Nh3 er en type kjemisk binding. Typer kjemiske bindinger

DEFINISJON

Ammoniakk- hydrogennitrid.

Formel – NH 3. Molar masse– 17 g/mol.

Fysiske egenskaper til ammoniakk

Ammoniakk (NH 3) er en fargeløs gass med en skarp lukt (lukt av "ammoniakk"), lettere enn luft, svært løselig i vann (ett volum vann vil løse opp til 700 volumer ammoniakk). Konsentrert løsning ammoniakk inneholder 25 % (masse) ammoniakk og har en tetthet på 0,91 g/cm 3 .

Bindingene mellom atomene i ammoniakkmolekylet er kovalente. Generell form AB 3 molekyler. Alle valensorbitaler til nitrogenatomet går inn i hybridisering, derfor er typen hybridisering av ammoniakkmolekylet sp 3. Ammoniakk har en geometrisk struktur av typen AB 3 E - en trigonal pyramide (fig. 1).

Ris. 1. Strukturen til ammoniakkmolekylet.

Kjemiske egenskaper til ammoniakk

Kjemisk er ammoniakk ganske aktiv: den reagerer med mange stoffer. Oksydasjonsgraden av nitrogen i ammoniakk "-3" er minimal, så ammoniakk har bare reduserende egenskaper.

Når ammoniakk varmes opp med halogener, tungmetalloksider og oksygen, dannes nitrogen:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

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

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O

I nærvær av en katalysator kan ammoniakk oksideres til nitrogenoksid (II):

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

I motsetning til hydrogenforbindelser av ikke-metaller i gruppene VI og VII, viser ikke ammoniakk sure egenskaper. Imidlertid er hydrogenatomer i molekylet fortsatt i stand til å bli erstattet av metallatomer. Når hydrogen er fullstendig erstattet av et metall, dannes forbindelser kalt nitrider, som også kan oppnås ved direkte interaksjon av nitrogen med metallet ved høye temperaturer.

Hovedegenskapene til ammoniakk skyldes tilstedeværelsen av et ensomt elektronpar på nitrogenatomet. En løsning av ammoniakk i vann er alkalisk:

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

Når ammoniakk interagerer med syrer, dannes ammoniumsalter, som brytes ned ved oppvarming:

NH3 + HCl = NH4Cl

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

Ammoniakkproduksjon

Det finnes industrielle og laboratoriemetoder for å produsere ammoniakk. I laboratoriet oppnås ammoniakk ved virkning av alkalier på løsninger av ammoniumsalter når de oppvarmes:

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

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

Denne reaksjonen er kvalitativ for ammoniumioner.

Påføring av ammoniakk

Ammoniakkproduksjon er en av de viktigste teknologiske prosesser verdensomspennende. Rundt 100 millioner tonn ammoniakk produseres årlig i verden. Ammoniakk frigjøres i flytende form eller i form av en 25% vandig løsning - ammoniakkvann. De viktigste bruksområdene for ammoniakk er produksjon av salpetersyre (etterfølgende produksjon av nitrogenholdig mineralgjødsel), ammoniumsalter, urea, heksamin, syntetiske fibre (nylon og nylon). Ammoniakk brukes som kjølemiddel i industrielle kjøleaggregater og som blekemiddel ved rengjøring og farging av bomull, ull og silke.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Trening	Hva er massen og volumet av ammoniakk som kreves for å produsere 5 tonn ammoniumnitrat?
Løsning	La oss skrive ligningen for reaksjonen for å produsere ammoniumnitrat fra ammoniakk og salpetersyre: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 I følge reaksjonsligningen er mengden av ammoniumnitratstoff lik 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. Deretter beregnes massen av ammoniumnitrat fra reaksjonsligningen: m(NH4NO3) = v(NH4NO3) x M(NH4NO3); m(NH4NO3) = 1×80 = 80 t I følge reaksjonsligningen er mengden av ammoniakkstoff også lik 1 mol - v(NH 3) = 1 mol. Deretter, massen av ammoniakk beregnet ved ligningen: m(NH3) = v(NH3)xM(NH3); m(NH3) = 1x17 = 17 t La oss lage en proporsjon og finne massen av ammoniakk (praktisk): 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 La oss lage en lignende proporsjon for å finne volumet av ammoniakk: 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
Svar	Ammoniakkmasse - 1,06 t, ammoniakkvolum - 1,4×10 m

.

Du vet at atomer kan kombineres med hverandre for å danne både enkle og komplekse stoffer. I dette tilfellet, forskjellige typer kjemiske bindinger: ioniske, kovalente (ikke-polare og polare), metalliske og hydrogen. En av de mest essensielle egenskapene til atomer av elementer som bestemmer hva slags binding som dannes mellom dem - ionisk eller kovalent - Dette er elektronegativitet, dvs. evnen til atomer i en forbindelse til å tiltrekke seg elektroner.

En betinget kvantitativ vurdering av elektronegativitet er gitt av den relative elektronegativitetsskalaen.

I perioder er det en generell tendens til at elektronegativiteten til elementer øker, og i grupper - for deres reduksjon. Elementer er ordnet i en serie i henhold til deres elektronegativitet, på grunnlag av hvilken elektronegativiteten til elementer lokalisert i forskjellige perioder kan sammenlignes.

Typen kjemisk binding avhenger av hvor stor forskjellen i elektronegativitetsverdiene til de forbindende atomene til elementene er. Jo mer atomene til elementene som danner bindingen er forskjellige i elektronegativitet, jo mer polar er den kjemiske bindingen. Tegn en skarp linje mellom typer kjemiske bindinger det er forbudt. I de fleste forbindelser er typen kjemisk binding mellomliggende; for eksempel er en svært polar kovalent kjemisk binding nær en ionisk binding. Avhengig av hvilket av de begrensende tilfellene en kjemisk binding er nærmere i naturen, er den klassifisert som enten en ionisk eller en kovalent polar binding.

Ionebinding.

En ionisk binding dannes ved samspillet mellom atomer som skiller seg kraftig fra hverandre i elektronegativitet. For eksempel danner de typiske metallene litium (Li), natrium (Na), kalium (K), kalsium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) ioniske bindinger med typiske ikke-metaller, hovedsakelig halogener.

Bortsett fra halogenider alkalimetaller, dannes også ionebindinger i forbindelser som alkalier og salter. For eksempel i natriumhydroksid (NaOH) og natriumsulfat (Na 2 SO 4) ioniske bindinger eksisterer bare mellom natrium- og oksygenatomer (de resterende bindingene er polare kovalente).

Kovalent upolar binding.

Når atomer med samme elektronegativitet interagerer, dannes molekyler med en kovalent upolar binding. En slik binding eksisterer i følgende molekyler enkle stoffer: H2, F2, Cl2, O2, N2. Kjemiske bindinger i disse gassene dannes gjennom delte elektronpar, dvs. når de tilsvarende elektronskyene overlapper hverandre, på grunn av elektron-kjernevekselvirkningen, som oppstår når atomer nærmer seg hverandre.

Å komponere elektroniske formler stoffer, bør det huskes at hvert delt elektronpar er konvensjonelt bildeøkt elektrontetthet som følge av overlapping av tilsvarende elektronskyer.

Kovalent polar binding.

Når atomer samhandler, hvis elektronegativitetsverdier er forskjellige, men ikke skarpt, skifter det vanlige elektronparet til et mer elektronegativt atom. Dette er den vanligste typen kjemisk binding, som finnes i både uorganiske og organiske forbindelser.

Kovalente bindinger inkluderer også fullt ut de bindingene som er dannet av en donor-akseptormekanisme, for eksempel i hydronium- og ammoniumioner.

Metallkobling.

Bindingen som dannes som et resultat av interaksjonen av relativt frie elektroner med metallioner kalles en metallisk binding. Denne typen binding er karakteristisk for enkle stoffer - metaller.

Essensen av prosessen med metallbindingsdannelse er som følger: metallatomer gir lett fra seg valenselektroner og blir til positivt ladede ioner. Relativt frie elektroner, løsrevet fra atomet, beveger seg mellom positive metallioner. En metallisk binding oppstår mellom dem, det vil si at elektroner, som det var, sementerer de positive ionene i krystallgitteret til metaller.

Hydrogenbinding.

En binding som dannes mellom hydrogenatomene i ett molekyl og et atom i et sterkt elektronegativt element(O,N,F) et annet molekyl kalles en hydrogenbinding.

Spørsmålet kan oppstå: hvorfor danner hydrogen en så spesifikk kjemisk binding?

Dette forklares med det faktum at atomradiusen til hydrogen er veldig liten. I tillegg, når man fortrenger eller fullstendig donerer sitt eneste elektron, får hydrogen en relativt høy positiv ladning, på grunn av hvilken hydrogenet til ett molekyl samhandler med atomer av elektronegative elementer som har en delvis negativ ladning som går inn i sammensetningen av andre molekyler (HF). , H20, NH3).

La oss se på noen eksempler. Vanligvis skildrer vi sammensetningen av vann kjemisk formel H 2 O. Dette er imidlertid ikke helt nøyaktig. Det vil være mer korrekt å betegne vannsammensetningen med formelen (H 2 O)n, hvor n = 2,3,4 osv. Dette forklares med at individuelle vannmolekyler er forbundet med hverandre gjennom hydrogenbindinger .

Hydrogenbindinger er vanligvis betegnet med prikker. Det er mye svakere enn ioniske eller kovalente bindinger, men sterkere enn vanlige intermolekylære interaksjoner.

Tilstedeværelsen av hydrogenbindinger forklarer økningen i vannvolum med synkende temperatur. Dette skyldes det faktum at når temperaturen synker, blir molekylene sterkere og derfor reduseres tettheten av deres "pakking".

Når du studerer organisk kjemi Følgende spørsmål dukket også opp: hvorfor er kokepunktene til alkoholer mye høyere enn de tilsvarende hydrokarbonene? Dette forklares med at det også dannes hydrogenbindinger mellom alkoholmolekyler.

En økning i kokepunktet til alkoholer oppstår også på grunn av utvidelsen av molekylene deres.

Hydrogenbinding er også karakteristisk for mange andre organiske forbindelser (fenoler, karboksylsyrer og så videre.). Fra organisk kjemi kurs og generell biologi Du vet at tilstedeværelsen av en hydrogenbinding forklarer den sekundære strukturen til proteiner, strukturen til den doble helixen av DNA, dvs. fenomenet komplementaritet.

3.3.1 Kovalent binding er en to-senter, to-elektronbinding dannet på grunn av overlapping av elektronskyer som bærer uparrede elektroner med antiparallelle spinn. Som regel dannes det mellom atomer av ett kjemisk element.

Det er kvantitativt preget av valens. Valens av elementet - dette er dens evne til å danne et visst antall kjemiske bindinger på grunn av frie elektroner lokalisert i atomvalensbåndet.

En kovalent binding dannes bare av et par elektroner plassert mellom atomer. Det kalles et delt par. De gjenværende elektronparene kalles ensomme par. De fyller skjellene og er ikke med på å binde. Forbindelsen mellom atomer kan utføres ikke bare av ett, men også av to og til og med tre delte par. Slike forbindelser kalles dobbelt etc sverm - flere tilkoblinger.

3.3.1.1 Kovalent upolar binding. En binding oppnådd gjennom dannelsen av elektronpar som tilhører likt begge atomene kalles kovalent ikke-polar. Det forekommer mellom atomer med praktisk talt lik elektronegativitet (0,4 > ΔEO > 0) og derfor en jevn fordeling av elektrontetthet mellom atomkjernene i homonukleære molekyler. For eksempel H 2, O 2, N 2, Cl 2 osv. Dipolmomentet til slike bindinger er null. CH-bindingen i mettede hydrokarboner (for eksempel i CH 4) regnes som praktisk talt upolar, fordi ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Kovalent polar binding. Hvis et molekyl dannes av to forskjellige atomer, så forskyves overlappingssonen til elektronskyer (orbitaler) mot ett av atomene, og en slik binding kalles polar . Med en slik binding er sannsynligheten for å finne elektroner nær kjernen til et av atomene høyere. For eksempel HCl, H 2 S, PH 3.

Polar (usymmetrisk) kovalent binding - binding mellom atomer med ulik elektronegativitet (2 > ΔEO > 0,4) og asymmetrisk fordeling av det vanlige elektronparet. Vanligvis dannes det mellom to ikke-metaller.

Elektrontettheten til en slik binding forskyves mot et mer elektronegativt atom, noe som fører til at det vises en delvis negativ ladning (delta minus) på den, og en delvis positiv ladning (delta pluss) på den mindre elektronegativt atom.

C  .

Retningen for elektronforskyvning er også indikert med en pil:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Jo større forskjellen er i elektronegativitet til de bundne atomene, desto høyere er polariteten til bindingen og desto større er dipolmomentet. Ytterligere tiltrekningskrefter virker mellom delladninger av motsatte fortegn. Derfor, jo mer polar bindingen er, jo sterkere er den.

Unntatt polariserbarhet kovalent binding har eiendommen metning – et atoms evne til å danne like mange kovalente bindinger som det har energisk tilgjengelige atomorbitaler. Den tredje egenskapen til en kovalent binding er dens retning.

3.3.2 Ionebinding. Drivkraften bak dannelsen er det samme ønsket til atomer for oktettskallet. Men i noen tilfeller kan et slikt "oktett"-skall bare oppstå når elektroner overføres fra ett atom til et annet. Derfor dannes det som regel en ionisk binding mellom et metall og et ikke-metall.

Tenk på, som et eksempel, reaksjonen mellom natrium (3s 1) og fluor (2s 2 3s 5) atomer. Elektronegativitetsforskjell i NaF-forbindelse

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Natrium, etter å ha gitt sitt 3s 1 elektron til fluor, blir et Na + ion og forblir med et fylt 2s 2 2p 6 skall, som tilsvarer den elektroniske konfigurasjonen til neonatomet. Fluor får nøyaktig samme elektroniske konfigurasjon ved å akseptere ett elektron donert av natrium. Som et resultat oppstår elektrostatiske tiltrekningskrefter mellom motsatt ladede ioner.

Ionebinding – et ekstremt tilfelle av polar kovalent binding, basert på elektrostatisk tiltrekning av ioner. Denne forbindelsen oppstår når stor forskjell i elektronegativiteten til bundne atomer (EO > 2), når et mindre elektronegativt atom nesten fullstendig gir fra seg valenselektronene sine og blir til et kation, og et annet, mer elektronegativt atom, fester disse elektronene og blir til et anion. Ioneinteraksjon motsatt tegn er ikke avhengig av retning, og Coulomb-krefter har ikke egenskapen til metning. På grunn av dette ionisk binding har ingen romlig fokus Og metning , siden hvert ion er assosiert med et visst antall motioner (ionekoordinasjonsnummer). Derfor har ikke ionbundne forbindelser molekylstruktur og er faste stoffer som danner ioniske krystallgitter, med høye smelte- og kokepunkter, de er svært polare, ofte saltaktige og elektrisk ledende i vandige løsninger. For eksempel MgS, NaCl, A 2 O 3. Det er praktisk talt ingen forbindelser med rent ioniske bindinger, siden en viss mengde kovalens alltid forblir på grunn av det faktum at en fullstendig overføring av ett elektron til et annet atom ikke observeres; i de mest "ioniske" stoffene overstiger ikke andelen bindingsionisitet 90%. For eksempel, i NaF er bindingspolarisasjonen omtrent 80%.

I organiske forbindelser er ioniske bindinger ganske sjeldne, fordi Et karbonatom har en tendens verken til å miste eller få elektroner for å danne ioner.

Valence elementer i forbindelser med ioniske bindinger er svært ofte karakterisert oksidasjonstilstand , som igjen tilsvarer ladningsverdien til grunnstoffionet i en gitt forbindelse.

Oksidasjonstilstand - dette er en konvensjonell ladning som et atom får som et resultat av omfordeling av elektrontetthet. Kvantitativt er det preget av antall elektroner som er forskjøvet fra et mindre elektronegativt element til et mer elektronegativt. Et positivt ladet ion dannes fra grunnstoffet som ga fra seg elektronene sine, og et negativt ion dannes fra grunnstoffet som tok imot disse elektronene.

Elementet som ligger i høyeste oksidasjonstilstand (maksimalt positivt), har allerede gitt opp alle valenselektronene som ligger i AVZ. Og siden antallet deres er bestemt av nummeret til gruppen der elementet er plassert, da høyeste oksidasjonstilstand for de fleste elementer og vil være like gruppenummer . Angående laveste oksidasjonstilstand (maksimalt negativ), så vises det under dannelsen av et åtte-elektronskall, det vil si i tilfellet når AVZ er helt fylt. Til ikke-metaller det beregnes med formelen Gruppenummer – 8 . Til metaller lik null , siden de ikke kan akseptere elektroner.

For eksempel har AVZ av svovel formen: 3s 2 3p 4. Hvis et atom gir fra seg alle elektronene (seks), vil det få den høyeste oksidasjonstilstanden +6 , lik gruppenummeret VI , hvis det tar de to nødvendige for å fullføre det stabile skallet, vil det oppnå den laveste oksidasjonstilstanden –2 , lik Gruppenummer – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Metallbinding. De fleste metaller har en rekke egenskaper som er generelle i naturen og skiller seg fra egenskapene til andre stoffer. Slike egenskaper er relativt høye smeltetemperaturer, evnen til å reflektere lys og høy termisk og elektrisk ledningsevne. Disse funksjonene forklares av eksistensen av en spesiell type interaksjon i metaller – metallforbindelse.

I samsvar med deres posisjon i det periodiske systemet har metallatomer et lite antall valenselektroner, som er ganske svakt bundet til kjernene og lett kan løsnes fra dem. Som et resultat vises positivt ladede ioner i metallets krystallgitter, lokalisert i visse posisjoner av krystallgitteret, og et stort antall delokaliserte (frie) elektroner, beveger seg relativt fritt i feltet med positive sentre og kommuniserer mellom alt metall. atomer på grunn av elektrostatisk tiltrekning.

Dette er en viktig forskjell mellom metalliske bindinger og kovalente bindinger, som har en streng orientering i rommet. Bindingskrefter i metaller er ikke lokaliserte eller rettet, og frie elektroner som danner en "elektrongass" forårsaker høy termisk og elektrisk ledningsevne. Derfor er det i dette tilfellet umulig å snakke om retningen til bindingene, siden valenselektronene er fordelt nesten jevnt over hele krystallen. Det er dette som forklarer for eksempel plastisiteten til metaller, dvs. muligheten for forskyvning av ioner og atomer i alle retninger

3.3.4 Giver-akseptor-binding. I tillegg til mekanismen for kovalent bindingsdannelse, ifølge hvilken et delt elektronpar oppstår fra samspillet mellom to elektroner, er det også en spesiell giver-akseptor mekanisme . Det ligger i det faktum at en kovalent binding dannes som et resultat av overgangen til et allerede eksisterende (ensomt) elektronpar giver (elektronleverandør) for felles bruk av giveren og akseptor (leverandør av fri atomorbital).

Når den først er dannet, er den ikke forskjellig fra kovalent. Donorakseptormekanismen er godt illustrert av skjemaet for dannelse av et ammoniumion (figur 9) (stjerner indikerer elektronene til det ytre nivået av nitrogenatomet):

Figur 9 - Skjema for dannelse av ammoniumion

Den elektroniske formelen til ABZ til nitrogenatomet er 2s 2 2p 3, det vil si at den har tre uparrede elektroner som går inn i en kovalent binding med tre hydrogenatomer (1s 1), som hver har ett valenselektron. I dette tilfellet dannes et ammoniakkmolekyl NH 3, der det ensomme elektronparet nitrogen beholdes. Hvis et hydrogenproton (1s 0), som ikke har noen elektroner, nærmer seg dette molekylet, vil nitrogen overføre elektronparet sitt (donor) til denne hydrogenatomorbitalen (akseptoren), noe som resulterer i dannelsen av et ammoniumion. I den er hvert hydrogenatom koblet til et nitrogenatom med et felles elektronpar, hvorav det ene implementeres via en donor-akseptormekanisme. Det er viktig å merke seg det H-N koblinger, dannet av forskjellige mekanismer, har ingen forskjeller i egenskaper. Dette fenomenet skyldes det faktum at i øyeblikket av bindingsdannelse endrer orbitalene til 2s og 2p elektronene til nitrogenatomet form. Som et resultat vises fire orbitaler med nøyaktig samme form.

Atomer med stort beløp elektroner, men har et lite antall uparrede elektroner. For elementer fra periode II, i tillegg til nitrogenatomet, er en slik mulighet tilgjengelig for oksygen (to ensomme par) og fluor (tre ensomme par). For eksempel er hydrogenionet H + i vandige løsninger aldri i fri tilstand, siden hydroniumionet H 3 O + alltid dannes fra vannmolekylene H 2 O og H + ionet. Hydroniumionet er tilstede i alle vandige løsninger , selv om det for enkelhets skyld er bevart symbolet H+.

3.3.5 Hydrogenbinding. Et hydrogenatom assosiert med et sterkt elektronegativt grunnstoff (nitrogen, oksygen, fluor, etc.), som "trekker" et vanlig elektronpar på seg selv, opplever mangel på elektroner og får en effektiv positiv ladning. Derfor er den i stand til å samhandle med det ensomme elektronparet til et annet elektronegativt atom (som får en effektiv negativ ladning) av det samme (intramolekylær binding) eller et annet molekyl (intermolekylær binding). Som et resultat er det Hydrogenbinding , som er grafisk indikert med prikker:

Denne bindingen er mye svakere enn andre kjemiske bindinger (energien til dannelsen er 10 – 40 kJ/mol) og har hovedsakelig en delvis elektrostatisk, delvis donorakseptorkarakter.

Hydrogenbinding spiller en ekstremt viktig rolle i biologiske makromolekyler, slike uorganiske forbindelser som H 2 O, H 2 F 2, NH 3. For eksempel er O-H-bindinger i H2O merkbart polare i naturen, med et overskudd av negativ ladning – på oksygenatomet. Hydrogenatomet, tvert imot, får en liten positiv ladning  + og kan samhandle med de ensomme elektronparene til oksygenatomet til et nabovannmolekyl.

Interaksjonen mellom vannmolekyler viser seg å være ganske sterk, slik at selv i vanndamp er det dimerer og trimerer av sammensetningen (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, etc. I løsninger, lange kjeder av assosiasjoner av denne typen kan vises:

fordi oksygenatomet har to ensomme elektronpar.

Tilstedeværelsen av hydrogenbindinger forklarer de høye koketemperaturene til vann, alkoholer og karboksylsyrer. På grunn av hydrogenbindinger er vann preget av så høye smelte- og koketemperaturer sammenlignet med H 2 E (E = S, Se, Te). Hvis det ikke fantes hydrogenbindinger, ville vann smelte ved –100 °C og koke ved –80 °C. Typiske tilfeller av assosiasjon er observert for alkoholer og organiske syrer.

Hydrogenbindinger kan oppstå både mellom ulike molekyler og innenfor et molekyl hvis dette molekylet inneholder grupper med donor- og akseptorevner. For eksempel er det intramolekylære hydrogenbindinger som spiller hovedrollen i dannelsen av peptidkjeder, som bestemmer strukturen til proteiner. H-bindinger påvirker de fysiske og kjemiske egenskapene til et stoff.

Atomer av andre grunnstoffer danner ikke hydrogenbindinger , siden kreftene til elektrostatisk tiltrekning mellom motsatte ender av dipoler av polare bindinger (O-H, N-H, etc.) er ganske svake og virker bare på korte avstander. Hydrogen, som har den minste atomradiusen, gjør at slike dipoler kan komme så nærme at tiltrekningskreftene blir merkbare. Ingen andre grunnstoffer med stor atomradius er i stand til å danne slike bindinger.

3.3.6 Intermolekylære interaksjonskrefter (van der Waals-krefter). I 1873 antydet den nederlandske forskeren I. van der Waals at det er krefter som forårsaker tiltrekning mellom molekyler. Disse styrkene ble senere kalt van der Waals-styrker – den mest universelle typen intermolekylære bindinger. Energien til van der Waals-bindingen er mindre enn hydrogenbindingen og utgjør 2–20 kJ/∙mol.

Avhengig av forekomstmetoden er krefter delt inn i:

1) orienterende (dipol-dipol eller ione-dipol) - oppstår mellom polare molekyler eller mellom ioner og polare molekyler. Når polare molekyler nærmer seg hverandre, er de orientert på en slik måte at positiv side en dipol var orientert mot den negative siden av den andre dipolen (Figur 10).

Figur 10 - Orienteringsinteraksjon

2) induksjon (dipol - indusert dipol eller ion - indusert dipol) - oppstår mellom polare molekyler eller ioner og ikke-polare molekyler, men i stand til polarisering. Dipoler kan påvirke ikke-polare molekyler, og gjøre dem om til indikerte (induserte) dipoler. (Figur 11).

Figur 11 - Induktiv interaksjon

3) dispersiv (indusert dipol - indusert dipol) - oppstår mellom ikke-polare molekyler som er i stand til polarisering. I ethvert molekyl eller atom i en edelgass forekommer svingninger i elektrisk tetthet, noe som resulterer i utseendet av øyeblikkelige dipoler, som igjen induserer øyeblikkelige dipoler i nabomolekyler. Bevegelsen av øyeblikkelige dipoler blir konsistent, deres utseende og forfall skjer synkront. Som et resultat av samspillet mellom øyeblikkelige dipoler, avtar systemets energi (Figur 12).

Figur 12 - Dispersjonsinteraksjon

I delen om spørsmålet Hjelp meg å løse kjemi, vær så snill. Angi type binding i molekylene NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... spesifisert av forfatteren Evgeny_1991 det beste svaret er 1) NH3 bond type cov. polar. Tre uparrede elektroner av nitrogen og en av hydrogen hver deltar i dannelsen av en binding. Det er ingen pi-bindinger. sp3 hybridisering. Formen på molekylet er pyramideformet (en orbital deltar ikke i hybridisering, tetraederet blir til en pyramide)
CaCl2-bindingen er ionisk. Bindingsdannelsen involverer to kalsiumelektroner i s orbital, som aksepterer to kloratomer, og fullfører sitt tredje nivå. ingen pi-bindinger, hybridiseringstype sp. de er plassert i rommet i en vinkel på 180 grader
Al2O3-bindingstypen er ionisk. Tre elektroner fra s- og p-orbitalene til aluminium er involvert i dannelsen av bindingen, som oksygen aksepterer, og fullfører sitt andre nivå. O=Al-O-Al=O. Det er pi-bindinger mellom oksygen og aluminium. sp hybridiseringstype mest sannsynlig.
BaS type binding er ionisk. to elektroner av barium aksepteres av svovel. Ba=S er én pi-binding. hybridisering sp. Flatt molekyl.
2) AgNO3
sølv reduseres ved katoden
K Ag+ + e = Ag
vann oksiderer ved anoden
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
i henhold til Faradays lov (uansett...) er massen (volumet) av stoffet som frigjøres ved katoden proporsjonal med mengden elektrisitet som passerer gjennom løsningen
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l

163120 0

Hvert atom har et visst antall elektroner.

Går inn kjemiske reaksjoner, atomer donerer, får eller deler elektroner, og oppnår den mest stabile elektroniske konfigurasjonen. Konfigurasjonen med lavest energi (som i edelgassatomer) viser seg å være den mest stabile. Dette mønsteret kalles "oktettregelen" (fig. 1).

Ris. 1.

Denne regelen gjelder for alle typer tilkoblinger. Elektroniske forbindelser mellom atomer lar dem danne stabile strukturer, fra de enkleste krystallene til komplekse biomolekyler som til slutt danner levende systemer. De skiller seg fra krystaller i deres kontinuerlige metabolisme. Samtidig foregår mange kjemiske reaksjoner i henhold til mekanismene elektronisk overføring, som spiller en kritisk rolle i energiprosesser i kroppen.

En kjemisk binding er kraften som holder sammen to eller flere atomer, ioner, molekyler eller en kombinasjon av disse.

Naturen til en kjemisk binding er universell: det er en elektrostatisk tiltrekningskraft mellom negativt ladede elektroner og positivt ladede kjerner, bestemt av konfigurasjonen av elektronene til det ytre skallet av atomer. Et atoms evne til å danne kjemiske bindinger kalles valens, eller oksidasjonstilstand. Konseptet av valenselektroner- elektroner som danner kjemiske bindinger, det vil si lokalisert i orbitalene med høyest energi. Følgelig kalles det ytre skallet til atomet som inneholder disse orbitalene valens skall. For øyeblikket er det ikke nok å indikere tilstedeværelsen av en kjemisk binding, men det er nødvendig å avklare typen: ionisk, kovalent, dipol-dipol, metallisk.

Den første typen tilkobling erionisk forbindelse

I følge Lewis og Kossels elektroniske valensteori kan atomer oppnå en stabil elektronisk konfigurasjon på to måter: For det første ved å miste elektroner, bli kationer, for det andre å anskaffe dem, bli til anioner. Som et resultat av elektronoverføring, på grunn av den elektrostatiske tiltrekningskraften mellom ioner med ladninger av motsatte fortegn, dannes en kjemisk binding, kalt av Kossel " elektrovalent"(nå kalt ionisk).

I dette tilfellet danner anioner og kationer en stabil elektronisk konfigurasjon med en fylt ytre elektronskall. Typiske ioniske bindinger dannes fra kationer av T- og II-grupper periodiske tabell og anioner av ikke-metalliske elementer fra gruppene VI og VII (henholdsvis 16 og 17 undergrupper, kalkogener Og halogener). Bindingene til ioniske forbindelser er umettede og ikke-retningsbestemte, så de beholder muligheten for elektrostatisk interaksjon med andre ioner. I fig. Figur 2 og 3 viser eksempler på ionebindinger som tilsvarer Kossel-modellen for elektronoverføring.

Ris. 2.

Ris. 3. Ionebinding i et molekyl av bordsalt (NaCl)

Her er det hensiktsmessig å huske noen egenskaper som forklarer oppførselen til stoffer i naturen, spesielt vurdere ideen om syrer Og grunner.

Vandige løsninger av alle disse stoffene er elektrolytter. De skifter farge annerledes indikatorer. Virkningsmekanismen til indikatorer ble oppdaget av F.V. Ostwald. Han viste at indikatorer er svake syrer eller baser, hvis farge er forskjellig i de udissosierte og dissosierte tilstandene.

Baser kan nøytralisere syrer. Ikke alle baser er løselige i vann (for eksempel er noen uløselige organiske forbindelser, som ikke inneholder - OH-grupper, spesielt, trietylamin N(C 2 H 5) 3); løselige baser kalles alkalier.

Vandige løsninger av syrer gjennomgår karakteristiske reaksjoner:

a) med metalloksider - med dannelse av salt og vann;

b) med metaller - med dannelse av salt og hydrogen;

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

Egenskapene til syrer og baser er beskrevet av flere teorier. I samsvar med teorien til S.A. Arrhenius, en syre er et stoff som dissosieres for å danne ioner N+ , mens basen danner ioner HAN-. Denne teorien tar ikke hensyn til eksistensen av organiske baser som ikke har hydroksylgrupper.

I samsvar med proton I følge teorien til Brønsted og Lowry er en syre et stoff som inneholder molekyler eller ioner som donerer protoner ( givere protoner), og en base er et stoff som består av molekyler eller ioner som aksepterer protoner ( akseptere protoner). Legg merke til at i vandige løsninger eksisterer hydrogenioner i hydratisert form, det vil si i form av hydroniumioner H3O+ . Denne teorien beskriver reaksjoner ikke bare med vann og hydroksidioner, men også de som utføres i fravær av et løsningsmiddel eller med et ikke-vandig løsningsmiddel.

For eksempel i reaksjonen mellom ammoniakk N.H. 3 (svak base) og hydrogenklorid i gassfasen, dannes fast ammoniumklorid, og i en likevektsblanding av to stoffer er det alltid 4 partikler, hvorav to er syrer, og de to andre er baser:

Denne likevektsblandingen består av to konjugerte par syrer og baser:

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

2) HCl Og Cl ‑

Her, i hvert konjugert par, skiller syren og basen seg med ett proton. Hver syre har en konjugert base. En sterk syre har en svak konjugert base, og en svak syre har en sterk konjugert base.

Brønsted-Lowry-teorien hjelper til med å forklare vanns unike rolle for biosfærens liv. Vann, avhengig av stoffet som interagerer med det, kan vise egenskapene til enten en syre eller en base. For eksempel, i reaksjoner med vandige løsninger av eddiksyre, er vann en base, og i reaksjoner med vandige løsninger av ammoniakk er det en syre.

1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO-. Her donerer et eddiksyremolekyl et proton til et vannmolekyl;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HAN-. Her aksepterer et ammoniakkmolekyl et proton fra et vannmolekyl.

Dermed kan vann danne to konjugerte par:

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

2) H 3 O+ (syre) og H2O(konjugert base).

I det første tilfellet donerer vann et proton, og i det andre aksepterer det det.

Denne egenskapen kalles amfiprotonisme. Stoffer som kan reagere som både syrer og baser kalles amfoterisk. Slike stoffer finnes ofte i levende natur. For eksempel kan aminosyrer danne salter med både syrer og baser. Derfor danner peptider lett koordinasjonsforbindelser med metallionene som er tilstede.

Dermed, karakteristisk egenskap ionisk binding - den fullstendige bevegelsen av to bindende elektroner til en av kjernene. Dette betyr at mellom ionene er det et område hvor elektrontettheten er nesten null.

Den andre typen tilkobling erkovalent forbindelse

Atomer kan danne stabile elektroniske konfigurasjoner ved å dele elektroner.

En slik binding dannes når et elektronpar deles én om gangen fra alle atom. I dette tilfellet er de delte bindingselektronene fordelt likt mellom atomene. Eksempler på kovalente bindinger inkluderer homonukleær diatomisk molekyler H 2 , N 2 , F 2. Samme type forbindelse finnes i allotroper O 2 og ozon O 3 og for et polyatomisk molekyl S 8 og også heteronukleære molekyler hydrogenklorid HCl, karbondioksid CO 2, metan CH 4, etanol MED 2 N 5 HAN svovelheksafluorid SF 6, acetylen MED 2 N 2. Alle disse molekylene deler de samme elektronene, og bindingene deres er mettet og rettet på samme måte (fig. 4).

Det er viktig for biologer at dobbelt- og trippelbindinger har reduserte kovalente atomradier sammenlignet med en enkeltbinding.

Ris. 4. Kovalent binding i et Cl 2-molekyl.

Ioniske og kovalente typer bindinger er to begrensende tilfeller av settet eksisterende typer kjemiske bindinger, og i praksis er de fleste bindinger mellomliggende.

Forbindelser av to elementer plassert i motsatte ender av en eller ulike perioder Mendeleevs systemer danner hovedsakelig ioniske bindinger. Når elementer beveger seg nærmere hverandre i løpet av en periode, reduseres den ioniske naturen til forbindelsene deres, og den kovalente karakteren øker. For eksempel halogenider og oksider av grunnstoffer på venstre side periodiske tabell danner overveiende ioniske bindinger ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), og de samme forbindelsene av elementer på høyre side av tabellen er kovalente ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH glukose C6H12O6 etanol C2H5OH).

Den kovalente bindingen har på sin side en modifikasjon til.

I polyatomiske ioner og i komplekse biologiske molekyler kan begge elektronene bare komme fra en atom. Det kalles giver elektronpar. Et atom som deler dette elektronparet med en donor kalles akseptor elektronpar. Denne typen kovalent binding kalles koordinering (donor-akseptor, ellerdativ) kommunikasjon(Fig. 5). Denne typen bindinger er viktigst for biologi og medisin, siden kjemien til de d-elementene som er viktigst for metabolismen i stor grad beskrives av koordinasjonsbindinger.

Fig. 5.

Som regel fungerer metallatomet i en kompleks forbindelse som en akseptor for et elektronpar; tvert imot, i ioniske og kovalente bindinger er metallatomet en elektrondonor.

Essensen av den kovalente bindingen og dens variasjon - koordinasjonsbindingen - kan avklares ved hjelp av en annen teori om syrer og baser foreslått av GN. Lewis. Han utvidet noe det semantiske konseptet med begrepene "syre" og "base" i henhold til Brønsted-Lowry-teorien. Lewis teori forklarer arten av dannelsen av komplekse ioner og deltakelsen av stoffer i nukleofile substitusjonsreaksjoner, det vil si i dannelsen av CS.

Ifølge Lewis er en syre et stoff som er i stand til å danne en kovalent binding ved å akseptere et elektronpar fra en base. En Lewis-base er et stoff som har et ensomt elektronpar, som ved å donere elektroner danner en kovalent binding med Lewis-syre.

Det vil si at Lewis sin teori utvider rekkevidden av syre-base-reaksjoner også til reaksjoner der protoner ikke deltar i det hele tatt. Dessuten er selve protonet, ifølge denne teorien, også en syre, siden det er i stand til å akseptere et elektronpar.

Derfor, ifølge denne teorien, er kationene Lewis-syrer og anionene er Lewis-baser. Et eksempel kan være følgende reaksjoner:

Det ble bemerket ovenfor at delingen av stoffer i ioniske og kovalente er relativ, siden fullstendig elektronoverføring fra metallatomer til akseptoratomer ikke forekommer i kovalente molekyler. I forbindelser med ioniske bindinger er hvert ion i det elektriske feltet til ioner med motsatt fortegn, så de er gjensidig polarisert, og skallene deres deformeres.

Polariserbarhet bestemt av den elektroniske strukturen, ladningen og størrelsen på ionet; for anioner er det høyere enn for kationer. Den høyeste polariserbarheten blant kationer er for kationer med større ladning og mindre størrelse, for eksempel, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Har en sterk polariserende effekt N+ . Siden påvirkningen av ionepolarisering er toveis, endrer den egenskapene til forbindelsene de danner betydelig.

Den tredje typen tilkobling erdipol-dipol forbindelse

I tillegg til de listede kommunikasjonstypene er det også dipol-dipol intermolekylært interaksjoner, også kalt van der Waals .

Styrken til disse interaksjonene avhenger av molekylenes natur.

Det er tre typer interaksjoner: permanent dipol - permanent dipol ( dipol-dipol tiltrekning); permanent dipol - indusert dipol ( induksjon tiltrekning); øyeblikkelig dipol - indusert dipol ( dispersive attraksjon, eller London-styrker; ris. 6).

Ris. 6.

Bare molekyler med polare kovalente bindinger har et dipol-dipolmoment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), og bindingsstyrken er 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10-30 coulomb meter - C × m).

I biokjemi er det en annen type forbindelse - hydrogen forbindelse som er et begrensende tilfelle dipol-dipol tiltrekning. Denne bindingen dannes av tiltrekningen mellom et hydrogenatom og et lite elektronegativt atom, oftest oksygen, fluor og nitrogen. Med store atomer som har lignende elektronegativitet (som klor og svovel), er hydrogenbindingen mye svakere. Hydrogenatomet utmerker seg ved en betydelig egenskap: når bindingselektronene trekkes bort, blir kjernen - protonet - eksponert og er ikke lenger skjermet av elektroner.

Derfor blir atomet til en stor dipol.

En hydrogenbinding, i motsetning til en van der Waals-binding, dannes ikke bare under intermolekylære interaksjoner, men også innenfor ett molekyl - intramolekylært Hydrogenbinding. Hydrogenbindinger spille en viktig rolle i biokjemi, for eksempel for å stabilisere strukturen til proteiner i form av en a-helix, eller for dannelsen av en dobbel helix av DNA (fig. 7).

Fig.7.

Hydrogen- og van der Waals-bindinger er mye svakere enn ioniske, kovalente og koordinasjonsbindinger. Energien til intermolekylære bindinger er angitt i tabellen. 1.

Tabell 1. Energi av intermolekylære krefter

Merk: Graden av intermolekylære interaksjoner reflekteres av entalpien for smelting og fordampning (koking). Ioneforbindelser krever betydelig mer energi for å skille ioner enn for å skille molekyler. Entalpien for smelting av ioniske forbindelser er mye høyere enn for molekylære forbindelser.

Den fjerde typen tilkobling ermetallforbindelse

Til slutt er det en annen type intermolekylære bindinger - metall: kobling av positive ioner av et metallgitter med frie elektroner. Denne typen sammenheng forekommer ikke i biologiske objekter.

Fra kort overblikk typer bindinger, en detalj blir tydelig: en viktig parameter for et metallatom eller ion - en elektrondonor, så vel som et atom - en elektronakseptor er dens størrelse.

Uten å gå inn på detaljer, legger vi merke til at de kovalente radiene til atomer, ioniske radier av metaller og van der Waals-radiene til interagerende molekyler øker ettersom deres serienummer i grupper i det periodiske systemet. I dette tilfellet er verdiene til ioneradiene de minste, og van der Waals-radiene er de største. Som regel, når du beveger deg nedover i gruppen, øker radiene til alle elementene, både kovalente og van der Waals.

Av størst betydning for biologer og leger er koordinasjon(giver-akseptor) bindinger vurdert av koordinasjonskjemi.

Medisinsk bioinorganisk stoff. G.K. Barashkov