Kako se imenuje kemična vez? Kovalentna kemična vez. Vrste kemijske vezi: kovalentna vez. Ogljikova kislina in njene soli

C 2s 2 2p 2 C +1e = C -

О 2s 2 2p 4 О -1е = О +

Možna je še ena razlaga za nastanek trojne vezi v molekuli CO.

Nevzbujen atom ogljika ima 2 nesparjena elektrona, ki lahko tvorita 2 skupna elektronska para z 2 nesparjenima elektronoma kisikovega atoma (po mehanizmu izmenjave). Vendar pa lahko 2 seznanjena p-elektrona, ki sta prisotna v atomu kisika, tvorita trojno kemično vez, saj ima atom ogljika eno nezapolnjeno celico, ki lahko sprejme ta par elektronov.

Trojna vez nastane z donorsko-akceptorskim mehanizmom, smer puščice je od donorja kisika do akceptorja - ogljika.

Kot ima N 2 - CO visoka energija disociacija (1069 kJ), slabo topen v vodi, inerten v kemično. CO je plin brez barve in vonja, indiferenten, ne tvori soli in v normalnih pogojih ne reagira s kislimi alkalijami in vodo. Strupeno, ker sodeluje z železom, ki je del hemoglobina. Ko se temperatura poveča ali obseva, pokaže lastnosti reducenta.

Prejem:

v industriji

CO 2 + C « 2CO

2C + O 2 ® 2CO

v laboratoriju: H2SO4, t

HCOOH® CO + H2O;

H2SO4t

H 2 C 2 O 4 ® CO + CO 2 + H 2 O.

CO reagira samo pri visokih temperaturah.

Molekula CO ima visoko afiniteto do kisika in zgorevanjem tvori CO 2:

CO + 1/2O 2 = CO 2 + 282 kJ/mol.

Zaradi visoke afinitete do kisika se CO uporablja kot redukcijsko sredstvo za okside mnogih težke kovine(Fe, Co, Pb itd.).

CO + Cl 2 = COCl 2 (fosgen)

CO + NH 3 ® HCN + H 2 O H – C º S

CO + H 2 O « CO 2 + H 2

CO+S®COS

Najbolj zanimivi so kovinski karbonili (uporabljajo se za pridobivanje čistih kovin). Kemijska vez poteka po donorsko-akceptorskem mehanizmu; p-prekrivanje poteka po dativnem mehanizmu.

5CO + Fe® (železov pentakarbonil)

Vsi karbonili so diamagnetne snovi, za katere je značilna nizka trdnost, pri segrevanju se karbonili razgradijo

→ 4CO + Ni (nikljev karbonil).

Tako kot CO so tudi kovinski karbonili strupeni.

Kemijska vez v molekuli CO 2

V molekuli CO 2 sp- hibridizacija ogljikovih atomov. Dve sp-hibridizirani orbitali tvorita 2 s-vezi z atomi kisika, preostale nehibridizirane p-orbitale ogljika pa tvorijo p-vezi z dvema p-orbitalama kisikovih atomov, ki se nahajata v ravninah, pravokotnih druga na drugo.

O ═ C ═ O

Pod tlakom 60 atm. pri sobni temperaturi pa CO 2 kondenzira v brezbarvno tekočino. Pri močnem ohlajanju se tekoči CO 2 strdi v belo snežno maso, ki sublimira pri P = 1 atm in t = 195 K (-78 °). Stisnjena trdna masa se imenuje suh led; CO 2 ne podpira gorenja. V njem gorijo samo snovi, ki imajo večjo afiniteto do kisika kot ogljik: npr.

2Mg + CO 2 ® 2MgO + C.

CO 2 reagira z NH 3:

CO 2 + 2NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O

(karbamid, urea)

2СО 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 +O 2

Urea se razgradi z vodo:

CO(NH 2) 2 + 2H 2 O ® (NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2

Celuloza je ogljikov hidrat, sestavljen iz ostankov b-glukoze. V rastlinah se sintetizira po naslednji shemi

klorofil

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 fotosinteza glukoze

CO 2 se pridobiva s tehnologijo:

2NaHCO 3 ® Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

iz koksa C + O 2 ® CO 2

V laboratoriju (v aparatu Kipp):

.

Ogljikova kislina in njene soli

Ogljikov dioksid, ki se raztopi v vodi, delno reagira z njim in tvori ogljikovo kislino H 2 CO 3; v tem primeru se vzpostavijo ravnovesja:

K 1 = 4 × 10 -7 K 2 = 4,8 × 10 -11 – šibka, nestabilna, dibazična kislina, ki vsebuje kisik. Hidrokarbonati so topni v H 2 O. Karbonati so netopni v vodi, razen karbonatov alkalijskih kovin, Li 2 CO 3 in (NH 4) 2 CO 3. Kisle soli ogljikova kislina dobljen s prehodom presežka CO 2 v vodno raztopino karbonata:

ali s postopnim (kapljico za kapljico) dodajanjem močne kisline presežku vodne raztopine karbonata:

Na 2 CO 3 + HNO 3 ® NaHCO 3 + NaNO 3

Pri interakciji z alkalijami ali segrevanjem (kalcinacija) kislinske soli pojdi na povprečje:

Soli se hidrolizirajo po enačbi:

I faza

Zaradi popolne hidrolize karbonatov Gr 3+, Al 3+, Ti 4+, Zr 4+ itd. ni mogoče izolirati iz vodnih raztopin.

Praktični pomen imajo soli - Na 2 CO 3 (soda), CaCO 3 (kreda, marmor, apnenec), K 2 CO 3 (pepelika), NaHCO 3 (pecilna soda), Ca (HCO 3) 2 in Mg (HCO 3) 2 določi karbonatna trdota vode.

Ogljikov disulfid (CS 2)

Pri segrevanju (750-1000 °C) ogljik reagira z žveplom in nastane ogljikov disulfid, organsko topilo (brezbarvna hlapna tekočina, reaktivna snov), vnetljivo in hlapljivo.

Hlapi CS 2 so strupeni, uporabljajo se za zaplinjevanje (zaplinjevanje) kašč proti insektom in v veterini za zdravljenje ascariasis pri konjih. V tehnologiji - topilo za smole, maščobe, jod.

S kovinskimi sulfidi CS 2 tvori soli tiokarbonske kisline - tiokarbonati.

Ta reakcija je podobna procesu

Tiokarbonati– rumena kristalne snovi. Ko je izpostavljen kislinam, se sprosti prosta tiokarbonska kislina.

Je stabilnejši od H 2 CO 3 in se pri nizkih temperaturah sprosti iz raztopine v obliki rumene oljnate tekočine, ki zlahka razpade na:

Spojine ogljika z dušikom (CN) 2 ali C 2 N 2 – cician, lahko vnetljiv brezbarven plin. Čisti suhi cianogen pripravimo s segrevanjem sublimata z živosrebrovim(II) cianidom.

HgCl 2 + Hg(CN) 2 ® Hg 2 Cl 2 + (С N) 2

Drugi načini prejema:

4HCN g + O 2 2(CN) 2 +2H 2 O

2HCN g + Cl 2 (CN) 2 + 2HCl

Cicianin ima lastnosti, podobne halogenom v molekulski obliki X2. Torej v alkalno okolje tako kot halogeni je nesorazmeren:

(C N) 2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN

Vodikov cianid- HCN (), kovalentna spojina, plin, ki se raztopi v vodi in tvori cianovodikovo kislino (brezbarvna tekočina in njene soli so izjemno strupene). Prejmi:

Vodikov cianid se proizvaja industrijsko s katalitičnimi reakcijami.

2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O.

Soli cianovodikove kisline - cianidi - so podvrženi hudi hidrolizi. CN - - ion, izoelektronski molekuli CO, vstopi kot ligand v veliko število kompleksi d-elementov.

Ravnanje s cianidom zahteva stroge previdnostne ukrepe. IN kmetijstvo Uporablja se za boj proti posebno nevarnim škodljivcem.

Cianide dobimo:

Ogljikove spojine z negativnim oksidacijskim stanjem:

1) kovalentni (SiC karborund) ;

2) ionkovalentni;

3) kovinski karbidi.

Ionski kovalentni razpadejo z vodo, pri čemer se sproščajo plini, glede na to, kakšen plin se sprošča, jih delimo na:

metanidi(CH 4 se sprosti)

Al 4 C 3 + 12H 2 O ® 4Al(OH) 3 + 3CH 4

acetilenidi(C 2 H 2 se sprosti)

H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3

Kovinski karbidi - spojine stehiometrične sestave tvorijo elementi 4, 7, 8 skupine z vnosom atomov Me v kristalno mrežo ogljika.

Kemija silicija

Razlika med kemijo silicija in ogljika je posledica velike velikosti njegovega atoma in možnosti uporabe 3d orbital. Zaradi tega so vezi Si – O – Si, Si – F močnejše od ogljikovih.

Za silicij so znani oksidi sestave SiO in SiO 2. Silicijev monoksid obstaja le v plinski fazi pri visokih temperaturah v inertni atmosferi; zlahka ga oksidira kisik, da nastane bolj stabilen oksid SiO 2.

2SiO + О 2 t ® 2SiO 2

SiO2– silicijev dioksid, ima več kristalnih modifikacij. Nizka temperatura - kremen, ima piezoelektrične lastnosti. Naravne sorte kremena: kamniti kristal, topaz, ametist. Različice silicijevega dioksida - kalcedon, opal, ahat, pesek.

Znano velika raznolikost silikati (natančneje oksosilikati). Njihova struktura ima skupen vzorec: vsi so sestavljeni iz SiO 4 4 tetraedrov, ki so med seboj povezani preko atoma kisika.

Kombinacije tetraedrov lahko povezujemo v verige, trakove, mreže in okvirje.

Pomembni naravni silikati so 3MgO×H 2 O×4SiO 2 smukec, 3MgO×2H 2 O×2SiO 2 azbest.

Tako kot SiO 2 je tudi za silikate značilno (amorfno) steklasto stanje. S kontrolirano kristalizacijo je možno pridobiti finokristalno stanje - steklokeramiko - materiale povečane trdnosti. Aluminosilikati so v naravi pogosti - okvirni ortosilikati, nekateri atomi Si so nadomeščeni z Al, na primer Na 12 [(Si,Al)O 4 ] 12.

Najtrpežnejši halid, SiF 4, razpade le pod vplivom električne razelektritve.

Heksafluorosilicijeva kislina (po jakosti blizu H 2 SO 4).

(SiS 2) n – polimerna snov, razpade z vodo:

Silicijeve kisline.

Ustrezne silicijeve kisline SiO 2 nimajo specifične sestave, običajno jih zapišemo v obliki xH 2 O ySiO 2 - polimerne spojine

znano:

H 2 SiO 3 (H 2 O×SiO 2) – metasilicij (v resnici ne obstaja)

H 4 SiO 4 (2H 2 O×SiO 2) – ortosilicij (najenostavnejši dejansko obstaja samo v raztopini)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O×2SiO 2) – dimetacilikon.

Kremenčeve kisline so slabo topne snovi, za H 4 SiO 4 je značilno koloidno stanje, podobno kot kislina, ki je šibkejša od ogljikove kisline (Si je manj kovinska kot C).

V vodnih raztopinah pride do kondenzacije ortosilicijeve kisline, kar ima za posledico tvorbo polisilicijevih kislin.

Silikati so soli kremenčevih kislin, netopne v vodi, razen silikatov alkalijskih kovin.

Topni silikati hidrolizirajo po enačbi

Žele podobne raztopine natrijeve soli polisilicijeve kisline imenujemo " tekoče steklo" Pogosto se uporablja kot silikatno lepilo in kot sredstvo za zaščito lesa.

S taljenjem Na 2 CO 3 , CaCO 3 in SiO 2 dobimo steklo, ki je preohlajena medsebojna raztopina soli polisilicijevih kislin.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Silikat je zapisan kot mešani oksid.

Silikati se največ uporabljajo v gradbeništvu. 1. mesto na svetu v proizvodnji silikatnih izdelkov - cement, 2. - opeka, 3. - steklo.

Gradbena keramika – obloge, keramične cevi. Za izdelavo sanitarnih izdelkov - steklo, porcelan, fajansa, glinena keramika.

Kakršna koli interakcija med atomi je možna le, če obstaja kemijska vez. Takšna povezava je razlog za nastanek stabilnega poliatomskega sistema - molekulskega iona, molekule, kristalne mreže. Močna kemična vez zahteva veliko energije za prekinitev, zato je osnovna veličina za merjenje trdnosti vezi.

Pogoji za nastanek kemijske vezi

Tvorbo kemijske vezi vedno spremlja sproščanje energije. Ta proces se pojavi zaradi zmanjšanja potencialne energije sistema medsebojno delujočih delcev - molekul, ionov, atomov. Potencialna energija nastalega sistema medsebojno delujočih elementov je vedno manjša od energije nevezanih odhajajočih delcev. Tako je osnova za nastanek kemične vezi v sistemu zmanjšanje potencialne energije njegovih elementov.

Narava kemijske interakcije

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

Prvič ideja o električna narava kemična vez izvira iz angleškega fizika G. Davyja, ki je domneval, da molekule nastanejo zaradi električne privlačnosti nasprotno nabitih delcev. Ta ideja je zanimala švedskega kemika in naravoslovca I.Ya. Bercellius, ki je razvil elektrokemijsko teorijo o pojavu kemičnih vezi.

Prva teorija, ki pojasnjuje procese kemična interakcija snovi, je bil nepopoln in so ga morali sčasoma opustiti.

Butlerova teorija

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

• Atomi v vezanem stanju so med seboj povezani v določenem vrstnem redu. Sprememba tega vrstnega reda povzroči nastanek nove snovi.
• Atomi se med seboj vežejo po zakonih valence.
• Lastnosti snovi so odvisne od vrstnega reda vezave atomov v molekuli snovi. Drugačna ureditev povzroči spremembo kemijskih lastnosti snovi.
• Med seboj povezani atomi najmočneje vplivajo drug na drugega.

Teorija Butlerova je pojasnila lastnosti kemičnih snovi ne le z njihovo sestavo, ampak tudi z vrstnim redom razporeditve atomov. Takšna notranji red A.M. Butlerov je to imenoval "kemijska struktura".

Teorija ruskega znanstvenika je omogočila vzpostavitev reda v razvrščanju snovi in ​​omogočila določitev strukture molekul glede na njihovo kemijske lastnosti. Teorija je odgovorila tudi na vprašanje: zakaj imajo molekule, ki vsebujejo enako število atomov, različne kemijske lastnosti.

Predpogoji za nastanek teorij kemijske vezi

V svoji teoriji kemijska struktura Butlerov se ni dotaknil vprašanja, kaj je kemična vez. Takrat je bilo za to na voljo premalo podatkov. notranja struktura snovi. Šele po odkritju planetarnega modela atoma je ameriški znanstvenik Lewis začel razvijati hipotezo, da kemična vez nastane s tvorbo elektronskega para, ki hkrati pripada dvema atomoma. Kasneje je ta ideja postala temelj za razvoj teorije kovalentnih vezi.

Kovalentna kemična vez

Stabilna kemična spojina lahko nastane, ko se elektronski oblaki dveh sosednjih atomov prekrivajo. Posledica takšnega medsebojnega preseka je naraščajoča elektronska gostota v medjedrnem prostoru. Jedra atomov so, kot vemo, pozitivno nabita, zato se poskušajo približati negativno nabitemu elektronskemu oblaku čim bližje. Ta privlačnost je veliko močnejša od odbojnih sil med dvema pozitivno nabitima jedroma, zato je ta povezava stabilna.

Izračune kemičnih vezi sta prva opravila kemika Heitler in London. Preučevali so vez med dvema atomoma vodika. Najenostavnejša vizualna predstavitev bi lahko izgledala takole:

Kot lahko vidite, zavzema elektronski par kvantno mesto v obeh atomih vodika. Ta dvocentrična razporeditev elektronov se imenuje "kovalentna kemična vez". Kovalentna vez je značilna za molekule preproste snovi in njihove nekovinske spojine. Snovi, ustvarjene s kovalentnimi vezmi, običajno ne prevajajo električni tok ali so polprevodniki.

Ionska vez

Ionska kemična vez nastane, ko se dva nasprotno nabita iona privlačita. Ioni so lahko preprosti, sestavljeni iz enega atoma snovi. V spojinah te vrste so enostavni ioni največkrat pozitivno nabiti kovinski atomi skupin 1 in 2, ki so izgubili svoj elektron. Tvorba negativnih ionov je lastna atomom tipičnih nekovin in njihovim kislim bazam. Zato so med značilnimi ionskimi spojinami številni halogenidi alkalijskih kovin, kot so CsF, NaCl in drugi.

Za razliko od kovalentne vezi ion ni nasičen: ionu ali skupini ionov se lahko pridruži različno število nasprotno nabitih ionov. Število pritrjenih delcev je omejeno le z linearnimi dimenzijami medsebojno delujočih ionov, pa tudi s pogojem, pod katerim morajo biti privlačne sile nasprotno nabitih ionov večje od odbojnih sil enako nabitih delcev, ki sodelujejo v spojini ionskega tipa.

Vodikova vez

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

Te in druge lastnosti vodikove spojine lahko razložimo s sposobnostjo atoma H+, da tvori drugo kemično vez. Ta vrsta povezave se imenuje "vodikova vez". Vzroki za nastanek vodikove vezi so v lastnostih elektrostatičnih sil. Na primer, v molekuli vodikovega fluorida skupna elektronski oblak je tako premaknjen proti fluoru, da je prostor okoli atoma te snovi nasičen z negativno električno polje. Okoli vodikovega atoma, prikrajšanega za edini elektron, je polje veliko šibkejše in ima pozitiven naboj. Posledično nastane dodatno razmerje med pozitivnimi polji elektronskih oblakov H + in negativnimi F - .

Kemična vez kovin

Atomi vseh kovin se v prostoru nahajajo na določen način. Razporeditev kovinskih atomov imenujemo kristalna mreža. V tem primeru elektroni različnih atomov šibko medsebojno delujejo in tvorijo skupni elektronski oblak. Ta vrsta interakcije med atomi in elektroni se imenuje " kovinska povezava».

To lahko pojasni prosto gibanje elektronov v kovinah fizikalne lastnosti kovinske snovi: električna prevodnost, toplotna prevodnost, trdnost, taljivost in drugo.

171277 0

Vsak atom ima določeno število elektronov.

Ko vstopijo v kemične reakcije, atomi darujejo, pridobivajo ali delijo elektrone in tako dosežejo najstabilnejše elektronska konfiguracija. Konfiguracija z najnižjo energijo (kot pri atomih žlahtnih plinov) se izkaže za najbolj stabilno. Ta vzorec se imenuje "pravilo okteta" (slika 1).

riž. 1.

To pravilo velja za vse vrste povezav. Elektronske povezave med atomi jim omogočajo, da tvorijo stabilne strukture, od najpreprostejših kristalov do kompleksnih biomolekul, ki na koncu tvorijo žive sisteme. Od kristalov se razlikujejo po neprekinjenem metabolizmu. Hkrati potekajo številne kemične reakcije v skladu z mehanizmi elektronski prenos, ki igrajo ključno vlogo pri energetskih procesih v telesu.

Kemična vez je sila, ki drži skupaj dva ali več atomov, ionov, molekul ali katero koli njihovo kombinacijo.

Narava kemijske vezi je univerzalna: je elektrostatična sila privlačnosti med negativno nabitimi elektroni in pozitivno nabitimi jedri, ki jo določa konfiguracija elektronov zunanje lupine atomov. Sposobnost atoma, da tvori kemične vezi, se imenuje valenca, oz oksidacijsko stanje. Koncept valenčni elektroni- elektroni, ki tvorijo kemične vezi, to je, ki se nahajajo v najvišjih energijskih orbitalah. V skladu s tem se imenuje zunanja lupina atoma, ki vsebuje te orbitale valenčna lupina. Trenutno ni dovolj navesti prisotnost kemične vezi, vendar je treba pojasniti njeno vrsto: ionska, kovalentna, dipol-dipolna, kovinska.

Prva vrsta povezave jeionski povezava

Glede na elektronska teorija Lewis in Kosselova valenca lahko atomi dosežejo stabilno elektronsko konfiguracijo na dva načina: prvič, z izgubo elektronov, postanejo kationi, drugič, njihovo pridobivanje, spreminjanje v anioni. Kot posledica prenosa elektronov zaradi elektrostatične sile privlačnosti med ioni z naboji nasprotnih predznakov nastane kemična vez, ki jo Kossel imenuje " elektrovalentno«(zdaj se imenuje ionski).

V tem primeru anioni in kationi tvorijo stabilno elektronsko konfiguracijo z napolnjeno zunanjo elektronsko lupino. Tipične ionske vezi nastanejo iz kationov skupin T in II periodni sistem in anioni nekovinski elementi Skupini VI in VII (16 oziroma 17 podskupin, halkogeni in halogeni). Vezi ionskih spojin so nenasičene in neusmerjene, zato ohranjajo možnost elektrostatične interakcije z drugimi ioni. Na sl. Sliki 2 in 3 prikazujeta primere ionskih vezi, ki ustrezajo Kosselovemu modelu prenosa elektronov.

riž. 2.

riž. 3. Ionska vez v molekuli kuhinjske soli (NaCl)

Tukaj je primerno opozoriti na nekatere lastnosti, ki pojasnjujejo obnašanje snovi v naravi, zlasti razmisliti o ideji kisline in razlogov.

Vodne raztopine vseh teh snovi so elektroliti. Različno spreminjajo barvo indikatorji. Mehanizem delovanja indikatorjev je odkril F.V. Ostwald. Pokazal je, da so indikatorji šibke kisline ali baze, katerih barva se razlikuje v nedisociiranem in disociiranem stanju.

Baze lahko nevtralizirajo kisline. Vse baze niso topne v vodi (npr. nekatere organske spojine, ki ne vsebujejo OH skupin, so netopne, zlasti trietilamin N(C 2 H 5) 3); imenujemo topne baze alkalije.

Vodne raztopine kislin so podvržene značilnim reakcijam:

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

b) s kovinami - s tvorbo soli in vodika;

c) s karbonati - s tvorbo soli, CO 2 in n 2 O.

Lastnosti kislin in baz opisuje več teorij. V skladu s teorijo S.A. Arrhenius, je kislina snov, ki disociira in tvori ione n+ , medtem ko baza tvori ione ON- . Ta teorija ne upošteva obstoja organskih baz, ki nimajo hidroksilnih skupin.

V skladu z proton Po teoriji Brønsteda in Lowryja je kislina snov, ki vsebuje molekule ali ione, ki oddajajo protone ( donatorji protoni), baza pa je snov, sestavljena iz molekul ali ionov, ki sprejemajo protone ( akceptorji protoni). Upoštevajte, da v vodnih raztopinah vodikovi ioni obstajajo v hidratirani obliki, to je v obliki hidronijevih ionov H3O+ . Ta teorija ne opisuje samo reakcij z vodo in hidroksidnimi ioni, ampak tudi tiste, ki se izvajajo v odsotnosti topila ali z nevodnim topilom.

Na primer pri reakciji med amoniakom N.H. 3 (šibka baza) in vodikov klorid v plinski fazi nastane trden amonijev klorid, v ravnotežni mešanici dveh snovi pa so vedno 4 delci, od katerih sta dva kislini, druga dva pa bazi:

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

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

2) HCl in Cl ‑

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

Brønsted-Lowryjeva teorija pomaga razložiti edinstveno vlogo vode za življenje biosfere. Voda, odvisno od snovi, ki z njo komunicira, lahko kaže lastnosti kisline ali baze. Na primer, v reakcijah z vodne raztopine Pri ocetni kislini je voda baza, pri vodnih raztopinah amoniaka pa kislina.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Tu molekula ocetne kisline odda proton molekuli vode;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + ON- . Tukaj molekula amoniaka sprejme proton iz molekule vode.

Tako lahko voda tvori dva konjugirana para:

1) H2O(kislina) in ON- (konjugirana baza)

2) H 3 O+ (kislina) in H2O(konjugirana baza).

V prvem primeru voda odda proton, v drugem pa ga sprejme.

Ta lastnost se imenuje amfiprotonizem. Imenujemo snovi, ki lahko reagirajo tako kot kisline kot kot baze amfoterično. Takšne snovi pogosto najdemo v živi naravi. Na primer, aminokisline lahko tvorijo soli s kislinami in bazami. Zato peptidi zlahka tvorijo koordinacijske spojine s prisotnimi kovinskimi ioni.

torej značilna lastnost ionska vez - popolno gibanje dveh veznih elektronov do enega od jeder. To pomeni, da je med ioni območje, kjer je elektronska gostota skoraj enaka nič.

Druga vrsta povezave jekovalentna povezava

Atomi lahko tvorijo stabilne elektronske konfiguracije z delitvijo elektronov.

Takšna vez nastane, ko si par elektronov deli enega po enega od vseh atom. V tem primeru so skupni vezni elektroni enakomerno porazdeljeni med atome. Primeri kovalentnih vezi vključujejo homonuklearno diatomski molekule H 2 , n 2 , F 2. Enako vrsto povezave najdemo v alotropih O 2 in ozon O 3 in y poliatomska molekula S 8 in tudi heteronuklearne molekule vodikov klorid HCl, ogljikov dioksid CO 2, metan CH 4, etanol Z 2 n 5 ON, žveplov heksafluorid SF 6, acetilen Z 2 n 2. Vse te molekule si delijo iste elektrone, njihove vezi pa so nasičene in usmerjene na enak način (slika 4).

Za biologe je pomembno, da imajo dvojne in trojne vezi zmanjšane kovalentne atomske radije v primerjavi z enojno vezjo.

riž. 4. Kovalentna vez v molekuli Cl 2.

Ionska in kovalentna vrsta vezi sta dva skrajna primera številnih obstoječih vrst kemičnih vezi in v praksi je večina vezi vmesnih.

Spojine dveh elementov, ki se nahajata na nasprotnih koncih iste ali različnih period periodnega sistema, tvorijo pretežno ionske vezi. Ko se elementi znotraj obdobja približajo, se ionska narava njihovih spojin zmanjša, kovalentni značaj pa se poveča. Na primer, halogenidi in oksidi elementov na levi strani periodnega sistema tvorijo pretežno ionske vezi ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), enake spojine elementov na desni strani tabele pa so kovalentne ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukoza C 6 H 12 O 6, etanol C2H5OH).

Kovalentna vez pa ima še eno modifikacijo.

V večatomskih ionih in v kompleksnih bioloških molekulah lahko oba elektrona prihajata le iz eno atom. Imenuje se darovalec elektronski par. Atom, ki si deli ta par elektronov z darovalcem, se imenuje akceptor elektronski par. Ta vrsta kovalentne vezi se imenuje koordinacija (donor-akceptor, ozdajalnik) komunikacije(slika 5). Ta vrsta vezi je najpomembnejša za biologijo in medicino, saj je kemija d-elementov, ki so najpomembnejši za presnovo, v veliki meri opisana s koordinacijskimi vezmi.

sl. 5.

Praviloma v kompleksna povezava atom kovine deluje kot akceptor elektronskega para; nasprotno, v ionskih in kovalentnih vezeh je kovinski atom darovalec elektronov.

Bistvo kovalentne vezi in njene sorte - koordinacijske vezi - je mogoče razjasniti s pomočjo druge teorije kislin in baz, ki jo je predlagal GN. Lewis. Nekoliko je razširil semantični koncept pojmov "kislina" in "baza" po Brønsted-Lowryjevi teoriji. Lewisova teorija pojasnjuje naravo tvorbe kompleksnih ionov in sodelovanje snovi v nukleofilnih substitucijskih reakcijah, to je pri tvorbi CS.

Po Lewisu je kislina snov, ki je sposobna tvoriti kovalentno vez tako, da sprejme elektronski par iz baze. Lewisova baza je snov z osamljenim elektronskim parom, ki z oddajo elektronov tvori kovalentno vez z Lewisovo kislino.

To pomeni, da Lewisova teorija razširja obseg kislinsko-bazičnih reakcij tudi na reakcije, v katerih protoni sploh ne sodelujejo. Poleg tega je sam proton po tej teoriji tudi kislina, saj je sposoben sprejeti elektronski par.

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

Zgoraj je bilo omenjeno, da je delitev snovi na ionske in kovalentne relativna, saj v kovalentnih molekulah ne pride do popolnega prenosa elektronov od kovinskih atomov do akceptorskih atomov. V spojinah z ionskimi vezmi je vsak ion v električnem polju ionov nasprotnega predznaka, zato so medsebojno polarizirani, njihove lupine pa deformirane.

Polarizabilnost določen z elektronsko strukturo, nabojem in velikostjo iona; pri anionih je višja kot pri kationih. Največjo polarizabilnost med kationi imajo kationi z večjim nabojem in manjšo velikostjo, npr. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ima močan polarizacijski učinek n+ . Ker je vpliv polarizacije ionov dvosmeren, bistveno spremeni lastnosti spojin, ki jih tvorijo.

Tretja vrsta povezave jedipol-dipol povezava

Poleg naštetih vrst komunikacije obstajajo tudi dipol-dipol medmolekularni interakcije, imenovane tudi van der Waals .

Moč teh interakcij je odvisna od narave molekul.

Obstajajo tri vrste interakcij: trajni dipol - trajni dipol ( dipol-dipol privlačnost); trajni dipol induciran dipol ( indukcija privlačnost); trenutni dipol induciran dipol ( disperzivno privlačnost ali londonske sile; riž. 6).

riž. 6.

Samo molekule s polarnimi kovalentnimi vezmi imajo dipol-dipolni moment ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), trdnost vezi pa je 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 kulonskih metrov - C × m).

V biokemiji obstaja še ena vrsta povezave - vodik povezava, ki je omejevalni primer dipol-dipol privlačnost. Ta vez nastane s privlačnostjo med atomom vodika in majhnim elektronegativnim atomom, najpogosteje kisikom, fluorom in dušikom. Pri velikih atomih, ki imajo podobno elektronegativnost (kot sta klor in žveplo), je vodikova vez veliko šibkejša. Atom vodika odlikuje ena pomembna lastnost: ko se vezni elektroni umaknejo, je njegovo jedro – proton – izpostavljeno in ni več zaščiteno z elektroni.

Zato se atom spremeni v velik dipol.

Vodikova vez, za razliko od van der Waalsove vezi, nastane ne samo med medmolekulskimi interakcijami, ampak tudi znotraj ene molekule - intramolekularno vodikova vez. Vodikove vezi igrajo pomembno vlogo v biokemiji, na primer za stabilizacijo strukture proteinov v obliki a-vijačnice ali za tvorbo dvojne vijačnice DNK (slika 7).

Slika 7.

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

Tabela 1. Energija medmolekulskih sil

Opomba: Stopnja medmolekulskih interakcij se odraža z entalpijo taljenja in izhlapevanja (vrelišča). Ionske spojine potrebujejo bistveno več energije za ločevanje ionov kot za ločevanje molekul. Entalpija taljenja ionskih spojin je veliko višja kot pri molekularnih spojinah.

Četrta vrsta povezave jekovinska povezava

Končno obstaja še ena vrsta medmolekularnih vezi - kovina: povezava pozitivnih ionov kovinske mreže s prostimi elektroni. Ta vrsta povezave se ne pojavlja v bioloških objektih.

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

Ne da bi se spuščali v podrobnosti, ugotavljamo, da so kovalentni radiji atomov, ionski polmeri kovine in van der Waalsovi polmeri medsebojno delujočih molekul se povečajo, ko se poveča njihovo atomsko število v skupinah periodnega sistema. V tem primeru so vrednosti ionskih polmerov najmanjše, van der Waalsovi polmeri pa največji. Praviloma se pri premikanju po skupini navzdol povečajo polmeri vseh elementov, tako kovalentnih kot van der Waalsovih.

Za biologe in zdravnike so najbolj pomembni usklajevanje(darovalec-akceptor) vezi, ki jih upošteva koordinacijska kemija.

Medicinski bioanorganiki. G.K. Barashkov

Izjemno redko kemikalije sestavljena iz posameznih, nepovezanih atomov kemičnih elementov. V normalnih pogojih ima to strukturo le majhno število plinov, imenovanih žlahtni plini: helij, neon, argon, kripton, ksenon in radon. Najpogosteje kemične snovi niso sestavljene iz izoliranih atomov, temveč iz njihovih kombinacij v različne skupine. Takšne zveze atomov lahko štejejo nekaj, stotine, tisoče ali celo več atomov. Sila, ki drži te atome v takih skupinah, se imenuje kemična vez.

Z drugimi besedami lahko rečemo, da je kemična vez interakcija, ki zagotavlja povezavo posameznih atomov v kompleksnejše strukture (molekule, ione, radikale, kristale itd.).

Razlog za nastanek kemične vezi je v tem, da je energije več kompleksne strukture manjša od skupne energije posameznih atomov, ki jo tvorijo.

Torej, zlasti če interakcija atomov X in Y proizvede molekulo XY, to pomeni, da je notranja energija molekul te snovi nižja od notranje energije posameznih atomov, iz katerih je nastala:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Zaradi tega se pri tvorbi kemičnih vezi med posameznimi atomi sprosti energija.

Elektroni zunanje elektronske plasti z najnižjo vezno energijo z jedrom, imenovani valenca. Na primer, v boru so to elektroni 2. energetske ravni - 2 elektrona na 2 s- orbitale in 1 krat 2 str-orbitale:

Ko nastane kemična vez, si vsak atom prizadeva pridobiti elektronsko konfiguracijo atomov žlahtnega plina, tj. tako da je v njegovi zunanji elektronski plasti 8 elektronov (2 za elemente prve periode). Ta pojav imenujemo pravilo okteta.

Atomi lahko dosežejo elektronsko konfiguracijo žlahtnega plina, če si na začetku posamezni atomi delijo del svojih valenčnih elektronov z drugimi atomi. V tem primeru nastanejo skupni elektronski pari.

Glede na stopnjo delitve elektronov lahko ločimo kovalentne, ionske in kovinske vezi.

Kovalentna vez

Kovalentne vezi najpogosteje nastanejo med atomi nekovinskih elementov. Če atomi nekovine, ki tvorijo kovalentno vez, pripadajo različnim kemičnim elementom, se taka vez imenuje polarna kovalentna vez. Razlog za to ime je v dejstvu, da imajo atomi različnih elementov tudi različne sposobnosti privabljanja skupnega elektronskega para. Očitno to vodi do premika skupnega elektronskega para proti enemu od atomov, zaradi česar se na njem tvori delni negativni naboj. Po drugi strani se na drugem atomu tvori delni pozitivni naboj. Na primer, v molekuli vodikovega klorida je elektronski par premaknjen od atoma vodika k atomu klora:

Primeri snovi s polarnimi kovalentnimi vezmi:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 itd.

Kovalentna nepolarna vez se tvori med nekovinskimi atomi istega kemični element. Ker so atomi enaki, je tudi njihova sposobnost privabljanja skupnih elektronov enaka. V zvezi s tem ni opaziti premika elektronskega para:

Zgornji mehanizem za nastanek kovalentne vezi, ko oba atoma zagotavljata elektrone za tvorbo skupnih elektronskih parov, se imenuje izmenjava.

Obstaja tudi donorsko-akceptorski mehanizem.

Ko nastane kovalentna vez z donorsko-akceptorskim mehanizmom, nastane skupni elektronski par zaradi zapolnjene orbitale enega atoma (z dvema elektronoma) in prazne orbitale drugega atoma. Atom, ki daje osamljeni elektronski par, se imenuje donor, atom s prazno orbitalo pa akceptor. Atomi, ki imajo seznanjene elektrone, na primer N, O, P, S, delujejo kot darovalci elektronskih parov.

Na primer, glede na donorsko-akceptorski mehanizem nastanek četrtega kovalenta povezave N-H v amonijevem kationu NH 4 +:

Za kovalentne vezi je poleg polarnosti značilna tudi energija. Energija vezi je najmanjša energija, potrebna za prekinitev vezi med atomi.

Energija vezave se zmanjšuje z večanjem polmerov vezanih atomov. Ker vemo, da se atomski radiji povečujejo po podskupinah navzdol, lahko na primer sklepamo, da se moč vezi halogen-vodik povečuje v seriji:

HI< HBr < HCl < HF

Prav tako je energija vezi odvisna od njene mnogoterosti – večja kot je mnogoterost vezi, večja je njena energija. Večkratnost vezi se nanaša na število skupnih elektronskih parov med dvema atomoma.

Ionska vez

Ionsko vez lahko obravnavamo kot skrajni primer kovalentne vezi. polarna povezava. Če je v kovalentno-polarni vezi skupni elektronski par delno premaknjen na enega od para atomov, potem je v ionski vezi skoraj popolnoma "dan" enemu od atomov. Atom, ki odda elektrone, pridobi pozitiven naboj in postane kation, in atom, ki mu je vzel elektrone, pridobi negativen naboj in postane anion.

Tako je ionska vez vez, ki nastane zaradi elektrostatične privlačnosti kationov na anione.

Tvorba te vrste vezi je značilna pri interakciji atomov tipičnih kovin in tipičnih nekovin.

Na primer, kalijev fluorid. Kalijev kation nastane z odstranitvijo enega elektrona iz nevtralnega atoma, fluorov ion pa z dodatkom enega elektrona atomu fluora:

Med nastalimi ioni nastane elektrostatična sila privlačnosti, kar povzroči nastanek ionske spojine.

Ko je nastala kemijska vez, so elektroni iz atoma natrija prešli na atom klora in nastali so nasprotno nabiti ioni, ki imajo popoln zunanji raven energije.

Ugotovljeno je bilo, da se elektroni od kovinskega atoma ne odtrgajo popolnoma, temveč le premaknejo proti atomu klora, kot pri kovalentni vezi.

Večina binarnih spojin, ki vsebujejo kovinske atome, je ionskih. Na primer oksidi, halogenidi, sulfidi, nitridi.

Ionska vez nastane tudi med enostavnimi kationi in enostavnimi anioni (F −, Cl −, S 2-), pa tudi med enostavnimi kationi in kompleksnimi anioni (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Zato med ionske spojine uvrščamo soli in baze (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH).

Kovinska povezava

Ta vrsta vezi nastane v kovinah.

Atomi vseh kovin imajo v svoji zunanji elektronski plasti elektrone, ki imajo nizko vezno energijo z jedrom atoma. Za večino kovin je proces izgube zunanjih elektronov energijsko ugoden.

Zaradi tako šibke interakcije z jedrom so ti elektroni v kovinah zelo mobilni in v vsakem kovinskem kristalu nenehno poteka naslednji proces:

M 0 - ne - = M n + , kjer je M 0 atom nevtralne kovine, M n + pa je kation iste kovine. Spodnja slika prikazuje procese, ki potekajo.

To pomeni, da elektroni "hitijo" po kovinskem kristalu, se ločijo od enega kovinskega atoma, iz njega tvorijo kation, se pridružijo drugemu kationu in tvorijo nevtralni atom. Ta pojav so poimenovali »elektronski veter«, zbiranje prostih elektronov v kristalu atoma nekovine pa so poimenovali »elektronski plin«. Ta vrsta interakcije med kovinskimi atomi se imenuje kovinska vez.

Vodikova vez

Če je atom vodika v snovi vezan na element z visoko elektronegativnostjo (dušik, kisik ali fluor), je za to snov značilen pojav, imenovan vodikova vez.

Ker je vodikov atom vezan na elektronegativni atom, se na vodikovem atomu tvori delni pozitivni naboj, na atomu elektronegativnega elementa pa delni negativni naboj. V tem pogledu postane možna elektrostatična privlačnost med delno pozitivno nabitim vodikovim atomom ene molekule in elektronegativnim atomom druge. Na primer, opazimo vodikovo vez pri molekulah vode:

Vodikova vez je tista, ki pojasnjuje anomalijo visoka temperatura talilna voda. Poleg vode tudi vzdržljiv vodikove vezi nastajajo v snoveh, kot so vodikov fluorid, amoniak, oksigenirane kisline, fenoli, alkoholi, amini.

Slika 1. Orbitalni polmeri elementov (r a) in dolžina enoelektronske kemijske vezi (d)

Najenostavnejšo enoelektronsko kemično vez ustvari en valenčni elektron. Izkazalo se je, da je en elektron sposoben držati skupaj dva pozitivno nabita iona. Pri enoelektronski vezi se Coulombove odbojne sile pozitivno nabitih delcev kompenzirajo s Coulombovimi silami privlačnosti teh delcev do negativno nabitega elektrona. Valenčni elektron postane skupen obema jedroma molekule.

Primeri takih kemičnih spojin so molekularni ioni: H 2 +, Li 2 +, Na 2 +, K 2 +, Rb 2 +, Cs 2 +:

Polarne kovalentne vezi se pojavljajo v heteronuklearnih dvoatomnih molekulah (slika 3). Vezni elektronski par v polarni kemični vezi je bližje atomu z več najprej visoko ionizacijski potencial.

Razdaljo d med atomskimi jedri, ki označuje prostorsko strukturo polarnih molekul, lahko približno obravnavamo kot vsoto kovalentnih polmerov ustreznih atomov.

Značilnosti nekaterih polarnih snovi

Premik veznega elektronskega para na eno od jeder polarne molekule povzroči nastanek električnega dipola (elektrodinamika) (slika 4).

Razdalja med težiščema pozitivnih in negativnih nabojev se imenuje dolžina dipola. Polarnost molekule, kot tudi polarnost vezi, ocenjujemo z vrednostjo dipolnega momenta μ, ki je produkt dolžine dipola l in vrednosti elektronskega naboja:

Večkratne kovalentne vezi

Večkratne kovalentne vezi so predstavljene z nenasičenimi organske spojine ki vsebujejo dvojne in trojne kemične vezi. Za opis narave nenasičenih spojin L. Pauling uvede koncepte sigma in π vezi, hibridizacijo atomskih orbital.

Paulingova hibridizacija za dva S in dva p elektrona je omogočila razlago usmerjenosti kemičnih vezi, zlasti tetraedrske konfiguracije metana. Za razlago strukture etilena je treba en p-elektron izolirati od štirih enakovrednih Sp 3 elektronov ogljikovega atoma, da se tvori dodatna vez, imenovana π vez. V tem primeru se tri preostale hibridne orbitale Sp 2 nahajajo v ravnini pod kotom 120 ° in tvorijo bazične vezi, na primer planarna molekula etilena (slika 5).

IN nova teorija Pauling, so vsi vezni elektroni postali enaki in enako oddaljeni od črte, ki povezuje jedra molekule. Paulingova teorija upognjene kemijske vezi je upoštevala statistično interpretacijo valovne funkcije M. Borna in Coulombovo elektronsko korelacijo elektronov. pojavil fizični pomen- naravo kemijske vezi popolnoma določa električna interakcija jeder in elektronov. Več kot je veznih elektronov, manjša je medjedrna razdalja in močnejša je kemična vez med ogljikovimi atomi.

Tricentrična kemična vez

Nadaljnji razvoj idej o kemičnih vezeh je dal ameriški fizikalni kemik W. Lipscomb, ki je razvil teorijo dvoelektronskih tricentričnih vezi in topološko teorijo, ki omogoča napovedovanje strukture še nekaterih borovih hidridov (vodikovih hidridov ).

Elektronski par v kemijski vezi s tremi središči postane skupen trem atomskim jedrom. V najpreprostejšem predstavniku kemične vezi s tremi središči - molekularnem vodikovem ionu H 3 +, elektronski par drži skupaj tri protone (slika 6).

Sl. 7. Diboran

Obstoj boranov z njihovimi dvoelektronskimi tricentričnimi vezmi z "mostitvenimi" atomi vodika je kršil kanonično doktrino valence. Izkazalo se je, da je atom vodika, ki je prej veljal za standardni enovalenten element, povezan z enakimi vezmi z dvema atomoma bora in je formalno postal dvovalenten element. Delo W. Lipscomba pri dešifriranju strukture boranov je razširilo razumevanje kemijskih vezi. Nobelov odbor je podelil Williamu Nunnu Lipscombu nagrado za kemijo za leto 1976 z besedilom "Za njegove študije strukture boranov (borohidritov), ​​ki pojasnjujejo probleme kemičnih vezi."

Kemična vez na več mestih

Sl. 8. Molekula ferocena

Sl. 9. Dibenzen krom

Sl. 10. Uranocen

Vseh deset vezi (C-Fe) v molekuli ferocena je enakovrednih, vrednost medjedrne razdalje Fe-c je 2,04 Å. Vsi atomi ogljika v molekuli ferocena so strukturno in kemično enakovredni, dolžina vsake vezi C-C je 1,40 - 1,41 Å (za primerjavo, v benzenu je dolžina vezi C-C 1,39 Å). Okrog atoma železa se pojavi lupina s 36 elektroni.

Dinamika kemijske vezi

Kemična vez je precej dinamična. Tako se kovinska vez pri tem spremeni v kovalentno vez fazni prehod ko kovina izhlapi. Prehod kovine iz trdnega v stanje pare zahteva porabo velikih količin energije.

V parih so te kovine praktično sestavljene iz homonuklearnih dvoatomnih molekul in prostih atomov. Ko kovinske pare kondenzirajo, se kovalentna vez pretvori v kovinsko vez.

Izhlapevanje soli s tipično ionsko vezjo, na primer fluoridov alkalijskih kovin, povzroči uničenje ionske vezi in nastanek heteronuklearnih dvoatomnih molekul s polarno kovalentna vez. V tem primeru pride do tvorbe dimernih molekul z premoščenimi vezmi.

Značilnosti kemijskih vezi v molekulah fluoridov alkalijskih kovin in njihovih dimerov.

Pri kondenzaciji hlapov fluoridov alkalijskih kovin se polarna kovalentna vez pretvori v ionsko s tvorbo ustrezne kristalne mreže soli.

Mehanizem prehoda kovalentne vezi v kovinsko

Slika 11. Razmerje med orbitalnim polmerom elektronskega para r e in dolžino kovalentne kemične vezi d

Sl. 12. Orientacija dipolov dvoatomnih molekul in nastanek popačenega oktaedričnega fragmenta grozda med kondenzacijo hlapov alkalijskih kovin

Sl. 13. Telesno centrirana kubična razporeditev jeder v kristalih alkalijskih kovin in vezni člen

Disperzivna privlačnost (londonske sile) določa medatomsko interakcijo in nastanek homonuklearnih dvoatomnih molekul iz atomov alkalijskih kovin.

Tvorba kovalentne vezi kovina-kovina je povezana z deformacijo elektronske lupine medsebojno delujoči atomi - valenčni elektroni ustvarijo vezni elektronski par, katerega elektronska gostota je skoncentrirana v prostoru med atomskimi jedri nastale molekule. Značilnost homonuklearnih dvoatomnih molekul alkalijskih kovin je velika dolžina kovalentne vezi (3,6-5,8-krat večja od dolžine vezi v vodikovi molekuli) in nizka energija njenega pretrganja.

Navedeno razmerje med r e in d določa neenakomerno porazdelitev električnih nabojev v molekuli - negativni električni naboj veznega elektronskega para je koncentriran v srednjem delu molekule, pozitivni električni naboji dveh atomskih jeder pa so koncentrirani na koncih molekule.

Neenakomerna porazdelitev električnih nabojev ustvarja pogoje za interakcijo molekul zaradi orientacijskih sil (van der Waalsove sile). Molekule alkalijskih kovin se ponavadi usmerijo tako, da se v njihovi bližini pojavijo nasprotni električni naboji. Posledično med molekulami delujejo privlačne sile. Zahvaljujoč prisotnosti slednjih se molekule alkalijskih kovin približajo in bolj ali manj trdno potegnejo skupaj. Hkrati pride do določene deformacije vsake od njih pod vplivom bližjih polov sosednjih molekul (slika 12).

Pravzaprav se vezni elektroni prvotne diatomske molekule, ki padejo v električno polje štirih pozitivno nabitih atomskih jeder molekul alkalijskih kovin, odtrgajo od orbitalnega polmera atoma in postanejo svobodni.

V tem primeru postane vezni elektronski par običajen za sistem s šestimi kationi. Konstrukcija kovinske kristalne mreže se začne na stopnji grozda. V kristalni mreži alkalijskih kovin je jasno izražena struktura povezovalnega člena, ki ima obliko popačenega sploščenega oktaedra - kvadratne bipiramide, katere višina in robovi osnove so enaki vrednosti prevodne mreže. konstanta a w (slika 13).

Vrednost translacijske konstante rešetke a w kristala alkalijske kovine znatno presega dolžino kovalentne vezi molekule alkalijske kovine, zato je splošno sprejeto, da so elektroni v kovini v prostem stanju:

Matematična konstrukcija, povezana z lastnostmi prostih elektronov v kovini, se običajno identificira s "Fermijevo površino", ki jo je treba obravnavati kot geometrijsko lokacijo, kjer se nahajajo elektroni, kar zagotavlja osnovno lastnost kovine - prevajanje električnega toka.

Če primerjamo proces kondenzacije hlapov alkalijskih kovin s procesom kondenzacije plinov, na primer vodika, značilna lastnost v lastnostih kovine. Če se torej med kondenzacijo vodika pojavijo šibke medmolekularne interakcije, potem med kondenzacijo kovinske pare pride do procesov, ki so značilni za kemične reakcije. Sama kondenzacija kovinske pare poteka v več fazah in jo lahko opišemo z naslednjim procesom: prosti atom → dvoatomna molekula s kovalentno vezjo → kovinski grozd → kompaktna kovina s kovinsko vezjo.

Medsebojno delovanje molekul halogenidov alkalijskih kovin spremlja njihova dimerizacija. Molekulo dimera lahko štejemo za električni kvadrupol (slika 15). Trenutno so znane glavne značilnosti dimerov halogenidov alkalijskih kovin (dolžine kemičnih vezi in vezni koti med vezmi).

Kemijska vezna dolžina in vezni koti v dimerih halogenidov alkalijskih kovin (E 2 X 2) (plinska faza).

E 2 X 2	X=F		X=Cl		X=Br		X=I
	dEF, Å		d ECl, Å		d EBr , Å		d EI, Å
Li 2 X 2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na 2 X 2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K 2 X 2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs 2 X 2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

Med procesom kondenzacije se poveča učinek orientacijskih sil, medmolekularno interakcijo spremlja nastanek grozdov in nato trdne snovi. Halidi alkalijskih kovin tvorijo kristale s preprosto kubično in telesno osredotočeno kubično mrežo.

Vrsta kristalne mreže in konstanta translacijske mreže za halogenide alkalijskih kovin.

Med procesom kristalizacije pride do nadaljnjega povečanja medatomske razdalje, kar vodi do odstranitve elektrona iz orbitalnega radija atoma alkalijske kovine in prenosa elektrona na atom halogena s tvorbo ustreznih ionov. Silna polja ionov so enakomerno porazdeljena v vse smeri v prostoru. V tem pogledu je v kristalih alkalijskih kovin polje sile vsakega iona usklajeno z več kot enim ionom z nasprotnim predznakom, kot je običajno za kvalitativno predstavitev ionske vezi (Na + Cl -).

V kristalih ionskih spojin koncept preprostih dvoionskih molekul, kot sta Na + Cl - in Cs + Cl - izgubi pomen, saj je ion alkalijske kovine povezan s šestimi klorovimi ioni (v kristalu natrijevega klorida) in z osmimi. klorovi ioni (v kristalu cezijevega klorida. Vse medionske razdalje v kristalih pa so enako oddaljene.

Opombe

1. Priročnik za anorgansko kemijo. Konstante anorganskih snovi. - M.: "Kemija", 1987. - Str. 124. - 320 str.
2. Lidin R.A., Andreeva L.L., Moločko V.A. Priročnik za anorgansko kemijo. Konstante anorganskih snovi. - M.: "Kemija", 1987. - Str. 132-136. - 320 s.
3. Gankin V.Yu., Gankin Yu.V. Kako nastane kemična vez in potekajo kemične reakcije. - M .: založniška skupina "Granitsa", 2007. - 320 str. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Nekrasov B.V. Tečaj splošne kemije. - M.: Goskhimizdat, 1962. - Str. 88. - 976 str.
5. Pauling L. Narava kemične vezi / uredil Y.K. Syrkin. - per. iz angleščine M. E. Dyatkina. - M.-L.: Goskhimizdat, 1947. - 440 str.
6. Teoretična organska kemija / ur. R.H. Freidlina. - per. iz angleščine Yu.G.Bundela. - M.: Založba. tuja književnost, 1963. - 365 str.
7. Lemenovski D.A., Levitski M.M. Russian Chemical Journal (časopis Ruskega kemijskega društva po D.I. Mendelejevu). - 2000. - T. XLIV, št. 6. - Str. 63-86.
8. Kemijski enciklopedični slovar / pogl. izd. I.L. Knunyants. - M.: Sov. enciklopedija, 1983. - P. 607. - 792 str.
9. Nekrasov B.V. Tečaj splošne kemije. - M.: Goskhimizdat, 1962. - Str. 679. - 976 str.
10. Lidin R.A., Andreeva L.L., Moločko V.A. Priročnik za anorgansko kemijo. Konstante anorganskih snovi. - M.: "Kemija", 1987. - Str. 155-161. - 320 s.
11. Gillespie R. Geometrija molekul / prev. iz angleščine E.Z. Zasorina in V.S. Mastrjukova, ur. Yu.A Pentina. - M.: "Mir", 1975. - Str. 49. - 278 str.
12. Kemikov priročnik. - 2. izd., revidirano. in dodatno - L.-M .: Državni znanstveni in tehnični inštitut za kemijsko literaturo, 1962. - T. 1. - Str. 402-513. - 1072 str.
13. Lidin R.A., Andreeva L.L., Moločko V.A. Priročnik za anorgansko kemijo. Konstante anorganskih snovi .. - M.: “Kemija”, 1987. - Str. 132-136. - 320 s.
14. Ziman J. Elektroni v kovinah (uvod v teorijo Fermijevih površin). Napredek fizičnih znanosti.. - 1962. - T. 78, številka 2. - 291 str.

Glej tudi

• Kemična vez- članek iz Velike sovjetske enciklopedije
• Kemična vez- Chemport.ru
• Kemična vez- Fizična enciklopedija