169338 0
Svaki atom ima određeni broj elektrona.
Prilikom ulaska u kemijske reakcije, atomi doniraju, dobivaju ili dijele elektrone, postižući najstabilniju elektronsku konfiguraciju. Konfiguracija s najnižom energijom (kao kod atoma plemenitog plina) ispada najstabilnijom. Ovaj obrazac se naziva „pravilo okteta“ (slika 1).
Rice. 1.
Ovo pravilo važi za sve vrste veza. Elektronske veze između atoma omogućavaju im da formiraju stabilne strukture, od najjednostavnijih kristala do složenih biomolekula koji na kraju formiraju žive sisteme. Od kristala se razlikuju po kontinuiranom metabolizmu. Istovremeno, mnoge hemijske reakcije se odvijaju prema mehanizmima elektronski transfer, koji igraju ključnu ulogu u energetskim procesima u tijelu.
Hemijska veza je sila koja drži zajedno dva ili više atoma, jona, molekula ili bilo koju kombinaciju ovih.
Priroda kemijske veze je univerzalna: to je elektrostatička sila privlačenja između negativno nabijenih elektrona i pozitivno nabijenih jezgri, određena konfiguracijom elektrona vanjske ljuske atoma. Sposobnost atoma da formira hemijske veze naziva se valencija, ili oksidacijskom stanju. Koncept od valentnih elektrona- elektroni koji formiraju hemijske veze, odnosno nalaze se u orbitalama najviše energije. Prema tome, vanjski omotač atoma koji sadrži ove orbitale naziva se valentna ljuska. Trenutno nije dovoljno ukazati na prisustvo hemijske veze, već je potrebno razjasniti njen tip: jonska, kovalentna, dipol-dipolna, metalna.
Prva vrsta veze jejonski veza
Prema Luisovoj i Kosselovoj elektronskoj valentnoj teoriji, atomi mogu postići stabilnu elektronsku konfiguraciju na dva načina: prvo, gubitkom elektrona, postajući katjoni, drugo, njihovo sticanje, pretvaranje u anjoni. Kao rezultat prijenosa elektrona, zbog elektrostatičke sile privlačenja između jona sa nabojima suprotnih predznaka, formira se hemijska veza, nazvana Kosselom “ elektrovalentan"(sada se zove jonski).
U ovom slučaju, anioni i kationi formiraju stabilnu elektronsku konfiguraciju s ispunjenom vanjskom elektronskom ljuskom. Tipične ionske veze formiraju se od katjona T i II grupa periodnog sistema i anjona nemetalnih elemenata grupa VI i VII (16 i 17 podgrupa, respektivno, halkogeni I halogeni). Veze jonskih spojeva su nezasićene i neusmjerene, pa zadržavaju mogućnost elektrostatičke interakcije s drugim ionima. Na sl. Na slikama 2 i 3 prikazani su primjeri ionskih veza koje odgovaraju Kosselovom modelu prijenosa elektrona.
Rice. 2.
Rice. 3. Jonska veza u molekulu kuhinjske soli (NaCl)
Ovdje je prikladno podsjetiti se na neka svojstva koja objašnjavaju ponašanje tvari u prirodi, posebno razmotriti ideju kiseline I razlozi.
Vodene otopine svih ovih tvari su elektroliti. Različito mijenjaju boju indikatori. Mehanizam djelovanja indikatora otkrio je F.V. Ostwald. Pokazao je da su indikatori slabe kiseline ili baze, čija se boja razlikuje u nedisocijacijskom i disociranom stanju.
Baze mogu neutralizirati kiseline. Nisu sve baze rastvorljive u vodi (na primer, neka organska jedinjenja koja ne sadrže OH grupe su nerastvorljiva, posebno, trietilamin N(C 2 H 5) 3); rastvorljive baze se nazivaju alkalije.
Vodene otopine kiselina prolaze kroz karakteristične reakcije:
a) sa oksidima metala - sa stvaranjem soli i vode;
b) sa metalima - sa stvaranjem soli i vodonika;
c) sa karbonatima - sa stvaranjem soli, CO 2 i N 2 O.
Svojstva kiselina i baza opisuje nekoliko teorija. U skladu sa teorijom S.A. Arrhenius, kiselina je supstanca koja se disocira i formira jone N+ , dok baza formira jone HE- . Ova teorija ne uzima u obzir postojanje organskih baza koje nemaju hidroksilne grupe.
U skladu sa proton Prema teoriji Brønsteda i Lowryja, kiselina je supstanca koja sadrži molekule ili ione koji doniraju protone ( donatori protoni), a baza je supstanca koja se sastoji od molekula ili jona koji prihvataju protone ( akceptori protoni). Imajte na umu da u vodenim otopinama ioni vodika postoje u hidratiziranom obliku, odnosno u obliku hidronijevih iona H3O+ . Ova teorija opisuje reakcije ne samo s vodom i hidroksidnim ionima, već i one koje se izvode u odsustvu rastvarača ili s nevodenim otapalom.
Na primjer, u reakciji između amonijaka N.H. 3 (slaba baza) i hlorovodonika u gasnoj fazi nastaje čvrst amonijum hlorid, a u ravnotežnoj smeši dve supstance uvek se nalaze 4 čestice od kojih su dve kiseline, a druge dve baze:
Ova ravnotežna smjesa se sastoji od dva konjugirana para kiselina i baza:
1)N.H. 4+ i N.H. 3
2) HCl I Cl ‑
Ovdje se u svakom konjugiranom paru kiselina i baza razlikuju za jedan proton. Svaka kiselina ima konjugovanu bazu. Jaka kiselina ima slabu konjugiranu bazu, a slaba kiselina ima jaku konjugiranu bazu.
Teorija Brønsted-Lowryja objašnjava jedinstvenu ulogu vode za život biosfere. Voda, ovisno o tvari koja s njom stupa u interakciju, može pokazati svojstva kiseline ili baze. Na primjer, u reakcijama s vodenim otopinama octene kiseline, voda je baza, a u reakcijama s vodenim otopinama amonijaka kiselina.
1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Ovdje molekul sirćetne kiseline donira proton molekulu vode;
2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HE- . Ovdje molekul amonijaka prihvata proton od molekula vode.
Dakle, voda može formirati dva konjugirana para:
1) H2O(kiselina) i HE- (konjugirana osnova)
2) H 3 O+ (kiselina) i H2O(konjugirana baza).
U prvom slučaju voda donira proton, au drugom ga prihvata.
Ovo svojstvo se zove amfiprotonizam. Supstance koje mogu reagovati i kao kiseline i baze nazivaju se amfoterično. Takve tvari se često nalaze u živoj prirodi. Na primjer, aminokiseline mogu formirati soli i sa kiselinama i sa bazama. Stoga, peptidi lako formiraju koordinaciona jedinjenja sa prisutnim metalnim jonima.
Dakle, karakteristično svojstvo jonske veze je potpuno kretanje veznih elektrona do jednog od jezgara. To znači da između jona postoji oblast u kojoj je gustina elektrona skoro nula.
Druga vrsta veze jekovalentna veza
Atomi mogu formirati stabilne elektronske konfiguracije dijeljenjem elektrona.
Takva veza nastaje kada se par elektrona dijeli jedan po jedan od svih atom. U ovom slučaju, elektroni zajedničke veze ravnomjerno su raspoređeni između atoma. Primjeri kovalentnih veza uključuju homonuklearni dijatomski molekuli H 2 , N 2 , F 2. Isti tip veze nalazi se u alotropima O 2 i ozon O 3 i za poliatomsku molekulu S 8 i takođe heteronuklearne molekule hlorovodonik HCl, ugljen-dioksid CO 2, metan CH 4, etanol WITH 2 N 5 HE, sumpor heksafluorid SF 6, acetilen WITH 2 N 2. Svi ovi molekuli dijele iste elektrone, a njihove veze su zasićene i usmjerene na isti način (slika 4).
Za biologe je važno da dvostruke i trostruke veze imaju smanjene kovalentne atomske radijuse u odnosu na jednostruku vezu.
Rice. 4. Kovalentna veza u Cl 2 molekulu.
Jonske i kovalentne vrste veza su dva ekstremna slučaja mnogih postojećih tipova hemijskih veza, a u praksi je većina veza srednja.
Jedinjenja dva elementa koja se nalaze na suprotnim krajevima istog ili različitih perioda periodnog sistema pretežno formiraju jonske veze. Kako se elementi približavaju u određenom periodu, ionska priroda njihovih spojeva se smanjuje, a kovalentni karakter se povećava. Na primjer, halogenidi i oksidi elemenata na lijevoj strani periodnog sistema formiraju pretežno ionske veze ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), a ista jedinjenja elemenata na desnoj strani tabele su kovalentna ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukoza C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5 OH).
Kovalentna veza, zauzvrat, ima još jednu modifikaciju.
U poliatomskim ionima i u složenim biološkim molekulima oba elektrona mogu doći samo iz jedan atom. To se zove donator elektronski par. Atom koji dijeli ovaj par elektrona sa donorom naziva se akceptor elektronski par. Ova vrsta kovalentne veze naziva se koordinacija (donator-akceptor, ilidativ) komunikacija(Sl. 5). Ova vrsta veze je najvažnija za biologiju i medicinu, budući da je kemija d-elemenata najvažnijih za metabolizam u velikoj mjeri opisana koordinacijskim vezama.
Fig. 5.
U pravilu, u kompleksnom spoju atom metala djeluje kao akceptor elektronskog para; naprotiv, u jonskim i kovalentnim vezama atom metala je donor elektrona.
Suština kovalentne veze i njena raznolikost - koordinaciona veza - može se razjasniti uz pomoć druge teorije kiselina i baza koju je predložio GN. Lewis. On je donekle proširio semantički koncept pojmova "kiselina" i "baza" prema teoriji Brønsted-Lowryja. Lewisova teorija objašnjava prirodu stvaranja kompleksnih jona i učešće supstanci u reakcijama nukleofilne supstitucije, odnosno u stvaranju CS.
Prema Lewisu, kiselina je supstanca sposobna da formira kovalentnu vezu prihvatanjem elektronskog para iz baze. Lewisova baza je supstanca koja ima usamljeni elektronski par, koji doniranjem elektrona formira kovalentnu vezu sa Lewisovom kiselinom.
Odnosno, Lewisova teorija proširuje raspon kiselinsko-baznih reakcija i na reakcije u kojima protoni uopće ne učestvuju. Štaviše, sam proton je, prema ovoj teoriji, također kiselina, jer je sposoban prihvatiti elektronski par.
Dakle, prema ovoj teoriji, kationi su Lewisove kiseline, a anjoni su Lewisove baze. Primjer bi bile sljedeće reakcije:
Gore je napomenuto da je podjela tvari na ionske i kovalentne relativna, jer se potpuni prijenos elektrona s atoma metala na atome akceptora ne događa u kovalentnim molekulima. U spojevima s ionskim vezama svaki ion je u električnom polju jona suprotnog predznaka, pa su međusobno polarizirani, a njihove ljuske su deformirane.
Polarizabilnost određena elektronskom strukturom, nabojem i veličinom jona; za anjone je veći nego za katione. Najveća polarizabilnost među kationima je za katione većeg naboja i manje veličine, npr. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Ima snažan polarizirajući efekat N+ . Budući da je utjecaj polarizacije jona dvosmjeran, značajno mijenja svojstva spojeva koje oni formiraju.
Treća vrsta veze jedipol-dipol veza
Pored navedenih vrsta komunikacije, postoje i dipol-dipol intermolekularni interakcije, tzv van der Waals .
Snaga ovih interakcija ovisi o prirodi molekula.
Postoje tri vrste interakcija: permanentni dipol - permanentni dipol ( dipol-dipol atrakcija); permanentni dipol - inducirani dipol ( indukcija atrakcija); trenutni dipol - inducirani dipol ( disperzivno privlačnost, ili londonske sile; pirinač. 6).
Rice. 6.
Samo molekuli s polarnim kovalentnim vezama imaju dipol-dipolni moment ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), a snaga veze je 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 kulona - C × m).
U biohemiji postoji još jedna vrsta veze - vodonik vezu koja je ograničavajući slučaj dipol-dipol atrakcija. Ova veza nastaje privlačenjem između atoma vodika i malog elektronegativnog atoma, najčešće kisika, fluora i dušika. Kod velikih atoma koji imaju sličnu elektronegativnost (kao što su hlor i sumpor), vodikova veza je mnogo slabija. Atom vodika se razlikuje po jednoj značajnoj osobini: kada se vezani elektroni povuku, njegovo jezgro - proton - je izloženo i više nije zaštićeno elektronima.
Stoga se atom pretvara u veliki dipol.
Vodikova veza, za razliku od van der Waalsove, nastaje ne samo tokom međumolekularnih interakcija, već i unutar jedne molekule - intramolekularno vodoničnu vezu. Vodikove veze igraju važnu ulogu u biohemiji, na primjer, za stabilizaciju strukture proteina u obliku a-heliksa, ili za formiranje dvostruke spirale DNK (slika 7).
Fig.7.
Vodikove i van der Waalsove veze su mnogo slabije od jonskih, kovalentnih i koordinacionih veza. Energija međumolekulskih veza je prikazana u tabeli. 1.
Tabela 1. Energija međumolekularnih sila
Bilješka: Stepen međumolekularnih interakcija odražava se entalpijom topljenja i isparavanja (ključanja). Jonska jedinjenja zahtijevaju znatno više energije za razdvajanje jona nego za razdvajanje molekula. Entalpija topljenja jonskih jedinjenja je mnogo veća od one molekularnih jedinjenja.
Četvrta vrsta veze jemetalni spoj
Konačno, postoji još jedna vrsta međumolekulskih veza - metal: veza pozitivnih jona metalne rešetke sa slobodnim elektronima. Ova vrsta veze se ne javlja u biološkim objektima.
Iz kratkog pregleda tipova veza postaje jasan jedan detalj: važan parametar atoma ili jona metala - donora elektrona, kao i atoma - akceptora elektrona, je njegov veličina.
Ne ulazeći u detalje, napominjemo da se kovalentni radijusi atoma, ionski radijusi metala i van der Waalsovi radijusi molekula u interakciji povećavaju kako se njihov atomski broj povećava u grupama periodnog sistema. U ovom slučaju, vrijednosti radijusa jona su najmanje, a van der Waalsovi polumjeri najveći. Po pravilu, pri kretanju niz grupu, radijusi svih elemenata se povećavaju, kako kovalentnih tako i van der Waalsovih.
Od najvećeg značaja za biologe i lekare su koordinacija(donor-akceptor) veze koje razmatra koordinaciona hemija.
Medicinska bioanorganika. G.K. Barashkov
Hemijska veza.
Vježbe.
1. Odredite vrstu hemijske veze u sledećim supstancama:
Supstanca | Fosfor hlorid | Sumporna kiselina | |||
Vrsta komunikacije | |||||
Supstanca | Barijum oksid | ||||
Vrsta komunikacije |
2. Naglasite supstance u kojima IZMEĐU molekula postoji vodoničnu vezu:
sumpor dioksid; led; ozon; etanol; etilen; sirćetna kiselina; fluorovodonik.
3. Kako utiču dužina veze, jačina i polaritet- atomski radijusi, njihova elektronegativnost, višestrukost veze?
A) Što su radijusi veći atomi koji formiraju vezu, dakle dužina veze _______
b) Što je višestrukost veća (jednostruke, dvostruke ili trostruke) veze, tako da je snagu ____________________
V) Što je razlika u elektronegativnosti veća između dva atoma, polaritet veze ____________
4. Uporedite dužina, jačina i polaritet veza u molekulima:
a) dužina veze: HCl ___HBr
b) jačina veze PH3_______NH3
c) polaritet CCl4 veze ______CH4
d) jačina veze: N2 _______O2
e) dužina veze između atoma ugljika u etilenu i acetilenu: __________
f) polaritet veza u NH3_________H2O
Testovi. A4 Hemijska veza.
1. Valencija atoma je
1) broj hemijskih veza koje formira dati atom u jedinjenju
2) oksidaciono stanje atoma
3) broj datih ili primljenih elektrona
4) broj elektrona koji nedostaju da bi se dobila konfiguracija elektrona najbližeg inertnog gasa
O. Kada se formira hemijska veza, energija se uvek oslobađa
B. Energija dvostruke veze je manja od energije jednostruke veze.
1) samo A je tačno 2) samo B je tačno 3) oba suda su tačna 4) oba suda su netačna
3. U tvarima koje nastaju spajanjem identičan atomi, hemijska veza
1) jonski 2) kovalentni polarni 3) vodonik 4) kovalentni nepolarni
4. Jedinjenja sa kovalentnom polarnom i kovalentnom nepolarnom vezom su respektivno
1) voda i vodonik sulfid 2) kalijum bromid i azot
5. Zbog zajedničkog elektronskog para, u spoju se formira hemijska veza
1) KI 2) HBr 3) Li2O 4) NaBr
6. Odaberite par supstanci u kojem su sve veze kovalentne:
1) NaCl, HCl 2) CO2, BaO 3) CH3Cl, CH3Na 4) SO2, NO2
7. Supstanca sa polarnom kovalentnom vezom ima formulu
1)KCl 2)HBr 3)P4 4)CaCl2
8. Jedinjenje sa ionskom hemijskom vezom
1) fosfor hlorid 2) kalijum bromid 3) azot oksid (II) 4) barijum
9. U amonijaku i barijum hloridu, hemijska veza je respektivno
1) ionske i kovalentne polarne 2) kovalentne nepolarne i ionske 3) kovalentne polarne i ionske 4) kovalentne nepolarne i metalne
10. Supstance sa kovalentnom polarnom vezom su
1) sumporov oksid (IV) 2) kiseonik 3) kalcijum hidrid 4) dijamant
11. Koja serija navodi supstance sa samo polarnim kovalentnim vezama:
1) CH4 H2 Cl2 2) NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF
12. Koja serija navodi supstance sa samo jonskim vezama:
1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) CaF2 CH4 CCl4
13. Nastaje spoj sa jonskom vezom prilikom interakcije
1) CH4 i O2 2) NH3 i HCl 3) C2H6 i HNO3 4) SO3 i H2O
14. U kojoj su tvari sve kemijske veze kovalentne nepolarne?
1) Dijamant 2) Ugljenmonoksid (IV) 3) Zlato 4) Metan
15. Veza formirana između elemenata sa serijskim brojevima 15 i 53
1) jonski 2) metal
3) kovalentni nepolarni 4) kovalentni polarni
16. Vodikova veza se formira između molekule
1) etan 2) benzol 3) vodonik 4) etanol
17. Koju supstancu sadrži vodonične veze?
1) Vodonik sulfid 2) Led 3) Vodonik bromid 4) Benzen
18.Koja supstanca sadrži i jonske i kovalentne hemijske veze?
1) Natrijum hlorid 2) Hlorovodonik 3) Natrijum sulfat 4) Fosforna kiselina
19. Hemijska veza u molekulu ima izraženiji jonski karakter
1) litijum bromid 2) bakar hlorid 3) kalcijum karbid 4) kalijum fluorid
20. Tri zajednička elektronska para formiraju kovalentnu vezu u molekulu 1) azota 2) sumporovodika 3) metana 4) hlora
21. Koliko elektrona učestvuje u stvaranju hemijskih veza u molekulu vode?4) 18
22. Molekul sadrži četiri kovalentne veze: 1) CO2 2) C2H4 3) P4 4) C3H4
23. Broj veza u molekulima se povećava u nizu
1) CHCl3, CH4 2) CH4, SO3 3) CO2, CH4 4) SO2, NH3
24. U kojem jedinjenju nastaje kovalentna veza između atoma? mehanizmom donor-akceptor? 1) KCl 2) CCl4 3) NH4Cl 4) CaCl2
25. Koji od sljedećih molekula zahtijeva najmanje energije da bi se razgradio na atome? 1) HI 2) H2 3) O2 4) CO
26. Navedite molekul u kojem je energija veze najveća:
1) N≡N 2) H-H 3) O=O 4) H-F
27. Navedite molekul u kojem je hemijska veza najjača:
1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI
28. Navedite seriju koju karakteriše povećanje dužine hemijske veze
1)O2, N2, F2, Cl2 2)N2, O2, F2, Cl2 3)F2, N2, O2, Cl2 4)N2, O2, Cl2, F2
29. Dužina E-O veze se povećava u nizu
1) silicijum oksid (IV), ugljen oksid (IV)
2) sumpor(IV) oksid, telur(IV) oksid
3) stroncijum oksid, berilijum oksid
4) sumporov oksid(IV), ugljen monoksid(IV)
30. U seriji se javlja CH4 – SiH4 povećati
1) čvrstoća veze 2) oksidativna svojstva
3) dužine veze 4) polaritete veze
31. U kom redu su molekuli poređani po rastućem polaritetu veza?
1) HF, HCl, HBr 2) H2Se, H2S, H2O 3) NH3, PH3, AsH3 4) CO2, CS2, CSe2
32. Najpolarnija kovalentna veza u molekulu je:
1) CH4 2) CF4 3) CCl4 4) CBr4
33. Označite seriju u kojoj se polaritet povećava:
1)AgF, F2, HF 2)Cl2, HCl, NaCl 3)CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF
Kovalentna hemijska veza, njene vrste i mehanizmi nastanka. Karakteristike kovalentnih veza (polaritet i energija veze). Jonska veza. Metalni priključak. Vodikova veza.
1. U amonijaku i barijum hloridu, hemijska veza je respektivno
1) jonski i kovalentni polarni
2) kovalentno polarni i jonski
3) kovalentne nepolarne i metalne
4) kovalentne nepolarne i jonske
2. Supstance sa samo ionskim vezama navedene su u sljedećem nizu:
1) F2, CCl4, KS1
2) NaBr, Na2O, KI
3. Jedinjenje sa jonskom vezom nastaje interakcijom
3) C2H6 i HNO3
4. U kojem nizu sve tvari imaju polarnu kovalentnu vezu?
1) HCl, NaCl. Cl2
4) NaBr. HBr. CO
5. U kojem nizu su formule supstanci sa samo kovalentnim polarnim
1) C12, NO2, HC1
6. Kovalentna nepolarna veza je karakteristična za
1) C12 2) SO3 3) CO 4) SiO2
7. Supstanca sa polarnom kovalentnom vezom je
1) C12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2
8. Supstanca sa kovalentnom vezom je
1) CaC12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr
9. Supstanca sa kovalentnom nepolarnom vezom ima formulu
1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I2
10. Supstance sa nepolarnim kovalentnim vezama su
1) voda i dijamant
2) vodonik i hlor
3) bakar i azot
4) brom i metan
11. Hemijska veza se formira između atoma sa istom relativnom elektronegativnošću
2) kovalentno polarni
3) kovalentni nepolarni
4) vodonik
12. Kovalentne polarne veze su karakteristične za
1) KC1 2) HBr 3) P4 4) CaCl2
13. Hemijski element u atomu čiji su elektroni raspoređeni između slojeva na sljedeći način: 2, 8, 8, 2 formira hemijsku vezu sa vodonikom
1) kovalentni polarni
2) kovalentni nepolarni
4) metal
14. U molekulu koje tvari veza između atoma ugljika ima najveću dužinu?
1) acetilen 2) etan 3) eten 4) benzen
15. Tri zajednička elektronska para formiraju kovalentnu vezu u molekulu
2) vodonik sulfid
16. Vodikove veze nastaju između molekula
1) dimetil etar
2) metanol
3) etilen
4) etil acetat
17. Polaritet veze je najizraženiji u molekulu
1) HI 2) HC1 3) HF 4) NVg
18. Supstance sa nepolarnim kovalentnim vezama su
1) voda i dijamant
2) vodonik i hlor
3) bakar i azot
4) brom i metan
19. Vodikova veza nije tipična za supstancu
1) H2O 2) CH4 3) NH3 4) CH3OH
20. Kovalentna polarna veza je karakteristična za svaku od dvije supstance čije su formule
2) CO2 i K2O
4) CS2 i RS15
21. Najslabija hemijska veza u molekulu
1) fluor 2) hlor 3) brom 4) jod
22. Koja supstanca ima najdužu hemijsku vezu u svom molekulu?
1) fluor 2) hlor 3) brom 4) jod
23. Svaka od supstanci navedenih u nizu ima kovalentne veze:
1) C4H10, NO2, NaCl
2) CO, CuO, CH3Cl
4) C6H5NO2, F2, CC14
24. Svaka od supstanci navedenih u nizu ima kovalentnu vezu:
1) CaO, C3H6, S8
2) Fe. NaNO3, CO
3) N2, CuCO3, K2S
4) C6H5N02, SO2, CHC13
25. Svaka od supstanci navedenih u nizu ima kovalentnu vezu:
1) C3H4, NO, Na2O
2) CO, CH3C1, PBr3
3) R2Oz, NaHSO4, Cu
4) C6H5NO2, NaF, CC14
26. Svaka od supstanci navedenih u nizu ima kovalentne veze:
1) C3Ha, NO2, NaF
2) KS1, CH3Cl, C6H12O6
3) P2O5, NaHSO4, Ba
4) C2H5NH2, P4, CH3OH
27. Polaritet veze je najizraženiji kod molekula
1) vodonik sulfid
3) fosfin
4) hlorovodonik
28. U molekulu koje supstance su hemijske veze najjače?
29. Među supstancama NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 - jednak je broj jedinjenja sa jonskim vezama
30. Među supstancama (NH4)2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 - jednak je broj jedinjenja sa kovalentnom vezom
Odgovori: 1-2, 2-2, 3-4, 4-3, 5-4, 6-1, 7-3, 8-3, 9-4, 10-2, 11-3, 12-2, 13-3, 14-2, 15-1, 16-2, 17-3, 18-2, 19-2, 20-4, 21-4, 22-4, 23-4, 24-4, 25- 2, 26-4, 27-4, 28-1, 29-3, 30-4
Karakteristike hemijskih veza
Doktrina o hemijskom vezivanju čini osnovu sve teorijske hemije. Hemijska veza se podrazumijeva kao interakcija atoma koja ih veže u molekule, ione, radikale i kristale. Postoje četiri vrste hemijskih veza: jonski, kovalentni, metalni i vodonik. U istim supstancama mogu se naći različite vrste veza.
1. U bazama: između atoma kiseonika i vodonika u hidrokso grupama veza je polarna kovalentna, a između metala i hidrokso grupe je jonska.
2. U solima kiselina koje sadrže kiseonik: između atoma nemetala i kiseonika kiselog ostatka - kovalentno polarni, a između metala i kiselog ostatka - jonski.
3. U solima amonijuma, metilamonijuma itd., između atoma azota i vodonika nalazi se polarni kovalentni, a između amonijum ili metilamonijum jona i kiselinskog ostatka - jonski.
4. Kod metalnih peroksida (npr. Na 2 O 2) veza između atoma kiseonika je kovalentna, nepolarna, a između metala i kiseonika je jonska itd.
Razlog jedinstva svih vrsta i tipova hemijskih veza je njihova identična hemijska priroda - elektron-nuklearna interakcija. Formiranje hemijske veze u svakom slučaju je rezultat elektronsko-nuklearne interakcije atoma, praćene oslobađanjem energije.
Metode za formiranje kovalentne veze
Kovalentna hemijska veza je veza koja nastaje između atoma zbog formiranja zajedničkih elektronskih parova.
Kovalentna jedinjenja su obično gasovi, tečnosti ili relativno nisko topljive čvrste materije. Jedan od rijetkih izuzetaka je dijamant, koji se topi iznad 3.500 °C. Ovo se objašnjava strukturom dijamanta, koji je kontinuirana rešetka kovalentno vezanih atoma ugljika, a ne skup pojedinačnih molekula. U stvari, svaki kristal dijamanta, bez obzira na njegovu veličinu, jedan je ogroman molekul.
Kovalentna veza nastaje kada se spoje elektroni dva atoma nemetala. Rezultirajuća struktura naziva se molekula.
Mehanizam nastanka takve veze može biti razmjenski ili donor-akceptor.
U većini slučajeva, dva kovalentno vezana atoma imaju različitu elektronegativnost i zajednički elektroni ne pripadaju ta dva atoma podjednako. Većinu vremena su bliže jednom atomu nego drugom. U molekuli klorida vodonika, na primjer, elektroni koji formiraju kovalentnu vezu nalaze se bliže atomu hlora jer je njegova elektronegativnost veća od elektronegativnosti vodonika. Međutim, razlika u sposobnosti privlačenja elektrona nije dovoljno velika da bi se dogodio potpuni prijenos elektrona s atoma vodika na atom klora. Stoga se veza između atoma vodika i hlora može smatrati križanjem jonske veze (potpuni prijenos elektrona) i nepolarne kovalentne veze (simetričan raspored para elektrona između dva atoma). Djelomični naboj atoma označen je grčkim slovom δ. Takva veza se naziva polarna kovalentna veza, a za molekulu klorovodika se kaže da je polarna, odnosno da ima pozitivno nabijen kraj (atom vodika) i negativno nabijen kraj (atom klora).
1. Mehanizam razmene funkcioniše kada atomi formiraju zajedničke elektronske parove kombinovanjem nesparenih elektrona.
1) H 2 - vodonik.
Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para od strane s-elektrona atoma vodika (preklapajuće s-orbitale).
2) HCl - hlorovodonik.
Veza nastaje zbog formiranja zajedničkog elektronskog para s- i p-elektrona (preklapajuće s-p orbitale).
3) Cl 2: U molekulu hlora, kovalentna veza se formira zbog nesparenih p-elektrona (preklapajućih p-p orbitala).
4) N 2: U molekuli dušika između atoma se formiraju tri zajednička elektronska para.
Donorsko-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze
Donator ima elektronski par akceptor- slobodna orbitala koju ovaj par može zauzeti. U amonijum jonu, sve četiri veze sa atomima vodonika su kovalentne: tri su nastale stvaranjem zajedničkih elektronskih parova atomom azota i atoma vodonika prema mehanizmu razmene, jedna - putem mehanizma donor-akceptor. Kovalentne veze se klasifikuju prema načinu preklapanja orbitala elektrona, kao i po njihovom pomeranju prema jednom od vezanih atoma. Hemijske veze nastale kao rezultat preklapanja elektronskih orbitala duž linije veze nazivaju se σ - veze(sigma obveznice). Sigma veza je veoma jaka.
P orbitale se mogu preklapati u dva regiona, formirajući kovalentnu vezu kroz bočno preklapanje.
Hemijske veze nastale kao rezultat "bočnog" preklapanja elektronskih orbitala izvan linije veze, odnosno u dva područja, nazivaju se pi veze.
Prema stepenu pomaka uobičajenih elektronskih parova na jedan od atoma koje povezuju, kovalentna veza može biti polarna ili nepolarna. Kovalentna hemijska veza nastala između atoma sa istom elektronegativnošću naziva se nepolarna. Elektronski parovi nisu pomjereni ni prema jednom od atoma, budući da atomi imaju istu elektronegativnost – svojstvo privlačenja valentnih elektrona iz drugih atoma. Na primjer,
odnosno molekule jednostavnih nemetalnih supstanci nastaju kroz kovalentnu nepolarnu vezu. Kovalentna hemijska veza između atoma elemenata čija se elektronegativnost razlikuje naziva se polarna.
Na primjer, NH 3 je amonijak. Dušik je elektronegativniji element od vodonika, tako da su zajednički parovi elektrona pomaknuti prema njegovom atomu.
Karakteristike kovalentne veze: dužina veze i energija
Karakteristična svojstva kovalentne veze su njena dužina i energija. Dužina veze je udaljenost između atomskih jezgara. Što je kraća dužina hemijske veze, to je ona jača. Međutim, mjera snage veze je energija veze, koja je određena količinom energije koja je potrebna za prekid veze. Obično se mjeri u kJ/mol. Tako, prema eksperimentalnim podacima, dužine veze molekula H 2, Cl 2 i N 2 su 0,074, 0,198 i 0,109 nm, a energije veze 436, 242 i 946 kJ/mol.
Joni. Jonska veza
Postoje dvije glavne mogućnosti da se atom povinuje pravilu okteta. Prva od njih je stvaranje jonskih veza. (Drugo je formiranje kovalentne veze, o čemu će biti reči u nastavku). Kada se formira jonska veza, atom metala gubi elektrone, a nemetalni atom dobija elektrone.
Zamislimo da se dva atoma „sreću“: atom metala grupe I i atom nemetala VII grupe. Atom metala ima jedan elektron na svom vanjskom energetskom nivou, dok atomu nemetala nedostaje samo jedan elektron da bi njegov vanjski nivo bio potpun. Prvi atom će drugom lako dati svoj elektron, koji je udaljen od jezgra i slabo vezan za njega, a drugi će mu dati slobodno mjesto na njegovom vanjskom elektronskom nivou. Tada će atom, lišen jednog od svojih negativnih naboja, postati pozitivno nabijena čestica, a druga će se zbog nastalog elektrona pretvoriti u negativno nabijenu česticu. Takve čestice nazivaju se joni.
Ovo je hemijska veza koja se javlja između jona. Brojevi koji pokazuju broj atoma ili molekula nazivaju se koeficijenti, a brojevi koji pokazuju broj atoma ili jona u molekulu nazivaju se indeksi.
Metalni priključak
Metali imaju specifična svojstva koja se razlikuju od svojstava drugih supstanci. Takva svojstva su relativno visoke temperature topljenja, sposobnost reflektiranja svjetlosti i visoka toplinska i električna provodljivost. Ove karakteristike su posljedica postojanja posebne vrste veze u metalima - metalne veze.
Metalna veza je veza između pozitivnih jona u metalnim kristalima, koja se ostvaruje zbog privlačenja elektrona koji se slobodno kreću kroz kristal. Atomi većine metala na vanjskom nivou sadrže mali broj elektrona - 1, 2, 3. Ovi elektroni lako skinuti, a atomi se pretvaraju u pozitivne ione. Odvojeni elektroni se kreću od jednog jona do drugog, vezujući ih u jednu cjelinu. Povezujući se sa jonima, ovi elektroni privremeno formiraju atome, zatim se ponovo odvajaju i spajaju sa drugim jonom, itd. Proces se odvija beskonačno, što se može shematski prikazati na sledeći način:
Posljedično, u volumenu metala atomi se kontinuirano pretvaraju u ione i obrnuto. Veza u metalima između jona preko zajedničkih elektrona naziva se metalna. Metalna veza ima neke sličnosti sa kovalentnom vezom, jer se zasniva na dijeljenju vanjskih elektrona. Međutim, kod kovalentne veze dijele se vanjski nespareni elektroni samo dva susjedna atoma, dok kod metalne veze svi atomi učestvuju u dijeljenju ovih elektrona. Zato su kristali s kovalentnom vezom krhki, ali s metalnom vezom su u pravilu duktilni, električno provodljivi i imaju metalni sjaj.
Metalno vezivanje je karakteristično kako za čiste metale tako i za mješavine različitih metala - legura u čvrstom i tekućem stanju. Međutim, u stanju pare, atomi metala su međusobno povezani kovalentnom vezom (na primjer, natrijeva para ispunjava žute svjetiljke kako bi osvijetlile ulice velikih gradova). Metalni parovi se sastoje od pojedinačnih molekula (monatomskih i dvoatomnih).
Metalna veza se također razlikuje od kovalentne veze po snazi: njena energija je 3-4 puta manja od energije kovalentne veze.
Energija veze je energija potrebna za prekid hemijske veze u svim molekulima koji čine jedan mol supstance. Energije kovalentnih i jonskih veza su obično visoke i iznose vrijednosti reda 100-800 kJ/mol.
Vodikova veza
Hemijska veza između pozitivno polarizirani atomi vodika jedne molekule(ili njihovi dijelovi) i negativno polarizirani atomi visoko elektronegativnih elemenata koji imaju zajedničke elektronske parove (F, O, N i rjeđe S i Cl), drugi molekul (ili njegovi dijelovi) se naziva vodonik. Mehanizam stvaranja vodonične veze je dijelom elektrostatički, dijelom d počasti-prihvatljivog karaktera.
Primjeri međumolekularne vodikove veze:
U prisustvu takve veze, čak i niskomolekularne supstance mogu, u normalnim uslovima, biti tečnosti (alkohol, voda) ili lako tečni gasovi (amonijak, fluorovodonik). U biopolimerima - proteinima (sekundarna struktura) - postoji intramolekularna vodikova veza između karbonilnog kiseonika i vodika amino grupe:
Molekuli polinukleotida - DNK (deoksiribonukleinska kiselina) - su dvostruke spirale u kojima su dva lanca nukleotida međusobno povezana vodoničnim vezama. U ovom slučaju djeluje princip komplementarnosti, tj. te veze nastaju između određenih parova koji se sastoje od purinskih i pirimidinskih baza: timin (T) se nalazi nasuprot adenin nukleotida (A), a citozin (C) se nalazi nasuprot gvanin (G).
Supstance sa vodoničnim vezama imaju molekularne kristalne rešetke.
