NH3 è un tipo di legame chimico. Tipi di legami chimici

DEFINIZIONE

Ammoniaca- nitruro di idrogeno.

Formula – NH3. Massa molare– 17 g/mol.

Proprietà fisiche dell'ammoniaca

L'ammoniaca (NH 3) è un gas incolore dall'odore pungente (l'odore dell'ammoniaca), più leggero dell'aria, altamente solubile in acqua (un volume di acqua scioglie fino a 700 volumi di ammoniaca). Soluzione concentrata l'ammoniaca contiene il 25% (in massa) di ammoniaca e ha una densità di 0,91 g/cm 3 .

I legami tra gli atomi nella molecola di ammoniaca sono covalenti. Forma generale AB 3 molecole. Tutti gli orbitali di valenza dell'atomo di azoto entrano in ibridazione, pertanto il tipo di ibridazione della molecola di ammoniaca è sp 3. L'ammoniaca ha una struttura geometrica del tipo AB 3 E - una piramide trigonale (Fig. 1).

Riso. 1. La struttura della molecola di ammoniaca.

Proprietà chimiche dell'ammoniaca

Chimicamente l'ammoniaca è piuttosto attiva: reagisce con molte sostanze. Il grado di ossidazione dell'azoto nell'ammoniaca “-3” è minimo, quindi l'ammoniaca presenta solo proprietà riducenti.

Quando l'ammoniaca viene riscaldata con alogeni, ossidi di metalli pesanti e ossigeno, si forma azoto:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

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

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O

In presenza di un catalizzatore, l'ammoniaca può essere ossidata in ossido di azoto (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (catalizzatore - platino)

A differenza dei composti dell'idrogeno dei non metalli dei gruppi VI e VII, l'ammoniaca non presenta proprietà acide. Tuttavia, gli atomi di idrogeno nella sua molecola possono ancora essere sostituiti da atomi di metallo. Quando l'idrogeno viene completamente sostituito da un metallo si formano composti chiamati nitruri, che possono essere ottenuti anche per interazione diretta dell'azoto con il metallo ad alte temperature.

Le principali proprietà dell'ammoniaca sono dovute alla presenza di una coppia solitaria di elettroni sull'atomo di azoto. Una soluzione di ammoniaca in acqua è alcalina:

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

Quando l'ammoniaca interagisce con gli acidi, si formano sali di ammonio che si decompongono se riscaldati:

NH3 + HCl = NH4Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (quando riscaldato)

Produzione di ammoniaca

Esistono metodi industriali e di laboratorio per produrre ammoniaca. In laboratorio l'ammoniaca si ottiene dall'azione degli alcali su soluzioni di sali di ammonio quando riscaldate:

NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O

NH4++OH- = NH3+H2O

Questa reazione è qualitativa per gli ioni ammonio.

Applicazione dell'ammoniaca

La produzione di ammoniaca è una delle più importanti processi tecnologici in tutto il mondo. Ogni anno nel mondo vengono prodotte circa 100 milioni di tonnellate di ammoniaca. L'ammoniaca viene rilasciata in forma liquida o sotto forma di una soluzione acquosa al 25% - acqua di ammoniaca. I principali ambiti di utilizzo dell'ammoniaca sono la produzione di acido nitrico (successiva produzione di fertilizzanti minerali contenenti azoto), sali di ammonio, urea, esammina, fibre sintetiche (nylon e nylon). L'ammoniaca viene utilizzata come refrigerante nelle unità di refrigerazione industriale e come agente sbiancante nella pulizia e tintura di cotone, lana e seta.

Esempi di risoluzione dei problemi

ESEMPIO 1

Esercizio	Qual è la massa e il volume di ammoniaca necessari per produrre 5 tonnellate di nitrato di ammonio?
Soluzione	Scriviamo l'equazione per la reazione di produzione del nitrato di ammonio da ammoniaca e acido nitrico: NH3 + HNO3 = NH4NO3 Secondo l'equazione di reazione, la quantità di sostanza nitrato di ammonio è pari a 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. Quindi, la massa di nitrato di ammonio calcolata dall'equazione di reazione: m(NH4NO3) = v(NH4NO3) × M(NH4NO3); m(NH4NO3) = 1×80 = 80 t Secondo l'equazione di reazione, anche la quantità di sostanza ammoniacale è pari a 1 mol - v(NH 3) = 1 mol. Quindi, la massa di ammoniaca calcolata dall'equazione: m(NH3) = v(NH3)×M(NH3); m(NH3) = 1×17 = 17t Facciamo una proporzione e troviamo la massa dell'ammoniaca (pratica): x g NH 3 – 5 t NH 4 NO 3 17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3 x = 17×5/80 = 1,06 m(NH3) = 1,06 t Facciamo una proporzione simile per trovare il volume dell'ammoniaca: 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(NH 3) = 1,4 × 10 3 m 3
Risposta	Massa di ammoniaca - 1,06 t, volume di ammoniaca - 1,4×10 m

.

Sai che gli atomi possono combinarsi tra loro per formare sia elementi semplici che atomici sostanze complesse. In questo caso, vari tipi legami chimici: ionico, covalente (non polare e polare), metallico e idrogeno. Una delle proprietà più essenziali degli atomi degli elementi che determina il tipo di legame che si forma tra loro - ionico o covalente - Questa è l'elettronegatività, cioè la capacità degli atomi di un composto di attrarre gli elettroni.

Una valutazione quantitativa condizionale dell'elettronegatività è data dalla scala dell'elettronegatività relativa.

Nei periodi c'è una tendenza generale all'aumento dell'elettronegatività degli elementi e nei gruppi alla loro diminuzione. Gli elementi sono disposti in fila in base alla loro elettronegatività, in base alla quale è possibile confrontare l'elettronegatività degli elementi situati in periodi diversi.

Il tipo di legame chimico dipende da quanto è grande la differenza nei valori di elettronegatività degli atomi di collegamento degli elementi. Quanto più gli atomi degli elementi che formano il legame differiscono in elettronegatività, tanto più polare è il legame chimico. Traccia una linea netta tra i tipi legami chimiciè vietato. Nella maggior parte dei composti il ​​tipo di legame chimico è intermedio; ad esempio, un legame chimico covalente altamente polare è vicino a un legame ionico. A seconda di quale dei casi limite un legame chimico è di natura più stretta, viene classificato come legame polare ionico o covalente.

Legame ionico.

Un legame ionico è formato dall'interazione di atomi che differiscono nettamente l'uno dall'altro in elettronegatività. Ad esempio, i tipici metalli litio (Li), sodio (Na), potassio (K), calcio (Ca), stronzio (Sr), bario (Ba) formano legami ionici con tipici non metalli, principalmente alogeni.

Tranne gli alogenuri metalli alcalini, i legami ionici si formano anche in composti come alcali e sali. Ad esempio, nell'idrossido di sodio (NaOH) e nel solfato di sodio (Na 2 SO 4) legami ionici esistono solo tra gli atomi di sodio e di ossigeno (i restanti legami sono covalenti polari).

Legame covalente non polare.

Quando atomi con la stessa elettronegatività interagiscono, si formano molecole con un legame covalente non polare. Un tale legame esiste nelle seguenti molecole sostanze semplici: H2, F2, Cl2, O2, N2. I legami chimici in questi gas si formano attraverso coppie di elettroni condivisi, cioè quando le corrispondenti nubi elettroniche si sovrappongono, a causa dell’interazione elettrone-nucleare, che avviene quando gli atomi si avvicinano tra loro.

Comporre formule elettroniche sostanze, va ricordato che ciascuna coppia di elettroni condivisa lo è immagine convenzionale aumento della densità elettronica derivante dalla sovrapposizione delle corrispondenti nubi elettroniche.

Legame polare covalente.

Quando gli atomi interagiscono, i cui valori di elettronegatività differiscono, ma non bruscamente, la coppia di elettroni comune si sposta su un atomo più elettronegativo. Questo è il tipo più comune di legame chimico, presente sia nei composti inorganici che organici.

I legami covalenti comprendono anche quei legami che si formano mediante un meccanismo donatore-accettore, ad esempio negli ioni idronio e ammonio.

Collegamento in metallo.

Il legame che si forma come risultato dell'interazione di elettroni relativamente liberi con ioni metallici è chiamato legame metallico. Questo tipo di legame è caratteristico delle sostanze semplici: i metalli.

L'essenza del processo di formazione del legame metallico è la seguente: gli atomi metallici rinunciano facilmente agli elettroni di valenza e si trasformano in ioni caricati positivamente. Gli elettroni relativamente liberi, staccati dall'atomo, si muovono tra ioni metallici positivi. Tra loro nasce un legame metallico, ad es. Gli elettroni, per così dire, cementano gli ioni positivi del reticolo cristallino dei metalli.

Legame idrogeno.

Legame che si forma tra gli atomi di idrogeno di una molecola e un atomo di un elemento fortemente elettronegativo(O,N,F) un'altra molecola è chiamata legame idrogeno.

Potrebbe sorgere la domanda: perché l’idrogeno forma un legame chimico così specifico?

Ciò è spiegato dal fatto che il raggio atomico dell'idrogeno è molto piccolo. Inoltre, quando sposta o dona completamente il suo unico elettrone, l'idrogeno acquisisce una carica positiva relativamente elevata, grazie alla quale l'idrogeno di una molecola interagisce con atomi di elementi elettronegativi che hanno una carica negativa parziale che entra nella composizione di altre molecole (HF , H2O, NH3) .

Diamo un'occhiata ad alcuni esempi. Di solito descriviamo la composizione dell'acqua formula chimica H 2 O. Tuttavia, questo non è del tutto esatto. Sarebbe più corretto denotare la composizione dell'acqua con la formula (H 2 O)n, dove n = 2,3,4, ecc. Ciò è spiegato dal fatto che le singole molecole d'acqua sono collegate tra loro tramite legami idrogeno .

I legami idrogeno sono solitamente indicati da punti. È molto più debole dei legami ionici o covalenti, ma più forte delle normali interazioni intermolecolari.

La presenza di legami idrogeno spiega l'aumento del volume dell'acqua al diminuire della temperatura. Ciò è dovuto al fatto che al diminuire della temperatura le molecole diventano più forti e quindi diminuisce la densità del loro “impaccamento”.

Quando studi chimica organica Sorse anche la seguente domanda: perché i punti di ebollizione degli alcoli sono molto più alti dei corrispondenti idrocarburi? Ciò è spiegato dal fatto che si formano legami idrogeno anche tra le molecole di alcol.

Un aumento del punto di ebollizione degli alcoli avviene anche a causa dell'ingrossamento delle loro molecole.

Il legame idrogeno è caratteristico anche di molti altri composti organici (fenoli, acidi carbossilici e così via.). Dai corsi di chimica organica e biologia generale Sapete che la presenza di un legame idrogeno spiega la struttura secondaria delle proteine, la struttura della doppia elica del DNA, cioè il fenomeno della complementarità.

3.3.1 Legame covalente è un legame a due centri e due elettroni formato a causa della sovrapposizione di nubi di elettroni che trasportano elettroni spaiati con spin antiparalleli. Di norma, si forma tra gli atomi di un elemento chimico.

È quantitativamente caratterizzato dalla valenza. Valenza dell'elemento - questa è la sua capacità di formare un certo numero di legami chimici grazie agli elettroni liberi situati nella banda di valenza atomica.

Un legame covalente è formato solo da una coppia di elettroni situati tra gli atomi. Si chiama coppia divisa. Le restanti coppie di elettroni sono chiamate coppie solitarie. Riempiono i gusci e non prendono parte alla legatura. La connessione tra gli atomi può essere effettuata non solo da una, ma anche da due e persino tre coppie divise. Tali connessioni sono chiamate Doppio eccetera sciame: connessioni multiple.

3.3.1.1 Legame covalente non polare. Viene chiamato un legame ottenuto attraverso la formazione di coppie di elettroni che appartengono equamente a entrambi gli atomi covalente non polare. Si verifica tra atomi con elettronegatività praticamente uguale (0,4 > ΔEO > 0) e, quindi, una distribuzione uniforme della densità elettronica tra i nuclei degli atomi nelle molecole omonucleari. Ad esempio, H 2, O 2, N 2, Cl 2, ecc. Il momento di dipolo di tali legami è zero. Il legame CH negli idrocarburi saturi (ad esempio, in CH 4) è considerato praticamente non polare, perché ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Legame polare covalente. Se una molecola è formata da due atomi diversi, la zona di sovrapposizione delle nubi elettroniche (orbitali) si sposta verso uno degli atomi e tale legame viene chiamato polare . Con un tale legame, la probabilità di trovare elettroni vicino al nucleo di uno degli atomi è maggiore. Ad esempio, HCl, H 2 S, PH 3.

Legame covalente polare (asimmetrico). - legame tra atomi con diversa elettronegatività (2 > ΔEO > 0,4) e distribuzione asimmetrica della coppia elettronica comune. Tipicamente, si forma tra due non metalli.

La densità elettronica di un tale legame viene spostata verso un atomo più elettronegativo, il che porta alla comparsa di una carica parziale negativa (delta meno) su di esso e di una carica parziale positiva (delta più) su quello meno atomo elettronegativo.

C?

La direzione dello spostamento degli elettroni è indicata anche da una freccia:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Maggiore è la differenza di elettronegatività degli atomi legati, maggiore è la polarità del legame e maggiore il suo momento dipolare. Ulteriori forze attrattive agiscono tra cariche parziali di segno opposto. Pertanto, più il legame è polare, più è forte.

Tranne polarizzabilità legame covalente ha la proprietà saturazione – la capacità di un atomo di formare tanti legami covalenti quanti sono gli orbitali atomici energeticamente accessibili. La terza proprietà di un legame covalente è la sua direzione.

3.3.2 Legame ionico. La forza trainante dietro la sua formazione è lo stesso desiderio degli atomi per l'involucro dell'ottetto. Ma in alcuni casi, un simile guscio di “ottetto” può formarsi solo quando gli elettroni vengono trasferiti da un atomo a un altro. Pertanto, di regola, si forma un legame ionico tra un metallo e un non metallo.

Consideriamo, ad esempio, la reazione tra gli atomi di sodio (3s 1) e fluoro (2s 2 3s 5). Differenza di elettronegatività nel composto NaF

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Il sodio, dopo aver ceduto il suo elettrone 3s 1 al fluoro, diventa uno ione Na + e rimane con un guscio pieno 2s 2 2p 6, che corrisponde alla configurazione elettronica dell'atomo di neon. Il fluoro acquisisce esattamente la stessa configurazione elettronica accettando un elettrone donato dal sodio. Di conseguenza, tra ioni di carica opposta si creano forze di attrazione elettrostatiche.

Legame ionico – un caso estremo di legame covalente polare, basato sull’attrazione elettrostatica degli ioni. Questa connessione si verifica quando grande differenza nell'elettronegatività degli atomi legati (EO > 2), quando un atomo meno elettronegativo cede quasi completamente i suoi elettroni di valenza e si trasforma in un catione, e un altro atomo, più elettronegativo, attacca questi elettroni e diventa un anione. Interazione ionica segno opposto non dipende dalla direzione e le forze di Coulomb non hanno la proprietà di saturazione. A causa di ciò legame ionico non ha spazio messa a fuoco E saturazione , poiché ad ogni ione è associato un certo numero di controioni (numero di coordinazione ionica). Pertanto, i composti con legame ionico non hanno una struttura molecolare e sono sostanze solide che formano reticoli cristallini ionici, con punti di fusione e di ebollizione elevati, sono altamente polari, spesso simili al sale ed elettricamente conduttivi in ​​soluzioni acquose. Ad esempio, MgS, NaCl, A 2 O 3. Non esistono praticamente composti con legami puramente ionici, poiché rimane sempre una certa quantità di covalenza dovuta al fatto che non si osserva un trasferimento completo di un elettrone ad un altro atomo; nelle sostanze più “ioniche” la percentuale di ionicità del legame non supera il 90%. Ad esempio, nel NaF la polarizzazione del legame è di circa l'80%.

Nei composti organici, i legami ionici sono piuttosto rari, perché Un atomo di carbonio non tende né a perdere né ad acquistare elettroni per formare ioni.

Valenza gli elementi nei composti con legami ionici sono molto spesso caratterizzati stato di ossidazione , che, a sua volta, corrisponde al valore di carica dell'elemento ione in un dato composto.

Stato di ossidazione - questa è una carica condizionale che un atomo acquisisce come risultato della ridistribuzione della densità elettronica. Quantitativamente è caratterizzato dal numero di elettroni spostati da un elemento meno elettronegativo a uno più elettronegativo. Uno ione carico positivamente si forma dall'elemento che ha ceduto i suoi elettroni, mentre uno ione negativo si forma dall'elemento che ha accettato questi elettroni.

L'elemento situato in stato di ossidazione più elevato (massimo positivo), ha già ceduto tutti i suoi elettroni di valenza situati nell'AVZ. E poiché il loro numero è determinato dal numero del gruppo in cui si trova l'elemento, allora stato di ossidazione più elevato per la maggior parte degli elementi e sarà uguale numero del gruppo . Riguardo stato di ossidazione più basso (massimo negativo), quindi appare durante la formazione di un guscio di otto elettroni, cioè nel caso in cui l'AVZ sia completamente riempito. Per non metalli si calcola con la formula Numero del gruppo – 8 . Per metalli uguale a zero , poiché non possono accettare elettroni.

Ad esempio, l'AVZ dello zolfo ha la forma: 3s 2 3p 4. Se un atomo cede tutti i suoi elettroni (sei), acquisirà lo stato di ossidazione più elevato +6 , uguale al numero del gruppo VI , se ne occorrono i due necessari per completare il guscio stabile, acquisirà lo stato di ossidazione più basso –2 , uguale a Numero del gruppo – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Legame metallico. La maggior parte dei metalli ha una serie di proprietà che sono di natura generale e differiscono dalle proprietà di altre sostanze. Tali proprietà sono temperature di fusione relativamente elevate, la capacità di riflettere la luce e un'elevata conduttività termica ed elettrica. Queste caratteristiche sono spiegate dall'esistenza di un tipo speciale di interazione nei metalli – collegamento metallico.

A seconda della loro posizione nella tavola periodica, gli atomi dei metalli hanno un piccolo numero di elettroni di valenza, che sono legati piuttosto debolmente ai loro nuclei e possono essere facilmente staccati da essi. Di conseguenza, nel reticolo cristallino del metallo compaiono ioni caricati positivamente, localizzati in determinate posizioni del reticolo cristallino, e un gran numero di elettroni delocalizzati (liberi), che si muovono relativamente liberamente nel campo dei centri positivi e comunicano tra tutto il metallo atomi per attrazione elettrostatica.

Questa è un'importante differenza tra i legami metallici e i legami covalenti, che hanno un orientamento rigoroso nello spazio. Le forze di legame nei metalli non sono localizzate o dirette e gli elettroni liberi che formano un “gas di elettroni” causano un’elevata conduttività termica ed elettrica. Pertanto, in questo caso è impossibile parlare della direzione dei legami, poiché gli elettroni di valenza sono distribuiti quasi uniformemente in tutto il cristallo. Questo è ciò che spiega, ad esempio, la plasticità dei metalli, cioè la possibilità di spostamento di ioni e atomi in qualsiasi direzione

3.3.4 Legame donatore-accettante. Oltre al meccanismo di formazione del legame covalente, secondo il quale dall'interazione di due elettroni nasce una coppia elettronica condivisa, esiste anche uno speciale meccanismo donatore-accettore . Sta nel fatto che un legame covalente si forma a seguito della transizione di una coppia di elettroni (solitaria) già esistente donatore (fornitore di elettroni) per l'uso comune del donatore e accettore (fornitore di orbitale atomico gratuito).

Una volta formato, non è diverso dal covalente. Il meccanismo donatore-accettore è ben illustrato dallo schema per la formazione di uno ione ammonio (Figura 9) (gli asterischi indicano gli elettroni del livello esterno dell'atomo di azoto):

Figura 9 - Schema di formazione dello ione ammonio

La formula elettronica dell'ABZ dell'atomo di azoto è 2s 2 2p 3, cioè ha tre elettroni spaiati che formano un legame covalente con tre atomi di idrogeno (1s 1), ciascuno dei quali ha un elettrone di valenza. In questo caso si forma una molecola di ammoniaca NH 3, in cui viene trattenuta la coppia di elettroni solitari dell'azoto. Se un protone di idrogeno (1s 0), che non ha elettroni, si avvicina a questa molecola, l'azoto trasferirà la sua coppia di elettroni (donatore) a questo orbitale atomico di idrogeno (accettore), dando luogo alla formazione di uno ione ammonio. In esso, ogni atomo di idrogeno è collegato a un atomo di azoto tramite una coppia di elettroni comune, uno dei quali è implementato tramite un meccanismo donatore-accettore. È importante notarlo Connessioni HN, formati da meccanismi diversi, non presentano differenze nelle proprietà. Questo fenomeno è dovuto al fatto che al momento della formazione del legame, gli orbitali degli elettroni 2s e 2p dell'atomo di azoto cambiano forma. Di conseguenza, compaiono quattro orbitali esattamente della stessa forma.

Atomi con grande quantità elettroni, ma con un piccolo numero di elettroni spaiati. Per gli elementi del periodo II, oltre all'atomo di azoto, tale possibilità è disponibile per l'ossigeno (due coppie solitarie) e il fluoro (tre coppie solitarie). Ad esempio, lo ione idrogeno H + nelle soluzioni acquose non è mai allo stato libero, poiché lo ione idronio H 3 O + è sempre formato da molecole d'acqua H 2 O e lo ione idronio H + è presente in tutte le soluzioni acquose , anche se per comodità di scrittura viene conservato il simbolo H+.

3.3.5 Legame idrogeno. Un atomo di idrogeno associato a un elemento fortemente elettronegativo (azoto, ossigeno, fluoro, ecc.), Che “attira” su se stesso una coppia di elettroni comuni, sperimenta una mancanza di elettroni e acquisisce un'efficace carica positiva. Pertanto, è in grado di interagire con la coppia solitaria di elettroni di un altro atomo elettronegativo (che acquisisce una carica negativa effettiva) dello stesso (legame intramolecolare) o di un'altra molecola (legame intermolecolare). Di conseguenza, c'è legame idrogeno , che è graficamente indicato dai punti:

Questo legame è molto più debole di altri legami chimici (l'energia della sua formazione è 10 – 40 kJ/mol) e ha principalmente un carattere parzialmente elettrostatico e parzialmente donatore-accettore.

Il legame idrogeno gioca un ruolo estremamente importante nelle macromolecole biologiche, tali composti inorganici come H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Ad esempio, i legami OH in H2O sono notevolmente di natura polare, con un eccesso di carica negativa – sull’atomo di ossigeno. L'atomo di idrogeno, al contrario, acquisisce una piccola carica positiva  + e può interagire con le coppie solitarie di elettroni dell'atomo di ossigeno di una molecola d'acqua vicina.

L'interazione tra le molecole d'acqua risulta essere piuttosto forte, tale che anche nel vapore acqueo ci sono dimeri e trimeri della composizione (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, ecc. Nelle soluzioni, lunghe catene di associati di questo tipo può apparire:

perché l'atomo di ossigeno ha due coppie solitarie di elettroni.

La presenza di legami idrogeno spiega le elevate temperature di ebollizione di acqua, alcoli e acidi carbossilici. A causa dei legami idrogeno, l'acqua è caratterizzata da temperature di fusione e di ebollizione così elevate rispetto a H 2 E (E = S, Se, Te). Se non ci fossero legami idrogeno, l’acqua si scioglierebbe a –100°C e bollirebbe a –80°C. Casi tipici di associazione si osservano per alcoli e acidi organici.

I legami idrogeno possono verificarsi sia tra diverse molecole che all'interno di una molecola se questa molecola contiene gruppi con capacità di donatore e accettore. Ad esempio, sono i legami idrogeno intramolecolari a svolgere il ruolo principale nella formazione delle catene peptidiche, che determinano la struttura delle proteine. I legami H influenzano le proprietà fisiche e chimiche di una sostanza.

Gli atomi di altri elementi non formano legami idrogeno , poiché le forze di attrazione elettrostatica delle estremità opposte dei dipoli dei legami polari (O-H, N-H, ecc.) sono piuttosto deboli e agiscono solo a brevi distanze. L'idrogeno, avendo il raggio atomico più piccolo, consente a tali dipoli di avvicinarsi così tanto che le forze di attrazione diventano evidenti. Nessun altro elemento con un ampio raggio atomico è in grado di formare tali legami.

3.3.6 Forze di interazione intermolecolare (forze di van der Waals). Nel 1873, lo scienziato olandese I. Van der Waals suggerì che esistono forze che causano l'attrazione tra le molecole. Queste forze furono successivamente chiamate forze di van der Waals – il tipo più universale di legame intermolecolare. L'energia del legame van der Waals è inferiore a quella del legame idrogeno e ammonta a 2–20 kJ/∙mol.

A seconda del modo in cui si manifestano, le forze si dividono in:

1) orientazionale (dipolo-dipolo o ione-dipolo) - si verifica tra molecole polari o tra ioni e molecole polari. Quando le molecole polari si avvicinano tra loro, sono orientate in modo tale che lato positivo un dipolo era orientato verso il lato negativo dell'altro dipolo (Figura 10).

Figura 10 – Interazione di orientamento

2) induzione (dipolo - dipolo indotto o dipolo ione - indotto) - si verifica tra molecole polari o ioni e molecole non polari, ma capaci di polarizzazione. I dipoli possono influenzare le molecole non polari, trasformandole in dipoli indicati (indotti). (Figura 11).

Figura 11 - Interazione induttiva

3) dispersivo (dipolo indotto - dipolo indotto) - nasce tra molecole non polari capaci di polarizzazione. In qualsiasi molecola o atomo di gas nobile si verificano fluttuazioni nella densità elettrica, con conseguente comparsa di dipoli istantanei, che a loro volta inducono dipoli istantanei nelle molecole vicine. Il movimento dei dipoli istantanei diventa coerente, la loro comparsa e il loro decadimento avvengono in modo sincrono. Come risultato dell'interazione dei dipoli istantanei, l'energia del sistema diminuisce (Figura 12).

Figura 12 – Interazione di dispersione

Nella sezione sulla domanda Aiutami a risolvere la chimica, per favore. Indicare il tipo di legame nelle molecole NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... specificato dall'autore Eugenio_1991 la risposta migliore è 1) Tipo di obbligazione NH3 cov. polare. Alla formazione del legame partecipano ciascuno tre elettroni spaiati dell’azoto e uno dell’idrogeno. Non ci sono legami pi greco. ibridazione sp3. La forma della molecola è piramidale (un orbitale non partecipa all'ibridazione, il tetraedro si trasforma in una piramide)
Il tipo di legame CaCl2 è ionico. La formazione del legame coinvolge due elettroni di calcio nell'orbitale s, che accettano due atomi di cloro, completando il loro terzo livello. nessun legame pi, tipo di ibridazione sp. si trovano nello spazio con un angolo di 180 gradi
Il tipo di legame Al2O3 è ionico. Tre elettroni degli orbitali s e p dell'alluminio sono coinvolti nella formazione del legame, che l'ossigeno accetta, completando il suo secondo livello. O=Al-O-Al=O. Ci sono legami pi tra ossigeno e alluminio. molto probabilmente il tipo di ibridazione sp.
Il tipo di legame BaS è ionico. due elettroni del bario sono accettati dallo zolfo. Ba=S è un legame pi greco. ibridazione sp. Molecola piatta.
2) AgNO3
l'argento viene ridotto al catodo
K Ag+ + e = Ag
l'acqua si ossida all'anodo
A2H2O - 4e = O2 + 4H+
secondo la legge di Faraday (qualsiasi cosa...) la massa (volume) della sostanza rilasciata al catodo è proporzionale alla quantità di elettricità che passa attraverso la soluzione
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l

163120 0

Ogni atomo ha un certo numero di elettroni.

Entrando reazioni chimiche, gli atomi donano, acquistano o condividono elettroni, ottenendo la configurazione elettronica più stabile. La configurazione con l'energia più bassa (come negli atomi dei gas nobili) risulta essere la più stabile. Questo modello è chiamato “regola dell’ottetto” (Fig. 1).

Riso. 1.

Questa regola vale per tutti tipi di connessioni. Le connessioni elettroniche tra gli atomi consentono loro di formare strutture stabili, dai cristalli più semplici alle biomolecole complesse che alla fine formano i sistemi viventi. Differiscono dai cristalli nel loro metabolismo continuo. Allo stesso tempo, molte reazioni chimiche procedono secondo i meccanismi trasferimento elettronico, che svolgono un ruolo fondamentale nei processi energetici del corpo.

Un legame chimico è la forza che tiene insieme due o più atomi, ioni, molecole o qualsiasi combinazione di questi.

La natura di un legame chimico è universale: è una forza di attrazione elettrostatica tra elettroni caricati negativamente e nuclei carichi positivamente, determinata dalla configurazione degli elettroni del guscio esterno degli atomi. Si chiama la capacità di un atomo di formare legami chimici valenza, O stato di ossidazione. Il concetto di elettroni di valenza- elettroni che formano legami chimici, cioè situati negli orbitali a più alta energia. Di conseguenza, viene chiamato il guscio esterno dell'atomo contenente questi orbitali guscio di valenza. Attualmente non è sufficiente indicare la presenza di un legame chimico, ma è necessario chiarirne la tipologia: ionico, covalente, dipolo-dipolo, metallico.

Il primo tipo di connessione èionico connessione

Secondo la teoria della valenza elettronica di Lewis e Kossel, gli atomi possono raggiungere una configurazione elettronica stabile in due modi: in primo luogo, perdendo elettroni, diventando cationi, in secondo luogo, acquisirli, trasformarsi in anioni. In seguito al trasferimento di elettroni, a causa della forza di attrazione elettrostatica tra ioni con cariche di segno opposto, si forma un legame chimico, chiamato da Kossel “ elettrovalente"(ora chiamato ionico).

In questo caso, anioni e cationi formano una configurazione elettronica stabile con l'esterno pieno guscio elettronico. I tipici legami ionici sono formati da cationi dei gruppi T e II tavola periodica e anioni di elementi non metallici dei gruppi VI e VII (16 e 17 sottogruppi, rispettivamente, calcogeni E alogeni). I legami dei composti ionici sono insaturi e non direzionali, quindi mantengono la possibilità di interazione elettrostatica con altri ioni. Nella fig. Le Figure 2 e 3 mostrano esempi di legami ionici corrispondenti al modello di trasferimento elettronico di Kossel.

Riso. 2.

Riso. 3. Legame ionico in una molecola di sale da cucina (NaCl)

Qui è opportuno richiamare alcune proprietà che spiegano il comportamento delle sostanze in natura, in particolare considerare l'idea di acidi E motivi.

Le soluzioni acquose di tutte queste sostanze sono elettroliti. Cambiano colore in modo diverso indicatori. Il meccanismo d'azione degli indicatori è stato scoperto da F.V. Ostwald. Ha dimostrato che gli indicatori sono acidi o basi deboli, il cui colore differisce negli stati indissociati e dissociati.

Le basi possono neutralizzare gli acidi. Non tutte le basi sono solubili in acqua (ad esempio, alcune sono insolubili composti organici, non contenenti gruppi -OH, in particolare, trietilammina N(C2H5)3); vengono chiamate basi solubili alcali.

Le soluzioni acquose di acidi subiscono reazioni caratteristiche:

a) con ossidi metallici - con formazione di sale e acqua;

b) con metalli - con formazione di sale e idrogeno;

c) con carbonati - con formazione di sale, CO 2 e N 2 O.

Le proprietà degli acidi e delle basi sono descritte da diverse teorie. Secondo la teoria di S.A. Arrhenius, un acido è una sostanza che si dissocia per formare ioni N+ , mentre la base forma ioni LUI- . Questa teoria non tiene conto dell'esistenza di basi organiche che non hanno gruppi idrossilici.

Secondo protone Secondo la teoria di Brønsted e Lowry, un acido è una sostanza contenente molecole o ioni che donano protoni ( donatori protoni) e una base è una sostanza costituita da molecole o ioni che accettano protoni ( accettatori protoni). Si noti che nelle soluzioni acquose gli ioni idrogeno esistono in forma idrata, cioè sotto forma di ioni idronio H3O+ . Questa teoria descrive le reazioni non solo con acqua e ioni idrossido, ma anche quelle effettuate in assenza di solvente o con un solvente non acquoso.

Ad esempio, nella reazione tra l'ammoniaca N.H. 3 (base debole) e acido cloridrico in fase gassosa, si forma cloruro di ammonio solido e in una miscela di equilibrio di due sostanze ci sono sempre 4 particelle, due delle quali sono acidi e le altre due sono basi:

Questa miscela di equilibrio è costituita da due coppie coniugate di acidi e basi:

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

2) HCl E Cl ‑

Qui, in ciascuna coppia coniugata, l'acido e la base differiscono di un protone. Ogni acido ha una base coniugata. Un acido forte ha una base coniugata debole e un acido debole ha una base coniugata forte.

La teoria di Brønsted-Lowry aiuta a spiegare il ruolo unico dell'acqua per la vita della biosfera. L'acqua, a seconda della sostanza che interagisce con essa, può presentare le proprietà di un acido o di una base. Ad esempio, nelle reazioni con soluzioni acquose di acido acetico, l'acqua è una base e nelle reazioni con soluzioni acquose di ammoniaca è un acido.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH3COO- . Qui, una molecola di acido acetico dona un protone a una molecola d'acqua;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + LUI- . Qui, una molecola di ammoniaca accetta un protone da una molecola d'acqua.

Pertanto, l'acqua può formare due coppie coniugate:

1) H2O(acido) e LUI- (base coniugata)

2) H3O+ (acido) e H2O(base coniugata).

Nel primo caso l'acqua dona un protone, nel secondo lo accetta.

Questa proprietà si chiama anfiprotonismo. Sostanze che possono reagire sia come acidi che come basi anfotero. Tali sostanze si trovano spesso nella natura vivente. Ad esempio, gli amminoacidi possono formare sali sia con acidi che con basi. Pertanto, i peptidi formano facilmente composti di coordinazione con gli ioni metallici presenti.

Così, immobile caratteristico legame ionico: il movimento completo di due elettroni di legame su uno dei nuclei. Ciò significa che tra gli ioni c'è una regione in cui la densità elettronica è quasi zero.

Il secondo tipo di connessione ècovalente connessione

Gli atomi possono formare configurazioni elettroniche stabili condividendo gli elettroni.

Un tale legame si forma quando una coppia di elettroni viene condivisa uno alla volta da parte di tutti atomo. In questo caso, gli elettroni di legame condiviso sono distribuiti equamente tra gli atomi. Esempi di legami covalenti includono omonucleare biatomico molecole H 2 , N 2 , F 2. Lo stesso tipo di connessione si trova negli allotropi O 2 e ozono O 3 e per una molecola poliatomica S 8 e anche molecole eteronucleari cloruro di idrogeno HCl, diossido di carbonio CO 2, metano CH 4, etanolo CON 2 N 5 LUI, esafluoruro di zolfo San Francisco 6, acetilene CON 2 N 2. Tutte queste molecole condividono gli stessi elettroni e i loro legami sono saturati e diretti allo stesso modo (Fig. 4).

Per i biologi è importante che i legami doppi e tripli abbiano raggi atomici covalenti ridotti rispetto a un legame singolo.

Riso. 4. Legame covalente in una molecola di Cl2.

I tipi di legami ionici e covalenti sono due casi limite dell'insieme tipi esistenti legami chimici e in pratica la maggior parte dei legami sono intermedi.

Collegamenti di due elementi situati alle estremità opposte di uno o periodi diversi I sistemi di Mendeleev formano prevalentemente legami ionici. Quando gli elementi si avvicinano tra loro in un periodo, la natura ionica dei loro composti diminuisce e il carattere covalente aumenta. Ad esempio, alogenuri e ossidi di elementi sul lato sinistro tavola periodica formano legami prevalentemente ionici ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), e gli stessi composti degli elementi sul lato destro della tabella sono covalenti ( H2O, CO2, NH3, NO2, CH4, fenolo C6H5OH, glucosio C6H12O6, etanolo C2H5OH).

Il legame covalente, a sua volta, ha un'altra modifica.

Negli ioni poliatomici e nelle molecole biologiche complesse, entrambi gli elettroni possono provenire solo da uno atomo. È chiamato donatore coppia di elettroni. Viene chiamato un atomo che condivide questa coppia di elettroni con un donatore accettore coppia di elettroni. Questo tipo di legame covalente si chiama coordinazione (donatore-accettore, Odativo) comunicazione(Fig. 5). Questo tipo di legame è molto importante per la biologia e la medicina, poiché la chimica degli elementi D più importanti per il metabolismo è in gran parte descritta dai legami di coordinazione.

Fico. 5.

Di norma, in un composto complesso l'atomo di metallo funge da accettore di una coppia di elettroni; nei legami ionici e covalenti, invece, l'atomo di metallo è un donatore di elettroni.

L'essenza del legame covalente e la sua varietà - il legame di coordinazione - possono essere chiarite con l'aiuto di un'altra teoria degli acidi e delle basi proposta da GN. Lewis. Ha in qualche modo ampliato il concetto semantico dei termini “acido” e “base” secondo la teoria di Brønsted-Lowry. La teoria di Lewis spiega la natura della formazione di ioni complessi e la partecipazione delle sostanze alle reazioni di sostituzione nucleofila, cioè alla formazione di CS.

Secondo Lewis un acido è una sostanza capace di formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni da una base. Una base di Lewis è una sostanza che ha una coppia di elettroni solitari che, donando elettroni, forma un legame covalente con l'acido di Lewis.

Cioè, la teoria di Lewis espande la gamma delle reazioni acido-base anche alle reazioni a cui i protoni non partecipano affatto. Inoltre, il protone stesso, secondo questa teoria, è anche un acido, poiché è in grado di accettare una coppia di elettroni.

Pertanto, secondo questa teoria, i cationi sono acidi di Lewis e gli anioni sono basi di Lewis. Un esempio potrebbero essere le seguenti reazioni:

È stato notato sopra che la divisione delle sostanze in ioniche e covalenti è relativa, poiché il trasferimento completo di elettroni dagli atomi di metallo agli atomi accettori non avviene nelle molecole covalenti. Nei composti con legami ionici, ciascuno ione si trova nel campo elettrico degli ioni di segno opposto, quindi sono reciprocamente polarizzati e i loro gusci sono deformati.

Polarizzabilità determinato dalla struttura elettronica, dalla carica e dalla dimensione dello ione; per gli anioni è maggiore che per i cationi. La più alta polarizzabilità tra i cationi è per i cationi con carica maggiore e dimensione più piccola, ad esempio, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ha un forte effetto polarizzante N+ . Poiché l’influenza della polarizzazione ionica è bidirezionale, essa modifica significativamente le proprietà dei composti che formano.

Il terzo tipo di connessione èdipolo-dipolo connessione

Oltre ai tipi di comunicazione elencati, esistono anche dipolo-dipolo intermolecolare interazioni, chiamate anche van der Waals .

La forza di queste interazioni dipende dalla natura delle molecole.

Esistono tre tipi di interazioni: dipolo permanente - dipolo permanente ( dipolo-dipolo attrazione); dipolo permanente - dipolo indotto ( induzione attrazione); dipolo istantaneo - dipolo indotto ( dispersivo attrazione, o forze di Londra; riso. 6).

Riso. 6.

Solo le molecole con legami covalenti polari hanno un momento dipolo-dipolo ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl) e la forza del legame è 1-2 Debaya(1D = 3.338 × 10‑30 coulomb metri - C × m).

In biochimica esiste un altro tipo di connessione: idrogeno connessione, che è un caso limite dipolo-dipolo attrazione. Questo legame è formato dall'attrazione tra un atomo di idrogeno e un piccolo atomo elettronegativo, molto spesso ossigeno, fluoro e azoto. Con atomi di grandi dimensioni che hanno elettronegatività simile (come cloro e zolfo), il legame idrogeno è molto più debole. L'atomo di idrogeno si distingue per una caratteristica significativa: quando gli elettroni di legame vengono allontanati, il suo nucleo - il protone - viene esposto e non è più schermato dagli elettroni.

Pertanto, l'atomo si trasforma in un grande dipolo.

Un legame idrogeno, a differenza di un legame di van der Waals, si forma non solo durante le interazioni intermolecolari, ma anche all'interno di una molecola - Intermolecolare legame idrogeno. Legami di idrogeno svolgono un ruolo importante in biochimica, ad esempio, per stabilizzare la struttura delle proteine ​​sotto forma di a-elica o per la formazione di una doppia elica del DNA (Fig. 7).

Fig.7.

I legami idrogeno e van der Waals sono molto più deboli dei legami ionici, covalenti e di coordinazione. L'energia dei legami intermolecolari è indicata nella tabella. 1.

Tabella 1. Energia delle forze intermolecolari

Nota: Il grado delle interazioni intermolecolari è riflesso dall'entalpia di fusione ed evaporazione (ebollizione). I composti ionici richiedono molta più energia per separare gli ioni che per separare le molecole. L'entalpia di fusione dei composti ionici è molto più elevata di quella dei composti molecolari.

Il quarto tipo di connessione ècollegamento metallico

Infine, esiste un altro tipo di legami intermolecolari: metallo: connessione di ioni positivi di un reticolo metallico con elettroni liberi. Questo tipo di connessione non si verifica negli oggetti biologici.

Da breve panoramica tipi di legami, un dettaglio diventa chiaro: un parametro importante di un atomo o ione metallico - un donatore di elettroni, così come un atomo - un accettore di elettroni, è il suo misurare.

Senza entrare nei dettagli, notiamo che i raggi covalenti degli atomi, i raggi ionici dei metalli e i raggi di van der Waals delle molecole interagenti aumentano all’aumentare della loro numero di serie in gruppi della tavola periodica. In questo caso, i valori dei raggi ionici sono i più piccoli e i raggi di van der Waals sono i più grandi. Di norma, quando si scende nel gruppo, i raggi di tutti gli elementi aumentano, sia covalenti che di van der Waals.

Di grande importanza per biologi e medici sono coordinazione(donatore-accettante) legami considerati dalla chimica di coordinazione.

Bioinorganici medici. G.K. Barashkov