Типи хімічних зв`язків

Кожен атом має деяким числом електронів. Вступаючи в хімічні реакції, атоми віддають, набувають, або усуспільнюється електрони, досягаючи найбільш стійкою електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найнижчою енергією (як в атомах інертних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (Рис. 1).

Мал. 1. правило октету

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

Хімічна зв`язок - це сила, що утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їх комбінацію. Природа хімічного зв`язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами і позитивно зарядженими ядрами, що визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв`язки називається валентністю, або ступенем окислення. З валентністю пов`язано поняття про валентних електронах - Електронах, що утворюють хімічні зв`язки, тобто знаходяться на найбільш високоенергетичних орбиталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, яка містить ці орбіталі, називають валентної оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв`язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентний, диполь-дипольна, металева.

Перший тип зв`язку - іонна зв`язок

Відповідно до електронної теорією валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись в катіони, по-друге, купуючи їх, перетворюючись в аніони. В результаті електронного переносу завдяки електростатичного силі тяжіння між іонами з зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв`язок, названа Косселем «електровалентной»(Тепер її називають іонної). В цьому випадку аніони і катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньої електронної оболонкою. Типові іонні зв`язку утворюються з катіонів Т і II груп періодичної системи і аніонів неметалічних елементів VI і VII груп (16 і 17 підгруп - відповідно, халькогенов і галогенів). Зв`язки у іонних з`єднань ненасичені і ненаправлення, тому можливість електростатичного взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 і 3 показані приклади іонних зв`язків, відповідних моделі електронного переносу Косселя.

Мал. 2. іонна зв`язок

Мал. 3. Іонна зв`язок в молекулі кухонної солі (NaCl)

Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин у природі, зокрема, розглянути подання про кислотах і підставах. Водні розчини всіх цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів був відкритий Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори являють собою слабкі кислоти або підстави, забарвлення яких в недиссоциированном і диссоциированном станах різниться.

Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчинні у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, що не містять ^-ОН-груп, зокрема, триетиламін N (С₂Н₅)₃)- розчинні підстави називають лугами.

Водні розчини кислот вступають в характерні реакції:

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

б) з металами - з утворенням солі і водню;

в) з карбонатами - з утворенням солі, СO₂ і Н₂O.

Властивості кислот і підстав описують кілька теорій. У відповідність з теорією С.А. Аррениуса, кислота являє собою речовина, дисоціює з утворенням іонів Н⁺, тоді як підставу утворює іони ВІН^-. Ця теорія не враховує існування органічних підстав, які не мають гідроксильних груп.

Відповідно до протонної теорією Бренстеда і Лоурі, кислота являє собою речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони (донори протонів), а підстава - речовина, що складається з молекул або іонів, які беруть протони (акцептори протонів). Відзначимо, що у водних розчинах іони водню існують в гідратованих формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H₃O⁺. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидні іонами, а й здійснюються за відсутності розчинника або з неводним розчинником. Наприклад, в реакції між аміаком NH₃ (Слабким підставою) і хлороводородом в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважної суміші двох речовин завжди присутні 4 частки, дві з яких - кислоти, а дві інші - підстави:

Ця рівноважна суміш складається з двох сполучених пар кислот і підстав:

1) NH₄⁺ і NH₃

2) HCl і Сl^-

Тут в кожній сполученій парі кислота і підставу розрізняються на один протон. Кожна кислота має поєднане з нею підставу. Сильної кислоті відповідає слабке поєднане підставу, а слабкою кислоті - сильне поєднане підставу.

Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, в залежності від взаємодіє з нею речовини, може проявляти властивості або кислоти, або підстави. Наприклад, в реакціях з водними розчинами оцтової кислоти вода є підставою, а з водними розчинами аміаку - кислотою.

1) СН₃СООН + Н₂O &harr- Н₃O⁺ + СН₃СОО^-. Тут молекула оцтової кислоти донірует протон молекулі води;

2) NH₃ + Н₂O &harr- NH₄⁺ + ВІН^-. Тут молекула аміаку акцептує протон від молекули води.

Відео: Відеоурок по хімії "Види хімічних зв`язків. Ковалентний і іонна зв`язок"

Таким чином, вода може утворювати дві сполучені пари:

1) Н₂O (Кислота) і ВІН^- (Поєднане підставу)

2) Н₃Про⁺ (Кислота) і Н₂O (Поєднане підставу).

У першому випадку вода донірует протон, а в другому - акцептує його. Така властивість називається амфіпротонностью. Речовини, здатні вступати в реакції як і кислот, і підстав, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини зустрічаються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з основами. Тому пептиди легко утворюють координаційні сполуки з присутніми іонами металів.

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

Другий тип зв`язку - ковалентная зв`язок

Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігурації шляхом усуспільнення електронів. Такий зв`язок утворюється, коли пара електронів усуспільнюється по одному від кожного атома. В такому випадку усуспільнені електрони зв`язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв`язку можна назвати гомоядерних двоатомні молекули Н<sub>2</sub>, N<sub>2</sub>, F<sub>2</sub>. Цей же тип зв`язку є у алотропія O₂ і озону O₃ і у багатоатомної молекули S₈, а також у гетероядерних молекул хлороводню НСl, Вуглекислий газ СO₂, метану СH₄, етанолу З₂Н₅ВІН, гексафториду сірки SF₆, ацетилену З₂Н₂. У всіх цих молекул електрони однаково загальні, а їх зв`язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4). Для біологів важливо, що у подвійному і потрійному зв`язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв`язком зменшені.

Мал. 4. Ковалентний зв`язок у молекулі Сl₂.

Іонний і ковалентний типи зв`язків - це два граничних випадки безлічі існуючих типів хімічних зв`язків, причому на практиці більшість зв`язків проміжні. З`єднання двох елементів, розташованих в протилежних кінцях одного або різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв`язку. У міру зближення елементів в межах періоду іонний характер їх з`єднань зменшується, а ковалентний - збільшується. Наприклад, нітрати і оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв`язку (NaCl, AgBr, BaSO<sub>4</sub>, CaCO<sub>3</sub>, KNO<sub>3</sub>, CaO, NaOH), А такі ж з`єднання елементів правій частині таблиці - ковалентні (Н₂O, СO₂, NH₃, NO₂, СН₄, фенол C₆H₅OH, глюкоза З₆H₁₂Про₆, етанол З₂Н₅ВІН).

Ковалентний зв`язок, в свою чергу, має ще одну модифікацію. У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрона можуть відбуватися тільки з одного атома. Він називається донором електронної пари. Атом, усуспільнюється з донором цю пару електронів, називається акцептором електронної пари. Такий різновид ковалентного зв`язку названа координаційної (донорно-акцепторної, або датівная) зв`язком (Рис. 5). Цей тип зв`язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найбільш важливих для метаболізму d-елементів в значній мірі описується координаційними зв`язками.

Pіc. 5. координаційна зв`язок

Як правило, в комплексному поєднанні атом металу виступає акцептором електронної пари-навпаки, при іонних і ковалентних зв`язках атом металу є донором електрона.

Суть ковалентного зв`язку і її різновиди - координаційного зв`язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот і підстав, запропонованої ГН. Льюїсом. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» і «основа» за теорією Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу освіти комплексних іонів і участь речовин в реакціях нуклеофільного заміщення, тобто в освіті КС.

Згідно Льюїсу, кислота - це речовина, здатне утворювати ковалентний зв`язок шляхом акцептування електронної пари від заснування. Льюісовим підставою названо речовина, що володіє неподіленої електронної парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв`язок з Льюісовой кислотою. Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, в яких протони не беруть участь зовсім. Причому сам протон, за цією теорією, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.

Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюісовимі кислотами, а аніони - Льюісовимі підставами. Прикладом можуть служити такі реакції:

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

поляризуемость визначається електронної структурою, зарядом і розмірами іона- у аніонів вона вище, ніж у катіонів. Найбільша здатність до поляризації серед катіонів - у катіонів більшого заряду і меншого розміру, наприклад, у Hg²⁺, Cd²⁺, Pb²⁺, Аl³⁺, Тl³⁺. Сильним поляризующим дію має Н⁺. Оскільки вплив поляризації іонів двостороннє, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.

Третій тип зв`язку - диполь-дипольна зв`язок

Крім перерахованих типів зв`язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярні взаємодії, звані також вандерваал`совимі. Сила цих взаємодій залежить від природи молекул. Виділяють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь (диполь-дипольна тяжіння) - постійний диполь - індукований диполь (індукційне тяжіння) - миттєвий диполь - індукований диполь (дисперсійне тяжіння, або лондоновских сили-рис. 6).

Мал. 6. вандерваальсова зв`язок

Диполь-дипольниммоментом володіють тільки молекули з полярними ковалентними зв`язками (HCl, NH<sub>3</sub>, SO<sub>2</sub>, Н<sub>2</sub>O, C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>Cl), Причому сила зв`язку становить 1-2 Дебая (1Д = 3,338 10^-30 кулон-метра - Кл м).

У біохімії виділяють ще один тип зв`язку - водневу зв`язок, що є граничним випадком диполь-дипольного тяжіння. Цей зв`язок утворена тяжінням між атомом водню і електронегативним атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором і азотом. З великими атомами, що володіють аналогічною електронегативні (наприклад, з хлором і сіркою), воднева зв`язок виявляється значно слабшою. Атом водню відрізняється однією суттєвою особливістю: при зволіканні зв`язують електронів його ядро - протон - оголюється і перестає екрануватися електронами. Тому атом перетворюється у великий диполь.

Водневий зв`язок, на відміну від вандерваальсова, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, але і всередині однієї молекули - внутримолекулярная воднева зв`язок. Водневі зв`язки відіграють в біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді а-спіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).

Рис.7. воднева зв`язок

Воднева і вандерваальсова зв`язку значно слабкіше, ніж іонна, ковалентний та координаційна. Енергія міжмолекулярних зв`язків вказана в табл. 1.

Таблиця 1. Енергія міжмолекулярних сил

Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення і випаровування (кипіння). Іонним з`єднанням потрібно для поділу іонів значно більше енергії, ніж для поділу молекул. Ентальпії плавлення іонних з`єднань значно вище, ніж молекулярних сполук.

Четвертий тип зв`язку - металева зв`язок

Нарешті, є ще один тип міжмолекулярних зв`язків - металевий: зв`язок позитивних іонів решітки металів з вільними електронами. У біологічних об`єктах цей тип зв`язку не зустрічається.

З короткого огляду типів зв`язків з`ясовується одна деталь: важливим параметром атома або іона металу - донора електронів, а також атома - акцептоpa електронів є його розмір. Не вдаючись в деталі, зазначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіуси металів і вандерваальсови радіуси взаємодіючих молекул збільшуються в міру зростання їх порядкового номера в групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів - найменші, а вандерваальсова радіусів - найбільші. Як правило, при русі вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсови.

Найбільше значення для біологів і медиків мають координаційні (донорно-акцепторні) Зв`язку, що розглядаються координаційної хімією.

Медична біонеорганіка. Г.К. баранчиків