Nh3 ir ķīmiskās saites veids. Ķīmisko saišu veidi

DEFINĪCIJA

Amonjaks- ūdeņraža nitrīds.

Formula – NH3. Molārā masa– 17 g/mol.

Amonjaka fizikālās īpašības

Amonjaks (NH 3) ir bezkrāsaina gāze ar asu smaku (“amonjaka” smaržu), vieglāka par gaisu, labi šķīst ūdenī (viens tilpums ūdens izšķīdinās līdz 700 tilpumiem amonjaka). Koncentrēts šķīdums amonjaks satur 25% (masas) amonjaka, un tā blīvums ir 0,91 g/cm 3 .

Saites starp atomiem amonjaka molekulā ir kovalentas. Vispārējā forma AB 3 molekulas. Visas slāpekļa atoma valences orbitāles nonāk hibridizācijā, tāpēc amonjaka molekulas hibridizācijas veids ir sp 3. Amonjakam ir AB 3 E tipa ģeometriskā struktūra - trigonāla piramīda (1. att.).

Rīsi. 1. Amonjaka molekulas uzbūve.

Amonjaka ķīmiskās īpašības

Ķīmiski amonjaks ir diezgan aktīvs: reaģē ar daudzām vielām. Slāpekļa oksidācijas pakāpe amonjakā “-3” ir minimāla, tāpēc amonjakam piemīt tikai reducējošas īpašības.

Karsējot amonjaku ar halogēniem, smago metālu oksīdiem un skābekli, veidojas slāpeklis:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

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

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O

Katalizatora klātbūtnē amonjaks var tikt oksidēts līdz slāpekļa oksīdam (II):

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (katalizators - platīns)

Atšķirībā no VI un VII grupas nemetālu ūdeņraža savienojumiem, amonjaks nepiemīt skābas īpašības. Tomēr ūdeņraža atomus tā molekulā joprojām var aizstāt ar metāla atomiem. Kad ūdeņradis pilnībā tiek aizstāts ar metālu, veidojas savienojumi, ko sauc par nitrīdiem, kurus var iegūt arī tiešā slāpekļa mijiedarbībā ar metālu augstās temperatūrās.

Galvenās amonjaka īpašības ir saistītas ar vientuļa elektronu pāra klātbūtni uz slāpekļa atoma. Amonjaka šķīdums ūdenī ir sārmains:

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

Kad amonjaks mijiedarbojas ar skābēm, veidojas amonija sāļi, kas karsējot sadalās:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH4Cl = NH3 + HCl (karsējot)

Amonjaka ražošana

Ir rūpnieciskas un laboratorijas metodes amonjaka ražošanai. Laboratorijā amonjaku iegūst, karsējot, iedarbojoties ar sārmiem uz amonija sāļu šķīdumiem:

NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

Šī reakcija ir kvalitatīva amonija joniem.

Amonjaka pielietošana

Amonjaka ražošana ir viena no vissvarīgākajām tehnoloģiskie procesi visā pasaulē. Pasaulē ik gadu tiek saražoti aptuveni 100 miljoni tonnu amonjaka. Amonjaks izdalās šķidrā veidā vai 25% ūdens šķīduma veidā - amonjaka ūdens. Galvenās amonjaka izmantošanas jomas ir slāpekļskābes (pēc tam slāpekli saturošu minerālmēslu ražošana), amonija sāļu, urīnvielas, heksamīna, sintētisko šķiedru (neilona un neilona) ražošana. Amonjaks tiek izmantots kā aukstumaģents rūpnieciskajās saldēšanas iekārtās un kā balinātājs kokvilnas, vilnas un zīda tīrīšanā un krāsošanā.

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Vingrinājums	Kāda ir amonjaka masa un tilpums, kas būs nepieciešams, lai iegūtu 5 tonnas amonija nitrāta?
Risinājums	Uzrakstīsim vienādojumu amonija nitrāta iegūšanas reakcijai no amonjaka un slāpekļskābes: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 Saskaņā ar reakcijas vienādojumu amonija nitrāta vielas daudzums ir vienāds ar 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. Pēc tam amonija nitrāta masa, kas aprēķināta no reakcijas vienādojuma: m(NH4NO3) = v(NH4NO3) × M(NH4NO3); m(NH 4 NO 3) = 1 × 80 = 80 t Saskaņā ar reakcijas vienādojumu arī amonjaka vielas daudzums ir vienāds ar 1 mol - v(NH 3) = 1 mol. Pēc tam amonjaka masu aprēķina pēc vienādojuma: m(NH3) = v(NH3) × M(NH3); m(NH 3) = 1 × 17 = 17 t Izveidosim proporciju un atradīsim amonjaka masu (praktiski): 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(NH 3) = 1,06 t Izveidosim līdzīgu proporciju, lai noteiktu amonjaka tilpumu: 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
Atbilde	Amonjaka masa - 1,06 t, amonjaka tilpums - 1,4×10 m

.

Jūs zināt, ka atomi var apvienoties viens ar otru, veidojot gan vienkāršus, gan sarežģītas vielas. Šajā gadījumā, dažādi veidiķīmiskās saites: jonu, kovalento (nepolāro un polāro), metālisko un ūdeņradi. Viena no būtiskākajām elementu atomu īpašībām, kas nosaka, kāda veida saite starp tiem veidojas - jonu vai kovalento - Tā ir elektronegativitāte, t.i. savienojumā esošo atomu spēja piesaistīt elektronus.

Nosacītu kvantitatīvu elektronegativitātes novērtējumu dod relatīvā elektronegativitātes skala.

Periodos ir vispārēja tendence elementu elektronegativitātei palielināties, bet grupās - samazināties. Elementi ir sakārtoti rindā pēc to elektronegativitātes, uz kuras pamata var salīdzināt dažādos periodos izvietoto elementu elektronegativitāti.

Ķīmiskās saites veids ir atkarīgs no tā, cik liela ir elementu savienojošo atomu elektronegativitātes vērtību atšķirība. Jo vairāk saiti veidojošo elementu atomi atšķiras pēc elektronegativitātes, jo polārāka ir ķīmiskā saite. Novelciet asu līniju starp veidiem ķīmiskās saites tas ir aizliegts. Lielākajā daļā savienojumu ķīmiskās saites veids ir starpprodukts; piemēram, ļoti polāra kovalentā ķīmiskā saite ir tuva jonu saitei. Atkarībā no tā, kurš no ierobežojošajiem gadījumiem ķīmiskā saite ir tuvāka, to klasificē kā jonu vai kovalento polāro saiti.

Jonu saite.

Jonu saite veidojas, mijiedarbojoties atomiem, kuri krasi atšķiras viens no otra pēc elektronegativitātes. Piemēram, tipiskie metāli litijs (Li), nātrijs (Na), kālijs (K), kalcijs (Ca), stroncijs (Sr), bārijs (Ba) veido jonu saites ar tipiskiem nemetāliem, galvenokārt halogēniem.

Izņemot halogenīdus sārmu metāli, jonu saites veidojas arī tādos savienojumos kā sārmi un sāļi. Piemēram, nātrija hidroksīdā (NaOH) un nātrija sulfātā (Na 2 SO 4) jonu saites pastāv tikai starp nātrija un skābekļa atomiem (pārējās saites ir polāras kovalentas).

Kovalentā nepolārā saite.

Kad atomi ar vienādu elektronegativitāti mijiedarbojas, veidojas molekulas ar kovalentu nepolāru saiti.Šāda saite pastāv šādās molekulās vienkāršas vielas: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Ķīmiskās saites šajās gāzēs veidojas caur kopīgiem elektronu pāriem, t.i. kad attiecīgie elektronu mākoņi pārklājas, pateicoties elektronu un kodola mijiedarbībai, kas rodas, atomiem tuvojoties viens otram.

Komponēšana elektroniskās formulas vielas, jāatceras, ka katrs kopīgais elektronu pāris ir parasts attēls palielināts elektronu blīvums, kas izriet no attiecīgo elektronu mākoņu pārklāšanās.

Kovalentā polārā saite.

Kad atomi mijiedarbojas, kuru elektronegativitātes vērtības atšķiras, bet ne krasi, kopējais elektronu pāris pāriet uz elektronnegatīvāku atomu.Šis ir visizplatītākais ķīmiskās saites veids, kas atrodams gan neorganiskajos, gan organiskajos savienojumos.

Kovalentās saites pilnībā ietver arī tās saites, kuras veido donora-akceptora mehānisms, piemēram, hidronija un amonija jonos.

Metāla savienojums.

Saiti, kas veidojas relatīvi brīvu elektronu mijiedarbības rezultātā ar metāla joniem, sauc par metālisku saiti.Šis saišu veids ir raksturīgs vienkāršām vielām - metāliem.

Metāla saišu veidošanās procesa būtība ir šāda: metāla atomi viegli atsakās no valences elektroniem un pārvēršas par pozitīvi lādētiem joniem. Salīdzinoši brīvi elektroni, atdalīti no atoma, pārvietojas starp pozitīvajiem metāla joniem. Starp tiem rodas metāliska saite, t.i., elektroni it kā cementē metālu kristāliskā režģa pozitīvos jonus.

Ūdeņraža saite.

Saite, kas veidojas starp vienas molekulas ūdeņraža atomiem un spēcīgi elektronnegatīva elementa atomu(O, N, F) citu molekulu sauc par ūdeņraža saiti.

Var rasties jautājums: kāpēc ūdeņradis veido tik specifisku ķīmisko saiti?

Tas izskaidrojams ar to, ka ūdeņraža atomu rādiuss ir ļoti mazs. Turklāt, izspiežot vai pilnībā nododot savu vienīgo elektronu, ūdeņradis iegūst relatīvi augstu pozitīvo lādiņu, kura dēļ vienas molekulas ūdeņradis mijiedarbojas ar elektronegatīvo elementu atomiem, kuriem ir daļējs negatīvs lādiņš, kas nonāk citu molekulu sastāvā (HF , H2O, NH3) .

Apskatīsim dažus piemērus. Parasti mēs attēlojam ūdens sastāvu ķīmiskā formula H 2 O. Tomēr tas nav pilnīgi precīzi. Pareizāk būtu ūdens sastāvu apzīmēt ar formulu (H 2 O)n, kur n = 2,3,4 utt. Tas izskaidrojams ar to, ka atsevišķas ūdens molekulas savā starpā ir saistītas ar ūdeņraža saitēm. .

Ūdeņraža saites parasti tiek apzīmētas ar punktiem. Tas ir daudz vājāks nekā jonu vai kovalentās saites, bet spēcīgāks par parasto starpmolekulāro mijiedarbību.

Ūdeņraža saišu klātbūtne izskaidro ūdens tilpuma palielināšanos ar temperatūras pazemināšanos. Tas ir saistīts ar faktu, ka, pazeminoties temperatūrai, molekulas kļūst stiprākas un līdz ar to samazinās to “iepakojuma” blīvums.

Studējot organiskā ķīmija Radās arī šāds jautājums: kāpēc spirtu viršanas temperatūra ir daudz augstāka nekā atbilstošajiem ogļūdeņražiem? Tas izskaidrojams ar to, ka starp spirta molekulām veidojas arī ūdeņraža saites.

Spirtu viršanas temperatūras paaugstināšanās notiek arī to molekulu paplašināšanās dēļ.

Ūdeņraža saite ir raksturīga arī daudziem citiem organiskiem savienojumiem (fenoliem, karbonskābes un utt.). No organiskās ķīmijas kursiem un vispārējā bioloģija Jūs zināt, ka ūdeņraža saites klātbūtne izskaidro olbaltumvielu sekundāro struktūru, DNS dubultās spirāles struktūru, t.i., komplementaritātes fenomenu.

3.3.1. Kovalentā saite ir divu centru, divu elektronu saite, kas veidojas elektronu mākoņu pārklāšanās dēļ, kas nes nepāra elektronus ar pretparalēliem spiniem. Parasti tas veidojas starp viena ķīmiskā elementa atomiem.

To kvantitatīvi raksturo valence. Elementa valence - tā ir tā spēja veidot noteiktu skaitu ķīmisko saišu, pateicoties brīvajiem elektroniem, kas atrodas atomu valences joslā.

Kovalento saiti veido tikai elektronu pāris, kas atrodas starp atomiem. To sauc par dalītu pāri. Atlikušos elektronu pārus sauc par vientuļajiem pāriem. Tie aizpilda čaulas un nepiedalās iesiešanā. Savienojumu starp atomiem var veikt ne tikai viens, bet arī divi un pat trīs sadalīti pāri. Tādus savienojumus sauc dubultā utt bars - vairāki savienojumi.

3.3.1.1. Kovalentā nepolārā saite. Tiek saukta saite, kas iegūta, veidojot elektronu pārus, kas vienādi pieder abiem atomiem kovalentais nepolārs. Tas notiek starp atomiem ar praktiski vienādu elektronegativitāti (0,4 > ΔEO > 0) un līdz ar to vienmērīgu elektronu blīvuma sadalījumu starp atomu kodoliem homonukleārajās molekulās. Piemēram, H 2, O 2, N 2, Cl 2 utt. Šādu saišu dipola moments ir nulle. CH saite piesātinātajos ogļūdeņražos (piemēram, CH 4) tiek uzskatīta par praktiski nepolāru, jo ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2. Kovalentā polārā saite. Ja molekulu veido divi dažādi atomi, tad elektronu mākoņu (orbitāļu) pārklāšanās zona nobīdās uz vienu no atomiem, un šādu saiti sauc. polārais . Ar šādu saiti ir lielāka iespēja atrast elektronus kāda atoma kodola tuvumā. Piemēram, HCl, H2S, PH 3.

Polārā (nesimetriskā) kovalentā saite - saite starp atomiem ar atšķirīgu elektronegativitāti (2 > ΔEO > 0,4) un kopējā elektronu pāra asimetrisko sadalījumu. Parasti tas veidojas starp diviem nemetāliem.

Šādas saites elektronu blīvums tiek novirzīts uz elektronnegatīvāku atomu, kā rezultātā uz tā parādās daļējs negatīvs lādiņš (delta mīnus), bet daļējs pozitīvs lādiņš (delta plus) uz mazāka. elektronnegatīvs atoms.

C  .

Elektronu pārvietošanās virzienu norāda arī ar bultiņu:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Jo lielāka ir saistīto atomu elektronegativitātes atšķirība, jo lielāka ir saites polaritāte un lielāks tās dipola moments. Starp pretēju zīmju daļējiem lādiņiem darbojas papildu pievilcības spēki. Tāpēc, jo polārāka ir saite, jo stiprāka tā ir.

Izņemot polarizējamība kovalentā saite ir īpašums piesātinājums – atoma spēja veidot tik daudz kovalento saišu, cik tam ir enerģētiski pieejamas atomu orbitāles. Trešā kovalentās saites īpašība ir tās virziens.

3.3.2. Jonu saite. Tā veidošanās virzītājspēks ir tā pati atomu vēlme pēc okteta apvalka. Bet dažos gadījumos šāds “okteta” apvalks var rasties tikai tad, kad elektroni tiek pārnesti no viena atoma uz otru. Tāpēc, kā likums, starp metālu un nemetālu veidojas jonu saite.

Apsveriet, piemēram, reakciju starp nātrija (3s 1) un fluora (2s 2 3s 5) atomiem. NaF savienojuma elektronegativitātes atšķirība

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Nātrijs, atdevis savu 3s 1 elektronu fluoram, kļūst par Na + jonu un paliek ar piepildītu 2s 2 2p 6 apvalku, kas atbilst neona atoma elektroniskajai konfigurācijai. Fluors iegūst tieši tādu pašu elektronisko konfigurāciju, pieņemot vienu nātrija ziedoto elektronu. Rezultātā starp pretēji lādētiem joniem rodas elektrostatiskās pievilkšanās spēki.

Jonu saite - ārkārtējs polārās kovalentās saites gadījums, kas balstīts uz jonu elektrostatisko pievilcību. Šis savienojums rodas, kad liela atšķirība saistīto atomu elektronegativitātē (EO > 2), kad mazāk elektronegatīvs atoms gandrīz pilnībā atsakās no saviem valences elektroniem un pārvēršas par katjonu, un cits, vairāk elektronegatīvs atoms, piesaista šos elektronus un kļūst par anjonu. Jonu mijiedarbība pretējā zīme nav atkarīgs no virziena, un Kulona spēkiem nepiemīt piesātinājuma īpašība. Sakarā ar šo jonu saite nav telpiskas fokuss Un piesātinājums , jo katrs jons ir saistīts ar noteiktu skaitu pretjonu (jonu koordinācijas numurs). Tāpēc savienojumiem, kas saistīti ar jonu, nav molekulārās struktūras un tie ir cietas vielas, kas veido jonu kristāliskos režģus, ar augstu kušanas un viršanas temperatūru, tie ir ļoti polāri, bieži vien sāļiem līdzīgi un elektriski vadoši ūdens šķīdumos. Piemēram, MgS, NaCl, A2O3. Praktiski nav savienojumu ar tīri jonu saitēm, jo ​​vienmēr saglabājas zināms daudzums kovalentes tāpēc, ka netiek novērota pilnīga viena elektrona pārnešana uz citu atomu; “joniskākajās” vielās saites joniskuma īpatsvars nepārsniedz 90%. Piemēram, NaF saites polarizācija ir aptuveni 80%.

Organiskajos savienojumos jonu saites ir diezgan reti sastopamas, jo Oglekļa atomam nav tendence ne zaudēt, ne iegūt elektronus, lai veidotu jonus.

Valence ļoti bieži tiek raksturoti elementi savienojumos ar jonu saitēm oksidācijas stāvoklis , kas, savukārt, atbilst elementa jona lādiņa vērtībai dotajā savienojumā.

Oksidācijas stāvoklis - tas ir parasts lādiņš, ko atoms iegūst elektronu blīvuma pārdales rezultātā. Kvantitatīvi to raksturo elektronu skaits, kas pārvietoti no mazāk elektronegatīva elementa uz vairāk elektronegatīvu. No elementa, kas atdeva savus elektronus, veidojas pozitīvi lādēts jons, un no elementa, kas šos elektronus pieņēma, veidojas negatīvs jons.

Elements, kas atrodas augstākais oksidācijas stāvoklis (maksimāli pozitīvs), jau ir atdevis visus savus valences elektronus, kas atrodas AVZ. Un tā kā to skaitu nosaka tās grupas numurs, kurā atrodas elements, tad augstākais oksidācijas stāvoklis lielākajai daļai elementu un būs vienādi grupas numurs . Kas attiecas uz zemākais oksidācijas stāvoklis (maksimāli negatīvs), tad tas parādās astoņu elektronu apvalka veidošanās laikā, tas ir, gadījumā, ja AVZ ir pilnībā piepildīts. Priekš nemetāli to aprēķina pēc formulas Grupas numurs – 8 . Priekš metāli vienāds ar nulle , jo tie nevar pieņemt elektronus.

Piemēram, sēra AVZ ir šāda forma: 3s 2 3p 4. Ja atoms atdod visus savus elektronus (sešus), tas iegūs augstāko oksidācijas pakāpi +6 , vienāds ar grupas numuru VI , ja ir nepieciešami divi, lai pabeigtu stabilu apvalku, tas iegūs zemāko oksidācijas pakāpi –2 , vienāds ar Grupas numurs – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3. Metāla saite. Lielākajai daļai metālu ir vairākas īpašības, kas pēc būtības ir vispārīgas un atšķiras no citu vielu īpašībām. Šādas īpašības ir salīdzinoši augsta kušanas temperatūra, spēja atstarot gaismu, kā arī augsta siltuma un elektriskā vadītspēja. Šīs pazīmes izskaidrojamas ar īpaša veida mijiedarbības esamību metālos – metāla savienojums.

Atbilstoši savai pozīcijai periodiskajā tabulā metālu atomiem ir neliels skaits valences elektronu, kas ir diezgan vāji saistīti ar kodoliem un var viegli no tiem atdalīties. Tā rezultātā metāla kristāliskajā režģī parādās pozitīvi lādēti joni, kas lokalizēti noteiktās kristāla režģa pozīcijās, un liels skaits delokalizētu (brīvo) elektronu, kas salīdzinoši brīvi pārvietojas pozitīvo centru laukā un komunicē starp visiem metāliem. atomi elektrostatiskās pievilkšanās dēļ.

Šī ir būtiska atšķirība starp metāliskām saitēm un kovalentajām saitēm, kurām ir stingra orientācija telpā. Saistīšanas spēki metālos nav lokalizēti vai virzīti, un brīvie elektroni, kas veido "elektronu gāzi", izraisa augstu siltuma un elektrisko vadītspēju. Tāpēc šajā gadījumā nav iespējams runāt par saišu virzienu, jo valences elektroni ir gandrīz vienmērīgi sadalīti pa visu kristālu. Tas izskaidro, piemēram, metālu plastiskumu, t.i., jonu un atomu pārvietošanās iespēju jebkurā virzienā

3.3.4. Donora-akceptora saite. Papildus kovalentās saites veidošanās mehānismam, saskaņā ar kuru divu elektronu mijiedarbības rezultātā rodas kopīgs elektronu pāris, pastāv arī īpašs donora-akceptora mehānisms . Tas slēpjas faktā, ka jau esoša (vientuļa) elektronu pāra pārejas rezultātā veidojas kovalentā saite donors (elektronu piegādātājs) kopējai donora lietošanai un akceptētājs (brīvās atomu orbitāles piegādātājs).

Kad tas ir izveidots, tas neatšķiras no kovalentā. Donora-akceptora mehānismu labi ilustrē amonija jonu veidošanās shēma (9. attēls) (zvaigznītes norāda slāpekļa atoma ārējā līmeņa elektronus):

9. attēls - Amonija jonu veidošanās shēma

Slāpekļa atoma ABZ elektroniskā formula ir 2s 2 2p 3, tas ir, tajā ir trīs nepāra elektroni, kas noslēdz kovalento saiti ar trim ūdeņraža atomiem (1s 1), no kuriem katram ir viens valences elektrons. Šajā gadījumā veidojas amonjaka molekula NH 3, kurā tiek saglabāts slāpekļa vientuļais elektronu pāris. Ja šai molekulai tuvojas ūdeņraža protons (1s 0), kuram nav elektronu, tad slāpeklis pārnes savu elektronu pāri (donoru) uz šo ūdeņraža atoma orbitāli (akceptoru), kā rezultātā veidojas amonija jons. Tajā katrs ūdeņraža atoms ir savienots ar slāpekļa atomu ar kopīgu elektronu pāri, no kuriem viens tiek realizēts, izmantojot donora-akceptora mehānismu. Ir svarīgi to atzīmēt H-N savienojumi, ko veido dažādi mehānismi, īpašībās nav nekādu atšķirību. Šī parādība ir saistīta ar to, ka saites veidošanās brīdī slāpekļa atoma 2s un 2p elektronu orbitāles maina savu formu. Rezultātā parādās četras tieši tādas pašas formas orbitāles.

Atomi ar liela summa elektroni, bet tiem ir neliels skaits nepāra elektronu. II perioda elementiem papildus slāpekļa atomam šāda iespēja ir pieejama arī skābeklim (divi vientuļi pāri) un fluoram (trīs vientuļi pāri). Piemēram, ūdeņraža jons H + ūdens šķīdumos nekad nav brīvā stāvoklī, jo hidronija jons H 3 O + vienmēr veidojas no ūdens molekulām H 2 O un H + jona Hidronija jons atrodas visos ūdens šķīdumos , lai gan rakstīšanas ērtībai ir saglabāts simbols H+.

3.3.5. Ūdeņraža saite. Ūdeņraža atoms, kas saistīts ar stipri elektronegatīvu elementu (slāpeklis, skābeklis, fluors u.c.), kas “uzvelk” uz sevi kopīgu elektronu pāri, piedzīvo elektronu trūkumu un iegūst efektīvu pozitīvu lādiņu. Tāpēc tas spēj mijiedarboties ar cita elektronu negatīva atoma vientuļo elektronu pāri (kas iegūst efektīvu negatīvu lādiņu) no tā paša (intramolekulārā saite) vai citas molekulas (starpmolekulārā saite). Tā rezultātā ir ūdeņraža saite , kas ir grafiski apzīmēts ar punktiem:

Šī saite ir daudz vājāka nekā citas ķīmiskās saites (tās veidošanās enerģija ir 10 – 40 kJ/mol) un galvenokārt tam ir daļēji elektrostatisks, daļēji donora-akceptora raksturs.

Ūdeņraža saitei ir ārkārtīgi svarīga loma bioloģiskajās makromolekulās, tādos neorganiskos savienojumos kā H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Piemēram, O-H saites H2O pēc būtības ir ievērojami polāras, ar skābekļa atoma negatīvo lādiņu – pārpalikumu. Ūdeņraža atoms, gluži pretēji, iegūst nelielu pozitīvu lādiņu  + un var mijiedarboties ar blakus esošās ūdens molekulas skābekļa atoma vientuļajiem elektronu pāriem.

Mijiedarbība starp ūdens molekulām izrādās diezgan spēcīga, ka pat ūdens tvaikos ir dimēri un trimeri no sastāva (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 utt. Šķīdumos veidojas garas asociēto ķēdes. šis tips var parādīties:

jo skābekļa atomam ir divi vientuļi elektronu pāri.

Ūdeņraža saišu klātbūtne izskaidro ūdens, spirtu un karbonskābju augsto viršanas temperatūru. Ūdeņraža saišu dēļ ūdenim ir raksturīga tik augsta kušanas un viršanas temperatūra, salīdzinot ar H 2 E (E = S, Se, Te). Ja nebūtu ūdeņraža saišu, ūdens kūst –100 °C un vārītos –80 °C. Tipiski asociācijas gadījumi tiek novēroti spirtiem un organiskajām skābēm.

Ūdeņraža saites var rasties gan starp dažādām molekulām, gan molekulā, ja šī molekula satur grupas ar donora un akceptora spējām. Piemēram, tieši intramolekulārām ūdeņraža saitēm ir galvenā loma peptīdu ķēžu veidošanā, kas nosaka olbaltumvielu struktūru. H-saites ietekmē vielas fizikālās un ķīmiskās īpašības.

Citu elementu atomi neveido ūdeņraža saites , jo polāro saišu dipolu pretējo galu elektrostatiskās pievilkšanās spēki (O-H, N-H utt.) ir diezgan vāji un darbojas tikai nelielos attālumos. Ūdeņradis, kam ir mazākais atomu rādiuss, ļauj šādiem dipoliem pietuvoties tik tuvu, ka pievilcīgie spēki kļūst pamanāmi. Neviens cits elements ar lielu atomu rādiusu nespēj veidot šādas saites.

3.3.6. Starpmolekulārās mijiedarbības spēki (van der Vālsa spēki). 1873. gadā holandiešu zinātnieks I. Van der Vāls ierosināja, ka pastāv spēki, kas izraisa pievilcību starp molekulām. Šos spēkus vēlāk sauca par van der Vālsa spēkiem – universālākais starpmolekulārās saites veids. Van der Vālsa saites enerģija ir mazāka par ūdeņraža saiti un ir 2–20 kJ/∙mol.

Atkarībā no rašanās metodes spēkus iedala:

1) orientācijas (dipols-dipols vai jonu-dipols) - rodas starp polārajām molekulām vai starp joniem un polārajām molekulām. Kad polārās molekulas tuvojas viena otrai, tās ir orientētas tā, ka pozitīvā puse viens dipols bija orientēts uz otra dipola negatīvo pusi (10. attēls).

10. attēls. Orientācijas mijiedarbība

2) indukcija (dipols - inducēts dipols vai jonu izraisīts dipols) - rodas starp polārām molekulām vai joniem un nepolārām molekulām, bet spēj polarizēties. Dipoli var ietekmēt nepolāras molekulas, pārvēršot tās norādītos (inducētos) dipolos. (11. attēls).

11. attēls. Induktīvā mijiedarbība

3) dispersīvs (inducēts dipols - inducēts dipols) - rodas starp nepolārām molekulām, kas spēj polarizēties. Elektriskā blīvuma svārstības rodas jebkurā cēlgāzes molekulā vai atomā, kā rezultātā veidojas momentāni dipoli, kas savukārt inducē momentānus dipolus blakus esošajās molekulās. Momentāno dipolu kustība kļūst konsekventa, to izskats un sabrukšana notiek sinhroni. Momentāno dipolu mijiedarbības rezultātā sistēmas enerģija samazinās (12. attēls).

12. attēls — dispersijas mijiedarbība

Sadaļā par jautājumu Palīdziet man atrisināt ķīmiju, lūdzu. Norādiet autora norādīto saišu veidu molekulās NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... Jevgeņijs_1991 labākā atbilde ir 1) NH3 saites tipa cov. polārais. Saites veidošanā katrs piedalās trīs nepāra slāpekļa elektroni un viens ūdeņraža elektrons. Nav pi obligāciju. sp3 hibridizācija. Molekulas forma ir piramīda (viena orbitāle nepiedalās hibridizācijā, tetraedrs pārvēršas piramīdā)
CaCl2 saišu veids ir jonu. Saites veidošanā s orbitālē ir iesaistīti divi kalcija elektroni, kas pieņem divus hlora atomus, pabeidzot savu trešo līmeni. nav pi saišu, hibridizācijas tips sp. tie atrodas telpā 180 grādu leņķī
Al2O3 saites veids ir jonu. Trīs elektroni no alumīnija s un p orbitālēm ir iesaistīti saites veidošanā, ko skābeklis pieņem, pabeidzot savu otro līmeni. O=Al-O-Al=O. Starp skābekli un alumīniju ir pi saites. sp hibridizācijas veids visticamāk.
BaS saišu veids ir jonu. divus bārija elektronus pieņem sērs. Ba = S ir viena pi saite. hibridizācijas sp. Plakana molekula.
2) AgNO3
sudrabs tiek reducēts pie katoda
K Ag+ + e = Ag
ūdens oksidējas pie anoda
A 2H2O-4e = O2 + 4H+
saskaņā ar Faradeja likumu (neatkarīgi no tā...) pie katoda izdalītās vielas masa (tilpums) ir proporcionāla elektrības daudzumam, kas iet caur šķīdumu
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l

163120 0

Katram atomam ir noteikts elektronu skaits.

Ienākšana ķīmiskās reakcijas, atomi ziedo, iegūst vai dalās ar elektroniem, panākot visstabilāko elektronisko konfigurāciju. Konfigurācija ar viszemāko enerģiju (kā cēlgāzes atomos) izrādās visstabilākā. Šo modeli sauc par “okteta likumu” (1. att.).

Rīsi. 1.

Šis noteikums attiecas uz visiem savienojumu veidi. Elektroniskie savienojumi starp atomiem ļauj tiem veidot stabilas struktūras, sākot no vienkāršākajiem kristāliem līdz sarežģītām biomolekulām, kas galu galā veido dzīvas sistēmas. No kristāliem tie atšķiras ar nepārtrauktu metabolismu. Tajā pašā laikā daudzas ķīmiskās reakcijas notiek saskaņā ar mehānismiem elektroniskā pārsūtīšana, kam ir izšķiroša loma enerģijas procesos organismā.

Ķīmiskā saite ir spēks, kas satur kopā divus vai vairākus atomus, jonus, molekulas vai jebkuru to kombināciju.

Ķīmiskās saites būtība ir universāla: tas ir elektrostatiskais pievilkšanās spēks starp negatīvi lādētiem elektroniem un pozitīvi lādētiem kodoliem, ko nosaka atomu ārējā apvalka elektronu konfigurācija. Tiek saukta atoma spēja veidot ķīmiskās saites valence, vai oksidācijas stāvoklis. Jēdziens par valences elektroni- elektroni, kas veido ķīmiskās saites, tas ir, atrodas visaugstākās enerģijas orbitālēs. Attiecīgi sauc par atoma ārējo apvalku, kas satur šīs orbitāles valences apvalks. Pašlaik nepietiek tikai norādīt ķīmiskās saites klātbūtni, bet ir nepieciešams precizēt tās veidu: jonu, kovalento, dipoldipolu, metālisko.

Pirmais savienojuma veids irjonu savienojums

Saskaņā ar Lūisa un Kosela elektroniskās valences teoriju atomi var sasniegt stabilu elektronisko konfigurāciju divos veidos: pirmkārt, zaudējot elektronus, kļūstot katjoni, otrkārt, tos iegūstot, pārvēršoties par anjoni. Elektronu pārneses rezultātā elektrostatiskā pievilkšanās spēka dēļ starp joniem ar pretēju zīmju lādiņiem veidojas ķīmiskā saite, ko sauc Kossel elektrovalents"(tagad sauc jonu).

Šajā gadījumā anjoni un katjoni veido stabilu elektronisku konfigurāciju ar piepildītu ārējo elektronu apvalks. Tipiskas jonu saites veidojas no T un II grupas katjoniem periodiskā tabula un VI un VII grupas nemetālisko elementu anjoni (attiecīgi 16 un 17 apakšgrupas, halkogēni Un halogēni). Jonu savienojumu saites ir nepiesātinātas un bez virziena, tāpēc tās saglabā elektrostatiskās mijiedarbības iespēju ar citiem joniem. Attēlā 2. un 3. attēlā parādīti jonu saišu piemēri, kas atbilst Kosela elektronu pārneses modelim.

Rīsi. 2.

Rīsi. 3. Jonu saite galda sāls (NaCl) molekulā

Šeit ir lietderīgi atgādināt dažas īpašības, kas izskaidro vielu uzvedību dabā, jo īpaši apsvērt domu par skābes Un iemeslus.

Visu šo vielu ūdens šķīdumi ir elektrolīti. Viņi maina krāsu atšķirīgi rādītājiem. Indikatoru darbības mehānismu atklāja F.V. Ostvalds. Viņš parādīja, ka indikatori ir vājas skābes vai bāzes, kuru krāsa atšķiras nedisociētajā un disociētajā stāvoklī.

Bāzes var neitralizēt skābes. Ne visas bāzes šķīst ūdenī (piemēram, dažas nešķīst organiskie savienojumi, kas nesatur - OH grupas, jo īpaši, trietilamīns N(C2H5)3); šķīstošās bāzes sauc sārmi.

Skābju ūdens šķīdumos notiek raksturīgas reakcijas:

a) ar metālu oksīdiem - ar sāls un ūdens veidošanos;

b) ar metāliem - ar sāls un ūdeņraža veidošanos;

c) ar karbonātiem - ar sāls veidošanos, CO 2 un N 2 O.

Skābju un bāzu īpašības apraksta vairākas teorijas. Saskaņā ar teoriju S.A. Arrhenius, skābe, ir viela, kas sadalās, veidojot jonus N+ , savukārt bāze veido jonus VIŅŠ- . Šī teorija neņem vērā organisko bāzu esamību, kurām nav hidroksilgrupu.

Saskaņā ar protonu Saskaņā ar Brønsted un Lowry teoriju skābe ir viela, kas satur molekulas vai jonus, kas ziedo protonus ( donoriem protoni), un bāze ir viela, kas sastāv no molekulām vai joniem, kas pieņem protonus ( pieņēmēji protoni). Ņemiet vērā, ka ūdens šķīdumos ūdeņraža joni pastāv hidratētā veidā, tas ir, ūdeņraža jonu veidā H3O+ . Šī teorija apraksta reakcijas ne tikai ar ūdeni un hidroksīda joniem, bet arī tās, kas tiek veiktas bez šķīdinātāja vai ar neūdens šķīdinātāju.

Piemēram, reakcijā starp amonjaku N.H. 3 (vāja bāze) un ūdeņraža hlorīds gāzes fāzē veidojas ciets amonija hlorīds, un divu vielu līdzsvara maisījumā vienmēr ir 4 daļiņas, no kurām divas ir skābes, bet pārējās divas ir bāzes:

Šis līdzsvara maisījums sastāv no diviem konjugātiem skābju un bāzu pāriem:

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

2) HCl Un Cl ‑

Šeit katrā konjugāta pārī skābe un bāze atšķiras par vienu protonu. Katrai skābei ir konjugēta bāze. Stiprai skābei ir vāja konjugāta bāze, un vājai skābei ir spēcīga konjugāta bāze.

Brønsted-Lowry teorija palīdz izskaidrot ūdens unikālo lomu biosfēras dzīvē. Ūdenim, atkarībā no vielas, kas ar to mijiedarbojas, var būt skābes vai bāzes īpašības. Piemēram, reakcijās ar etiķskābes ūdens šķīdumiem ūdens ir bāze, bet reakcijās ar amonjaka ūdens šķīdumiem tā ir skābe.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Šeit etiķskābes molekula nodod protonu ūdens molekulai;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + VIŅŠ- . Šeit amonjaka molekula pieņem protonu no ūdens molekulas.

Tādējādi ūdens var veidot divus konjugātus pārus:

1) H2O(skābe) un VIŅŠ- (konjugētā bāze)

2) H3O+ (skābe) un H2O(konjugāta bāze).

Pirmajā gadījumā ūdens ziedo protonu, bet otrajā - to pieņem.

Šo īpašumu sauc amfiprotonisms. Tiek sauktas vielas, kas var reaģēt gan kā skābes, gan kā bāzes amfotērisks. Šādas vielas bieži sastopamas dzīvajā dabā. Piemēram, aminoskābes var veidot sāļus gan ar skābēm, gan ar bāzēm. Tāpēc peptīdi viegli veido koordinācijas savienojumus ar esošajiem metālu joniem.

Tādējādi raksturīga īpašība jonu saite - divu savienojošo elektronu pilnīga kustība uz vienu no kodoliem. Tas nozīmē, ka starp joniem ir apgabals, kurā elektronu blīvums ir gandrīz nulle.

Otrs savienojuma veids irkovalents savienojums

Atomi var veidot stabilas elektroniskas konfigurācijas, daloties ar elektroniem.

Šāda saite veidojas, kad pa vienam tiek dalīts elektronu pāris no visiem atoms. Šajā gadījumā kopīgās saites elektroni tiek vienmērīgi sadalīti starp atomiem. Kovalento saišu piemēri ietver homonukleārais diatomisks molekulas H 2 , N 2 , F 2. Tāda paša veida savienojums ir atrodams alotropos O 2 un ozons O 3 un poliatomu molekulai S 8 un arī heteronukleārās molekulasūdeņraža hlorīds HCl, oglekļa dioksīds CO 2, metāns CH 4, etanols AR 2 N 5 VIŅŠ, sēra heksafluorīds SF 6, acetilēns AR 2 N 2. Visām šīm molekulām ir vienādi elektroni, un to saites ir piesātinātas un virzītas vienādi (4. att.).

Biologiem ir svarīgi, lai dubultajām un trīskāršajām saitēm būtu samazināts kovalentais atomu rādiuss, salīdzinot ar vienotu saiti.

Rīsi. 4. Kovalentā saite Cl 2 molekulā.

Jonu un kovalento saišu veidi ir divi ierobežojošie kopas gadījumi esošie veidiķīmiskās saites, un praksē lielākā daļa saišu ir starpposma saites.

Savienojumi diviem elementiem, kas atrodas pretējos galos viena vai dažādi periodi Mendeļejeva sistēmas pārsvarā veido jonu saites. Elementiem tuvojoties periodam, to savienojumu jonu raksturs samazinās un palielinās kovalentais raksturs. Piemēram, kreisajā pusē elementu halogenīdi un oksīdi periodiskā tabula veido galvenokārt jonu saites ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), un tie paši elementu savienojumi tabulas labajā pusē ir kovalenti ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenols C6H5OH, glikoze C6H12O6, etanols C 2 H 5 OH).

Savukārt kovalentajai saitei ir vēl viena modifikācija.

Poliatomiskos jonos un sarežģītās bioloģiskās molekulās abi elektroni var nākt tikai no viens atoms. Tas tiek saukts donors elektronu pāris. Tiek saukts atoms, kuram šis elektronu pāris ir kopīgs ar donoru akceptētājs elektronu pāris. Šo kovalentās saites veidu sauc koordinācija (donors-akceptors, vaidatīvs) komunikācija(5. att.). Šis saišu veids ir vissvarīgākais bioloģijai un medicīnai, jo vielmaiņai vissvarīgāko d-elementu ķīmija lielā mērā ir aprakstīta ar koordinācijas saitēm.

att. 5.

Kā likums, kompleksā savienojumā metāla atoms darbojas kā elektronu pāra akceptors; gluži pretēji, jonu un kovalentajās saitēs metāla atoms ir elektronu donors.

Kovalentās saites būtību un tās dažādību - koordinācijas saiti - var noskaidrot ar citas GN piedāvātās skābju un bāzu teorijas palīdzību. Lūiss. Viņš nedaudz paplašināja terminu “skābe” un “bāze” semantisko jēdzienu saskaņā ar Brønsted-Lowry teoriju. Lūisa teorija izskaidro komplekso jonu veidošanās būtību un vielu līdzdalību nukleofilās aizvietošanas reakcijās, tas ir, CS veidošanā.

Pēc Lūisa domām, skābe ir viela, kas spēj veidot kovalento saiti, pieņemot elektronu pāri no bāzes. Lūisa bāze ir viela, kurā ir vientuļš elektronu pāris, kas, ziedojot elektronus, veido kovalento saiti ar Lūisa skābi.

Tas ir, Lūisa teorija paplašina skābju-bāzes reakciju diapazonu arī uz reakcijām, kurās protoni vispār nepiedalās. Turklāt pats protons saskaņā ar šo teoriju ir arī skābe, jo tas spēj pieņemt elektronu pāri.

Tāpēc saskaņā ar šo teoriju katjoni ir Lūisa skābes, bet anjoni ir Lūisa bāzes. Piemērs varētu būt šādas reakcijas:

Iepriekš tika atzīmēts, ka vielu sadalījums jonu un kovalentās ir relatīvs, jo pilnīga elektronu pārnešana no metāla atomiem uz akceptora atomiem nenotiek kovalentajās molekulās. Savienojumos ar jonu saitēm katrs jons atrodas pretējās zīmes jonu elektriskajā laukā, tāpēc tie ir savstarpēji polarizēti, un to apvalki ir deformēti.

Polarizējamība nosaka jona elektroniskā struktūra, lādiņš un izmērs; anjoniem tas ir augstāks nekā katjoniem. Lielākā polarizējamība starp katjoniem ir, piemēram, katjoniem ar lielāku lādiņu un mazāku izmēru. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Piemīt spēcīga polarizējoša iedarbība N+ . Tā kā jonu polarizācijas ietekme ir divvirzienu, tā būtiski maina to veidoto savienojumu īpašības.

Trešais savienojuma veids irdipols-dipols savienojums

Papildus uzskaitītajiem sakaru veidiem ir arī dipola-dipols starpmolekulārais mijiedarbības, ko sauc arī par van der Vāls .

Šīs mijiedarbības stiprums ir atkarīgs no molekulu rakstura.

Pastāv trīs mijiedarbības veidi: pastāvīgais dipols - pastāvīgais dipols ( dipols-dipols pievilcība); pastāvīgs dipola izraisīts dipols ( indukcija pievilcība); momentānais dipola izraisīts dipols ( izkliedējošs pievilcība vai Londonas spēki; rīsi. 6).

Rīsi. 6.

Tikai molekulām ar polārām kovalentām saitēm ir dipola-dipola moments ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), un saites stiprība ir 1-2 Debaja(1D = 3,338 × 10-30 kulonmetri - C × m).

Bioķīmijā ir vēl viens savienojuma veids - ūdeņradis savienojums, kas ir ierobežojošs gadījums dipols-dipols pievilcība. Šo saiti veido pievilkšanās starp ūdeņraža atomu un mazu elektronnegatīvu atomu, visbiežāk skābekli, fluoru un slāpekli. Ar lieliem atomiem, kuriem ir līdzīga elektronegativitāte (piemēram, hlors un sērs), ūdeņraža saite ir daudz vājāka. Ūdeņraža atoms izceļas ar vienu būtisku pazīmi: kad savienojošie elektroni tiek atvilkti, tā kodols - protons - tiek pakļauts un vairs nav elektronu aizsargāts.

Tāpēc atoms pārvēršas par lielu dipolu.

Ūdeņraža saite, atšķirībā no van der Vāla saites, veidojas ne tikai starpmolekulāras mijiedarbības laikā, bet arī vienas molekulas ietvaros - intramolekulāriūdeņraža saite. Ūdeņraža saites spēlē nozīmīgu lomu bioķīmijā, piemēram, proteīnu struktūras stabilizēšanai a-spirāles formā vai DNS dubultspirāles veidošanā (7. att.).

7. att.

Ūdeņraža un van der Vālsa saites ir daudz vājākas nekā jonu, kovalentās un koordinācijas saites. Starpmolekulāro saišu enerģija ir norādīta tabulā. 1.

1. tabula. Starpmolekulāro spēku enerģija

Piezīme: Starpmolekulārās mijiedarbības pakāpi atspoguļo kušanas un iztvaikošanas (viršanas) entalpija. Jonu savienojumi prasa ievērojami vairāk enerģijas, lai atdalītu jonus, nevis lai atdalītu molekulas. Jonu savienojumu kušanas entalpija ir daudz augstāka nekā molekulāro savienojumu kušanas entalpija.

Ceturtais savienojuma veids irmetāla savienojums

Visbeidzot, pastāv cita veida starpmolekulārās saites - metāls: metāla režģa pozitīvo jonu savienojums ar brīvajiem elektroniem. Šāda veida savienojums nenotiek bioloģiskajos objektos.

No īss pārskats saišu veidiem kļūst skaidra viena detaļa: svarīgs metāla atoma vai jona - elektronu donora, kā arī atoma - elektronu akceptora parametrs ir tā Izmērs.

Neiedziļinoties detaļās, mēs atzīmējam, ka atomu kovalentais rādiuss, metālu jonu rādiuss un mijiedarbojošo molekulu van der Vālsa rādiuss palielinās līdz ar to. sērijas numurs periodiskās tabulas grupās. Šajā gadījumā jonu rādiusu vērtības ir mazākās, un van der Vālsa rādiusi ir lielākie. Parasti, virzoties uz leju grupā, palielinās visu elementu rādiusi, gan kovalentie, gan van der Vāls.

Vislielākā nozīme biologiem un ārstiem ir koordināciju(donors-akceptors) saites, ko aplūko koordinācijas ķīmijā.

Medicīniskie bioneorganiskie līdzekļi. G.K. Baraškovs