V důsledku studia tohoto tématu se naučíte: Proč je molekula vody polární oxid uhličitý- Ne. Jaká je maximální valence dusíku ve sloučeninách. Proč má voda abnormálně vysoké body tání a varu. V důsledku studia tohoto tématu se naučíte: definovat charakter chemická vazba(kovalentní polární a nepolární, iontové, vodíkové, kovové) v různých sloučeninách. Určit geometrický tvar molekul na základě analýzy jejich elektronové struktury se zapojením konceptů hybridizace atomové orbitaly. Předpovězte vlastnosti látek na základě informací o charakteru chemické vazby a typech krystalových mřížek. Studijní otázky:

5.1. kovalentní vazba

Chemická vazba vzniká, když jsou dvě nebo více více atomů, pokud v důsledku jejich vzájemného působení dojde k poklesu celkové energie soustavy. Nejstabilnější elektronické konfigurace vnějších elektronových obalů atomů jsou konfigurace atomů vzácných plynů, které se skládají ze dvou nebo osmi elektronů. Vnější elektronové obaly atomů jiných prvků obsahují od jednoho do sedmi elektronů, tzn. jsou neúplné. Když se vytvoří molekula, atomy mají tendenci získat stabilní dvouelektronový nebo osmielektronový obal. Valenční elektrony atomů se podílejí na vzniku chemické vazby.

Kovalentní vazba je chemická vazba mezi dvěma atomy, která je tvořena elektronovými páry patřícími současně k těmto dvěma atomům.

Existují dva mechanismy pro tvorbu kovalentní vazby: výměna a donor-akceptor.

5.1.1. Výměnný mechanismus pro vznik kovalentní vazby

výměnný mechanismus Vznik kovalentní vazby je realizován v důsledku překrývání elektronových mraků elektronů patřících různým atomům. Například, když se dva atomy vodíku přiblíží k sobě, elektronové orbitaly 1s se překrývají. V důsledku toho se objeví společný pár elektronů, který současně patří oběma atomům. V tomto případě je chemická vazba tvořena elektrony s antiparalelními spiny, Obr. 5.1.

Rýže. 5.1. Vznik molekuly vodíku ze dvou atomů H

5.1.2. Donor-akceptorový mechanismus tvorby kovalentní vazby

U mechanismu donor-akceptor pro vznik kovalentní vazby se vazba tvoří i pomocí elektronových párů. V tomto případě však jeden atom (donor) poskytuje svůj elektronový pár a druhý atom (akceptor) se podílí na tvorbě vazby se svým volným orbitalem. Příkladem realizace vazby donor-akceptor je vznik amonného iontu NH 4 + při interakci amoniaku NH 3 s vodíkovým kationtem H +.

V molekule NH 3 tvoří tři elektronové páry tři N - H vazby, čtvrtý elektronový pár patřící atomu dusíku je nesdílený. Tento elektronový pár může poskytnout vazbu na vodíkový iont, který má volný orbital. Výsledkem je amonný iont NH 4 +, Obr. 5.2.

Rýže. 5.2. Výskyt vazby donor-akceptor při tvorbě amonného iontu

Je třeba poznamenat, že čtyři kovalentní vazby N – H existující v iontu NH4+ jsou ekvivalentní. V amonném iontu není možné izolovat vazbu vytvořenou mechanismem donor-akceptor.

5.1.3. Polární a nepolární kovalentní vazba

Pokud je kovalentní vazba tvořena stejnými atomy, pak se elektronový pár nachází ve stejné vzdálenosti mezi jádry těchto atomů. Taková kovalentní vazba se nazývá nepolární. Příkladem molekul s nepolární kovalentní vazbou jsou H 2, Cl 2, O 2, N 2 atd.

V případě polární kovalentní vazby je sdílený elektronový pár posunut směrem k atomu s vyšší elektronegativitou. Tento typ vazby je realizován v molekulách tvořených různými atomy. Kovalentní polární vazba probíhá v molekulách HCl, HBr, CO, NO atd. Například vznik polární kovalentní vazby v molekule HCl lze znázornit schématem, Obr. 5.3:

Rýže. 5.3. Vznik kovalentní polární vazby v molekule HC1

V uvažované molekule je elektronový pár posunut k atomu chloru, protože jeho elektronegativita (2.83) je větší než elektronegativita atomu vodíku (2.1).

5.1.4. Dipólový moment a struktura molekul

Mírou polarity vazby je její dipólový moment μ:

μ = e l,

Kde E je náboj elektronu, l je vzdálenost mezi středy kladných a záporných nábojů.

Dipólový moment je vektorová veličina. Pojmy "vazebný dipólový moment" a "dipólový moment molekuly" se shodují pouze pro dvouatomové molekuly. Dipólový moment molekuly je roven vektorovému součtu dipólových momentů všech vazeb. Dipólový moment polyatomové molekuly tedy závisí na její struktuře.

Například v lineární molekule CO 2 je každá z C–O vazeb polární. Molekula CO 2 je však obecně nepolární, protože dipólové momenty vazeb se vzájemně kompenzují (obr. 5.4). Dipólový moment molekuly oxidu uhličitého je m = 0.

V rohu molekula H2O polární vazbyН–О jsou umístěny pod úhlem 104,5 o. Vektorový součet dipólových momentů dvou vazeb H–O je vyjádřen úhlopříčkou rovnoběžníku (obr. 5.4). V důsledku toho není dipólový moment molekuly vody m roven nule.

Rýže. 5.4. Dipólové momenty molekul CO 2 a H 2 O

5.1.5. Valence prvků ve sloučeninách s kovalentní vazbou

Valence atomů je určena počtem nepárových elektronů podílejících se na tvorbě společných elektronových párů s elektrony jiných atomů. S jedním nepárovým elektronem na vnější elektronové vrstvě jsou atomy halogenu v molekulách F 2, HCl, PBr 3 a CCl 4 monovalentní. Prvky kyslíkové podskupiny obsahují na vnější vrstvě dva nepárové elektrony, takže ve sloučeninách jako O 2, H 2 O, H 2 S a SCl 2 jsou dvojmocné.

Protože kromě obvyklých kovalentních vazeb může v molekulách vznikat vazba donor-akceptorovým mechanismem, závisí valence atomů také na přítomnosti osamocených elektronových párů a volných elektronových orbitalů v nich. Kvantitativní míra valence je počet chemických vazeb, kterými je daný atom spojen s jinými atomy.

Maximální valence prvků zpravidla nemůže překročit počet skupiny, ve které se nacházejí. Výjimkou jsou prvky vedlejší podskupiny první skupiny Cu, Ag, Au, jejichž valence ve sloučeninách je větší než jedna. Elektrony vnějších vrstev patří primárně k valenčním, u prvků sekundárních podskupin se však na tvorbě chemické vazby podílejí i elektrony předposledních (předních) vrstev.

5.1.6. Valence prvků v normálním a excitovaném stavu

Většina Valence chemické prvky závisí na tom, zda jsou tyto prvky v normálním nebo excitovaném stavu. Elektronová konfigurace atomu Li: 1s 2 2s 1. Atom lithia na vnější úrovni má jeden nepárový elektron, tzn. lithium je monovalentní. K získání trojmocného lithia je zapotřebí velmi velkého výdeje energie, spojeného s přechodem 1s elektronu na 2p orbital. Tento energetický výdej je tak velký, že není kompenzován energií uvolněnou při tvorbě chemických vazeb. V tomto ohledu neexistují žádné sloučeniny trojmocného lithia.

Konfigurace vnější elektronové vrstvy prvků podskupiny berylia ns 2 . To znamená, že na vnější elektronové vrstvě těchto prvků jsou v orbitalu ns buňky dva elektrony s opačnými spiny. Prvky podskupiny beryllia neobsahují nepárové elektrony, takže jejich valence v normálním stavu je nulová. V excitovaném stavu je elektronová konfigurace prvků podskupiny berylia ns 1 nр 1, tzn. prvky tvoří sloučeniny, ve kterých jsou dvojmocné.

Valenční možnosti atomu boru

Uvažujme elektronovou konfiguraci atomu boru v základním stavu: 1s 2 2s 2 2р 1 . Atom boru v základním stavu obsahuje jeden nepárový elektron (obr. 5.5), tzn. je univalentní. Bór však není charakterizován tvorbou sloučenin, ve kterých je monovalentní. Při excitaci atomu boru dochází k přechodu jednoho 2s-elektronu na 2p-orbital (obr. 5.5). Atom boru v excitovaném stavu má 3 nepárové elektrony a může tvořit sloučeniny, ve kterých je jeho valence tři.

Rýže. 5.5. Valenční stavy atomu boru v normálním a excitovaném stavu

Energie vynaložená na přechod atomu do excitovaného stavu v rámci jedné energetické hladiny je zpravidla přebytečná kompenzována energií uvolněnou při tvorbě dalších vazeb.

Díky přítomnosti jednoho volného 2p orbitalu v atomu boru může bor ve sloučeninách tvořit čtvrtou kovalentní vazbu, která působí jako akceptor elektronového páru. Obrázek 5.6 ukazuje, jak molekula BF interaguje s iontem F -, v důsledku čehož vzniká iont -, ve kterém bor tvoří čtyři kovalentní vazby.

Rýže. 5.6. Mechanismus donor-akceptor pro tvorbu čtvrté kovalentní vazby na atomu boru

Valenční možnosti atomu dusíku

Zvážit elektronická struktura atom dusíku (obr. 5.7).

Rýže. 5.7. Rozložení elektronů v orbitalech atomu dusíku

Z uvedeného diagramu je vidět, že dusík má tři nepárové elektrony, může tvořit tři chemické vazby a jeho valence je tři. Přechod atomu dusíku do excitovaného stavu je nemožný, protože druhá energetická hladina neobsahuje d-orbitaly. Atom dusíku může zároveň poskytnout nesdílený elektronový pár vnějších elektronů 2s 2 atomu, který má volný orbital (akceptor). V důsledku toho vzniká čtvrtá chemická vazba atomu dusíku, jako je tomu např. u amonného iontu (obr. 5.2). Maximální kovalence (počet vytvořených kovalentních vazeb) atomu dusíku je tedy čtyři. Ve svých sloučeninách dusík na rozdíl od ostatních prvků páté skupiny nemůže být pětimocný.

Valenční možnosti atomů fosforu, síry a halogenů

Na rozdíl od atomů dusíku, kyslíku a fluoru mají atomy fosforu, síry a chloru ve třetí periodě volné 3d články, do kterých se mohou přenášet elektrony. Při excitaci atomu fosforu (obr. 5.8) má na své vnější elektronové vrstvě 5 nepárových elektronů. Výsledkem je, že ve sloučeninách může být atom fosforu nejen tri-, ale také pětimocný.

Rýže. 5.8. Rozložení valenčních elektronů na drahách pro atom fosforu v excitovaném stavu

V excitovaném stavu síra, kromě valence 2, také vykazuje valenci 4 a 6. V tomto případě dochází k deparaci elektronů 3p a 3s postupně (obr. 5.9).

Rýže. 5.9. Valenční možnosti atomu síry v excitovaném stavu

V excitovaném stavu je pro všechny prvky hlavní podskupiny skupiny V, kromě fluoru, možné sekvenční poškození prvních p- a poté s-elektronových párů. V důsledku toho se tyto prvky stávají tri-, penta- a sedmimocnými (obr. 5.10).

Rýže. 5.10. Valenční možnosti atomů chloru, bromu a jodu v excitovaném stavu

5.1.7. Délka, energie a směr kovalentní vazby

Mezi atomy nekovů se zpravidla vytváří kovalentní vazba. Hlavní charakteristiky kovalentní vazby jsou délka, energie a směrovost.

Délka kovalentní vazby

Délka vazby je vzdálenost mezi jádry atomů, které tvoří tuto vazbu. Stanovuje se experimentálně fyzikální metody. Délku vazby lze odhadnout pomocí pravidla aditivity, podle kterého je délka vazby v molekule AB přibližně rovna polovině součtu délek vazeb v molekulách A2 a B2:

.

Shora dolů podle podskupin periodický systém prvků, délka chemické vazby se zvětšuje, neboť poloměry atomů se v tomto směru zvětšují (tab. 5.1). S rostoucí multiplicitou vazby se její délka zmenšuje.

Tabulka 5.1.

Délka některých chemických vazeb

chemická vazba	Délka komunikace, pm	chemická vazba	Délka komunikace, pm
		C - C

Energie vazby

Měřítkem pevnosti vazby je energie vazby. Energie vazby je určena energií potřebnou k přerušení vazby a odstranění atomů, které tvoří tuto vazbu, do nekonečné vzdálenosti od sebe. Kovalentní vazba je velmi silná. Jeho energie se pohybuje od několika desítek do několika stovek kJ/mol. Pro molekulu IСl 3 například Ebondy ≈40 a pro molekuly N 2 a CO Ebondy ≈1000 kJ/mol.

Shora dolů v podskupinách periodického systému prvků energie chemické vazby klesá, protože délka vazby se v tomto směru zvětšuje (tab. 5.1). S nárůstem násobnosti spojení roste jeho energie (tab. 5.2).

Tabulka 5.2.

Energie některých chemických vazeb

chemická vazba	vazební energie,	chemická vazba	vazební energie,
		C - C

Sytost a směrovost kovalentní vazby

Nejdůležitější vlastnosti kovalentní vazby jsou její saturace a směrovost. Nasycení lze definovat jako schopnost atomů tvořit omezený počet kovalentních vazeb. Takže atom uhlíku může tvořit pouze čtyři kovalentní vazby a atom kyslíku může tvořit dvě. Maximální počet běžných kovalentních vazeb, které může atom vytvořit (s výjimkou vazeb vytvořených mechanismem donor-akceptor), se rovná počtu nepárových elektronů.

Kovalentní vazby mají prostorovou orientaci, protože k překrytí orbitalů při tvorbě jednoduché vazby dochází podél linie spojující jádra atomů. Prostorové uspořádání elektronových orbitalů molekuly určuje její geometrii. Úhly mezi chemickými vazbami se nazývají vazebné úhly.

Sytost a směrovost kovalentní vazby odlišuje tuto vazbu od vazby iontové, která je na rozdíl od vazby kovalentní nenasycená a nesměrová.

Prostorová struktura molekul H 2 O a NH 3

Uvažujme orientaci kovalentní vazby na příkladu molekul H 2 O a NH 3 .

Molekula H 2 O je tvořena atomem kyslíku a dvěma atomy vodíku. Atom kyslíku má dva nepárové p-elektrony, které zaujímají dva orbitaly umístěné v pravém úhlu k sobě navzájem. Atomy vodíku mají nepárové 1s elektrony. Úhel mezi vazbami tvořenými p-elektrony by měl být blízký úhlu mezi orbitaly p-elektronů. Experimentálně však bylo zjištěno, že úhel mezi vazbami O–H v molekule vody je 104,50. Zvětšení úhlu oproti úhlu 90 o lze vysvětlit odpudivými silami, které působí mezi atomy vodíku, obr. 5.11. Molekula H20 má tedy hranatý tvar.

Na vzniku molekuly NH 3 se podílejí tři nepárové p-elektrony atomu dusíku, jejichž orbitaly jsou umístěny ve třech vzájemně kolmých směrech. Proto musí být tři N–H vazby ve vzájemném úhlu blízkém 90° (obr. 5.11). Experimentální hodnota úhlu mezi vazbami v molekule NH 3 je 107,3°. Rozdíl v hodnotách úhlů mezi vazbami od teoretických hodnot je způsoben, stejně jako v případě molekuly vody, vzájemným odpuzováním atomů vodíku. Prezentovaná schémata navíc neberou v úvahu možnost účasti dvou elektronů v 2s orbitalech na tvorbě chemických vazeb.

Rýže. 5.11. Překrývání elektronových orbitalů při tvorbě chemických vazeb v molekulách H 2 O (a) a NH 3 (b)

Zvažte vznik molekuly BeCl2. Atom berylia v excitovaném stavu má dva nepárové elektrony: 2s a 2p. Lze předpokládat, že atom berylia by měl tvořit dvě vazby: jednu vazbu tvořenou s-elektronem a jednu vazbu tvořenou p-elektronem. Tyto vazby musí mít různé energie a různé délky. Molekula BeCl 2 by v tomto případě neměla být lineární, ale hranatá. Zkušenosti však ukazují, že molekula BeCl 2 má lineární strukturu a obě chemické vazby v ní jsou ekvivalentní. Podobná situace je pozorována při zvažování struktury molekul BCl 3 a CCl 4 – všechny vazby v těchto molekulách jsou ekvivalentní. Molekula BC1 3 má plošnou strukturu, CC1 4 je tetraedrická.

Vysvětlit strukturu molekul, jako je BeCl 2, BCl 3 a CCl 4, Pauling a Slater(USA) představil koncept hybridizace atomových orbitalů. Navrhli nahradit několik atomových orbitalů, které se příliš neliší svou energií, stejným počtem ekvivalentních orbitalů, nazývaných hybridní. Tyto hybridní orbitaly jsou tvořeny atomovými orbitaly v důsledku jejich lineární kombinace.

Podle L. Paulinga, když jsou chemické vazby tvořeny atomem, který má v jedné vrstvě elektrony různého typu a tudíž se příliš energeticky neliší (například s a p), je možné změnit konfiguraci orbitalů různých typů, ve kterých jsou tvarově a energeticky zarovnané. V důsledku toho vznikají hybridní orbitaly, které mají asymetrický tvar a jsou na jedné straně jádra silně protáhlé. Je důležité zdůraznit, že hybridizační model se používá v případě, kdy se na tvorbě vazeb podílejí elektrony různých typů, například s a p.

5.1.8.2. Různé typy hybridizace atomových orbitalů

sp hybridizace

Hybridizace jednoho s- a jeden R- orbitaly ( sp- hybridizace) realizované např. při tvorbě chloridu beryllitého. Jak je ukázáno výše, v excitovaném stavu má atom Be dva nepárové elektrony, z nichž jeden zaujímá orbital 2s a druhý orbital 2p. Při vzniku chemické vazby se tyto dva různé orbitaly přemění na dva identické hybridní orbitaly nasměrované k sobě pod úhlem 180° (obr. 5.12). Lineární uspořádání dvou hybridních orbitalů odpovídá jejich minimálnímu vzájemnému odpuzování. V důsledku toho má molekula BeCl 2 lineární strukturu – všechny tři atomy jsou umístěny na stejné čáře.

Rýže. 5.12. Schéma překrývajících se elektronových orbitalů při vzniku molekuly BeCl 2

Struktura molekuly acetylenu; sigma a pí dluhopisy

Zvažte schéma překrývajících se elektronových orbitalů při tvorbě molekuly acetylenu. V molekule acetylenu je každý atom uhlíku v sp hybridním stavu. Dva sp-hybridní orbitaly jsou umístěny pod úhlem 1800 vůči sobě; tvoří jednu σ-vazbu mezi atomy uhlíku a dvě σ-vazby s atomy vodíku (obr. 5.13).

Rýže. 5.13. Schéma vzniku s-vazeb v molekule acetylenu

σ-vazba je vazba vytvořená v důsledku překrytí elektronových orbitalů podél linie spojující jádra atomů.

Každý atom uhlíku v molekule acetylenu obsahuje další dva p-elektrony, které se nepodílejí na tvorbě σ-vazeb. Elektronová mračna těchto elektronů jsou umístěna ve vzájemně kolmých rovinách a vzájemně se překrývající tvoří další dvě π vazby mezi atomy uhlíku v důsledku bočního překrytí nehybridních R-oblaky (obr. 5.14).

Vazba π je kovalentní chemická vazba vytvořená v důsledku zvýšení hustoty elektronů na obou stranách čáry spojující jádra atomů.

Rýže. 5.14. Schéma vzniku σ - a π -vazeb v molekule acetylenu.

V molekule acetylenu tak vzniká mezi atomy uhlíku trojná vazba, která se skládá z jedné vazby σ a dvou vazeb π; σ -vazby jsou silnější než π-vazby.

hybridizace sp2

Strukturu molekuly BCl 3 lze vysvětlit pomocí sp 2- hybridizace. Atom boru v excitovaném stavu obsahuje na vnější elektronové vrstvě jeden s-elektron a dva p-elektrony, tzn. tři nepárové elektrony. Tyto tři elektronové mraky lze přeměnit na tři ekvivalentní hybridní orbitaly. Minimální odpudivost tří hybridních orbitalů od sebe odpovídá jejich umístění ve stejné rovině pod úhlem 120 o (obr. 5.15). Molekula BCl 3 má tedy rovinný tvar.

Rýže. 5.15. Rovinná struktura molekuly BCl3

sp 3 - hybridizace

Valenční orbitaly atomu uhlíku (s, p x, p y, p z) lze převést na čtyři ekvivalentní hybridní orbitaly, které jsou umístěny v prostoru pod úhlem 109,5 o a směřují k vrcholům čtyřstěnu, v jehož střed tvoří jádro atomu uhlíku (obr. 5.16).

Rýže. 5.16. Tetraedrická struktura molekuly metanu

5.1.8.3. Hybridizace zahrnující osamocené elektronové páry

Hybridizační model lze použít k vysvětlení struktury molekul, ve kterých jsou kromě vazby také nesdílené elektronové páry. V molekulách vody a amoniaku celkový počet elektronové páry centrálního atomu (O a N) jsou čtyři. V tomto případě má molekula vody dva a molekula amoniaku má jeden nesdílený elektronový pár. Vznik chemických vazeb v těchto molekulách lze vysvětlit předpokladem, že osamocené elektronové páry mohou také vyplnit hybridní orbitaly. Nesdílené elektronové páry zabírají mnohem více prostoru v prostoru než páry vazebné. V důsledku odpuzování, ke kterému dochází mezi osamělými a vazebnými elektronovými páry, se vazebné úhly v molekulách vody a amoniaku zmenšují, což se ukáže být menší než 109,5 o.

Rýže. 5.17. sp 3 - hybridizace zahrnující osamocené elektronové páry v molekulách H 2 O (A) a NH 3 (B)

5.1.8.4. Stanovení typu hybridizace a stanovení struktury molekul

Pro stanovení typu hybridizace a následně struktury molekul je třeba použít následující pravidla.

1. Typ hybridizace centrálního atomu, který neobsahuje nesdílené elektronové páry, je určen počtem sigma vazeb. Pokud jsou takové vazby dvě, probíhá sp-hybridizace, tři - sp 2 -hybridizace, čtyři - sp 3 -hybridizace. Nesdílené elektronové páry (při absenci vazeb tvořených mechanismem donor-akceptor) chybí v molekulách tvořených atomy berylia, boru, uhlíku, křemíku, tzn. prvky hlavních podskupin II - IV skupin.

2. Pokud centrální atom obsahuje nesdílené elektronové páry, pak počet hybridních orbitalů a typ hybridizace jsou určeny součtem počtu sigma vazeb a počtu nesdílených elektronových párů. Hybridizace zahrnující nesdílené elektronové páry probíhá v molekulách tvořených atomy dusíku, fosforu, kyslíku a síry, tzn. prvky hlavních podskupin skupin V a VI.

3. Geometrický tvar molekul je určen typem hybridizace centrálního atomu (tab. 5.3).

Tabulka 5.3.

Valenční úhly geometrický tvar molekul v závislosti na počtu hybridních orbitalů a typu hybridizace centrálního atomu

5.2. Iontová vazba

Iontová vazba se provádí elektrostatickou přitažlivostí mezi opačně nabitými ionty. Tyto ionty vznikají jako výsledek přenosu elektronů z jednoho atomu na druhý. Iontová vazba se vytváří mezi atomy, které mají velké rozdíly v elektronegativitě (obvykle větší než 1,7 na Paulingově stupnici), například mezi atomy alkalických kovů a halogeny.

Uvažujme vzhled iontové vazby na příkladu tvorby NaCl. Z elektronových vzorců atomů Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 a Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 je snazší dát jeden elektron atomu sodíku než připojit sedm a je jednodušší atom chloru připojit jeden, než dát sedm. Při chemických reakcích daruje atom sodíku jeden elektron a atom chloru jej přijímá. V důsledku toho se elektronové obaly atomů sodíku a chloru mění ve stabilní elektronové obaly vzácných plynů (elektronická konfigurace kationtu sodíku je Na + 1s 2 2s 2 2p 6 a elektronová konfigurace aniontu chloru Cl je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Elektrostatická interakce iontů vede ke vzniku molekuly NaCl.

Hlavní charakteristiky iontové vazby a vlastnosti iontových sloučenin

1. Iontová vazba je silná chemická vazba. Energie této vazby je asi 300 – 700 kJ/mol.

2. Na rozdíl od kovalentní vazby je iontová vazba nesměrové, protože iont může přitahovat ionty opačného znaménka k sobě v libovolném směru.

3. Na rozdíl od kovalentní vazby je iontová vazba nenasycené, neboť interakce iontů opačného znaménka nevede k úplné vzájemné kompenzaci jejich silových polí.

4. V procesu tvorby molekul s iontovou vazbou nedochází k úplnému přenosu elektronů, proto v přírodě neexistuje 100% iontová vazba. V molekule NaCl je chemická vazba pouze z 80 % iontová.

5. Iontové sloučeniny jsou krystalické pevné látky s vysokými teplotami tání a varu.

6. Většina iontových sloučenin se rozpouští ve vodě. Roztoky a taveniny iontových sloučenin vedou elektřina.

5.3. kovové spojení

Atomy kovů na vnější energetické úrovni obsahují malý počet valenčních elektronů. Vzhledem k tomu, že ionizační energie atomů kovů je nízká, valenční elektrony jsou v těchto atomech slabě zadržovány. V důsledku toho se v krystalové mřížce kovů objevují kladně nabité ionty a volné elektrony. V tomto případě jsou kationty kovů umístěny v uzlech jejich krystalové mřížky a elektrony se volně pohybují v poli kladných center a tvoří tzv. „elektronový plyn“. Přítomnost záporně nabitého elektronu mezi dvěma kationty vede ke skutečnosti, že každý kationt interaguje s tímto elektronem. Kovová vazba je tedy vazba mezi kladnými ionty v kovových krystalech, která se provádí přitahováním elektronů volně se pohybujících po krystalu.

Protože valenční elektrony v kovu jsou rovnoměrně rozmístěny v krystalu, je kovová vazba, stejně jako ta iontová, vazbou neorientovanou. Na rozdíl od kovalentní vazby je kovová vazba nenasycenou vazbou. Z kovalentní vazby kovová vazba liší se i výdrží. Energie kovové vazby je asi třikrát až čtyřikrát menší než energie kovalentní vazby.

Díky vysoké pohyblivosti elektronového plynu se kovy vyznačují vysokou elektrickou a tepelnou vodivostí.

5.4. vodíková vazba

V molekulách sloučenin HF, H 2 O, NH 3 jsou vodíkové vazby se silně elektronegativním prvkem (H–F, H–O, H–N). Mezi molekulami takových sloučenin mohou vznikat mezimolekulární vodíkové vazby. V některých organické molekuly obsahující vazby H–O, H–N, intramolekulární vodíkové vazby.

Mechanismus tvorby vodíkové vazby je částečně elektrostatický, částečně donor-akceptor. V tomto případě působí atom silně elektronegativního prvku (F, O, N) jako donor elektronového páru a atomy vodíku navázané na tyto atomy působí jako akceptor. Stejně jako u kovalentních vazeb se vodíkové vazby vyznačují tím orientace ve vesmíru a saturovatelnost.

Vodíková vazba se obvykle označuje tečkami: H ··· F. Vodíková vazba je tím výraznější, čím větší je elektronegativita partnerského atomu a tím menší je jeho velikost. Je charakteristický především pro sloučeniny fluoru, dále kyslík, v menší míře dusík, v ještě menší míře pro chlor a síru. Podle toho se mění i energie vodíkové vazby (tab. 5.4).

Tabulka 5.4.

Průměrné hodnoty energií vodíkových vazeb

Mezimolekulární a intramolekulární vodíkové vazby

Díky vodíkovým můstkům se molekuly spojují do dimerů a složitějších asociátů. Například vznik dimeru kyseliny mravenčí lze znázornit následujícím schématem (obr. 5.18).

Rýže. 5.18. Vznik mezimolekulárních vodíkových vazeb v kyselině mravenčí

Ve vodě se mohou objevit dlouhé řetězce asociátů (H 2 O) n (obr. 5.19).

Rýže. 5.19. Tvorba řetězce asociátů v kapalné vodě v důsledku mezimolekulárních vodíkových vazeb

Každá molekula H 2 O může tvořit čtyři vodíkové vazby, zatímco molekula HF může tvořit pouze dvě.

Vodíkové vazby se mohou vyskytovat jak mezi různými molekulami (mezimolekulární vodíková vazba), tak uvnitř molekuly (intramolekulární vodíková vazba). Příklady vzniku intramolekulární vazby pro některé organické látky jsou uvedeny na Obr. 5.20.

Rýže. 5.20. Vznik intramolekulární vodíkové vazby v molekulách různých organických sloučenin

Vliv vodíkové vazby na vlastnosti látek

Nejvhodnějším indikátorem existence mezimolekulární vodíkové vazby je bod varu látky. Vyšší bod varu vody (100 o C ve srovnání s sloučeniny vodíku prvků kyslíkové podskupiny (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) se vysvětluje přítomností vodíkových vazeb: je nutné vynaložit další energii na destrukci mezimolekulárních vodíkových vazeb ve vodě.

Vodíková vazba může výrazně ovlivnit strukturu a vlastnosti látek. Existence mezimolekulárních vodíkových vazeb zvyšuje teploty tání a varu látek. Přítomnost intramolekulární vodíkové vazby vede k tomu, že molekula deoxyribonukleové kyseliny (DNA) je ve vodě složena do dvoušroubovice.

Hraje i vodíková vazba důležitá role v procesech rozpouštění, protože rozpustnost také závisí na schopnosti sloučeniny tvořit vodíkové vazby s rozpouštědlem. V důsledku toho jsou látky obsahující OH skupiny, jako je cukr, glukóza, alkoholy, karboxylové kyseliny, zpravidla vysoce rozpustné ve vodě.

5.5. Typy krystalových mřížek

Pevné látky mají zpravidla krystalickou strukturu. Částice, které tvoří krystaly (atomy, ionty nebo molekuly), jsou umístěny v přesně definovaných bodech v prostoru a tvoří krystalovou mřížku. Krystalová mřížka se skládá z elementárních buněk, které si zachovávají strukturní rysy charakteristické pro tuto mřížku. Body, kde se částice nacházejí, se nazývají mřížkové uzly. V závislosti na typu částic umístěných v místech mřížky a na povaze spojení mezi nimi se rozlišují 4 typy krystalových mřížek.

5.5.1. Atomová krystalová mřížka

V uzlech atomových krystalových mřížek jsou atomy propojené kovalentními vazbami. Mezi látky, které mají atomovou mřížku, patří diamant, křemík, karbidy, silicidy atd. Ve struktuře atomového krystalu není možné vyčlenit jednotlivé molekuly, celý krystal je považován za jednu obrovskou molekulu. Struktura diamantu je znázorněna na Obr. 5.21. Diamant se skládá z atomů uhlíku, z nichž každý je vázán na čtyři sousední atomy. Vzhledem k tomu, že kovalentní vazby jsou pevné, jsou všechny látky s atomovými mřížkami žáruvzdorné, pevné a málo těkavé. Jsou mírně rozpustné ve vodě.

Rýže. 5.21. Diamantová krystalová mřížka

5.5.2. Molekulární krystalová mřížka

Molekuly se nacházejí v uzlech molekulárních krystalových mřížek, vzájemně propojených slabými mezimolekulárními silami. Proto látky s molekulární mřížkou mají nízkou tvrdost, jsou tavitelné, vyznačují se výraznou těkavostí, jsou málo rozpustné ve vodě a jejich roztoky zpravidla nevedou elektrický proud. Je známo mnoho látek s molekulární krystalovou mřížkou. Jedná se o pevný vodík, chlor, oxid uhelnatý (IV) a další látky, které jsou za běžných teplot v plynném stavu. Většina krystalických organických sloučenin má molekulární mřížku.

5.5.3. Iontová krystalová mřížka

Nazývají se krystalové mřížky, v jejichž uzlech se nacházejí ionty iontový. Jsou tvořeny látkami s iontovou vazbou, například halogenidy alkalických kovů. V iontových krystalech nelze rozlišit jednotlivé molekuly, celý krystal lze považovat za jednu makromolekulu. Vazby mezi ionty jsou pevné, takže látky s iontovou mřížkou mají nízkou těkavost, vysoké body tání a varu. Krystalová mřížka chloridu sodného je znázorněna na Obr. 5.22.

Rýže. 5.22. Krystalová mřížka chloridu sodného

Na tomto obrázku jsou světlé kuličky Na + ionty, tmavé kuličky jsou Cl - ionty. Vlevo na Obr. 5.22 ukazuje základní buňku NaCl.

5.5.4. kovová krystalová mřížka

Kovy v pevném stavu tvoří kovové krystalové mřížky. V uzlech takových mřížek jsou kladné kovové ionty a valenční elektrony se mezi nimi volně pohybují. Elektrony elektrostaticky přitahují kationty, čímž zajišťují stabilitu kovové mřížky. Taková struktura mřížky určuje vysokou tepelnou vodivost, elektrickou vodivost a plasticitu kovů - mechanická deformace neporuší vazby a nezničí krystal, protože se zdá, že ionty, které ji tvoří, plavou v oblaku elektronového plynu. Na Obr. 5.23 ukazuje krystalovou mřížku sodíku.

Rýže. 5.23. Krystalová mřížka sodíku

.

Víte, že atomy se mohou vzájemně kombinovat a vytvářet jednoduché i složité látky. V tomto případě se tvoří různé typy chemických vazeb: iontové, kovalentní (nepolární a polární), kovové a vodíkové. Jedna z nejdůležitějších vlastností atomů prvků, které určují, jaký druh vazby se mezi nimi vytvoří - iontová nebo kovalentní, - je elektronegativita, tzn. schopnost atomů ve sloučenině přitahovat k sobě elektrony.

podmiňovací způsob kvantifikace stupnice elektronegativity udává stupnici relativní elektronegativity.

V obdobích existuje obecná tendence k růstu elektronegativity prvků a ve skupinách k jejich poklesu. Elektronegativní prvky jsou uspořádány za sebou, na základě čehož je možné porovnávat elektronegativitu prvků v různých obdobích.

Typ chemické vazby závisí na tom, jak velký je rozdíl v hodnotách elektronegativity spojovacích atomů prvků. Čím více se atomy prvků tvořících vazbu liší v elektronegativitě, tím polárnější je chemická vazba. Chování ostrá hranice mezi typy chemických vazeb je nemožné. Ve většině sloučenin je typ chemické vazby přechodný; například vysoce polární kovalentní chemická vazba je blízká vazbě iontové. Podle toho, který z omezujících případů je svou povahou bližší chemické vazbě, se označuje buď jako iontová nebo kovalentní polární vazba.

Iontová vazba.

Iontová vazba vzniká interakcí atomů, které se od sebe výrazně liší elektronegativitou. Například typické kovy lithium (Li), sodík (Na), draslík (K), vápník (Ca), stroncium (Sr), baryum (Ba) tvoří iontovou vazbu s typickými nekovy, hlavně halogeny.

Kromě halogenidů alkalických kovů se iontové vazby tvoří také ve sloučeninách, jako jsou alkálie a soli. Například v hydroxidu sodném (NaOH) a síranu sodném (Na2S04) iontové vazby existují pouze mezi atomy sodíku a kyslíku (zbytek vazeb je kovalentní polární).

Kovalentní nepolární vazba.

Když atomy interagují se stejnou elektronegativitou, molekuly se tvoří s kovalentní nepolární vazbou. Taková vazba existuje v molekulách následujících jednoduchých látek: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2 . Chemické vazby v těchto plynech vznikají prostřednictvím společných elektronových párů, tzn. když se odpovídající elektronová mračna překrývají, v důsledku elektron-jaderné interakce, ke které dochází, když se atomy přiblíží k sobě.

Skládání elektronické vzorce látek, je třeba mít na paměti, že každý společný elektronový pár je podmíněným obrazem zvýšené elektronové hustoty vyplývající z překrytí odpovídajících elektronových oblaků.

kovalentní polární vazba.

Při interakci atomů, jejichž hodnoty elektronegativity se liší, ale ne ostře, dochází k posunu společného elektronového páru k elektronegativnějšímu atomu. Jedná se o nejběžnější typ chemické vazby nacházející se v anorganických i organických sloučeninách.

Kovalentní vazby plně zahrnují ty vazby, které jsou tvořeny mechanismem donor-akceptor, například v hydroniových a amonných iontech.

Kovové spojení.

Vazba, která vzniká jako výsledek interakce relativně volných elektronů s kovovými ionty, se nazývá kovová vazba. Tento typ vazby je typický pro jednoduché látky - kovy.

Podstata procesu tvorby kovové vazby je následující: atomy kovu se snadno vzdávají valenčních elektronů a mění se v kladně nabité ionty. Mezi kladnými kovovými ionty se pohybují relativně volné elektrony, oddělené od atomu. Vzniká mezi nimi kovová vazba, tj. elektrony jakoby stmelují kladné ionty krystalové mřížky kovů.

Vodíková vazba.

Vazba, která vzniká mezi atomy vodíku jedné molekuly a atomem silně elektronegativního prvku(O, N, F) další molekula se nazývá vodíková vazba.

Může vyvstat otázka: proč přesně vodík tvoří tak specifickou chemickou vazbu?

Je to proto, že atomový poloměr vodíku je velmi malý. Navíc, když je jeden elektron vytěsněn nebo zcela darován, vodík získává relativně vysoký kladný náboj, díky kterému vodík jedné molekuly interaguje s atomy elektronegativních prvků, které mají částečný záporný náboj, který je součástí jiných molekul (HF, H20, NH3).

Podívejme se na několik příkladů. Obvykle zobrazujeme složení vody chemický vzorec H 2 O. To však není zcela přesné. Správnější by bylo označovat složení vody vzorcem (H 2 O) n, kde n \u003d 2.3.4 atd. Je to způsobeno tím, že jednotlivé molekuly vody jsou propojeny vodíkovými vazbami.

Vodíkové vazby se obvykle označují tečkami. Je mnohem slabší než iontová nebo kovalentní vazba, ale silnější než obvyklá mezimolekulární interakce.

Přítomnost vodíkových vazeb vysvětluje nárůst objemu vody s klesající teplotou. Je to dáno tím, že s klesající teplotou molekuly sílí, a proto klesá hustota jejich „zabalení“.

Při studiu organická chemie Vyvstala také následující otázka: proč jsou teploty varu alkoholů mnohem vyšší než teploty varu odpovídajících uhlovodíků? Vysvětluje se to tím, že vodíkové vazby se tvoří i mezi molekulami alkoholu.

Ke zvýšení bodu varu alkoholů dochází také v důsledku zvětšení jejich molekul.

Vodíková vazba je charakteristická i pro mnoho dalších organických sloučenin (fenoly, karboxylové kyseliny atd.). Z kurzů organické chemie a obecná biologie víte, že přítomnost vodíkové vazby vysvětluje sekundární strukturu proteinů, strukturu dvojité šroubovice DNA, tj. fenomén komplementarity.

169338 0

Každý atom má určitý počet elektronů.

Vstup do chemické reakce atomy darují, získávají nebo socializují elektrony a dosahují nejstabilnější elektronické konfigurace. Konfigurace s nejnižší energií je nejstabilnější (jako u atomů vzácných plynů). Tento vzor se nazývá „pravidlo oktetu“ (obr. 1).

Rýže. 1.

Toto pravidlo platí pro všechny typy připojení. Elektronické vazby mezi atomy jim umožňují vytvářet stabilní struktury, od nejjednodušších krystalů až po složité biomolekuly, které nakonec tvoří živé systémy. Od krystalů se liší svým nepřetržitým metabolismem. Mnoho chemických reakcí však probíhá podle mechanismů elektronický převod, které hrají důležitou roli v energetických procesech v těle.

Chemická vazba je síla, která drží pohromadě dva nebo více atomů, iontů, molekul nebo jakékoli jejich kombinace..

Povaha chemické vazby je univerzální: je to elektrostatická přitažlivá síla mezi záporně nabitými elektrony a kladně nabitými jádry, určená konfigurací elektronů ve vnějším obalu atomů. Schopnost atomu vytvářet chemické vazby se nazývá mocenství nebo oxidačním stavu. Koncept valenční elektrony- elektrony, které tvoří chemické vazby, to znamená ty, které se nacházejí v nejvíce vysokoenergetických orbitalech. V souladu s tím se nazývá vnější obal atomu obsahujícího tyto orbitaly valenční skořápka. V současné době nestačí indikovat přítomnost chemické vazby, ale je nutné objasnit její typ: iontová, kovalentní, dipól-dipólová, kovová.

První typ připojení jeiontový spojení

V souladu s elektronické teorie Lewisovy a Kosselovy valence mohou atomy dosáhnout stabilní elektronové konfigurace dvěma způsoby: za prvé tím, že ztratí elektrony, stanou se kationtů, za druhé, jejich získání, proměna v anionty. V důsledku přenosu elektronů, v důsledku elektrostatické přitažlivé síly mezi ionty s náboji opačného znaménka, vzniká chemická vazba zvaná Kossel " elektrovalentní(nyní nazýván iontový).

V tomto případě anionty a kationty tvoří stabilní elektronovou konfiguraci s vyplněným vnějším elektronovým obalem. Typické iontové vazby jsou tvořeny kationty skupin T a II periodického systému a anionty nekovových prvků skupin VI a VII (16 a 17 podskupin - resp. chalkogeny A halogeny). Vazby v iontových sloučeninách jsou nenasycené a nesměrové, takže si zachovávají možnost elektrostatické interakce s jinými ionty. Na Obr. 2 a 3 ukazují příklady iontových vazeb odpovídajících Kosselovu modelu přenosu elektronů.

Rýže. 2.

Rýže. 3. Iontová vazba v molekule stolní sůl(NaCl)

Zde je vhodné připomenout některé vlastnosti, které vysvětlují chování látek v přírodě, zejména uvažovat o pojmu kyseliny A důvody.

Vodní roztoky Všechny tyto látky jsou elektrolyty. Různým způsobem mění barvu. indikátory. Mechanismus působení indikátorů objevil F.V. Ostwald. Ukázal, že indikátory jsou slabé kyseliny nebo zásady, jejichž barva v nedisociovaném a disociovaném stavu je odlišná.

Zásady mohou neutralizovat kyseliny. Ne všechny báze jsou rozpustné ve vodě (například některé organické sloučeniny neobsahující zejména OH skupiny, triethylamin N (C 2 H 5) 3); rozpustné zásady se nazývají alkálie.

Vodné roztoky kyselin vstupují do charakteristických reakcí:

a) s oxidy kovů - s tvorbou soli a vody;

b) s kovy - za vzniku soli a vodíku;

c) s uhličitany - za tvorby soli, CO 2 a H 2 Ó.

Vlastnosti kyselin a zásad popisuje několik teorií. V souladu s teorií S.A. Arrhenius, kyselina je látka, která disociuje za vzniku iontů H+ , zatímco báze tvoří ionty ON- Tato teorie nebere v úvahu existenci organických bází, které nemají hydroxylové skupiny.

V řadě s proton Bronstedova a Lowryho teorie, kyselina je látka obsahující molekuly nebo ionty, které darují protony ( dárců protony) a báze je látka skládající se z molekul nebo iontů, které přijímají protony ( akceptoři protony). Všimněte si, že ve vodných roztocích existují vodíkové ionty v hydratované formě, to znamená ve formě hydroniových iontů H3O+ . Tato teorie popisuje reakce nejen s vodou a hydroxidovými ionty, ale také prováděné v nepřítomnosti rozpouštědla nebo s nevodným rozpouštědlem.

Například při reakci mezi amoniakem NH 3 (slabá zásada) a chlorovodík v plynné fázi vzniká pevný chlorid amonný a v rovnovážné směsi dvou látek jsou vždy 4 částice, z nichž dvě jsou kyseliny a další dvě zásady:

Tato rovnovážná směs se skládá ze dvou konjugovaných párů kyselin a zásad:

1)NH 4+ a NH 3

2) HCl A Cl ‑

Zde se v každém konjugovaném páru kyselina a báze liší o jeden proton. Každá kyselina má konjugovanou bázi. silná kyselina Slabá konjugovaná báze odpovídá slabé kyselině a silná konjugovaná báze odpovídá slabé kyselině.

Bronsted-Lowryho teorie umožňuje vysvětlit jedinečnou roli vody pro život biosféry. Voda, v závislosti na látce, která s ní interaguje, může vykazovat vlastnosti kyseliny nebo zásady. Například při reakcích s vodnými roztoky kyseliny octové je voda zásadou a s vodnými roztoky amoniaku je to kyselina.

1) CH3COOH + H20 ↔ H3O + + CH 3 SOOO- Zde molekula kyseliny octové daruje proton molekule vody;

2) NH3 + H20 ↔ NH4 + + ON- Zde molekula amoniaku přijímá proton z molekuly vody.

Voda tedy může tvořit dva konjugované páry:

1) H20(kyselina) a ON- (konjugovaná báze)

2) H3O+ (kyselina) a H20(konjugovaná báze).

V prvním případě voda proton daruje a ve druhém jej přijímá.

Taková vlastnost se nazývá amfiprotonita. Látky, které mohou reagovat jako kyseliny i zásady, se nazývají amfoterní. Takové látky se často vyskytují v přírodě. Aminokyseliny mohou například tvořit soli jak s kyselinami, tak s bázemi. Proto peptidy snadno tvoří koordinační sloučeniny s přítomnými kovovými ionty.

Tím pádem, charakteristická vlastnost iontová vazba - úplný pohyb svazku vazebných elektronů k jednomu z jader. To znamená, že mezi ionty existuje oblast, kde je hustota elektronů téměř nulová.

Druhým typem připojení jekovalentní spojení

Atomy mohou tvořit stabilní elektronické konfigurace sdílením elektronů.

Taková vazba se vytvoří, když je pár elektronů sdílen jeden po druhém. od každého atom. V tomto případě jsou elektrony socializované vazby distribuovány rovnoměrně mezi atomy. Příkladem kovalentní vazby je homonukleární dvouatomový H molekuly 2 , N 2 , F 2. Allotropy mají stejný typ vazby. Ó 2 a ozón Ó 3 a pro víceatomovou molekulu S 8 a také heteronukleární molekuly chlorovodík Hcl, oxid uhličitý CO 2, metan CH 4, ethanol S 2 H 5 ON fluorid sírový SF 6, acetylen S 2 H 2. Všechny tyto molekuly mají stejné společné elektrony a jejich vazby jsou nasycené a směrované stejným způsobem (obr. 4).

Pro biology je důležité, že kovalentní poloměry atomů ve dvojných a trojných vazbách jsou ve srovnání s jednoduchou vazbou sníženy.

Rýže. 4. Kovalentní vazba v molekule Cl 2.

Iontové a kovalentní typy vazeb jsou dva limitující případy mnoha existujících typů chemických vazeb a v praxi je většina vazeb středních.

Sloučeniny dvou prvků umístěných na opačných koncích stejných nebo různých period Mendělejevova systému tvoří převážně iontové vazby. Jak se prvky k sobě v určité periodě přibližují, iontová povaha jejich sloučenin klesá, zatímco kovalentní charakter roste. Například halogenidy a oxidy prvků na levé straně periodické tabulky tvoří převážně iontové vazby ( NaCl, AgBr, BaS04, CaC03, KNO3, CaO, NaOH), a stejné sloučeniny prvků na pravé straně tabulky jsou kovalentní ( H20, CO2, NH3, N02, CH4 fenol C6H5OH glukóza C6H12O6 ethanol C2H5OH).

Kovalentní vazba má zase další modifikaci.

V polyatomových iontech a ve složitých biologických molekulách mohou oba elektrony pouze pocházet jeden atom. To se nazývá dárce elektronový pár. Atom, který socializuje tento pár elektronů s dárcem, se nazývá akceptor elektronový pár. Tento typ kovalentní vazby se nazývá koordinace (dárce-příjemce, nebodativ) sdělení(obr. 5). Tento typ vazby je nejdůležitější pro biologii a medicínu, protože chemie nejdůležitějších d-prvků pro metabolismus je z velké části popsána koordinačními vazbami.

Obr. 5.

Zpravidla v komplexní sloučenina atom kovu působí jako akceptor elektronového páru; naopak v iontových a kovalentních vazbách je atom kovu donorem elektronu.

Podstatu kovalentní vazby a její rozmanitost - koordinační vazbu - lze objasnit pomocí další teorie kyselin a zásad, kterou navrhl GN. Lewis. Poněkud rozšířil sémantický koncept termínů „kyselina“ a „zásada“ podle Bronsted-Lowryho teorie. Lewisova teorie vysvětluje podstatu vzniku komplexních iontů a účast látek na nukleofilních substitučních reakcích, tedy na vzniku CS.

Podle Lewise je kyselina látka schopná vytvořit kovalentní vazbu přijetím elektronového páru z báze. Lewisova báze je látka, která má osamocený elektronový pár, který darováním elektronů vytváří kovalentní vazbu s Lewisovou kyselinou.

To znamená, že Lewisova teorie rozšiřuje rozsah acidobazických reakcí také na reakce, kterých se protony vůbec neúčastní. Navíc samotný proton je podle této teorie také kyselinou, protože je schopen přijmout elektronový pár.

Proto jsou podle této teorie kationty Lewisovy kyseliny a anionty Lewisovy báze. Jako příklady lze uvést následující reakce:

Výše bylo uvedeno, že rozdělení látek na iontové a kovalentní je relativní, protože v kovalentních molekulách nedochází k úplnému přechodu elektronu z atomů kovu na atomy akceptoru. Ve sloučeninách s iontovou vazbou je každý iont v elektrickém poli iontů opačného znaménka, jsou tedy vzájemně polarizovány a jejich obaly jsou deformovány.

Polarizovatelnost určeno elektronovou strukturou, nábojem a velikostí iontu; u aniontů je vyšší než u kationtů. Nejvyšší polarizovatelnost mezi kationty je pro kationty s větším nábojem a menší velikostí, např. pro Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Má silný polarizační efekt H+ . Vzhledem k tomu, že účinek polarizace iontů je obousměrný, výrazně mění vlastnosti sloučenin, které tvoří.

Třetí typ připojení -dipól-dipól spojení

Kromě uvedených typů komunikace existují také dipól-dipól intermolekulární interakce, známé také jako van der Waals .

Síla těchto interakcí závisí na povaze molekul.

Existují tři typy interakcí: permanentní dipól - permanentní dipól ( dipól-dipól atrakce); permanentní dipól - indukovaný dipól ( indukce atrakce); okamžitý dipól - indukovaný dipól ( disperze přitažlivost nebo londýnské síly; rýže. 6).

Rýže. 6.

Pouze molekuly s polárními kovalentními vazbami mají dipól-dipólový moment ( HC1, NH3, SO2, H20, C6H5Cl) a pevnost vazby je 1-2 debye(1D \u003d 3,338 × 10 -30 coulomb metrů - C × m).

V biochemii se rozlišuje jiný typ vazby - vodík připojení, což je limitující případ dipól-dipól atrakce. Tato vazba vzniká přitažlivostí mezi atomem vodíku a malým elektronegativním atomem, nejčastěji kyslíkem, fluorem a dusíkem. U velkých atomů, které mají podobnou elektronegativitu (například s chlorem a sírou), je vodíková vazba mnohem slabší. Atom vodíku se vyznačuje jedním podstatným znakem: když jsou vazebné elektrony odtaženy, jeho jádro - proton - se obnaží a přestane být stíněno elektrony.

Proto se atom změní na velký dipól.

Vodíková vazba, na rozdíl od van der Waalsovy vazby, vzniká nejen během mezimolekulárních interakcí, ale také v rámci jedné molekuly - intramolekulární vodíková vazba. Vodíkové vazby hrají důležitou roli v biochemii např. pro stabilizaci struktury proteinů ve formě α-šroubovice nebo pro tvorbu dvoušroubovice DNA (obr. 7).

Obr.7.

Vodíkové a van der Waalsovy vazby jsou mnohem slabší než iontové, kovalentní a koordinační vazby. Energie mezimolekulárních vazeb je uvedena v tabulce. 1.

Stůl 1. Energie mezimolekulárních sil

Poznámka: Stupeň mezimolekulárních interakcí odráží entalpii tání a vypařování (varu). Iontové sloučeniny vyžadují mnohem více energie k oddělení iontů než k oddělení molekul. Entalpie tání iontových sloučenin jsou mnohem vyšší než entalpie molekulárních sloučenin.

Čtvrtý typ připojení -kovová vazba

Konečně existuje další typ mezimolekulárních vazeb - kov: spojení kladných iontů mřížky kovů s volnými elektrony. Tento typ spojení se u biologických objektů nevyskytuje.

Z krátkého přehledu typů vazeb vyplývá jeden detail: důležitým parametrem atomu nebo iontu kovu - donoru elektronu, stejně jako atomu - akceptoru elektronu je jeho velikost.

Aniž bychom zacházeli do podrobností, poznamenáváme, že kovalentní poloměry atomů, iontové poloměry kovů a van der Waalsovy poloměry interagujících molekul se zvyšují s tím, jak se zvyšuje jejich atomové číslo ve skupinách periodického systému. V tomto případě jsou hodnoty poloměrů iontů nejmenší a poloměry van der Waals jsou největší. Zpravidla se při pohybu po skupině zvětšují poloměry všech prvků, kovalentních i van der Waalsových.

Nejdůležitější pro biology a lékaře jsou koordinace(dárce-akceptor) vazby uvažované koordinační chemií.

Lékařská bioanorganika. G.K. Baraškov

Nejprve zvažte strukturu molekuly amoniaku NH 3 . Jak již víte, na vnější energetické úrovni atomy dusíku obsahují pět elektronů, z nichž tři elektrony jsou nepárové. Právě ony se podílejí na vzniku tří kovalentních vazeb se třemi atomy vodíku při vzniku molekuly amoniaku NH 3 .

Tři společné elektronové páry jsou posunuty směrem k elektronegativnějšímu atomu dusíku, a protože molekula amoniaku má tvar trojúhelníkového jehlanu (obr. 128), vzniká v důsledku posunutí elektronových párů dipól, tedy molekula s dva póly.

Rýže. 128.
Struktura molekuly amoniaku

Molekuly amoniaku (v kapalném amoniaku) interagují vzájemnou vazbou:

Tento speciální typ chemické mezimolekulární vazby, jak již víte, se nazývá vodíková vazba.

Amoniak je bezbarvý plyn se štiplavým zápachem, téměř dvakrát lehčí než vzduch. Amoniak se nesmí vdechovat dlouho protože je jedovatý. Tento plyn snadno zkapalní za normálního tlaku a teploty -33,4 °C. Při odpařování kapalného čpavku z životní prostředí absorbuje se hodně tepla, proto se v chlazení používá čpavek.

Amoniak je vysoce rozpustný ve vodě: při 20 °C se v 1 objemu vody rozpustí asi 710 objemů amoniaku (obr. 129). Koncentrovaný (25% hmotnostní) vodný čpavek se nazývá vodný čpavek nebo čpavková voda a 10% roztok čpavku používaný v lékařství je známý jako čpavek. Ve vodném roztoku amoniaku vzniká nestabilní sloučenina - hydrát amoniaku NH 3 H 2 O.

Rýže. 129.
"Amoniaková fontána" (rozpouštění amoniaku ve vodě)

Pokud se do roztoku amoniaku přidá několik kapek fenolftaleinu, roztok se změní na karmínový, což znamená alkalické prostředí. Alkalická reakce vodných roztoků amoniaku se vysvětluje přítomností hydroxidových iontů OH -:

Pokud se roztok čpavku obarvený fenolftaleinem zahřeje, barva zmizí (proč?).

Laboratorní pokus č. 30
Studium vlastností amoniaku

Amoniak reaguje s kyselinami za vzniku amonných solí. Tuto interakci lze pozorovat v následujícím experimentu: skleněná tyčinka nebo sklenice navlhčená roztokem čpavku se přivede k jiné tyči nebo sklenici navlhčené kyselina chlorovodíková, - objeví se hustý bílý kouř (obr. 130):

Rýže. 130.
„Kouř bez ohně“

Věřte tedy po tomto rčení, že není kouře bez ohně.

Jak vodný roztok amoniaku, tak amonné soli obsahují speciální iont - amonný kationt NH + 4, který hraje roli kationtu kovu. Amonný iont vzniká jako výsledek vzniku kovalentní vazby mezi atomem dusíku, který má volný (osamocený) elektronový pár, a kationtem vodíku, který přechází na amoniak z molekul kyseliny nebo vody:

Při tvorbě amonného iontu je donorem volného elektronového páru atom dusíku v amoniaku a akceptorem je vodíkový kation kyseliny nebo vody.

Další chemickou vlastnost amoniaku můžete předpovědět sami, pokud budete věnovat pozornost stupni oxidace atomů dusíku v něm, a to -3. Amoniak je samozřejmě nejsilnější redukční činidlo, to znamená, že jeho atomy dusíku mohou elektrony pouze darovat, ale nepřijímat je. Amoniak je tedy schopen oxidovat nebo uvolnit dusík (bez účasti katalyzátoru):

4NH3 + 3O2 \u003d 2N2 + 6H20,

nebo na oxid dusnatý (II) (v přítomnosti katalyzátoru):

V průmyslu se amoniak vyrábí syntézou z dusíku a vodíku (obr. 131).

Rýže. 131.
Průmyslový závod a) a schéma průmyslové výroby čpavku b)

V laboratoři se amoniak získává působením hašeného vápna Ca (OH) 2 na amonné soli, nejčastěji na chlorid amonný:

Plyn se shromažďuje v nádobě obrácené dnem vzhůru a pozná se buď podle vůně, nebo podle modře vlhkého červeného lakmusového papírku, nebo podle vzhledu bílého kouře, když se zavede tyčinka navlhčená kyselinou chlorovodíkovou.

Amoniak a jeho soli jsou široce používány v průmyslu a technologii, v zemědělství, život. Hlavní oblasti jejich použití jsou znázorněny na obrázku 132.

Rýže. 132.
Aplikace amoniaku a amonných solí:
1,2 - v chladicích jednotkách; 3 - výroba minerálních hnojiv; 4 - výroba kyselina dusičná; 5 - pro pájení; 6 - získávání výbušnin; 7 - v medicíně a v každodenním životě (amoniak)

Nová slova a koncepty

1. Struktura molekuly amoniaku.
2. Vodíková vazba.
3. Vlastnosti amoniaku: interakce s vodou, kyselinami a kyslíkem.
4. Donor-akceptorový mechanismus tvorby amonných iontů.
5. Získávání, sběr a rozpoznávání čpavku.

NH3 je jedním z nejznámějších a nejužitečnějších chemické substance. Našel široké uplatnění nejen v zemědělství. Má jedinečné chemické vlastnosti, díky kterým se používá v různá průmyslová odvětví.

Co je NH3

NH 3 zná i ten nejvzdálenější člověk z chemie. Je to amoniak. Amoniak (NH 3) se jinak nazývá nitrid vodíku a je at normální podmínky Bezbarvý plyn s výrazným, charakteristickým zápachem. Za zmínku také stojí, že plyn NH 3 (tzv. čpavek) je téměř dvakrát lehčí než vzduch!

Kromě plynu to může být kapalina o teplotě asi 70 °C nebo existovat jako roztok (roztok amoniaku). Charakteristickým rysem kapalného NH 3 je schopnost v sobě rozpouštět kovy hlavních podskupin skupin I a II tabulky prvků D. I. Mendělejeva (tedy alkalické a kovy alkalických zemin), stejně jako hořčík, hliník, europium a ytterbium. Na rozdíl od vody kapalný amoniak neinteraguje s výše uvedenými prvky, ale působí přesně jako rozpouštědlo. Tato vlastnost umožňuje izolaci kovů v jejich původní formě odpařením rozpouštědla (NH 3). Na obrázku níže můžete vidět, jak vypadá sodík rozpuštěný v kapalném čpavku.

Jak vypadá amoniak z hlediska chemických vazeb?

Schéma čpavku (NH 3) a jeho prostorová struktura je nejzřetelněji znázorněna trojúhelníkovým jehlanem. Vrchol „pyramidy“ amoniaku je atom dusíku (zvýrazněný modře), jak je vidět na obrázku níže.

Atomy v látce zvané čpavek (NH 3 ) jsou spojeny vodíkovými můstky, stejně jako v molekule vody. Je ale velmi důležité si uvědomit, že vazby v molekule amoniaku jsou slabší než v molekule vody. To vysvětluje, proč jsou teploty tání a varu NH3 nižší ve srovnání s H20.

Chemické vlastnosti

Nejběžnější jsou 2 způsoby, jak získat látku NH 3 zvanou amoniak. V průmyslu se využívá tzv. Haberův proces, jehož podstatou je vázání atmosférického dusíku a vodíku (získaného z metanu) průchodem směsi těchto plynů za vysokého tlaku přes zahřátý katalyzátor.

V laboratořích je syntéza amoniaku nejčastěji založena na interakci koncentrovaného chloridu amonného s pevným hydroxidem sodným.

Přistoupíme k přímé úvaze o chemických vlastnostech NH 3.

1) NH 3 působí jako slabá báze. Proto platí následující rovnice popisující interakci s vodou:

NH3 + H20 \u003d NH4 + + OH -

2) Také jeho schopnost reagovat s kyselinami a tvořit odpovídající amonné soli je založena na základních vlastnostech NH 3:

NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (dusičnan amonný)

3) Dříve se říkalo, že určitá skupina kovů se rozpouští v kapalném čpavku. Některé kovy se však mohou nejen rozpouštět, ale tvořit s NH3 sloučeniny nazývané amidy:

Na (tv) + NH3 (g) = NaNH2 + H2

Na (tv) + NH3 (l) \u003d NaNH2 + H2 (reakce se provádí v přítomnosti železa jako katalyzátoru)

4) Při interakci NH 3 s kovy Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+ vznikají odpovídající hydroxidy kovů a amonný kationt:

Fe3+ + NH3 + H20 \u003d Fe (OH)3 + NH4+

5) Výsledkem interakce NH 3 s kovy Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ jsou nejčastěji odpovídající komplexy kovů:

Cu 2+ + NH 3 + H 2 O \u003d Cu (OH) 2 + NH 4 +

Cu (OH) 2 + NH 3 \u003d 2 + + OH -

Vznik a další cesta NH3 v lidském těle

Je dobře známo, že aminokyseliny jsou nedílnou součástí biochemických procesů v lidském těle. Jsou hlavním zdrojem NH 3, látky zvané amoniak, výsledkem jejich oxidativní deaminace (nejčastěji). Amoniak je pro lidský organismus bohužel toxický, snadno z něj vzniká a hromadí se v buňkách zmíněný amonný kationt (NH 4 +). Následně dochází ke zpomalení nejdůležitějších biochemických cyklů a v důsledku toho k poklesu hladiny produkovaného ATP.

Je snadné uhodnout, že tělo potřebuje mechanismy k navázání a neutralizaci uvolněného NH 3 . Níže uvedený diagram ukazuje zdroje a některé vazebné produkty amoniaku v lidském těle.

Stručně řečeno, k neutralizaci amoniaku dochází tvorbou jeho transportních forem v tkáních (například glutamin a alanin), vylučováním močí za pomoci biosyntézy močoviny, což je hlavní přirozený způsob neutralizace NH 3 v lidském těle.

Využití NH3 – látky zvané čpavek

V moderní době je kapalný amoniak nejkoncentrovanějším a nejlevnějším dusíkatým hnojivem, které se používá v zemědělství k amonizaci hrubých půd a rašeliny. Při aplikaci kapalného amoniaku do půdy dochází ke zvýšení počtu mikroorganismů, ale ne negativní důsledky jako například z pevných hnojiv. Níže uvedený obrázek ukazuje jedno z možných zařízení pro zkapalňování plynného amoniaku kapalným dusíkem.

Odpařující se kapalný čpavek absorbuje velké množství tepla z prostředí, což způsobuje ochlazení. Tato vlastnost se využívá v chladicích zařízeních k získání umělý led při skladování potravin podléhajících rychlé zkáze. Kromě toho se používá k zmrazování půdy při výstavbě podzemních staveb. Vodné roztoky čpavku se používají v chemickém průmyslu (jedná se o průmyslové nevodné rozpouštědlo), laboratorní praxi (např. jako rozpouštědlo při elektrochemické výrobě chemických produktů), medicíně a domácím použití.