Nastaje hemijska veza. Vrste hemijskih veza

ovisnost promjene energije veze od međunuklearne udaljenosti

Hemijska veza- međuatomska interakcija uzrokovana preklapanjem vanjskih elektronskih omotača atoma, praćena smanjenjem ukupne energije rezultirajućeg sistema. Hemijska veza se može formirati doniranjem jednog ili više nesparenih elektrona iz svakog atoma (više veza) kako bi se formirali elektronski parovi (kovalentna veza), ili tako što jedan atom dominira nad elektronskim parom, a drugi atom zauzima praznu elektronsku orbitalu (donor-akceptor obveznica). U formiranju hemijske veze učestvuju samo elektroni iz spoljašnje elektronske ljuske, a unutrašnji nivoi elektrona nisu pogođeni. Kao rezultat toga, kada se formira hemijska veza, svaki atom formira ispunjenu elektronsku ljusku vanjskog elektronskog nivoa, koja se sastoji od dva (dublet) ili osam (oktet) elektrona. Hemijska veza se odlikuje dužinom i energijom. Dužina hemijske veze je udaljenost između jezgara vezanih atoma. Energija hemijske veze pokazuje koliko energije mora biti utrošeno da se odvoje dva atoma između kojih postoji hemijska veza do udaljenosti na kojoj će se ova hemijska veza prekinuti.

Nastanak hemijske veze i promena energije koja se dešava tokom ovog procesa može se opisati sledećim modelom. U početku su atomi razdvojeni velikom udaljenosti i energija njihove interakcije je blizu nule. Kada se atomi približavaju jedan drugome, dolazi do slabe interakcije između njih. Kada međunuklearna udaljenost postane uporediva sa radijusima elektronskih omotača atoma, između atoma nastaju dva kompetitivna procesa. S jedne strane, dolazi do međusobnog privlačenja između različito nabijenih jezgara jednog atoma i elektrona drugog atoma, a s druge strane dolazi do međusobnog odbijanja između slično nabijenih jezgri i elektronskih omotača oba atoma. Na određenoj udaljenosti ( r 0 (\displaystyle (\mbox(r))_(0))) sile odbijanja i privlačenja između dva atoma su izjednačene, posmatra se minimum potencijalne energije rezultujućeg sistema od dva atoma ( E 1 (\displaystyle (\mbox(E))_(1))) i formira se hemijska veza.

Valence

Valence(od latinskog valentia - snaga) - sposobnost atoma da formira određeni broj kemijskih veza s drugim atomima. U različitim jedinjenjima, atomi istog elementa mogu pokazivati različite valencije. Valentnost atoma određena je brojem nesparenih elektrona u osnovnom ili pobuđenom stanju uključenih u formiranje hemijska veza sa drugim atomom.

Vrste hemijskih veza

Kovalentna veza

Teorija kovalentna veza, koju je osnovao Gilbert Lewis 1916. godine, bila je da je hemijska veza rezultat formiranja zajedničkog elektronskog para između atoma u interakciji.

Karakterizira povećanje elektronske gustoće između jezgara vezanih atoma. Svaki atom daje jedan ili više elektrona za formiranje hemijske veze. Dolazi do formiranja zajedničkih elektronskih parova, koji dovršavaju elektronske nivoe oba atoma. U zavisnosti od toga koliko elektrona svaki atom može dati, formira se jedan (jedan) ili nekoliko (više) elektronskih parova. Kao rezultat toga, na pravoj liniji koja povezuje dva atomska jezgra dolazi do povećanja elektronske gustoće na koju se atomska jezgra privlače. Idealna kovalentna veza je karakteristična samo za dva identična atoma. Na primjer , N 2 (\displaystyle (\mbox(N))_(2)). Kada Cl 2 (\displaystyle (\mbox(Cl))_(2)), svaki od atoma hlora, koji ima sedam elektrona u svojoj vanjskoj elektronskoj ljusci i nedostaje jedan elektron da formira kompletnu elektronsku ljusku, daje jedan nespareni elektron da formira elektronski par, koji je ravnomjerno raspoređen između dva atoma. Atom dušika ima 5 elektrona na svom vanjskom nivou elektrona, od kojih su tri nesparena, a nedostaju mu 3 elektrona da dobije kompletnu oktetnu ljusku. Svaki atom dušika daje tri elektrona za formiranje tri elektronska para, koji su također ravnomjerno raspoređeni između atoma i formira se trostruka veza (višestruka kovalentna veza). U slučaju različitih atoma, gustina elektrona se pomera prema elektronegativnijem atomu, odnosno prema atomu koji jače privlači elektrone. U ovom slučaju govorimo o polarizaciji hemijske veze. U ovom slučaju, jedan od atoma, koji je više elektronegativni, razvija djelomično negativan naboj, a drugi atom razvija djelomično pozitivan naboj. Jasan primjer polarizirane kovalentne veze je molekul ugljičnog monoksida - CO. Ugljik i kisik daju po 2 elektrona za formiranje veze, stvarajući tako dvostruku vezu. U isto vrijeme, gustoća elektrona se pomjera prema atomu kisika kao elektronegativniji atom i na njemu se formira djelomični negativni naboj. U skladu s tim, na atomu ugljika formira se djelomični pozitivni naboj.

Jonska veza

primjer jonske veze

Jonska veza je ekstremni slučaj polarizovane kovalentne veze, kada zajednički elektronski par u potpunosti pripada jednom od atoma. U tom slučaju se na jednom od atoma ostvaruje potpuno pozitivan naboj, a na drugom potpuno negativan. Ova vrsta veze je karakteristična za soli. Na primjer, natrijum hlorid je NaCl. Svaki od atoma doprinosi po jednom elektronu da bi se formirao zajednički elektronski par. Međutim, Cl potpuno istiskuje nastali elektronski par prema sebi i time poprima potpuni negativni naboj, a Na, koji u ovom slučaju nema niti jedan elektron na vanjskom elektronskom nivou, ima potpuno pozitivan naboj.

Donator-akceptorska veza

Donator-akceptorska veza je poseban slučaj kovalentne veze. Mehanizam za formiranje takve veze je da vlastiti elektronski par jednog atoma (donora) ide u zajedničku upotrebu između donora i drugog atoma, što daje slobodnu orbitalu (akceptor). Ova vrsta veze dobro ilustruje formiranje amonijum jona - NH 4 + (\displaystyle (\mbox(NH))_(4)(^(+))). Atom dušika daje po jedan elektron na tri atoma vodika za formiranje kovalentne veze. U ovom slučaju, dušik još uvijek ima svoj usamljeni par elektrona, koje može obezbijediti da formira vezu sa jonom vodonika, koji nema elektron, ali ima nepopunjen nivo elektrona. Donori elektronskih parova su obično atomi sa velikim brojem elektrona, ali imaju mali broj nesparenih elektrona. Na primjer: dušik, kisik, fosfor, sumpor.

Metalni priključak

Metalni priključak karakterističan samo za metale i njihove legure. Atomi metala formiraju skelet, okvir kristalne rešetke. Elektroni metala koji imaju mali broj valentnih elektrona i njihovu prilično slabu vezu sa jezgrom mogu se lako odvojiti od njih, formirajući takozvani elektronski plin. Kao rezultat toga, atomi metala koji se nalaze na mjestima kristalne rešetke imaju pozitivan naboj, a odvojeni valentni elektroni slobodno se kreću između mjesta rešetke i vezuju ione metala. Zauzvrat, pozitivno nabijeni metalni joni ne dozvoljavaju elektronima da se rasprše izvan kristalne rešetke. Prisustvo slobodnih mobilnih elektrona određuje svojstva metala kao što su visoka električna i toplotna provodljivost. Plastičnost metala objašnjava se činjenicom da se tokom deformacije metalni ioni pomiču jedan u odnosu na drugi bez prekidanja veze. Također, metalna veza je očuvana ne samo u kristalima, već iu metalnim topljenjima.

Vodikova veza i van der Waalsova interakcija

Ove vrste veza samo se uslovno mogu nazvati hemijskim i ispravnije ih je klasifikovati kao međumolekularne i intramolekularne interakcije.

Vodikova veza nastaje između vezanog atoma vodika jedne molekule i elektronegativnog atoma druge molekule. Vodikova veza je djelimično elektrostatička, a dijelom donorsko-akceptorska po prirodi. Jasan primjer implementacije takve veze može biti kombinacija nekoliko molekula vode u klastere. U molekuli vode, atom kisika pomiče svoju elektronsku gustoću na sebe, stječući djelomično negativan naboj, a vodik je, shodno tome, djelomično pozitivan i može stupiti u interakciju s usamljenim elektronskim parom kisika susjedne molekule. Vodikove veze mogu nastati ne samo između različitih molekula, već i unutar same molekule. Zahvaljujući intramolekularnoj vodikovoj vezi, moguće je formiranje spiralne strukture DNK.

Van der Waalsova interakcija nastaje zbog pojave induciranih dipolnih momenata. Ova vrsta interakcije može se dogoditi kako između različitih molekula tako i unutar jednog molekula između susjednih atoma zbog pojave dipolnog momenta u atomima tokom kretanja elektrona. Van der Waalsova interakcija može biti privlačna ili odbojna. Intermolekularna interakcija je prirode privlačenja, a intramolekularna interakcija je odbijanja. Intramolekularne van der Waalsove interakcije imaju značajan doprinos geometriji molekula.

Zaključak

Uprkos očiglednoj jednostavnosti klasifikacije hemijskih veza, ispravna dodela nije uvek moguća. Na primjer, u IUPAC-u se vodi rasprava o reviziji prirode vodikove veze i klasificiranju je samo kao tip kovalentne veze (). Osim toga, postoje primjeri spojeva koji se ne uklapaju u okvire klasične teorije stvaranja kemijskih veza i valencije. U hemiji organskih elemenata ima mnogo takvih spojeva. Na primjer karboran sadrži atome ugljika, koji bi u klasičnoj teoriji valentnih veza trebali biti šest valentnih (1 veza s protonom, 4 ili 5 veza s atomima bora i 2 ili 1 veza s ugljikom, ovisno o strukturi karborana), što se ne može (na eksternom elektronskom nivou 4 elektrona). Međutim, uveden je koncept veze sa dva elektrona sa tri centra, kada elektronski par ne pripada dva atoma, već je, takoreći, ravnomjerno raspoređen između tri atoma, što omogućava da se zaobiđe ovo neslaganje.

164039 0

Svaki atom ima određeni broj elektrona.

Prilikom ulaska u kemijske reakcije, atomi doniraju, dobivaju ili dijele elektrone, postižući najstabilniju elektronsku konfiguraciju. Konfiguracija s najnižom energijom (kao kod atoma plemenitog plina) ispada najstabilnijom. Ovaj obrazac se naziva „pravilo okteta“ (slika 1).

Rice. 1.

Ovo pravilo važi za sve vrste veza. Elektronske veze između atoma omogućavaju im da formiraju stabilne strukture, od najjednostavnijih kristala do složenih biomolekula koji na kraju formiraju žive sisteme. Od kristala se razlikuju po kontinuiranom metabolizmu. Istovremeno, mnoge hemijske reakcije se odvijaju prema mehanizmima elektronski transfer, koji igraju ključnu ulogu u energetskim procesima u tijelu.

Hemijska veza je sila koja drži zajedno dva ili više atoma, jona, molekula ili bilo koju kombinaciju ovih.

Priroda kemijske veze je univerzalna: to je elektrostatička sila privlačenja između negativno nabijenih elektrona i pozitivno nabijenih jezgri, određena konfiguracijom elektrona vanjske ljuske atoma. Sposobnost atoma da formira hemijske veze naziva se valencija, ili oksidacijskom stanju. Koncept od valentnih elektrona- elektroni koji formiraju hemijske veze, odnosno nalaze se u orbitalama najviše energije. Prema tome, vanjski omotač atoma koji sadrži ove orbitale naziva se valentna ljuska. Trenutno nije dovoljno ukazati na prisustvo hemijske veze, već je potrebno razjasniti njen tip: jonska, kovalentna, dipol-dipolna, metalna.

Prva vrsta veze jejonski veza

Prema Luisovoj i Kosselovoj elektronskoj valentnoj teoriji, atomi mogu postići stabilnu elektronsku konfiguraciju na dva načina: prvo, gubitkom elektrona, postajući katjoni, drugo, njihovo sticanje, pretvaranje u anjoni. Kao rezultat prijenosa elektrona, zbog elektrostatičke sile privlačenja između jona sa nabojima suprotnih predznaka, formira se hemijska veza, nazvana Kosselom “ elektrovalentan"(sada se zove jonski).

U ovom slučaju, anioni i kationi formiraju stabilnu elektronsku konfiguraciju s ispunjenom vanjskom elektronskom ljuskom. Tipične ionske veze formiraju se od katjona T i II grupa periodnog sistema i anjona nemetalnih elemenata grupa VI i VII (16 i 17 podgrupa, respektivno, halkogeni I halogeni). Veze jonskih spojeva su nezasićene i neusmjerene, pa zadržavaju mogućnost elektrostatičke interakcije s drugim ionima. Na sl. Na slikama 2 i 3 prikazani su primjeri ionskih veza koje odgovaraju Kosselovom modelu prijenosa elektrona.

Rice. 2.

Rice. 3. Jonska veza u molekulu kuhinjske soli (NaCl)

Ovdje je prikladno podsjetiti se na neka svojstva koja objašnjavaju ponašanje tvari u prirodi, posebno razmotriti ideju kiseline I razlozi.

Vodene otopine svih ovih tvari su elektroliti. Različito mijenjaju boju indikatori. Mehanizam djelovanja indikatora otkrio je F.V. Ostwald. Pokazao je da su indikatori slabe kiseline ili baze, čija se boja razlikuje u nedisocijacijskom i disociranom stanju.

Baze mogu neutralizirati kiseline. Nisu sve baze rastvorljive u vodi (na primer, neka organska jedinjenja koja ne sadrže OH grupe su nerastvorljiva, posebno, trietilamin N(C 2 H 5) 3); rastvorljive baze se nazivaju alkalije.

Vodene otopine kiselina prolaze kroz karakteristične reakcije:

a) sa oksidima metala - sa stvaranjem soli i vode;

b) sa metalima - sa stvaranjem soli i vodonika;

c) sa karbonatima - sa stvaranjem soli, CO 2 i N 2 O.

Svojstva kiselina i baza opisuje nekoliko teorija. U skladu sa teorijom S.A. Arrhenius, kiselina je supstanca koja se disocira i formira jone N+ , dok baza formira jone HE- . Ova teorija ne uzima u obzir postojanje organskih baza koje nemaju hidroksilne grupe.

U skladu sa proton Prema teoriji Brønsteda i Lowryja, kiselina je supstanca koja sadrži molekule ili ione koji doniraju protone ( donatori protoni), a baza je supstanca koja se sastoji od molekula ili jona koji prihvataju protone ( akceptori protoni). Imajte na umu da u vodenim otopinama ioni vodika postoje u hidratiziranom obliku, odnosno u obliku hidronijevih iona H3O+ . Ova teorija opisuje reakcije ne samo s vodom i hidroksidnim ionima, već i one koje se izvode u odsustvu rastvarača ili s nevodenim otapalom.

Na primjer, u reakciji između amonijaka N.H. 3 (slaba baza) i hlorovodonika u gasnoj fazi nastaje čvrst amonijum hlorid, a u ravnotežnoj smeši dve supstance uvek se nalaze 4 čestice od kojih su dve kiseline, a druge dve baze:

Ova ravnotežna smjesa se sastoji od dva konjugirana para kiselina i baza:

1)N.H. 4+ i N.H. 3

2) HCl I Cl ‑

Ovdje se u svakom konjugiranom paru kiselina i baza razlikuju za jedan proton. Svaka kiselina ima konjugovanu bazu. Jaka kiselina ima slabu konjugiranu bazu, a slaba kiselina ima jaku konjugiranu bazu.

Teorija Brønsted-Lowryja objašnjava jedinstvenu ulogu vode za život biosfere. Voda, ovisno o tvari koja s njom stupa u interakciju, može pokazati svojstva kiseline ili baze. Na primjer, u reakcijama s vodenim otopinama octene kiseline, voda je baza, a u reakcijama s vodenim otopinama amonijaka kiselina.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Ovdje molekul sirćetne kiseline donira proton molekulu vode;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HE- . Ovdje molekul amonijaka prihvata proton od molekula vode.

Dakle, voda može formirati dva konjugirana para:

1) H2O(kiselina) i HE- (konjugirana osnova)

2) H 3 O+ (kiselina) i H2O(konjugirana baza).

U prvom slučaju voda donira proton, au drugom ga prihvata.

Ovo svojstvo se zove amfiprotonizam. Supstance koje mogu reagovati i kao kiseline i baze nazivaju se amfoterično. Takve tvari se često nalaze u živoj prirodi. Na primjer, aminokiseline mogu formirati soli i sa kiselinama i sa bazama. Stoga, peptidi lako formiraju koordinaciona jedinjenja sa prisutnim metalnim jonima.

Dakle, karakteristično svojstvo jonske veze je potpuno kretanje veznih elektrona do jednog od jezgara. To znači da između jona postoji oblast u kojoj je gustina elektrona skoro nula.

Druga vrsta veze jekovalentna veza

Atomi mogu formirati stabilne elektronske konfiguracije dijeljenjem elektrona.

Takva veza nastaje kada se par elektrona dijeli jedan po jedan od svih atom. U ovom slučaju, elektroni zajedničke veze ravnomjerno su raspoređeni između atoma. Primjeri kovalentnih veza uključuju homonuklearni dijatomski molekuli H 2 , N 2 , F 2. Isti tip veze nalazi se u alotropima O 2 i ozon O 3 i za poliatomsku molekulu S 8 i takođe heteronuklearne molekule hlorovodonik HCl, ugljen-dioksid CO 2, metan CH 4, etanol WITH 2 N 5 HE, sumpor heksafluorid SF 6, acetilen WITH 2 N 2. Svi ovi molekuli dijele iste elektrone, a njihove veze su zasićene i usmjerene na isti način (slika 4).

Za biologe je važno da dvostruke i trostruke veze imaju smanjene kovalentne atomske radijuse u odnosu na jednostruku vezu.

Rice. 4. Kovalentna veza u Cl 2 molekulu.

Jonske i kovalentne vrste veza su dva ekstremna slučaja mnogih postojećih tipova hemijskih veza, a u praksi je većina veza srednja.

Jedinjenja dva elementa koja se nalaze na suprotnim krajevima istog ili različitih perioda periodnog sistema pretežno formiraju jonske veze. Kako se elementi približavaju u određenom periodu, ionska priroda njihovih spojeva se smanjuje, a kovalentni karakter se povećava. Na primjer, halogenidi i oksidi elemenata na lijevoj strani periodnog sistema formiraju pretežno ionske veze ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), a ista jedinjenja elemenata na desnoj strani tabele su kovalentna ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukoza C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5 OH).

Kovalentna veza, zauzvrat, ima još jednu modifikaciju.

U poliatomskim ionima i u složenim biološkim molekulima oba elektrona mogu doći samo iz jedan atom. To se zove donator elektronski par. Atom koji dijeli ovaj par elektrona sa donorom naziva se akceptor elektronski par. Ova vrsta kovalentne veze naziva se koordinacija (donator-akceptor, ilidativ) komunikacija(Sl. 5). Ova vrsta veze je najvažnija za biologiju i medicinu, budući da je kemija d-elemenata najvažnijih za metabolizam u velikoj mjeri opisana koordinacijskim vezama.

Fig. 5.

U pravilu, u kompleksnom spoju atom metala djeluje kao akceptor elektronskog para; naprotiv, u jonskim i kovalentnim vezama atom metala je donor elektrona.

Suština kovalentne veze i njena raznolikost - koordinaciona veza - može se razjasniti uz pomoć druge teorije kiselina i baza koju je predložio GN. Lewis. On je donekle proširio semantički koncept pojmova "kiselina" i "baza" prema teoriji Brønsted-Lowryja. Lewisova teorija objašnjava prirodu stvaranja kompleksnih jona i učešće supstanci u reakcijama nukleofilne supstitucije, odnosno u stvaranju CS.

Prema Lewisu, kiselina je supstanca sposobna da formira kovalentnu vezu prihvatanjem elektronskog para iz baze. Lewisova baza je supstanca koja ima usamljeni elektronski par, koji doniranjem elektrona formira kovalentnu vezu sa Lewisovom kiselinom.

Odnosno, Lewisova teorija proširuje raspon kiselinsko-baznih reakcija i na reakcije u kojima protoni uopće ne učestvuju. Štaviše, sam proton je, prema ovoj teoriji, također kiselina, jer je sposoban prihvatiti elektronski par.

Dakle, prema ovoj teoriji, kationi su Lewisove kiseline, a anjoni su Lewisove baze. Primjer bi bile sljedeće reakcije:

Gore je napomenuto da je podjela tvari na ionske i kovalentne relativna, jer se potpuni prijenos elektrona s atoma metala na atome akceptora ne događa u kovalentnim molekulima. U spojevima s ionskim vezama svaki ion je u električnom polju jona suprotnog predznaka, pa su međusobno polarizirani, a njihove ljuske su deformirane.

Polarizabilnost određena elektronskom strukturom, nabojem i veličinom jona; za anjone je veći nego za katione. Najveća polarizabilnost među kationima je za katione većeg naboja i manje veličine, npr. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ima snažan polarizirajući efekat N+ . Budući da je utjecaj polarizacije jona dvosmjeran, značajno mijenja svojstva spojeva koje oni formiraju.

Treća vrsta veze jedipol-dipol veza

Pored navedenih vrsta komunikacije, postoje i dipol-dipol intermolekularni interakcije, tzv van der Waals .

Snaga ovih interakcija ovisi o prirodi molekula.

Postoje tri vrste interakcija: permanentni dipol - permanentni dipol ( dipol-dipol atrakcija); permanentni dipol - inducirani dipol ( indukcija atrakcija); trenutni dipol - inducirani dipol ( disperzivno privlačnost, ili londonske sile; pirinač. 6).

Rice. 6.

Samo molekuli s polarnim kovalentnim vezama imaju dipol-dipolni moment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), a snaga veze je 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 kulona - C × m).

U biohemiji postoji još jedna vrsta veze - vodonik vezu koja je ograničavajući slučaj dipol-dipol atrakcija. Ova veza nastaje privlačenjem između atoma vodika i malog elektronegativnog atoma, najčešće kisika, fluora i dušika. Kod velikih atoma koji imaju sličnu elektronegativnost (kao što su hlor i sumpor), vodikova veza je mnogo slabija. Atom vodika se razlikuje po jednoj značajnoj osobini: kada se vezani elektroni povuku, njegovo jezgro - proton - je izloženo i više nije zaštićeno elektronima.

Stoga se atom pretvara u veliki dipol.

Vodikova veza, za razliku od van der Waalsove, nastaje ne samo tokom međumolekularnih interakcija, već i unutar jedne molekule - intramolekularno vodoničnu vezu. Vodikove veze igraju važnu ulogu u biohemiji, na primjer, za stabilizaciju strukture proteina u obliku a-heliksa, ili za formiranje dvostruke spirale DNK (slika 7).

Fig.7.

Vodikove i van der Waalsove veze su mnogo slabije od jonskih, kovalentnih i koordinacionih veza. Energija međumolekulskih veza je prikazana u tabeli. 1.

Tabela 1. Energija međumolekularnih sila

Bilješka: Stepen međumolekularnih interakcija odražava se entalpijom topljenja i isparavanja (ključanja). Jonska jedinjenja zahtijevaju znatno više energije za razdvajanje jona nego za razdvajanje molekula. Entalpija topljenja jonskih jedinjenja je mnogo veća od one molekularnih jedinjenja.

Četvrta vrsta veze jemetalni spoj

Konačno, postoji još jedna vrsta međumolekulskih veza - metal: veza pozitivnih jona metalne rešetke sa slobodnim elektronima. Ova vrsta veze se ne javlja u biološkim objektima.

Iz kratkog pregleda tipova veza postaje jasan jedan detalj: važan parametar atoma ili jona metala - donora elektrona, kao i atoma - akceptora elektrona, je njegov veličina.

Ne ulazeći u detalje, napominjemo da se kovalentni radijusi atoma, ionski radijusi metala i van der Waalsovi radijusi molekula u interakciji povećavaju kako se njihov atomski broj povećava u grupama periodnog sistema. U ovom slučaju, vrijednosti radijusa jona su najmanje, a van der Waalsovi polumjeri najveći. Po pravilu, pri kretanju niz grupu, radijusi svih elemenata se povećavaju, kako kovalentnih tako i van der Waalsovih.

Od najvećeg značaja za biologe i lekare su koordinacija(donor-akceptor) veze koje razmatra koordinaciona hemija.

Medicinska bioanorganika. G.K. Barashkov

Hemija je nevjerovatna i, doduše, zbunjujuća nauka. Iz nekog razloga, povezuje se sa svijetlim eksperimentima, šarenim epruvetama i gustim oblacima pare. Ali malo ljudi razmišlja o tome odakle dolazi ova "magija". Zapravo, nijedna reakcija se ne odvija bez stvaranja spojeva između atoma reaktanata. Štaviše, ovi "skakači" se ponekad nalaze u jednostavnim elementima. Oni utiču na sposobnost supstanci da reaguju i objašnjavaju neka njihova fizička svojstva.

Koje vrste hemijskih veza postoje i kako one utiču na jedinjenja?

Teorija

Moramo početi od najjednostavnijih stvari. Hemijska veza je interakcija u kojoj se atomi supstanci kombinuju i formiraju složenije supstance. Pogrešno je vjerovati da je to karakteristično samo za spojeve kao što su soli, kiseline i baze - čak i jednostavne tvari čije se molekule sastoje od dva atoma imaju te "mostove", ako se tako može nazvati vezom. Usput, važno je zapamtiti da se samo atomi različitog naboja mogu ujediniti (ovo su osnove fizike: jednako nabijene čestice se odbijaju, a suprotne se privlače), tako da će u složenim tvarima uvijek postojati kation (jon sa pozitivan naboj) i anion (negativna čestica), a sama veza će uvijek biti neutralna.

Pokušajmo sada razumjeti kako dolazi do stvaranja kemijske veze.

Obrazovni mehanizam

Svaka tvar ima određeni broj elektrona raspoređenih po energetskim slojevima. Najranjiviji je vanjski sloj, koji obično sadrži najmanju količinu ovih čestica. Njihov broj možete saznati gledajući broj grupe (red sa brojevima od jedan do osam na vrhu periodnog sistema) u kojoj se nalazi hemijski element, a broj energetskih slojeva jednak je broju perioda ( od jedan do sedam, okomita linija lijevo od elemenata).

U idealnom slučaju, vanjski energetski sloj sadrži osam elektrona. Ako ih nema dovoljno, atom pokušava da ih zgrabi od druge čestice. U procesu odabira elektrona neophodnih za kompletiranje vanjskog energetskog sloja formiraju se kemijske veze tvari. Njihov broj može varirati i ovisi o broju valentnih ili nesparenih čestica (da biste saznali koliko ih ima u atomu, potrebno je stvoriti njegovu elektronsku formulu). Broj elektrona koji nemaju par će biti jednak broju formiranih veza.

Još malo o tipovima

Vrste hemijskih veza koje nastaju tokom reakcija ili jednostavno u molekulu supstance u potpunosti zavise od samog elementa. Postoje tri vrste “mostova” između atoma: jonski, metalni i kovalentni. Potonji se, pak, dijeli na polarne i nepolarne.

Da bi razumjeli kojom su vezom povezani atomi, koriste svojevrsno pravilo: ako su elementi na desnoj i lijevoj strani stola (to jest, metal i nemetal, na primjer NaCl), onda je njihova veza odličan primjer jonske veze. Dva nemetala formiraju kovalentnu polarnu vezu (HCl), a dva atoma iste supstance, spajajući se u jedan molekul, formiraju kovalentnu nepolarnu vezu (Cl 2, O 2). Gore navedene vrste hemijskih veza nisu prikladne za supstance koje se sastoje od metala - tamo se nalaze samo metalne veze.

Kovalentna interakcija

Kao što je ranije spomenuto, vrste hemijskih veza imaju određeni učinak na supstance. Na primjer, kovalentni "most" je vrlo nestabilan, zbog čega se veze s njim lako uništavaju i najmanjim vanjskim utjecajem, na primjer, zagrijavanjem. Istina, ovo se odnosi samo na molekularne supstance. Oni koji imaju nemolekularnu strukturu su praktički neuništivi (idealan primjer je kristal dijamanta - kombinacija atoma ugljika).

Vratimo se na polarne i nepolarne kovalentne veze. S nepolarnim je sve jednostavno - elektroni, između kojih se formira "most", nalaze se na jednakoj udaljenosti od atoma. Ali u drugom slučaju oni se prebacuju na jedan od elemenata. Pobjednik u “povlačenju konopa” bit će supstanca čija je elektronegativnost (sposobnost privlačenja elektrona) veća. Određuje se pomoću posebnih tabela, a što je veća razlika u ovoj vrijednosti između dva elementa, to će odnos između njih biti polarniji. Istina, jedino za što znanje o elektronegativnosti elemenata može biti korisno je određivanje kationa (pozitivnog naboja - tvari u kojoj će ta vrijednost biti manja) i aniona (negativna čestica s boljom sposobnošću privlačenja). elektrona).

Jonska veza

Nisu sve vrste hemijskih veza prikladne za spajanje metala i nemetala. Kao što je gore spomenuto, ako je razlika u elektronegativnosti elemenata ogromna (a to se događa kada se nalaze u suprotnim dijelovima stola), između njih se formira ionska veza. U ovom slučaju, valentni elektroni se kreću od atoma sa nižom elektronegativnošću do atoma s višom, formirajući anion i kation. Najupečatljiviji primjer takve veze je veza halogena i metala, na primjer AlCl 2 ili HF.

Metalni priključak

Sa metalima je još lakše. Gore navedene vrste hemijskih veza su im strane, jer imaju svoje. Može povezati oba atoma iste supstance (Li 2) i različite (AlCr 2), u ovom drugom slučaju nastaju legure. Ako govorimo o fizičkim svojstvima, onda metali kombiniraju plastičnost i čvrstoću, odnosno ne ruše se pri najmanjem udaru, već jednostavno mijenjaju oblik.

Intermolekularna veza

Inače, hemijske veze postoje i u molekulima. Nazivaju se intermolekularnim. Najčešći tip je vodikova veza, u kojoj atom vodika posuđuje elektrone od elementa visoke elektronegativnosti (molekula vode, na primjer).

BC Leon je vodeća online kladionica na tržištu kockanja. Kompanija posebnu pažnju poklanja nesmetanom radu servisa. Funkcionalnost portala se također stalno poboljšava. Za praktičnost korisnika kreirano je ogledalo Leon.

Idi do ogledala

Šta je ogledalo Leon.

Da biste pristupili zvaničnom portalu KK Leon, potrebno je da koristite ogledalo. Radno ogledalo pruža korisniku mnoge prednosti kao što su:

raznovrstan niz sportskih događaja koji imaju visoke kvote;
pružajući mogućnost igranja u Live modu, gledanje utakmica će biti zanimljivo iskustvo;
detaljan materijal o održanim takmičenjima;
zgodno sučelje koje čak i neiskusan korisnik može brzo razumjeti.

Radno ogledalo je kopija zvaničnog portala. Ima identičnu funkcionalnost i sinkronu bazu podataka. Zbog toga se podaci o vašem računu ne mijenjaju. Programeri su dali mogućnost blokiranja radnog ogledala; u takvim slučajevima je predviđeno nešto drugo. Ove tačne kopije šalju i kontrolišu zaposleni u BC Leon. Ako koristite funkcionalno ogledalo, možete pristupiti zvaničnom portalu KK Leon.

Korisnik neće imati poteškoća u pronalaženju ogledala, jer je njihova lista podložna ažuriranju. Sa zatvorenim pristupom, posjetitelj stranice je u obavezi da na računar instalira aplikaciju za mobilni telefon Leon. Također morate promijeniti svoju IP adresu u drugu zemlju koristeći VPN. Da biste promijenili lokaciju korisnika ili provajdera, trebate koristiti TOP pretraživač.

Programeri su pružili različite mogućnosti za korištenje ogledala. Da biste to učinili, na desnoj strani web-mjesta nalazi se natpis "Pristup web-mjestu"; zeleno dugme "Zaobiđi blokiranje" omogućava igraču da ode u podmeni i doda univerzalnu oznaku u preglednik.

Mobilna aplikacija također pruža udobnost korisniku. Ako trebate saznati za novu adresu ogledala portala, možete nazvati besplatni broj. Kanal @leonbets_official na Telegramu vam omogućava pristup ogledalu. Aplikacija Leonacsess za Windows vam omogućava da uvijek pristupite stranici. Ove metode omogućavaju igraču da dobije pristup radnom ogledalu.

Zašto je glavna web stranica Leona blokirana?

To je zbog postupaka službe Roskomnadzora. To je zbog nedostatka dozvole za obavljanje kladioničarskih aktivnosti. Plavi Leon nije dobio licencu tako da igrač ne plaća 13% na dobitak.

Kako se registrovati na Leonbets ogledalu

Registracija na ovoj stranici je mnogo lakša nego službeno. Korisnik se ne mora registrovati na dva portala, što traje do dva dana. Ako date prednost radnom ogledalu, tada će ovaj postupak biti što jednostavniji.

Da bi to uradio, korisnik će samo trebati da popuni podatke u vezi sa punim imenom i prezimenom, kontaktima. Također morate odlučiti o valuti, navesti datum rođenja i kućnu adresu. Također se morate pretplatiti na newsletter. Ovo će vam omogućiti da brzo dobijete informacije od kladionica. Registrirani korisnik dobija mogućnost pristupa svom ličnom računu, što mu omogućava da se kladi na utakmice i događaje. Ako dođe do poteškoća, možete kontaktirati tehničku podršku.

Spoljne ljuske svih elemenata, osim plemenitih gasova, su NEKOMPLETNE iu procesu hemijske interakcije su KOMPLETNE.

Hemijska veza formirana je od strane elektrona vanjskih elektronskih omotača, ali se odvija na različite načine.

Postoje tri glavne vrste hemijskih veza:

Kovalentna veza i njene varijante: polarna i nepolarna kovalentna veza;

jonska veza;

Metalni priključak.

Jonska veza

Jonska kemijska veza je veza nastala zbog elektrostatičkog privlačenja kationa na anione.

Jonska veza nastaje između atoma koji imaju oštro različite vrijednosti elektronegativnosti jedni od drugih, tako da je par elektrona koji formira vezu snažno nagnut prema jednom od atoma, tako da se može smatrati da pripada atomu ovog elementa.

Elektronegativnost je sposobnost atoma hemijskih elemenata da privlače svoje i tuđe elektrone.

Priroda jonske veze, struktura i svojstva ionskih jedinjenja objašnjeni su sa stanovišta elektrostatičke teorije hemijskih veza.

Formiranje kationa: M 0 - n e - = M n+

Formiranje anjona: HeM 0 + n e - = HeM n-

Na primjer: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

Kada metalni natrij sagorijeva u kloru, kao rezultat redoks reakcije, nastaju kationi jako elektropozitivnog elementa natrijuma i anioni jako elektronegativnog elementa klora.

Zaključak: ionska hemijska veza se formira između atoma metala i nemetala koji se jako razlikuju po elektronegativnosti.

Na primjer: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2, itd.

Kovalentne nepolarne i polarne veze

Kovalentna veza je veza atoma pomoću zajedničkih (zajedničkih) elektronskih parova.

Kovalentna nepolarna veza

Razmotrimo pojavu kovalentne nepolarne veze na primjeru formiranja molekule vodika iz dva atoma vodika. Ovaj proces je već tipična hemijska reakcija, jer iz jedne supstance (atomskog vodonika) nastaje druga - molekularni vodonik. Vanjski znak energetske "koristi" ovog procesa je oslobađanje velike količine topline.

Elektronske ljuske atoma vodika (sa po jednim s-elektronom za svaki atom) spajaju se u zajednički elektronski oblak (molekularna orbitala), gdje oba elektrona „služe“ jezgrima, bez obzira da li je riječ o „našem“ jezgru ili „stranom“. Nova elektronska ljuska slična je završenoj elektronskoj ljusci helijuma inertnog plina od dva elektrona: 1s 2.

U praksi se koriste jednostavnije metode. Na primjer, američki hemičar J. Lewis je 1916. godine predložio označavanje elektrona tačkama pored simbola elemenata. Jedna tačka predstavlja jedan elektron. U ovom slučaju, formiranje molekule vodika iz atoma zapisuje se na sljedeći način:

Razmotrimo vezivanje dva atoma hlora 17 Cl (nuklearni naboj Z = 17) u dvoatomski molekul sa stanovišta strukture elektronskih omotača hlora.

Vanjski elektronski nivo hlora sadrži s 2 + p 5 = 7 elektrona. Pošto elektroni nižih nivoa ne učestvuju u hemijskim interakcijama, tačkama ćemo označiti samo elektrone spoljašnjeg trećeg nivoa. Ovi vanjski elektroni (7 komada) mogu biti raspoređeni u obliku tri elektronska para i jednog nesparenog elektrona.

Nakon spajanja nesparenih elektrona dva atoma u molekulu, dobija se novi elektronski par:

U ovom slučaju, svaki od atoma hlora nalazi se okružen oktetom elektrona. To se lako može vidjeti kruženjem bilo kojeg od atoma hlora.

Kovalentnu vezu formira samo par elektrona koji se nalazi između atoma. To se zove podijeljeni par. Preostali parovi elektrona nazivaju se usamljenim parovima. Oni pune školjke i ne učestvuju u vezivanju.

Atomi formiraju hemijske veze tako što dele dovoljno elektrona da dobiju elektronsku konfiguraciju sličnu kompletnoj elektronskoj konfiguraciji atoma plemenitih elemenata.

Prema Lewisovoj teoriji i pravilu okteta, komunikacija između atoma može se odvijati ne nužno jednim, već dva ili čak tri podijeljena para, ako to zahtijeva pravilo okteta. Takve veze se nazivaju dvostrukim i trostrukim vezama.

Na primjer, kisik može formirati dvoatomsku molekulu s oktetom elektrona iz svakog atoma samo kada su dva zajednička para postavljena između atoma:

Atomi dušika (2s 2 2p 3 na posljednjoj ljusci) su također vezani u dvoatomsku molekulu, ali da bi organizirali oktet elektrona, oni moraju između sebe rasporediti tri zajednička para:

Zaključak: kovalentna nepolarna veza nastaje između atoma iste elektronegativnosti, odnosno između atoma istog hemijskog elementa - nemetala.

Na primjer: u molekulima H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 je kovalentna nepolarna veza.

Kovalentna veza

Polarna kovalentna veza je međuprostor između čisto kovalentne veze i jonske veze. Baš kao i jonski, može nastati samo između dva atoma različitih tipova.

Kao primjer, razmotrite stvaranje vode u reakciji između atoma vodika (Z = 1) i kisika (Z = 8). Da biste to učinili, zgodno je prvo zapisati elektronske formule za vanjske ljuske vodonika (1s 1) i kisika (...2s 2 2p 4).

Ispada da je za to potrebno uzeti tačno dva atoma vodika po jednom atomu kiseonika. Međutim, priroda je takva da su akceptorska svojstva atoma kisika veća od svojstva atoma vodika (o razlozima za to ćemo govoriti malo kasnije). Stoga su vezni elektronski parovi u Lewisovoj formuli za vodu blago pomaknuti prema jezgri atoma kisika. Veza u molekuli vode je polarna kovalentna, a na atomima se pojavljuju djelomični pozitivni i negativni naboji.

Zaključak: kovalentna polarna veza nastaje između atoma različite elektronegativnosti, odnosno između atoma različitih kemijskih elemenata - nemetala.

Na primjer: u molekulima HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 - kovalentna polarna veza.

Strukturne formule

Trenutno je uobičajeno da se elektronski parovi (odnosno hemijske veze) između atoma prikazuju crticama.Svaka crtica je zajednički par elektrona. U ovom slučaju, molekule koje su nam već poznate izgledaju ovako:

Formule sa crticama između atoma nazivaju se strukturne formule. Usamljeni parovi elektrona često nisu prikazani u strukturnim formulama.

Strukturne formule su vrlo dobre za opisivanje molekula: jasno pokazuju kako su atomi međusobno povezani, kojim redoslijedom, kojim vezama.

Vezni par elektrona u Lewisovim formulama je isti kao jedna crtica u strukturnim formulama.

Dvostruke i trostruke veze imaju zajednički naziv - višestruke veze. Takođe se kaže da molekul azota ima vezu od tri. U molekulu kiseonika red veze je dva. Redoslijed veza u molekulima vodonika i hlora je isti. Vodik i hlor više nemaju višestruku, već jednostavnu vezu.

Red veze je broj zajedničkih parova između dva vezana atoma. Redoslijed povezivanja veći od tri se ne javlja.