Esempi di formule per sostanze a legame metallico. Legame metallico: meccanismo di formazione

Tutti i metalli hanno le seguenti caratteristiche:

Un piccolo numero di elettroni al livello energetico esterno (tranne alcune eccezioni, che possono averne 6,7 e 8);

Grande raggio atomico;

Bassa energia di ionizzazione.

Tutto ciò contribuisce alla facile separazione degli elettroni spaiati esterni dal nucleo. Allo stesso tempo, l'atomo ha molti orbitali liberi. Il diagramma della formazione di un legame metallico mostrerà precisamente la sovrapposizione di numerose celle orbitali di atomi diversi tra loro, che di conseguenza formano uno spazio intracristallino comune. Gli elettroni vengono immessi da ciascun atomo, che iniziano a vagare liberamente parti differenti grate. Periodicamente, ciascuno di essi si lega a uno ione in un punto del cristallo e lo trasforma in un atomo, quindi si stacca nuovamente per formare uno ione.

Così, Un legame metallico è il legame tra atomi, ioni ed elettroni liberi in un comune cristallo metallico. Una nuvola di elettroni che si muove liberamente all’interno di una struttura è chiamata “gas di elettroni”. Spiega la maggior parte delle proprietà fisiche dei metalli e delle loro leghe.

Come si realizza esattamente il metallo? legame chimico? Si possono fare vari esempi. Proviamo a guardarlo su un pezzo di litio. Anche se lo prendessi delle dimensioni di un pisello, ci sarebbero migliaia di atomi. Immaginiamo quindi che ciascuno di queste migliaia di atomi ceda il suo singolo elettrone di valenza allo spazio cristallino comune. Allo stesso tempo, conoscere la struttura elettronica di questo elemento, puoi vedere il numero di orbitali vuoti. Il litio ne avrà 3 (orbitali p del secondo livello energetico). Tre per ogni atomo su decine di migliaia: questo è lo spazio comune all'interno del cristallo in cui il "gas di elettroni" si muove liberamente.

Una sostanza con un legame metallico è sempre forte. Dopotutto, il gas elettronico non consente al cristallo di collassare, ma sposta solo gli strati e li ripristina immediatamente. Brilla, ha una certa densità (solitamente elevata), fusibilità, malleabilità e plasticità.

Dove altro viene venduto l'incollaggio dei metalli? Esempi di sostanze:

Metalli sotto forma di strutture semplici;

Tutti i metalli si legano tra loro;

Tutti i metalli e le loro leghe allo stato liquido e solido.

Esistono semplicemente un numero incredibile di esempi specifici, poiché nella tavola periodica ci sono più di 80 metalli!

Il meccanismo dell'educazione in vista generaleè espresso voce successiva: Mi 0 - e - ↔ Mi n+ . Dal diagramma è ovvio quali particelle sono presenti nel cristallo metallico.

Qualsiasi metallo può cedere elettroni, diventando uno ione carico positivamente.

Usando il ferro come esempio: Fe 0 -2e - = Fe 2+

Dove vanno le particelle separate caricate negativamente, gli elettroni? Un meno è sempre attratto da un più. Gli elettroni sono attratti da un altro ione ferro (con carica positiva) nel reticolo cristallino: Fe2+ +2e - = Fe0

Lo ione diventa un atomo neutro. E questo processo si ripete molte volte.

Si scopre che sono presenti gli elettroni liberi del ferro movimento costante in tutto il volume del cristallo, staccandosi e unendosi agli ioni nei siti del reticolo. Un altro nome per questo fenomeno è nube elettronica delocalizzata. Il termine “delocalizzato” significa libero, non vincolato.

È estremamente raro che le sostanze chimiche siano costituite da atomi singoli e non correlati di elementi chimici. In condizioni normali, solo un piccolo numero di gas chiamati gas nobili hanno questa struttura: elio, neon, argon, kripton, xeno e radon. Molto spesso le sostanze chimiche non sono costituite da atomi isolati, ma dalla loro combinazione in vari gruppi. Tali associazioni di atomi possono contare pochi, centinaia, migliaia o anche più atomi. Viene chiamata la forza che tiene questi atomi in tali gruppi legame chimico.

In altre parole, possiamo dire che un legame chimico è un'interazione che prevede la connessione dei singoli atomi in strutture più complesse (molecole, ioni, radicali, cristalli, ecc.).

La ragione della formazione di un legame chimico è che l'energia delle strutture più complesse è inferiore all'energia totale dei singoli atomi che la formano.

Quindi, in particolare, se l'interazione degli atomi X e Y produce una molecola XY, ciò significa che Energia interna le molecole di questa sostanza sono inferiori all'energia interna dei singoli atomi da cui è stata formata:

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

Per questo motivo, quando si formano legami chimici tra i singoli atomi, viene rilasciata energia.

Elettroni dello strato elettronico esterno con la più bassa energia di legame con il nucleo, chiamati valenza. Ad esempio, nel boro questi sono elettroni del 2o livello energetico - 2 elettroni su 2 S- orbitali e 1 per 2 P-orbitali:

Quando si forma un legame chimico, ciascun atomo tende ad assumere la configurazione elettronica degli atomi dei gas nobili, cioè in modo che ci siano 8 elettroni nel suo strato elettronico esterno (2 per gli elementi del primo periodo). Questo fenomeno è chiamato regola dell’ottetto.

È possibile che gli atomi raggiungano la configurazione elettronica di un gas nobile se inizialmente i singoli atomi condividono alcuni dei loro elettroni di valenza con altri atomi. In questo caso si formano coppie di elettroni comuni.

A seconda del grado di condivisione degli elettroni si possono distinguere legami covalenti, ionici e metallici.

Legame covalente

I legami covalenti si verificano più spesso tra atomi di elementi non metallici. Se gli atomi non metallici che formano un legame covalente appartengono a diversi elementi chimici, tale legame è chiamato legame covalente polare. La ragione di questo nome sta nel fatto che gli atomi elementi diversi Hanno anche diverse capacità di attrarre una coppia di elettroni comune. Ovviamente, ciò porta ad uno spostamento della coppia elettronica comune verso uno degli atomi, a seguito del quale su di esso si forma una carica negativa parziale. A sua volta, sull'altro atomo si forma una carica parziale positiva. Ad esempio, in una molecola di acido cloridrico la coppia di elettroni viene spostata dall'atomo di idrogeno all'atomo di cloro:

Esempi di sostanze con legami covalenti polari:

CCl4, H2S, CO2, NH3, SiO2, ecc.

Un legame covalente non polare si forma tra atomi non metallici dello stesso elemento chimico. Poiché gli atomi sono identici, anche la loro capacità di attrarre gli elettroni condivisi è la stessa. A questo proposito, non si osserva alcuno spostamento della coppia di elettroni:

Il meccanismo sopra descritto per la formazione di un legame covalente, quando entrambi gli atomi forniscono elettroni per formare coppie di elettroni comuni, è chiamato scambio.

Esiste anche un meccanismo donatore-accettore.

Quando un legame covalente si forma mediante il meccanismo donatore-accettore, si forma una coppia di elettroni condivisa a causa dell'orbitale pieno di un atomo (con due elettroni) e dell'orbitale vuoto di un altro atomo. Un atomo che fornisce una coppia solitaria di elettroni è chiamato donatore, mentre un atomo con un orbitale vuoto è chiamato accettore. Gli atomi che hanno elettroni accoppiati, ad esempio N, O, P, S, agiscono come donatori di coppie di elettroni.

Ad esempio, secondo il meccanismo donatore-accettore, la formazione del quarto covalente Collegamenti NH nel catione ammonio NH 4+:

Oltre alla polarità, i legami covalenti sono caratterizzati anche dall’energia. L’energia di legame è l’energia minima richiesta per rompere un legame tra atomi.

L'energia di legame diminuisce all'aumentare del raggio degli atomi legati. Poiché sappiamo che i raggi atomici aumentano scendendo nei sottogruppi, possiamo, ad esempio, concludere che la forza del legame alogeno-idrogeno aumenta nella serie:

CIAO< HBr < HCl < HF

Inoltre, l'energia del legame dipende dalla sua molteplicità: maggiore è la molteplicità del legame, maggiore è la sua energia. La molteplicità dei legami si riferisce al numero di coppie di elettroni condivise tra due atomi.

Legame ionico

Un legame ionico può essere considerato un caso estremo di legame covalente polare. Se in un legame covalente-polare la coppia di elettroni comuni è parzialmente spostata su una delle coppie di atomi, in un legame ionico viene quasi completamente “data” a uno degli atomi. L'atomo che dona elettroni acquisisce una carica positiva e diventa catione, e l'atomo che ha preso gli elettroni da esso acquisisce una carica negativa e diventa anione.

Così, legame ionicoè un legame formato a causa dell'attrazione elettrostatica dei cationi verso gli anioni.

La formazione di questo tipo di legame è tipica durante l'interazione di atomi di tipici metalli e tipici non metalli.

Ad esempio, fluoruro di potassio. Il catione potassio si forma mediante la rimozione di un elettrone da un atomo neutro e lo ione fluoro si forma mediante l'aggiunta di un elettrone all'atomo di fluoro:

Tra gli ioni risultanti si crea una forza di attrazione elettrostatica, che porta alla formazione di un composto ionico.

Quando si formò un legame chimico, gli elettroni dell'atomo di sodio passarono all'atomo di cloro e si formarono ioni con carica opposta, che hanno un livello di energia esterna completo.

È stato accertato che gli elettroni dell'atomo di metallo non vengono completamente staccati, ma vengono solo spostati verso l'atomo di cloro, come in un legame covalente.

La maggior parte dei composti binari che contengono atomi di metallo sono ionici. Ad esempio, ossidi, alogenuri, solfuri, nitruri.

Il legame ionico si verifica anche tra cationi semplici e anioni semplici (F −, Cl −, S 2-), nonché tra cationi semplici e anioni complessi (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Pertanto, i composti ionici includono sali e basi (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)

Collegamento in metallo

Questo tipo di legame si forma nei metalli.

Gli atomi di tutti i metalli hanno elettroni nel loro strato elettronico esterno che hanno una bassa energia di legame con il nucleo dell'atomo. Per la maggior parte dei metalli, il processo di perdita degli elettroni esterni è energeticamente favorevole.

A causa di un'interazione così debole con il nucleo, questi elettroni nei metalli sono molto mobili e in ciascun cristallo metallico si verifica continuamente il seguente processo:

Ì 0 — ne − = M n + ,

dove M 0 è un atomo di metallo neutro e M n + un catione dello stesso metallo. La figura seguente fornisce un'illustrazione dei processi in atto.

Cioè, gli elettroni "corrono" attraverso un cristallo metallico, staccandosi da un atomo di metallo, formando da esso un catione, unendosi a un altro catione, formando un atomo neutro. Questo fenomeno era chiamato “vento di elettroni” e la raccolta di elettroni liberi in un cristallo di un atomo non metallico era chiamata “gas di elettroni”. Questo tipo di interazione tra gli atomi metallici è chiamato legame metallico.

Legame idrogeno

Se un atomo di idrogeno in una sostanza è legato a un elemento con elevata elettronegatività (azoto, ossigeno o fluoro), tale sostanza è caratterizzata da un fenomeno come legame idrogeno.

Poiché un atomo di idrogeno è legato a un atomo elettronegativo, sull'atomo di idrogeno si forma una carica parziale positiva e sull'atomo dell'elemento elettronegativo si forma una carica parziale negativa. A questo proposito, l'attrazione elettrostatica diventa possibile tra un atomo di idrogeno parzialmente carico positivamente di una molecola e un atomo elettronegativo di un'altra. Ad esempio, il legame idrogeno si osserva per le molecole d'acqua:

È il legame idrogeno che spiega il punto di fusione anormalmente alto dell'acqua. Oltre all'acqua, forti legami idrogeno si formano anche in sostanze come acido fluoridrico, ammoniaca, acidi contenenti ossigeno, fenoli, alcoli e ammine.

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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 essi.

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. Come risultato del trasferimento di elettroni dovuto alla forza di attrazione elettrostatica tra ioni con cariche 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 del 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 all'interno di 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 Bronsted-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 dimensioni più piccole, 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. I legami 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

Un legame metallico è un legame formato tra atomi in condizioni di forte delocalizzazione (distribuzione degli elettroni di valenza su diversi legami chimici in un composto) e di carenza di elettroni nell'atomo (cristallo). È insaturo e spazialmente non direzionale.

La delocalizzazione degli elettroni di valenza nei metalli è una conseguenza della natura multicentrica del legame metallico. La natura multicentrica del legame metallico garantisce un'elevata conduttività elettrica e termica dei metalli.

Saturabilità determinato dal numero di orbitali di valenza coinvolti nella formazione di una sostanza chimica. comunicazioni. Caratteristica quantitativa – valenza. La valenza è il numero di legami che un atomo può formare con gli altri; - è determinato dal numero di orbitali di valenza coinvolti nella formazione di legami secondo i meccanismi di scambio e donatore-accettore.

Messa a fuoco – la connessione si forma nella direzione di massima sovrapposizione delle nubi elettroniche; - determina la struttura chimica e cristallochimica di una sostanza (come gli atomi sono collegati in un reticolo cristallino).

Quando si forma un legame covalente, la densità elettronica è concentrata tra gli atomi interagenti (disegno dal taccuino). Nel caso di un legame metallico, la densità elettronica è delocalizzata in tutto il cristallo. (disegno dal taccuino)

(esempio dal taccuino)

A causa della natura insatura e non direzionale del legame metallico, i corpi metallici (cristalli) sono altamente simmetrici e altamente coordinati. La stragrande maggioranza delle strutture cristalline metalliche corrisponde a 3 tipi di impaccamenti atomici nei cristalli:

1. CCG– struttura cubica compatta a grano centrato. Densità dell'imballaggio – 74,05%, numero di coordinamento = 12.

2. GPU– struttura esagonale compattata, densità di impaccamento = 74,05%, c.h. = 12.

3. BCC– il volume è centrato, densità di imballaggio = 68,1%, c.h. = 8.

Un legame metallico non esclude un certo grado di covalenza. Collegamento in metallo nella sua forma pura è caratteristico solo dei metalli alcalini e alcalino terrosi.

Un legame metallico puro è caratterizzato da un'energia dell'ordine di 100/150/200 kJ/mol, 4 volte più debole di un legame covalente.

36. Cloro e sue proprietà. В=1(III, IV, V e VII) stato di ossidazione=7, 6, 5, 4, 3, 1, −1

gas giallo-verde dall'odore pungente e irritante. Il cloro si trova in natura solo sotto forma di composti. In natura, sotto forma di cloruro di potassio, magnesio, nitrio, formatisi a seguito dell'evaporazione di ex mari e laghi. Ricevuta.prom:2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2, per elettrolisi delle acque di cloruri Me.\2KMnO4+16HCl=2MnCl2+2KCl+8H2O+5Cl2/Chimicamente il cloro è molto attivo, si combina direttamente con quasi tutto il Me e con i non- metalli (eccetto carbonio, azoto, ossigeno, gas inerti), sostituisce l'idrogeno negli idrocarburi e si unisce ai composti insaturi, sposta il bromo e lo iodio dai loro composti Il fosforo si accende in un'atmosfera di cloro PCl3 e con ulteriore clorazione - PCl5; zolfo con cloro = S2Сl2, SСl2 e altri SnClm. Una miscela di cloro e idrogeno brucia. Con l'ossigeno, il cloro forma ossidi: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, nonché ipocloriti (sali dell'acido ipocloroso), cloriti, clorati e perclorati. Tutti i composti dell'ossigeno del cloro formano miscele esplosive con sostanze facilmente ossidabili. Gli ossidi di cloro sono instabili e possono esplodere spontaneamente; gli ipocloriti si decompongono lentamente durante lo stoccaggio; i clorati e i perclorati possono esplodere sotto l'influenza degli iniziatori; in acqua - ipoclorosa e salata: Cl2 + H2O = HClO + HCl. Quando le soluzioni acquose di alcali vengono clorurate a freddo, si formano ipocloriti e cloruri: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O e quando riscaldati si formano clorati. Quando l'ammoniaca reagisce con il cloro si forma il tricloruro di azoto. composti interalogeni con altri alogeni. I fluoruri ClF, ClF3, ClF5 sono molto reattivi; ad esempio, in un'atmosfera ClF3, la lana di vetro si accende spontaneamente. I composti noti del cloro con ossigeno e fluoro sono ossifluoruri di cloro: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 e fluoro perclorato FClO4. Applicazione: produzione di composti chimici, depurazione dell'acqua, sintesi alimentare, industria farmaceutica-battericida, antisettico, sbiancamento di carta, tessuti, articoli pirotecnici, fiammiferi, distruzione delle erbacce in agricoltura.

Ruolo biologico: biogenico, componente dei tessuti vegetali e animali. 100 g sono la principale sostanza osmoticamente attiva nel plasma sanguigno, nella linfa, nel liquido cerebrospinale e in alcuni tessuti. Fabbisogno giornaliero di cloruro di sodio = 6-9 g - pane, carne e latticini. Svolge un ruolo nel metabolismo del sale marino, favorendo la ritenzione idrica nei tessuti. La regolazione dell'equilibrio acido-base nei tessuti viene effettuata insieme ad altri processi modificando la distribuzione del cloro tra il sangue e gli altri tessuti in cui è coinvolto metabolismo energetico nelle piante, attivando sia la fosforilazione ossidativa che la fotofosforilazione. Il cloro ha un effetto positivo sull'assorbimento dell'ossigeno da parte delle radici, un componente della linfa di ferro.

37. Idrogeno, acqua B = 1; Lo ione idrogeno è completamente privo di gusci elettronici e può avvicinarsi a distanze molto ravvicinate e penetrare nei gusci elettronici.

L'elemento più comune nell'Universo. Costituisce la maggior parte del Sole, delle stelle e di altri corpi cosmici. Allo stato libero sulla Terra, si trova relativamente raramente: si trova nel petrolio e nei gas combustibili, presente sotto forma di inclusioni in alcuni minerali e nella maggior parte dei minerali. in acqua. Ricevuta: 1. Laboratorio Zn+2HCl=ZnCl2+H2; 2.Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2; 3. Al+NaOH+H2O=Na(AlOH)4+H2. 4. Nell'industria: conversione, elettrolisi: СH4+H2O=CO+3H2\CO+H2O=CO+ H2/Lui S. Nel n.:H 2 +F 2 =2HF. Quando irradiati, illuminati, catalizzatori: H 2 + O 2 , S, N, P = H 2 O, H 2 S, NH 3 , Ca + H2 = CaH2\F2 + H2 = 2HF\N2 + 3H2 → 2NH3\Cl2 + H2 → 2HCl, 2NO+2H2=N2+2H2O,CuO+H2=Cu+H2O,CO+H2=CH3OH. L'idrogeno forma idruri: ionici, covalenti e metallici. A ionico –NaH -& ,CaH 2 -& +H 2 O=Ca(OH) 2 ;NaH+H 2 O=NaOH+H 2 . Covalente –B 2 H 6 , AlH 3 , SiH 4 . Metallo – con elementi D; composizione variabile: MeH ≤1, MeH ≤2 – vengono introdotti nei vuoti tra gli atomi. Conduce calore, corrente, solidi. ACQUA.sp3-molecola ibrida altamente polare con un angolo di 104,5 , dipoli, il solvente più comune L'acqua reagisce a temperatura ambiente con gli alogeni attivi (F, Cl) e i composti interalogeni con sali, forme deboli e basi deboli, provocandone la completa idrolisi; con anidridi carboniche e inorganiche e alogenuri acidi. acido; con composti di organi metallici attivi; con carburi, nitruri, fosfuri, siliciuri, idruri di Me attivo; con molti sali, formando idrati; con borani, silani; con cheteni, anidride carbonica; L'acqua reagisce quando riscaldata: con Fe, Mg, carbone, metano con alcuni alogenuri alchilici. Applicazione: idrogeno -sintesi di ammoniaca, metanolo, acido cloridrico, grassi TV, fiamma di idrogeno - per saldatura, fusione, in metallurgia per la riduzione del Me dall'ossido, combustibile per razzi, in farmacia - acqua, perossido-antisettico, battericida, lavaggio, decolorazione dei capelli , sterilizzazione.

Ruolo biologico: idrogeno-7kg, La funzione principale dell'idrogeno è la strutturazione dello spazio biologico (legami acqua e idrogeno) e la formazione di una varietà di molecole organiche (incluse nella struttura di proteine, carboidrati, grassi, enzimi) Grazie ai legami idrogeno,

copiare una molecola di DNA. L'acqua prende parte in modo enorme

numero di reazioni biochimiche, in generale fisiologiche e biologiche

processi, garantisce il metabolismo tra il corpo e ambiente esterno, fra

cellule e all'interno delle cellule. L'acqua è la base strutturale delle cellule ed è necessaria per

mantenendo il loro volume ottimale, determina la struttura spaziale e

funzioni delle biomolecole.

Legame chimico

Tutte le interazioni che portano alla combinazione di particelle chimiche (atomi, molecole, ioni, ecc.) in sostanze sono suddivise in legami chimici e legami intermolecolari (interazioni intermolecolari).

Legami chimici- si lega direttamente tra gli atomi. Esistono legami ionici, covalenti e metallici.

Legami intermolecolari- connessioni tra molecole. Si tratta di legami idrogeno, legami ione-dipolo (a causa della formazione di questo legame, ad esempio, si verifica la formazione di un guscio di idratazione di ioni), dipolo-dipolo (a causa della formazione di questo legame, le molecole di sostanze polari si combinano , ad esempio, nell'acetone liquido), ecc.

Legame ionico- un legame chimico formato a causa dell'attrazione elettrostatica di ioni di carica opposta. Nei composti binari (composti di due elementi), si forma quando le dimensioni degli atomi legati differiscono notevolmente tra loro: alcuni atomi sono grandi, altri sono piccoli, cioè alcuni atomi cedono facilmente elettroni, mentre altri tendono ad accettare loro (di solito si tratta di atomi di elementi che formano metalli tipici e atomi di elementi che formano tipici non metalli); anche l'elettronegatività di tali atomi è molto diversa.
Il legame ionico è non direzionale e non saturabile.

Legame covalente- un legame chimico che si verifica a causa della formazione di una coppia comune di elettroni. Un legame covalente si forma tra piccoli atomi con raggi uguali o simili. Prerequisito- la presenza di elettroni spaiati in entrambi gli atomi legati (meccanismo di scambio) o di una coppia solitaria in un atomo e un orbitale libero nell'altro (meccanismo donatore-accettore):

UN)	H· + ·H H:H	H-H	H2	(una coppia di elettroni condivisa; H è monovalente);
B)		NN	N2	(tre coppie condivise di elettroni; N è trivalente);
V)		HF	HF	(una coppia di elettroni condivisa; H e F sono monovalenti);
G)			NH4+	(quattro coppie condivise di elettroni; N è tetravalente)

semplice (singolo)- una coppia di elettroni,
Doppio- due coppie di elettroni,
triplica- tre coppie di elettroni.

I legami doppi e tripli sono detti legami multipli.

Secondo la distribuzione della densità elettronica tra gli atomi legati, un legame covalente è suddiviso in non polare E polare. Un legame non polare si forma tra atomi identici, uno polare - tra atomi diversi.

Elettronegatività- una misura della capacità di un atomo in una sostanza di attrarre coppie di elettroni comuni.
Le coppie di elettroni dei legami polari vengono spostate verso elementi più elettronegativi. Lo spostamento stesso delle coppie di elettroni è chiamato polarizzazione del legame. Le cariche parziali (in eccesso) formate durante la polarizzazione sono indicate con + e -, ad esempio: .

In base alla natura della sovrapposizione delle nuvole di elettroni ("orbitali"), un legame covalente è diviso in legame -e -legame.
-Si forma un legame a causa della sovrapposizione diretta delle nuvole di elettroni (lungo la linea retta che collega i nuclei atomici), -si forma un legame a causa della sovrapposizione laterale (su entrambi i lati del piano in cui giacciono i nuclei atomici).

Un legame covalente è direzionale e saturabile, oltre che polarizzabile.
Il modello di ibridazione viene utilizzato per spiegare e prevedere la direzione reciproca dei legami covalenti.

Ibridazione di orbitali atomici e nubi di elettroni- il presunto allineamento degli orbitali atomici nell'energia e la forma delle nubi elettroniche quando un atomo forma legami covalenti.
I tre tipi più comuni di ibridazione sono: sp-, sp 2 e sp 3 -ibridazione. Per esempio:
sp-ibridazione - in molecole C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (struttura lineare);
sp 2-ibridazione - in molecole C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (forma triangolare piatta);
sp 3-ibridazione - in molecole CCl 4, SiH 4, CH 4 (forma tetraedrica); NH 3 (forma piramidale); H 2 O (forma angolare).

Collegamento in metallo- un legame chimico formato dalla condivisione degli elettroni di valenza di tutti gli atomi legati di un cristallo metallico. Di conseguenza, si forma una singola nuvola di elettroni del cristallo, che si muove facilmente sotto l'influenza della tensione elettrica, da qui l'elevata conduttività elettrica dei metalli.
Un legame metallico si forma quando gli atomi legati sono grandi e quindi tendono a cedere elettroni. Le sostanze semplici con un legame metallico sono metalli (Na, Ba, Al, Cu, Au, ecc.), Le sostanze complesse sono composti intermetallici (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8, ecc.).
Il legame metallico non ha direzionalità o saturazione. Si conserva anche nelle fusioni metalliche.

Legame idrogeno- un legame intermolecolare formato a causa dell'accettazione parziale di una coppia di elettroni da un atomo altamente elettronegativo da parte di un atomo di idrogeno con una grande carica parziale positiva. Si forma nei casi in cui una molecola contiene un atomo con una coppia solitaria di elettroni e un'elevata elettronegatività (F, O, N), e l'altra contiene un atomo di idrogeno legato da un legame altamente polare a uno di tali atomi. Esempi di legami idrogeno intermolecolari:

H—O—H OH 2 , H—O—H NH 3 , H—O—H F—H, H—F H—F.

I legami idrogeno intramolecolari esistono nelle molecole polipeptidiche, acidi nucleici, proteine, ecc.

Una misura della forza di qualsiasi legame è l’energia di legame.
Energia comunicativa- l'energia necessaria per rompere un dato legame chimico in 1 mole di una sostanza. L'unità di misura è 1 kJ/mol.

Le energie dei legami ionici e covalenti sono dello stesso ordine di grandezza, l'energia dei legami idrogeno è di un ordine di grandezza inferiore.

L'energia di un legame covalente dipende dalla dimensione degli atomi legati (lunghezza del legame) e dalla molteplicità del legame. Più piccoli sono gli atomi e maggiore è la molteplicità dei legami, maggiore è la loro energia.

L’energia del legame ionico dipende dalla dimensione degli ioni e dalle loro cariche. Più piccoli sono gli ioni e maggiore è la loro carica, maggiore è l'energia di legame.

Struttura della materia

In base al tipo di struttura, tutte le sostanze sono suddivise in molecolare E non molecolare. Tra materia organica predominano le sostanze molecolari; tra le sostanze inorganiche predominano le sostanze non molecolari.

In base al tipo di legame chimico, le sostanze si dividono in sostanze con legami covalenti, sostanze con legami ionici (sostanze ioniche) e sostanze con legami metallici (metalli).

Le sostanze con legami covalenti possono essere molecolari o non molecolari. Ciò influisce in modo significativo sulle loro proprietà fisiche.

Le sostanze molecolari sono costituite da molecole collegate tra loro da deboli legami intermolecolari, questi includono: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 e altri sostanze semplici; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, polimeri organici e molte altre sostanze. Queste sostanze non hanno un'elevata resistenza, lo hanno basse temperature fusione e bollitura, non eseguire elettricità, alcuni di essi sono solubili in acqua o altri solventi.

Le sostanze non molecolari con legami covalenti o sostanze atomiche (diamante, grafite, Si, SiO 2, SiC e altri) formano cristalli molto forti (ad eccezione della grafite stratificata), sono insolubili in acqua e altri solventi, hanno alte temperature fondendosi e bollendo, la maggior parte di essi non conduce corrente elettrica (ad eccezione della grafite, che è elettricamente conduttiva, e dei semiconduttori: silicio, germanio, ecc.)

Tutte le sostanze ioniche sono naturalmente non molecolari. Si tratta di sostanze solide e refrattarie, soluzioni e fusioni che conducono corrente elettrica. Molti di loro sono solubili in acqua. Va notato che nelle sostanze ioniche, i cui cristalli sono costituiti da ioni complessi, sono presenti anche legami covalenti, ad esempio: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), ecc. Gli atomi che compongono gli ioni complessi sono collegati da legami covalenti.

Metalli (sostanze con legami metallici) molto diverse nelle loro proprietà fisiche. Tra questi ci sono liquidi (Hg), molto morbidi (Na, K) e molto metalli duri(W, Nb).

Caratteristica Proprietà fisiche i metalli sono la loro elevata conduttività elettrica (a differenza dei semiconduttori, diminuisce con l'aumentare della temperatura), elevata capacità termica e duttilità (per i metalli puri).

Allo stato solido quasi tutte le sostanze sono composte da cristalli. Secondo il tipo di struttura e il tipo di legame chimico, i cristalli (" reticoli cristallini") diviso per atomico(i cristalli no sostanze molecolari con un legame covalente), ionico(cristalli di sostanze ioniche), molecolare(cristalli di sostanze molecolari con legami covalenti) e metallo(cristalli di sostanze con legame metallico).

Compiti e test sull'argomento "Argomento 10. "Legame chimico. Struttura della materia."

Tipi di legame chimico - Struttura della materia grado 8–9
Lezioni: 2 Compiti: 9 Test: 1
Compiti: 9 Test: 1

Avendo lavorato su questo argomento, dovresti capire i seguenti concetti: legame chimico, legame intermolecolare, legame ionico, legame covalente, legame metallico, legame idrogeno, legame singolo, doppio legame, triplo legame, legami multipli, legame non polare, legame polare, elettronegatività, polarizzazione del legame, - e - legame, ibridazione degli orbitali atomici, energia di legame.

È necessario conoscere la classificazione delle sostanze per tipo di struttura, per tipo di legame chimico, la dipendenza delle proprietà semplici e sostanze complesse dal tipo di legame chimico e dal tipo di “reticolo cristallino”.

Devi essere in grado di: determinare il tipo di legame chimico in una sostanza, il tipo di ibridazione, elaborare diagrammi di formazione del legame, utilizzare il concetto di elettronegatività, un numero di elettronegatività; sapere come cambia l'elettronegatività negli elementi chimici dello stesso periodo e in un gruppo per determinare la polarità di un legame covalente.

Dopo esserti assicurato di aver appreso tutto ciò di cui hai bisogno, procedi con il completamento delle attività. Ti auguriamo successo.

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