б) атом вуглецю: C(sp) > C(sp2) >C(sp3)

Ковалентні зв'язки можуть бути двох типів: сигма (σ) та пі (π).

π-зв'язку (пі-зв'язку) виникають при перекриванні двох негібридизованих р-орбіталей. Головні осі їх розташовуються паралельно один до одного і перпендикулярні лінії σ-зв'язку. Поєднання σ і π зв'язків носить назву подвійний (кратний) зв'язок, складається з двох пар електронів. Потрійний зв'язок складається з трьох пар електронів-одна σ - і дві π-зв'язку.(у біоорганічних сполуках зустрічається дуже рідко).

σ -Зв'язки беруть участь у освіті скелета молекули, є головними, а π -зв'язку можна як додаткові, але які надають молекулам особливі хімічні властивості.

1.2. Гібридизація орбіталей атома вуглецю 6

Електронна конфігурація незбудженого стану атома вуглецю

виражається розподілом електронів 1s 2 2s 2 2p 2 .

Однак у біоорганічних сполуках, як і в більшості неорганічних речовин, атом вуглецю має валентність рівну чотирьом.

Гібридна орбіталь має характеристики, відмінні від «чистих» s, p, d-орбіталей і є «сумісністю» двох або більше типів негібридизованих орбіталей.

Гібридні орбіталі властиві атомам лише молекулах.

Поняття гібридизації введено в 1931 р Л.Полінгом, лауреатом Нобелівської премії.

Розглянемо розташування у просторі гібридних орбіталей.

З s p 3 --- -- -- ---

В алканах та їх похідних (спирти, галогеналкани, аміни) всі атоми вуглецю, кисню, азоту перебувають у однаковому гібридному sp 3 cостоянии. Атом вуглецю утворює чотири, атом азоту три, атом кисню дві ковалентні σ -зв'язку. Навколо цих зв'язків можливе вільне обертання частин молекули щодо один одного.

У збудженому стані sp 2 виникає три рівноцінні гібридні орбіталі, розташовані на них електрони утворюють три σ -зв'язки, які розташовуються в одній площині, кут між зв'язками 1200. Негібридизовані 2р - орбіталі двох сусідніх атомів утворюють π -Зв'язок. Вона розташовується перпендикулярно до площини, в якій знаходяться σ -зв'язку. Взаємодія р-електронів має в цьому випадку назву «бічного перекривання». Кратний зв'язок не допускає навколо себе вільного обертання елементів молекули. Фіксоване положення частин молекули супроводжується утворенням двох геометричних площинних ізомерних форм, які звуться: цис(cis) – і транс(trans)- ізомери. (цис- лат- по один бік, транс- лат- Через).

π -зв'язок

Атоми, пов'язані подвійним зв'язком, знаходяться у стані гібридизації sp 2 і

присутні в алкенах, ароматичних сполуках, утворюють карбонільну групу

>С=О, азометінову групу (іміну групу) -СН= N-

З sp 2 - --- -- ---

Структурна формула органічної сполуки зображується за допомогою структур Льюїса (кожна пара електронів між атомами замінюється рисочкою)

З 2 Н 6 СН 3 - СН 3 H H

1.3. Поляризація ковалентних зв'язків

Ковалентний полярний зв'язок характеризується нерівномірним розподілом електронної густини. Для позначення напрямку зміщення електронної густини використовують два умовні зображення.

Полярна σ – зв'язок. Зміщення електронної густини позначають стрілкою вздовж лінії зв'язку. Кінець стрілки направлений у бік більш електронегативного атома. Поява часткових позитивних і негативних зарядів вказують за допомогою літери "б" "дельта" з потрібним знаком заряду.

б + б - б + б + б - б + б -

СН 3 - ><- Н СН 3 - >С1 СН 3 -> NН 2

метанол хлорметан амінометан (метиламін)

б + б - б + б -

Н 2 С = О СН 3 - С ===О

метаналь |

СН 3 пропанон -2

1. Визначте тип гібридизації атомів вуглецю, кисню, азоту в сполуках А, Б, В. Назвіть сполуки, використовуючи правила номенклатури 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. Зробіть позначення, що характеризують напрямок поляризації всіх зазначених зв'язків у сполуках (А – Г)

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

170762 0

Кожен атом має деяке число електронів.

Вступаючи в хімічні реакції, атоми віддають, купують, або узагальнюють електрони, досягаючи найстійкішої електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найнижчою енергією (як у атомах благородних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).

Рис. 1.

Це правило застосовується до всіх типам зв'язків. Електронні зв'язки між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, зрештою, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають за механізмами електронного перенесення, які грають найважливішу роль енергетичних процесах в організмі

Хімічний зв'язок - це сила, яка утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їхню комбінацію..

Природа хімічного зв'язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами та позитивно зарядженими ядрами, що визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв'язки називається валентністю, або ступенем окиснення. З валентністю пов'язане поняття про валентних електронах- електронах, що утворюють хімічні зв'язки, тобто перебувають у найбільш високоенергетичних орбіталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, що містить ці орбіталі, називають валентною оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв'язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентна, дипольна, металева.

Перший тип зв'язку -іонна зв'язок

Відповідно до електронної теорії валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись на катіони, по-друге, купуючи їх, перетворюючись на аніони. Внаслідок електронного перенесення завдяки електростатичній силі тяжіння між іонами із зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названий Косселем. електровалентної» (тепер її називають іонної).

У цьому випадку аніони та катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньою електронною оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т та II груп періодичної системи та аніонів неметалічних елементів VI та VII груп (16 та 17 підгруп - відповідно, халькогеніві галогенів). Зв'язки у іонних сполук ненасичені та ненаправлені, тому можливість електростатичної взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 та 3 показані приклади іонних зв'язків, що відповідають моделі електронного перенесення Косселя.

Рис. 2.

Рис. 3.Іонний зв'язок у молекулі кухонної солі (NaCl)

Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин у природі, зокрема, розглянути уявлення про кислотахі підставах.

Водні розчини цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють фарбування індикаторів. Механізм дії індикаторів було відкрито Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори є слабкі кислоти або підстави, забарвлення яких у недисоційованому та дисоційованому станах різниться.

Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчиняються у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, що не містять ОН-груп, зокрема, триетиламін N(З 2 Н 5) 3); розчинні основи називають лугами.

Водні розчини кислот вступають у характерні реакції:

а) з оксидами металів - з утворенням солі та води;

б) з металами - з утворенням солі та водню;

в) з карбонатами – з утворенням солі, СО 2 та Н 2 O.

Властивості кислот та основ описують кілька теорій. Відповідно до теорії С.А. Арреніуса, кислота є речовиною, що дисоціює з утворенням іонів Н+ , тоді як основа утворює іони ВІН‑ . Ця теорія не враховує існування органічних основ, які мають гідроксильних груп.

Відповідно до протоннийтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота є речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а основа - речовина, що складається з молекул або іонів, що приймають протони ( акцепторипротонів). Зазначимо, що у водних розчинах іони водню існують у гідратованій формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O+. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидними іонами, але і здійснюються без розчинника або з неводним розчинником.

Наприклад, реакції між аміаком NH 3 (слабкою основою) і хлороводнем в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважній суміші двох речовин завжди присутні 4 частинки, дві з яких - кислоти, а дві інші - основи:

Ця рівноважна суміш складається з двох пар пар кислот і основ:

1)NH 4+ і NH 3

2) HClі Сl ‑

Тут у кожній парі кислота і основа різняться на один протон. Кожна кислота має пов'язану з нею основу. Сильній кислоті відповідає слабка сполучена основа, а слабкій кислоті - сильна сполучена основа.

Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, залежно від речовини, що взаємодіє з нею, може виявляти властивості або кислоти, або основи. Наприклад, у реакціях з водними розчинами оцтової кислоти вода є основою, а з водними розчинами аміаку – кислотою.

1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СТОВ‑ . Тут молекула оцтової кислоти донує протон молекули води;

2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ВІН‑ . Тут молекула аміаку акцептує протон молекули води.

Таким чином, вода може утворювати дві пари:

1) Н 2 O(кислота) та ВІН‑ (сполучена основа)

2) Н 3 Про+ (кислота) та Н 2 O(Сполучена основа).

У першому випадку вода донує протон, а в другому – акцептує його.

Така властивість називається амфіпротонністю. Речовини, здатні вступати в реакції як і кислот, і основ, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини трапляються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з основами. Тому пептиди легко утворюють координаційні з'єднання із присутніми іонами металів.

Таким чином, характерна властивість іонного зв'язку - повне переміщення нари електронів, що зв'язують, до одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна густина майже нульова.

Другий тип зв'язку -ковалентна зв'язок

Атоми можуть утворювати електронні стійкі конфігурації шляхом узагальнення електронів.

Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів узагальнюється по одному від кожногоатома. У цьому випадку узагальнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв'язку можна назвати гомоядернідвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2 . Цей тип зв'язку є у алотропов O 2 та озону O 3 та у багатоатомної молекули S 8 , а також у гетероядерних молекулхлороводню НСl, Вуглекислий газ СО 2 , метану СH 4 , етанолу З 2 Н 5 ВІН, гексафториду сірки SF 6 , ацетилену З 2 Н 2 . У всіх цих молекул електрони однаково загальні, які зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).

Для біологів важливо, що у подвійного та потрійного зв'язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв'язком зменшені.

Рис. 4.Ковалентний зв'язок у молекулі Сl 2 .

Іонний і ковалентний типи зв'язків – це два граничні випадки безлічі існуючих типів хімічних зв'язків, причому на практиці більшість зв'язків проміжні.

Сполуки двох елементів, розташованих у протилежних кінцях одного або різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв'язки. У міру наближення елементів у межах періоду іонний характер їх сполук зменшується, а ковалентний – збільшується. Наприклад, галогеніди та оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв'язки. NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), а такі ж з'єднання елементів правої частини таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 Про 6, етанол З 2 Н 5 ВІН).

Ковалентний зв'язок, своєю чергою, має ще одну модифікацію.

У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрони можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, що узагальнює з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названо координаційної (донорно-акцепторної, абодативний) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найважливіших для метаболізму d-елементів значною мірою описується координаційними зв'язками.

Рис. 5.

Як правило, у комплексному поєднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних та ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.

Суть ковалентного зв'язку та його різновиду - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот та основ, запропонованої ГН. Льюїсом. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» та «основа» з теорії Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів та участь речовин у реакціях нуклеофільного заміщення, тобто утворенні КС.

Згідно з Льюїсом, кислота - це речовина, здатна утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від основи. Льюїсовою основою названо речовину, що володіє неподіленою електронною парою, яка, доніруючи електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюїсовою кислотою.

Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, у яких протони зовсім не беруть участь. Причому протон, з цієї теорії, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.

Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюїсові кислоти, а аніони - Льюїсові підстави. Прикладом можуть бути наступні реакції:

Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносний, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторних атомів у ковалентних молекулах не відбувається. У з'єднаннях з іонним зв'язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.

Поляризованістьвизначається електронною структурою, зарядом та розмірами іона; у аніонів вона вища, ніж у катіонів. Найбільша поляризуемість серед катіонів - у катіонів більшого заряду та меншого розміру, наприклад, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+. Сильна поляризуюча дія має Н+. Оскільки вплив поляризації іонів двосторонній, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.

Третій тип зв'язкудиполь-дипольна зв'язок

Крім перелічених типів зв'язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярнівзаємодії, звані також вандерваал'совими .

Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.

Виділяють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольнетяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційнетяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійнетяжіння, або лондонські сили; Рис. 6).

Рис. 6.

Диполь-дипольним моментом володіють лише молекули з полярними ковалентними зв'язками. HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl), причому сила зв'язку становить 1-2 дебая(1Д = 3,338 × 10-30 кулон-метра - Кл × м).

У біохімії виділяють ще один тип зв'язку водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольноготяжіння. Цей зв'язок утворений тяжінням між атомом водню та електронегативним атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором та азотом. З великими атомами, що мають аналогічну електронегативність (наприклад, з хлором і сіркою), водневий зв'язок виявляється значно слабкішим. Атом водню відрізняється однією істотною особливістю: при відтягуванні електронів, що зв'язують його ядро - протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.

Тому атом перетворюється на великий диполь.

Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсової, утворюється не лише при міжмолекулярних взаємодіях, а й усередині однієї молекули. внутрішньомолекулярнаводневий зв'язок. Водневі зв'язки відіграють у біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді аспіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Водневий і вандерваальсовий зв'язки значно слабші, ніж іонний, ковалентний і координаційний. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказано у табл. 1.

Таблиця 1.Енергія міжмолекулярних сил

Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення та випаровування (кипіння). Іонним сполукам потрібно поділу іонів значно більше енергії, ніж розділення молекул. Ентальпії плавлення іонних сполук значно вищі, ніж молекулярні сполуки.

Четвертий тип зв'язкуметалевий зв'язок

Нарешті, є ще один тип міжмолекулярних зв'язків. металевий: зв'язок позитивних іонів решітки металів із вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку не трапляється.

З короткого огляду типів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома чи іона металу - донора електронів, і навіть атома - акцептоpa електронів є його розмір.

Не вдаючись у деталі, відзначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіуси металів і вандерваальсові радіуси молекул, що взаємодіють, збільшуються в міру зростання їх порядкового номера в групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів – найменші, а вандерваальсових радіусів – найбільші. Як правило, під час руху вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсові.

Найбільше значення для біологів та медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) зв'язку, що розглядаються координаційною хімією.

Медична біонеорганіка. Г.К. Барашків