Nh3 er en type kemisk binding. Typer af kemiske bindinger

DEFINITION

Ammoniak- hydrogennitrid.

Formel – NH 3. Molar masse– 17 g/mol.

Fysiske egenskaber af ammoniak

Ammoniak (NH 3) er en farveløs gas med en skarp lugt (lugten af ​​"ammoniak"), lettere end luft, meget opløselig i vand (et volumen vand vil opløse op til 700 volumener ammoniak). Koncentreret opløsning ammoniak indeholder 25 % (masse) ammoniak og har en massefylde på 0,91 g/cm 3 .

Bindingerne mellem atomer i ammoniakmolekylet er kovalente. Generel form AB 3 molekyler. Alle valensorbitaler af nitrogenatomet indgår i hybridisering, derfor er typen af ​​hybridisering af ammoniakmolekylet sp 3. Ammoniak har en geometrisk struktur af typen AB 3 E - en trigonal pyramide (fig. 1).

Ris. 1. Strukturen af ​​ammoniakmolekylet.

Kemiske egenskaber af ammoniak

Kemisk er ammoniak ret aktiv: den reagerer med mange stoffer. Oxidationsgraden af ​​nitrogen i ammoniak "-3" er minimal, så ammoniak udviser kun reducerende egenskaber.

Når ammoniak opvarmes med halogener, tungmetaloxider og oxygen, dannes nitrogen:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O

I nærvær af en katalysator kan ammoniak oxideres til nitrogenoxid (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (katalysator - platin)

I modsætning til hydrogenforbindelser af ikke-metaller fra gruppe VI og VII udviser ammoniak ikke sure egenskaber. Imidlertid er hydrogenatomer i dets molekyle stadig i stand til at blive erstattet af metalatomer. Når brint er fuldstændig erstattet af et metal, dannes forbindelser kaldet nitrider, som også kan opnås ved direkte interaktion af nitrogen med metallet ved høje temperaturer.

Ammoniakens hovedegenskaber skyldes tilstedeværelsen af ​​et ensomt elektronpar på nitrogenatomet. En opløsning af ammoniak i vand er basisk:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —

Når ammoniak interagerer med syrer, dannes ammoniumsalte, som nedbrydes ved opvarmning:

NH3 + HCl = NH4Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (ved opvarmning)

Ammoniakproduktion

Der er industrielle og laboratoriemæssige metoder til fremstilling af ammoniak. I laboratoriet opnås ammoniak ved indvirkning af alkalier på opløsninger af ammoniumsalte, når de opvarmes:

NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O

NH4 + + OH - = NH3 + H2O

Denne reaktion er kvalitativ for ammoniumioner.

Anvendelse af ammoniak

Ammoniakproduktion er en af ​​de vigtigste teknologiske processer i hele verden. Omkring 100 millioner tons ammoniak produceres årligt i verden. Ammoniak frigives i flydende form eller i form af en 25% vandig opløsning - ammoniakvand. De vigtigste anvendelsesområder for ammoniak er fremstilling af salpetersyre (efterfølgende produktion af nitrogenholdig mineralgødning), ammoniumsalte, urinstof, hexamin, syntetiske fibre (nylon og nylon). Ammoniak bruges som kølemiddel i industrielle køleanlæg og som blegemiddel ved rensning og farvning af bomuld, uld og silke.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Dyrke motion	Hvad er massen og volumen af ​​ammoniak, der kræves for at producere 5 tons ammoniumnitrat?
Løsning	Lad os skrive ligningen for reaktionen ved fremstilling af ammoniumnitrat fra ammoniak og salpetersyre: NH3 + HNO3 = NH4NO3 Ifølge reaktionsligningen er mængden af ​​ammoniumnitratstof lig med 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. Derefter beregnes massen af ​​ammoniumnitrat ud fra reaktionsligningen: m(NH4N03) = v(NH4N03) x M(NH4N03); m(NH4NO3) = 1×80 = 80 t Ifølge reaktionsligningen er mængden af ​​ammoniakstof også lig med 1 mol - v(NH 3) = 1 mol. Derefter beregnes massen af ​​ammoniak ved ligningen: m(NH3) = v(NH3)xM(NH3); m(NH3) = 1 x 17 = 17 t Lad os lave en proportion og finde massen af ​​ammoniak (praktisk): x g NH 3 – 5 t NH 4 NO 3 17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3 x = 17x5/80 = 1,06 m(NH3) = 1,06 t Lad os lave et lignende forhold for at finde volumen af ​​ammoniak: 1,06 g NH 3 – x l NH 3 17 t NH 3 – 22,4×10 3 m 3 NH 3 x = 22,4×10 3 × 1,06 /17 = 1,4×10 3 V(NH3) = 1,4 × 103 m3
Svar	Ammoniakmasse - 1,06 t, ammoniakvolumen - 1,4×10 m

.

Du ved, at atomer kan kombineres med hinanden for at danne både simple og komplekse stoffer. I dette tilfælde, forskellige typer kemiske bindinger: ionisk, kovalent (ikke-polær og polær), metallisk og hydrogen. En af de mest essentielle egenskaber ved atomer af elementer, der bestemmer, hvilken slags binding der dannes mellem dem - ionisk eller kovalent - Dette er elektronegativitet, dvs. atomernes evne i en forbindelse til at tiltrække elektroner.

En betinget kvantitativ vurdering af elektronegativitet er givet af den relative elektronegativitetsskala.

I perioder er der en generel tendens til, at elementernes elektronegativitet stiger, og i grupper - til deres fald. Elementer er arrangeret i en serie i henhold til deres elektronegativitet, på grundlag af hvilken elektronegativiteten af ​​elementer placeret i forskellige perioder kan sammenlignes.

Typen af ​​kemisk binding afhænger af, hvor stor forskellen i elektronegativitetsværdier af de forbindende atomer af grundstoffer er. Jo mere atomerne i de grundstoffer, der danner bindingen, adskiller sig i elektronegativitet, jo mere polær er den kemiske binding. Tegn en skarp linje mellem typerne kemiske bindinger det er forbudt. I de fleste forbindelser er typen af ​​kemisk binding mellemliggende; for eksempel er en meget polær kovalent kemisk binding tæt på en ionbinding. Afhængigt af hvilket af de begrænsende tilfælde en kemisk binding er tættere i naturen, klassificeres den som enten en ionisk eller en kovalent polær binding.

Ionisk binding.

En ionbinding dannes ved interaktion mellem atomer, der adskiller sig skarpt fra hinanden i elektronegativitet. For eksempel danner de typiske metaller lithium (Li), natrium (Na), kalium (K), calcium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) ionbindinger med typiske ikke-metaller, hovedsageligt halogener.

Undtagen halogenider alkalimetaller, dannes også ionbindinger i forbindelser såsom alkalier og salte. For eksempel i natriumhydroxid (NaOH) og natriumsulfat (Na 2 SO 4) ionbindinger eksisterer kun mellem natrium- og oxygenatomer (de resterende bindinger er polære kovalente).

Kovalent upolær binding.

Når atomer med samme elektronegativitet interagerer, dannes molekyler med en kovalent upolær binding. En sådan binding findes i følgende molekyler simple stoffer: H2, F2, Cl2, O2, N2. Kemiske bindinger i disse gasser dannes gennem fælles elektronpar, dvs. når de tilsvarende elektronskyer overlapper hinanden, på grund af elektron-kerne-interaktionen, som opstår når atomer nærmer sig hinanden.

Komponerer elektroniske formler stoffer, skal det huskes, at hvert delt elektronpar er konventionelt billedeøget elektrontæthed som følge af overlapning af tilsvarende elektronskyer.

Kovalent polær binding.

Når atomer interagerer, hvis elektronegativitetsværdier er forskellige, men ikke skarpt, skifter det fælles elektronpar til et mere elektronegativt atom. Dette er den mest almindelige type kemisk binding, der findes i både uorganiske og organiske forbindelser.

Kovalente bindinger inkluderer også fuldt ud de bindinger, der dannes af en donor-acceptormekanisme, for eksempel i hydronium- og ammoniumioner.

Metalforbindelse.

Bindingen, der dannes som et resultat af interaktionen af ​​relativt frie elektroner med metalioner, kaldes en metallisk binding. Denne type binding er karakteristisk for simple stoffer - metaller.

Essensen af ​​processen med metalbindingsdannelse er som følger: metalatomer opgiver let valenselektroner og bliver til positivt ladede ioner. Relativt frie elektroner løsrevet fra atomet bevæger sig mellem positive metalioner. En metallisk binding opstår mellem dem, det vil sige, at elektroner, som det var, cementerer de positive ioner i krystalgitteret af metaller.

Hydrogenbinding.

En binding, der dannes mellem brintatomerne i et molekyle og et atom i et stærkt elektronegativt grundstof(O, N, F) et andet molekyle kaldes en hydrogenbinding.

Spørgsmålet kan opstå: hvorfor danner brint en så specifik kemisk binding?

Dette forklares ved, at brints atomare radius er meget lille. Derudover, når brint fortrænger eller fuldstændig donerer sin eneste elektron, opnår en relativt høj positiv ladning, på grund af hvilken brintet i et molekyle interagerer med atomer af elektronegative elementer, der har en delvis negativ ladning, der indgår i sammensætningen af ​​andre molekyler (HF). H20, NH3).

Lad os se på nogle eksempler. Normalt skildrer vi sammensætningen af ​​vand kemisk formel H 2 O. Dette er dog ikke helt nøjagtigt. Det ville være mere korrekt at betegne vandets sammensætning med formlen (H 2 O)n, hvor n = 2,3,4 osv. Dette forklares ved, at individuelle vandmolekyler er forbundet med hinanden gennem hydrogenbindinger .

Hydrogenbindinger er normalt betegnet med prikker. Det er meget svagere end ioniske eller kovalente bindinger, men stærkere end almindelige intermolekylære interaktioner.

Tilstedeværelsen af ​​hydrogenbindinger forklarer stigningen i vandvolumen med faldende temperatur. Dette skyldes det faktum, at når temperaturen falder, bliver molekylerne stærkere, og derfor falder tætheden af ​​deres "pakning".

Når man studerer organisk kemi Følgende spørgsmål opstod også: hvorfor er kogepunkterne for alkoholer meget højere end de tilsvarende kulbrinter? Dette forklares med, at der også dannes brintbindinger mellem alkoholmolekyler.

En stigning i kogepunktet for alkoholer forekommer også på grund af udvidelsen af ​​deres molekyler.

Hydrogenbinding er også karakteristisk for mange andre organiske forbindelser (phenoler, carboxylsyrer og osv.). Fra organisk kemi kurser og generel biologi Du ved, at tilstedeværelsen af ​​en hydrogenbinding forklarer den sekundære struktur af proteiner, strukturen af ​​den dobbelte helix af DNA, dvs. fænomenet komplementaritet.

3.3.1 Kovalent binding er en to-center, to-elektronbinding dannet på grund af overlapningen af ​​elektronskyer, der bærer uparrede elektroner med antiparallelle spins. Som regel dannes det mellem atomer af et kemisk element.

Det er kvantitativt karakteriseret ved valens. Valens af elementet - dette er dens evne til at danne et vist antal kemiske bindinger på grund af frie elektroner placeret i det atomare valensbånd.

En kovalent binding dannes kun af et par elektroner placeret mellem atomer. Det kaldes et split-par. De resterende elektronpar kaldes enlige par. De fylder skallerne og er ikke med til at binde. Forbindelsen mellem atomer kan udføres ikke kun af et, men også af to og endda tre opdelte par. Sådanne forbindelser kaldes dobbelt etc sværm - flere forbindelser.

3.3.1.1 Kovalent upolær binding. En binding opnået gennem dannelsen af ​​elektronpar, der hører lige meget til begge atomer, kaldes kovalent upolær. Det forekommer mellem atomer med praktisk talt ens elektronegativitet (0,4 > ΔEO > 0) og derfor en ensartet fordeling af elektrontæthed mellem kernerne af atomer i homonukleære molekyler. For eksempel H 2, O 2, N 2, Cl 2 osv. Dipolmomentet for sådanne bindinger er nul. CH-bindingen i mættede kulbrinter (for eksempel i CH 4) anses for praktisk talt upolær, fordi AEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Kovalent polær binding. Hvis et molekyle er dannet af to forskellige atomer, så forskydes overlapningszonen af ​​elektronskyer (orbitaler) mod et af atomerne, og en sådan binding kaldes polar . Med en sådan binding er sandsynligheden for at finde elektroner i nærheden af ​​kernen af ​​et af atomerne højere. For eksempel HCl, H 2 S, PH 3.

Polær (usymmetrisk) kovalent binding - binding mellem atomer med forskellig elektronegativitet (2 > ΔEO > 0,4) og asymmetrisk fordeling af det fælles elektronpar. Typisk dannes det mellem to ikke-metaller.

Elektrontætheden af ​​en sådan binding forskydes mod et mere elektronegativt atom, hvilket fører til fremkomsten af ​​en delvis negativ ladning (delta minus) på den, og en delvis positiv ladning (delta plus) på den mindre elektronegativt atom.

C  .

Retningen af ​​elektronforskydning er også angivet med en pil:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Jo større forskellen i elektronegativitet af de bundne atomer er, jo højere er polariteten af ​​bindingen og jo større er dens dipolmoment. Yderligere tiltrækningskræfter virker mellem partielle ladninger med modsat fortegn. Derfor, jo mere polær bindingen er, jo stærkere er den.

Undtagen polariserbarhed kovalent binding har ejendommen mætning – et atoms evne til at danne lige så mange kovalente bindinger, som det har energetisk tilgængelige atomorbitaler. Den tredje egenskab ved en kovalent binding er dens retning.

3.3.2 Ionbinding. Drivkraften bag dens dannelse er atomernes samme ønske om oktetskallen. Men i nogle tilfælde kan en sådan "oktet"-skal kun opstå, når elektroner overføres fra et atom til et andet. Derfor dannes der som regel en ionbinding mellem et metal og et ikke-metal.

Betragt som et eksempel reaktionen mellem natrium (3s 1) og fluor (2s 2 3s 5) atomer. Elektronegativitetsforskel i NaF-forbindelse

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Natrium, der har givet sin 3s 1 elektron til fluor, bliver en Na + ion og forbliver med en fyldt 2s 2 2p 6 skal, som svarer til den elektroniske konfiguration af neonatomet. Fluor opnår nøjagtig den samme elektroniske konfiguration ved at acceptere en elektron doneret af natrium. Som et resultat opstår elektrostatiske tiltrækningskræfter mellem modsat ladede ioner.

Ionisk binding – et ekstremt tilfælde af polær kovalent binding, baseret på elektrostatisk tiltrækning af ioner. Denne forbindelse opstår, når stor forskel i bundne atomers elektronegativitet (EO > 2), når et mindre elektronegativt atom næsten fuldstændig opgiver sine valenselektroner og bliver til en kation, og et andet, mere elektronegativt atom, binder disse elektroner og bliver til en anion. Ion interaktion modsat fortegn afhænger ikke af retning, og Coulomb-kræfter har ikke egenskaben mætning. På grund af dette ionbinding har ingen rumlig fokus Og mætning , da hver ion er forbundet med et vist antal modioner (ionkoordinationsnummer). Derfor har ionbundne forbindelser ikke en molekylær struktur og er faste stoffer, der danner ioniske krystalgitre, med høje smelte- og kogepunkter, de er meget polære, ofte saltlignende og elektrisk ledende i vandige opløsninger. For eksempel MgS, NaCl, A2O3. Der er praktisk talt ingen forbindelser med rent ioniske bindinger, da en vis mængde kovalens altid forbliver på grund af det faktum, at en fuldstændig overførsel af en elektron til et andet atom ikke observeres; i de mest "ioniske" stoffer overstiger andelen af ​​bindingsionicitet ikke 90%. For eksempel i NaF er bindingspolarisationen omkring 80%.

I organiske forbindelser er ionbindinger ret sjældne, pga Et kulstofatom har hverken tendens til at miste eller til at få elektroner til at danne ioner.

Valence grundstoffer i forbindelser med ionbindinger er meget ofte karakteriseret oxidationstilstand , hvilket igen svarer til ladningsværdien af ​​grundstofionen i en given forbindelse.

Oxidationstilstand - dette er en betinget ladning, som et atom får som følge af omfordelingen af ​​elektrontætheden. Kvantitativt er det kendetegnet ved antallet af elektroner, der er forskudt fra et mindre elektronegativt element til et mere elektronegativt. En positivt ladet ion dannes af det grundstof, der opgav sine elektroner, og en negativ ion dannes af det grundstof, der accepterede disse elektroner.

Elementet placeret i højeste oxidationstilstand (maksimal positiv), har allerede opgivet alle sine valenselektroner placeret i AVZ. Og da deres antal er bestemt af nummeret på den gruppe, hvori elementet er placeret, så højeste oxidationstilstand for de fleste elementer og vil være ens gruppenummer . Vedrørende laveste oxidationstilstand (maksimalt negativ), så vises det under dannelsen af ​​en otte-elektronskal, det vil sige i tilfælde af, at AVZ er helt fyldt. Til ikke-metaller det beregnes ved formlen Gruppenummer - 8 . Til metaller svarende til nul , da de ikke kan acceptere elektroner.

For eksempel har svovls AVZ formen: 3s 2 3p 4. Hvis et atom opgiver alle dets elektroner (seks), vil det opnå den højeste oxidationstilstand +6 , lig med gruppenummeret VI , hvis det tager de to nødvendige for at færdiggøre den stabile skal, vil den opnå den laveste oxidationstilstand –2 , svarende til Gruppenummer – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Metalbinding. De fleste metaller har en række egenskaber, der er generelle i naturen og adskiller sig fra andre stoffers egenskaber. Sådanne egenskaber er relativt høje smeltetemperaturer, evnen til at reflektere lys og høj termisk og elektrisk ledningsevne. Disse egenskaber forklares ved eksistensen af ​​en særlig type interaktion i metaller – metalforbindelse.

I overensstemmelse med deres placering i det periodiske system har metalatomer et lille antal valenselektroner, som er ret svagt bundet til deres kerner og let kan løsnes fra dem. Som et resultat opstår positivt ladede ioner i metallets krystalgitter, lokaliseret i visse positioner af krystalgitteret, og et stort antal delokaliserede (frie) elektroner, der bevæger sig relativt frit i feltet med positive centre og kommunikerer mellem alt metal atomer på grund af elektrostatisk tiltrækning.

Dette er en vigtig forskel mellem metalliske bindinger og kovalente bindinger, som har en streng orientering i rummet. Bindingskræfter i metaller er ikke lokaliserede eller rettet, og frie elektroner, der danner en "elektrongas", forårsager høj termisk og elektrisk ledningsevne. Derfor er det i dette tilfælde umuligt at tale om retningen af ​​bindingerne, da valenselektronerne er fordelt næsten jævnt over hele krystallen. Det er det, der forklarer f.eks. metallers plasticitet, dvs. muligheden for forskydning af ioner og atomer i enhver retning

3.3.4 Donor-acceptor-binding. Ud over mekanismen for dannelse af kovalente bindinger, ifølge hvilken et delt elektronpar opstår ved interaktionen mellem to elektroner, er der også en speciel donor-acceptor mekanisme . Det ligger i, at en kovalent binding dannes som følge af overgangen af ​​et allerede eksisterende (enligt) elektronpar donor (elektronleverandør) til fælles brug for donor og acceptor (leverandør af fri atomorbital).

Når først det er dannet, er det ikke anderledes end kovalent. Donor-acceptor-mekanismen er godt illustreret af skemaet til dannelse af en ammoniumion (figur 9) (stjerner angiver elektronerne i det ydre niveau af nitrogenatomet):

Figur 9 - Skema for dannelse af ammoniumion

Den elektroniske formel for nitrogenatomets ABZ er 2s 2 2p 3, det vil sige, at den har tre uparrede elektroner, der indgår i en kovalent binding med tre hydrogenatomer (1s 1), som hver har en valenselektron. I dette tilfælde dannes et ammoniakmolekyle NH 3, hvori det enlige elektronpar nitrogen tilbageholdes. Hvis en brintproton (1s 0), som ikke har nogen elektroner, nærmer sig dette molekyle, så vil nitrogen overføre sit elektronpar (donor) til denne brintatomorbital (acceptor), hvilket resulterer i dannelsen af ​​en ammoniumion. I den er hvert brintatom forbundet med et nitrogenatom af et fælles elektronpar, hvoraf det ene er implementeret via en donor-acceptor-mekanisme. Det er vigtigt at bemærke det H-N forbindelser, dannet af forskellige mekanismer, har ingen forskelle i egenskaber. Dette fænomen skyldes det faktum, at orbitalerne af nitrogenatomets 2s og 2p elektroner i bindingstidspunktet ændrer deres form. Som et resultat fremkommer fire orbitaler med nøjagtig samme form.

Atomer med stort beløb elektroner, men med et lille antal uparrede elektroner. For grundstoffer fra periode II er en sådan mulighed ud over nitrogenatomet tilgængelig for oxygen (to enlige par) og fluor (tre enlige par). For eksempel er hydrogenionen H + i vandige opløsninger aldrig i fri tilstand, da hydroniumionen H 3 O + altid er dannet af vandmolekylerne H 2 O og H + ionen. Hydroniumionen er til stede i alle vandige opløsninger , selvom det for at lette skrivningen er bevaret symbolet H+.

3.3.5 Hydrogenbinding. Et brintatom forbundet med et stærkt elektronegativt grundstof (nitrogen, oxygen, fluor osv.), som "trækker" et fælles elektronpar på sig selv, oplever mangel på elektroner og får en effektiv positiv ladning. Derfor er det i stand til at interagere med det enlige elektronpar af et andet elektronegativt atom (som får en effektiv negativ ladning) af det samme (intramolekylære binding) eller et andet molekyle (intermolekylær binding). Som et resultat er der hydrogenbinding , som er grafisk angivet med prikker:

Denne binding er meget svagere end andre kemiske bindinger (energien ved dens dannelse er 10 – 40 kJ/mol) og har hovedsageligt en delvis elektrostatisk, delvis donor-acceptor karakter.

Hydrogenbindingen spiller en ekstremt vigtig rolle i biologiske makromolekyler, såsom uorganiske forbindelser som H 2 O, H 2 F 2, NH 3. For eksempel er O-H-bindinger i H2O mærkbart polære i naturen med et overskud af negativ ladning – på oxygenatomet. Brintatomet får derimod en lille positiv ladning  + og kan interagere med de enlige elektronpar i oxygenatomet i et nabovandmolekyle.

Interaktionen mellem vandmolekyler viser sig at være ret stærk, sådan at der selv i vanddamp er dimerer og trimerer af sammensætningen (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 osv. I opløsninger er lange kæder af associerede af bl.a. denne type kan forekomme:

fordi iltatomet har to enlige elektronpar.

Tilstedeværelsen af ​​hydrogenbindinger forklarer de høje kogetemperaturer for vand, alkoholer og carboxylsyrer. På grund af hydrogenbindinger er vand karakteriseret ved så høje smelte- og kogetemperaturer sammenlignet med H 2 E (E = S, Se, Te). Hvis der ikke var nogen hydrogenbindinger, ville vand smelte ved –100 °C og koge ved –80 °C. Typiske tilfælde af association observeres for alkoholer og organiske syrer.

Hydrogenbindinger kan forekomme både mellem forskellige molekyler og inden for et molekyle, hvis dette molekyle indeholder grupper med donor- og acceptorevner. For eksempel er det intramolekylære hydrogenbindinger, der spiller hovedrollen i dannelsen af ​​peptidkæder, som bestemmer strukturen af ​​proteiner. H-bindinger påvirker et stofs fysiske og kemiske egenskaber.

Atomer af andre grundstoffer danner ikke hydrogenbindinger , da kræfterne af elektrostatisk tiltrækning af modsatte ender af dipoler af polære bindinger (O-H, N-H, etc.) er ret svage og kun virker på korte afstande. Hydrogen, der har den mindste atomradius, tillader sådanne dipoler at komme så tæt på, at de tiltrækkende kræfter bliver mærkbare. Intet andet grundstof med en stor atomradius er i stand til at danne sådanne bindinger.

3.3.6 Intermolekylære interaktionskræfter (van der Waals-kræfter). I 1873 foreslog den hollandske videnskabsmand I. Van der Waals, at der er kræfter, der forårsager tiltrækning mellem molekyler. Disse styrker blev senere kaldt van der Waals styrker – den mest universelle type intermolekylære bindinger. Van der Waals-bindingens energi er mindre end hydrogenbindingen og udgør 2-20 kJ/∙mol.

Afhængigt af forekomstmetoden er kræfter opdelt i:

1) orienterende (dipol-dipol eller ion-dipol) - opstår mellem polære molekyler eller mellem ioner og polære molekyler. Når polære molekyler nærmer sig hinanden, er de orienteret på en sådan måde, at positive side en dipol var orienteret mod den negative side af den anden dipol (figur 10).

Figur 10 - Orienteringsinteraktion

2) induktion (dipol - induceret dipol eller ion - induceret dipol) - opstår mellem polære molekyler eller ioner og ikke-polære molekyler, men i stand til polarisering. Dipoler kan påvirke ikke-polære molekyler og gøre dem til indikerede (inducerede) dipoler. (Figur 11).

Figur 11 - Induktiv interaktion

3) dispersiv (induceret dipol - induceret dipol) - opstår mellem ikke-polære molekyler, der er i stand til at polarisere. Elektriske tæthedsudsving forekommer i ethvert ædelgasmolekyle eller atom, hvilket resulterer i øjeblikkelige dipoler, som igen inducerer øjeblikkelige dipoler i nabomolekyler. Bevægelsen af ​​øjeblikkelige dipoler bliver konsistent, deres udseende og henfald sker synkront. Som et resultat af interaktionen af ​​øjeblikkelige dipoler falder systemets energi (figur 12).

Figur 12 - Spredningsinteraktion

I afsnittet om spørgsmålet Hjælp mig med at løse kemi, tak. Angiv typen af ​​binding i molekylerne NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... specificeret af forfatteren Evgeny_1991 det bedste svar er 1) NH3-bindingstype cov. polar. Tre uparrede elektroner af nitrogen og en af ​​hydrogen hver deltager i dannelsen af ​​en binding. Der er ingen pi-bindinger. sp3 hybridisering. Formen af ​​molekylet er pyramideformet (en orbital deltager ikke i hybridisering, tetraederet bliver til en pyramide)
CaCl2-bindingstypen er ionisk. Bindingsdannelsen involverer to calciumelektroner i s orbital, som accepterer to kloratomer, og fuldender deres tredje niveau. ingen pi-bindinger, hybridiseringstype sp. de er placeret i rummet i en vinkel på 180 grader
Al2O3-bindingstypen er ionisk. Tre elektroner fra s- og p-orbitaler af aluminium er involveret i dannelsen af ​​bindingen, som oxygen accepterer, og fuldfører sit andet niveau. O=Al-O-Al=O. Der er pi-bindinger mellem ilt og aluminium. sp hybridiseringstype højst sandsynligt.
BaS-typen af ​​binding er ionisk. to elektroner af barium accepteres af svovl. Ba=S er en pi-binding. hybridisering sp. Fladt molekyle.
2) AgNO3
sølv reduceres ved katoden
K Ag+ + e = Ag
vand oxiderer ved anoden
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
ifølge Faradays lov (uanset...) er massen (volumen) af stoffet frigivet ved katoden proportional med mængden af ​​elektricitet, der passerer gennem opløsningen
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l

163120 0

Hvert atom har et vist antal elektroner.

Indtastning kemiske reaktioner, atomer donerer, opnår eller deler elektroner, hvilket opnår den mest stabile elektroniske konfiguration. Konfigurationen med den laveste energi (som i ædelgasatomer) viser sig at være den mest stabile. Dette mønster kaldes "oktetreglen" (fig. 1).

Ris. 1.

Denne regel gælder for alle typer af forbindelser. Elektroniske forbindelser mellem atomer giver dem mulighed for at danne stabile strukturer, fra de enkleste krystaller til komplekse biomolekyler, der i sidste ende danner levende systemer. De adskiller sig fra krystaller i deres kontinuerlige stofskifte. Samtidig forløber mange kemiske reaktioner efter mekanismerne elektronisk overførsel, som spiller en afgørende rolle i energiprocesser i kroppen.

En kemisk binding er den kraft, der holder to eller flere atomer, ioner, molekyler eller enhver kombination af disse sammen.

Naturen af ​​en kemisk binding er universel: det er en elektrostatisk tiltrækningskraft mellem negativt ladede elektroner og positivt ladede kerner, bestemt af konfigurationen af ​​elektronerne i den ydre skal af atomer. Et atoms evne til at danne kemiske bindinger kaldes valens, eller oxidationstilstand. Konceptet med valenselektroner- elektroner, der danner kemiske bindinger, det vil sige placeret i orbitaler med højeste energi. Følgelig kaldes den ydre skal af atomet, der indeholder disse orbitaler valensskal. I øjeblikket er det ikke nok at angive tilstedeværelsen af ​​en kemisk binding, men det er nødvendigt at afklare dens type: ionisk, kovalent, dipol-dipol, metallisk.

Den første type forbindelse erionisk forbindelse

Ifølge Lewis og Kossels elektroniske valensteori kan atomer opnå en stabil elektronisk konfiguration på to måder: For det første ved at miste elektroner, blive til kationer, for det andet at erhverve dem, blive til anioner. Som et resultat af elektronoverførsel, på grund af den elektrostatiske tiltrækningskraft mellem ioner med ladninger med modsatte fortegn, dannes en kemisk binding, kaldet af Kossel " elektrovalent"(kaldes nu ionisk).

I dette tilfælde danner anioner og kationer en stabil elektronisk konfiguration med en fyldt ydre elektronskal. Typiske ionbindinger dannes fra kationer af T- og II-grupper periodiske system og anioner af ikke-metalliske grundstoffer i gruppe VI og VII (henholdsvis 16 og 17 undergrupper, kalkogener Og halogener). Bindingerne af ioniske forbindelser er umættede og ikke-retningsbestemte, så de bevarer muligheden for elektrostatisk interaktion med andre ioner. I fig. Figur 2 og 3 viser eksempler på ionbindinger svarende til Kossel-modellen for elektronoverførsel.

Ris. 2.

Ris. 3. Ionbinding i et molekyle af bordsalt (NaCl)

Her er det passende at huske nogle egenskaber, der forklarer opførsel af stoffer i naturen, især overveje ideen om syrer Og grunde.

Vandige opløsninger af alle disse stoffer er elektrolytter. De skifter farve forskelligt indikatorer. Virkningsmekanismen for indikatorer blev opdaget af F.V. Ostwald. Han viste, at indikatorer er svage syrer eller baser, hvis farve er forskellig i de udissocierede og dissocierede tilstande.

Baser kan neutralisere syrer. Ikke alle baser er opløselige i vand (for eksempel er nogle uopløselige organiske forbindelser, som ikke indeholder - OH-grupper, især, triethylamin N(C 2 H 5) 3); opløselige baser kaldes alkalier.

Vandige opløsninger af syrer gennemgår karakteristiske reaktioner:

a) med metaloxider - med dannelse af salt og vand;

b) med metaller - med dannelse af salt og brint;

c) med karbonater - med dannelse af salt, CO 2 og N 2 O.

Egenskaberne af syrer og baser er beskrevet af flere teorier. I overensstemmelse med teorien om S.A. Arrhenius, en syre er et stof, der dissocierer for at danne ioner N+ , mens basen danner ioner HAN- . Denne teori tager ikke højde for eksistensen af ​​organiske baser, der ikke har hydroxylgrupper.

I overensstemmelse med proton Ifølge Brønsted og Lowrys teori er en syre et stof, der indeholder molekyler eller ioner, der donerer protoner ( donorer protoner), og en base er et stof bestående af molekyler eller ioner, der accepterer protoner ( acceptanter protoner). Bemærk, at i vandige opløsninger findes hydrogenioner i hydratiseret form, det vil sige i form af hydroniumioner H3O+ . Denne teori beskriver reaktioner ikke kun med vand og hydroxidioner, men også dem, der udføres i fravær af et opløsningsmiddel eller med et ikke-vandigt opløsningsmiddel.

For eksempel i reaktionen mellem ammoniak N.H. 3 (svag base) og hydrogenchlorid i gasfasen, dannes fast ammoniumchlorid, og i en ligevægtsblanding af to stoffer er der altid 4 partikler, hvoraf to er syrer, og de to andre er baser:

Denne ligevægtsblanding består af to konjugerede par af syrer og baser:

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

2) HCl Og Cl ‑

Her adskiller syren og basen sig med en proton i hvert konjugatpar. Hver syre har en konjugeret base. En stærk syre har en svag konjugeret base, og en svag syre har en stærk konjugeret base.

Brønsted-Lowry-teorien hjælper med at forklare vands unikke rolle for biosfærens liv. Vand kan, afhængigt af stoffet, der interagerer med det, udvise egenskaberne af enten en syre eller en base. For eksempel i reaktioner med vandige opløsninger af eddikesyre er vand en base, og i reaktioner med vandige opløsninger af ammoniak er det en syre.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Her donerer et eddikesyremolekyle en proton til et vandmolekyle;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HAN- . Her accepterer et ammoniakmolekyle en proton fra et vandmolekyle.

Vand kan således danne to konjugerede par:

1) H2O(syre) og HAN- (konjugeret base)

2) H3O+ (syre) og H2O(konjugeret base).

I det første tilfælde donerer vand en proton, og i det andet accepterer det det.

Denne egenskab kaldes amfiprotonisme. Stoffer der kan reagere som både syrer og baser kaldes amfoterisk. Sådanne stoffer findes ofte i den levende natur. Aminosyrer kan for eksempel danne salte med både syrer og baser. Derfor danner peptider let koordinationsforbindelser med de tilstedeværende metalioner.

Dermed, karakteristisk egenskab ionbinding - den fuldstændige bevægelse af to bindende elektroner til en af ​​kernerne. Det betyder, at der mellem ionerne er et område, hvor elektrontætheden er næsten nul.

Den anden type forbindelse erkovalent forbindelse

Atomer kan danne stabile elektroniske konfigurationer ved at dele elektroner.

En sådan binding dannes, når et par elektroner deles én ad gangen fra alle atom. I dette tilfælde er de delte bindingselektroner fordelt ligeligt mellem atomerne. Eksempler på kovalente bindinger omfatter homonuklear diatomisk molekyler H 2 , N 2 , F 2. Den samme type forbindelse findes i allotroper O 2 og ozon O 3 og for et polyatomisk molekyle S 8 og også heteronukleære molekyler hydrogenchlorid HCl, carbondioxid CO 2, metan CH 4, ethanol MED 2 N 5 HAN svovlhexafluorid SF 6, acetylen MED 2 N 2. Alle disse molekyler deler de samme elektroner, og deres bindinger er mættede og rettet på samme måde (fig. 4).

Det er vigtigt for biologer, at dobbelt- og tredobbeltbindinger har reducerede kovalente atomradius sammenlignet med en enkeltbinding.

Ris. 4. Kovalent binding i et Cl 2 molekyle.

Ioniske og kovalente typer bindinger er to begrænsende tilfælde af sættet eksisterende typer kemiske bindinger, og i praksis er de fleste bindinger mellemliggende.

Forbindelser af to elementer placeret i modsatte ender af en eller forskellige perioder Mendeleevs systemer danner overvejende ionbindinger. Når grundstoffer bevæger sig tættere sammen inden for en periode, falder den ioniske natur af deres forbindelser, og den kovalente karakter øges. For eksempel halogenider og oxider af grundstoffer på venstre side periodiske system danner overvejende ionbindinger ( NaCl, AgBr, BaS04, CaCO3, KNO3, CaO, NaOH), og de samme forbindelser af grundstoffer på højre side af tabellen er kovalente ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4 phenol C6H5OH glukose C6H12O6 ethanol C2H5OH).

Den kovalente binding har til gengæld en modifikation mere.

I polyatomiske ioner og i komplekse biologiske molekyler kan begge elektroner kun komme fra en atom. Det kaldes donor elektronpar. Et atom, der deler dette elektronpar med en donor, kaldes acceptor elektronpar. Denne type kovalente binding kaldes koordinering (donor-acceptor, ellerdativ) meddelelse(Fig. 5). Denne type binding er vigtigst for biologi og medicin, da kemien af ​​de d-elementer, der er vigtigst for stofskiftet, i høj grad beskrives ved koordinationsbindinger.

Fig. 5.

Som regel fungerer metalatomet i en kompleks forbindelse som en acceptor af et elektronpar; tværtimod er metalatomet i ioniske og kovalente bindinger en elektrondonor.

Essensen af ​​den kovalente binding og dens variation - koordinationsbindingen - kan afklares ved hjælp af en anden teori om syrer og baser foreslået af GN. Lewis. Han udvidede noget det semantiske begreb om begreberne "syre" og "base" ifølge Brønsted-Lowry-teorien. Lewis' teori forklarer arten af ​​dannelsen af ​​komplekse ioner og stoffers deltagelse i nukleofile substitutionsreaktioner, det vil sige i dannelsen af ​​CS.

Ifølge Lewis er en syre et stof, der er i stand til at danne en kovalent binding ved at acceptere et elektronpar fra en base. En Lewis-base er et stof, der har et ensomt elektronpar, som ved at donere elektroner danner en kovalent binding med Lewis-syre.

Det vil sige, at Lewis' teori udvider rækken af ​​syre-base reaktioner også til reaktioner, hvor protoner slet ikke deltager. Desuden er selve protonen ifølge denne teori også en syre, da den er i stand til at acceptere et elektronpar.

Derfor er kationerne ifølge denne teori Lewis-syrer, og anionerne er Lewis-baser. Et eksempel kunne være følgende reaktioner:

Det blev bemærket ovenfor, at opdelingen af ​​stoffer i ioniske og kovalente er relativ, da fuldstændig elektronoverførsel fra metalatomer til acceptoratomer ikke forekommer i kovalente molekyler. I forbindelser med ionbindinger er hver ion i det elektriske felt af ioner med det modsatte fortegn, så de er gensidigt polariserede, og deres skaller deformeres.

Polariserbarhed bestemt af den elektroniske struktur, ladning og størrelse af ionen; for anioner er det højere end for kationer. Den højeste polariserbarhed blandt kationer er for kationer med større ladning og mindre størrelse, f.eks. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Har en stærk polariserende effekt N+ . Da påvirkningen af ​​ionpolarisering er tovejs, ændrer den væsentligt egenskaberne af de forbindelser, de danner.

Den tredje type forbindelse erdipol-dipol forbindelse

Ud over de anførte kommunikationstyper er der også dipol-dipol intermolekylære interaktioner, også kaldet van der Waals .

Styrken af ​​disse interaktioner afhænger af molekylernes natur.

Der er tre typer af interaktioner: permanent dipol - permanent dipol ( dipol-dipol attraktion); permanent dipol - induceret dipol ( induktion attraktion); øjeblikkelig dipol - induceret dipol ( dispersiv attraktion eller London-styrker; ris. 6).

Ris. 6.

Kun molekyler med polære kovalente bindinger har et dipol-dipol-moment ( HCl, NH3, SO2, H2O, C6H5Cl), og bindingsstyrken er 1-2 Debaya(1D = 3.338 × 10-30 coulomb meter - C × m).

I biokemi er der en anden type forbindelse - brint forbindelse, der er et begrænsende tilfælde dipol-dipol attraktion. Denne binding dannes af tiltrækningen mellem et brintatom og et lille elektronegativt atom, oftest oxygen, fluor og nitrogen. Med store atomer, der har lignende elektronegativitet (såsom klor og svovl), er hydrogenbindingen meget svagere. Hydrogenatomet er kendetegnet ved et væsentligt træk: Når bindingselektronerne trækkes væk, er dets kerne - protonen - blotlagt og er ikke længere afskærmet af elektroner.

Derfor bliver atomet til en stor dipol.

En hydrogenbinding, i modsætning til en van der Waals-binding, dannes ikke kun under intermolekylære interaktioner, men også inden for et molekyle - intramolekylært hydrogenbinding. Hydrogenbindinger spiller en vigtig rolle i biokemi, for eksempel at stabilisere strukturen af ​​proteiner i form af en a-helix, eller for dannelsen af ​​en dobbelt helix af DNA (fig. 7).

Fig.7.

Hydrogen- og van der Waals-bindinger er meget svagere end ion-, kovalent- og koordinationsbindinger. Energien af ​​intermolekylære bindinger er angivet i tabel. 1.

Tabel 1. Energi af intermolekylære kræfter

Bemærk: Graden af ​​intermolekylære interaktioner afspejles af entalpien for smeltning og fordampning (kogning). Ionforbindelser kræver betydeligt mere energi for at adskille ioner end for at adskille molekyler. Entalpien for smeltning af ioniske forbindelser er meget højere end for molekylære forbindelser.

Den fjerde type forbindelse ermetalforbindelse

Endelig er der en anden type intermolekylære bindinger - metal: forbindelse af positive ioner af et metalgitter med frie elektroner. Denne type forbindelse forekommer ikke i biologiske objekter.

Fra kort overblik typer bindinger, en detalje bliver klar: en vigtig parameter for et metalatom eller ion - en elektrondonor, såvel som et atom - en elektronacceptor, er dens størrelse.

Uden at gå i detaljer, bemærker vi, at atomernes kovalente radius, ionradius af metaller og van der Waals-radius for interagerende molekyler stiger, når deres serienummer i grupper af det periodiske system. I dette tilfælde er værdierne af ion-radierne de mindste, og van der Waals-radierne er de største. Som regel, når man bevæger sig ned i gruppen, øges radierne af alle elementer, både kovalente og van der Waals.

Af største betydning for biologer og læger er samordning(donor-acceptor) bindinger betragtet af koordinationskemi.

Medicinske bioinorganiske stoffer. G.K. Barashkov