casa → cinema Cos'è un singolo legame negli esempi di chimica. Tipi di legami chimici. Legame chimico multicentrico

Cos'è un singolo legame negli esempi di chimica. Tipi di legami chimici. Legame chimico multicentrico

Legame covalente. Connessione multipla Comunicazione non polare. Comunicazione polare.

Elettroni di valenza. Orbitale ibrido (ibridato). Lunghezza del collegamento

Parole chiave.

Caratterizzazione di legami chimici in composti bioorganici

AROMATICO

CONFERENZA 1

SISTEMI CONNESSI: ACICLICO E CICLICO.

1. Caratterizzazione di legami chimici in composti bioorganici. Ibridazione degli orbitali dell'atomo di carbonio.

2. Classificazione dei sistemi coniugati: aciclica e ciclica.

3 tipi di coniugazione: π, π e π, p

4. Criteri di stabilità dei sistemi coniugati - "energia di coniugazione"

5. Sistemi coniugati aciclici (non ciclici), tipi di coniugazione. I principali rappresentanti (alcadieni, acidi carbossilici insaturi, vitamina A, carotene, licopene).

6. Sistemi accoppiati ciclici. Criteri di aromaticità. La regola di Hückel. Il ruolo della coniugazione π-π-, π-ρ nella formazione di sistemi aromatici.

7. Composti aromatici carbociclici: (benzene, naftalene, antracene, fenantrene, fenolo, anilina, acido benzoico) - struttura, formazione di un sistema aromatico.

8. Composti aromatici eterociclici (piridina, pirimidina, pirrolo, purina, imidazolo, furano, tiofene) - struttura, caratteristiche della formazione del sistema aromatico. Ibridazione degli orbitali di elettroni dell'atomo di azoto durante la formazione di composti eteroaromatici a cinque e sei membri.

9. Valore medico e biologico dei composti naturali contenenti sistemi coniugati di legami e aromatici.

Il livello iniziale di conoscenza per padroneggiare l'argomento (corso di chimica scolastica):

Configurazioni elettroniche di elementi (carbonio, ossigeno, azoto, idrogeno, zolfo. Alogeni), concetto di "orbitale", ibridazione degli orbitali e orientamento spaziale degli orbitali degli elementi del periodo 2., Tipi di legami chimici, caratteristiche della formazione di legami covalenti σ e π, cambiamento nella elettronegatività degli elementi nel periodo e gruppo, classificazione e principi della nomenclatura dei composti organici.

Le molecole organiche si formano attraverso legami covalenti. I legami covalenti sorgono tra due nuclei atomici a causa di una coppia comune (socializzata) di elettroni. Questo metodo appartiene al meccanismo di scambio. Si formano legami non polari e polari.

I legami non polari sono caratterizzati da una distribuzione simmetrica della densità elettronica tra i due atomi che questo legame collega.

I legami polari sono caratterizzati da una distribuzione asimmetrica (non uniforme) della densità elettronica, che viene spostata verso un atomo più elettronegativo.

Serie di elettronegatività (disegnata)

A) elementi: F\u003e O\u003e N\u003e C1\u003e Br\u003e I ~~ S\u003e C\u003e H

B) atomo di carbonio: C (sp)\u003e C (sp 2)\u003e \u200b\u200bC (sp 3)

I legami covalenti possono essere di due tipi: sigma (σ) e pi (π).

Nelle molecole organiche, i legami sigma (σ) sono formati da elettroni situati in orbitali ibridi (ibridati), la densità degli elettroni si trova tra gli atomi sulla linea condizionale del loro legame.

π-legami (pi-legami) sorgono quando due orbitali p non ibridati si sovrappongono. I loro assi principali sono situati parallelamente tra loro e perpendicolari alla linea di legame σ. La combinazione di σ e π - legami è chiamata un doppio (multiplo) legame, costituito da due coppie di elettroni. Un triplo legame è costituito da tre coppie di elettroni - uno σ - e due π - legami (è estremamente raro nei composti bioorganici).

σ -Le leghe sono coinvolte nella formazione dello scheletro della molecola, sono le principali e π -Le obbligazioni possono essere considerate aggiuntive, ma conferiscono alle molecole proprietà chimiche speciali.

1.2. Ibridazione degli orbitali dell'atomo di carbonio 6 С

Configurazione elettronica dello stato non eccitato di un atomo di carbonio

è espresso dalla distribuzione di elettroni 1s 2 2s 2 2p 2.

Tuttavia, nei composti bioorganici, così come nella maggior parte delle sostanze inorganiche, l'atomo di carbonio ha una valenza pari a quattro.

C'è una transizione di uno degli elettroni 2s in un orbitale 2p libero. Sorgono stati eccitati dell'atomo di carbonio, che creano la possibilità della formazione di tre stati ibridi, designati come C sp 3, C sp 2, C sp.

L'orbitale ibrido ha caratteristiche diverse dagli orbitali "puri" s, p, d ed è una "miscela" di due o più tipi di orbitali non ibridati.

Gli orbitali ibridi sono caratteristici degli atomi solo nelle molecole.

Il concetto di ibridazione fu introdotto nel 1931 da L. Pauling, il premio Nobel.

Considera la disposizione nello spazio degli orbitali ibridi.

С s p 3 --- - - ---

In uno stato eccitato, si formano 4 orbitali ibridi equivalenti. La posizione dei legami corrisponde alla direzione degli angoli centrali del tetraedro regolare, l'angolo tra due legami qualsiasi è 109 0 28 ,.

Negli alcani e loro derivati \u200b\u200b(alcoli, alogeni, ammine), tutti gli atomi di carbonio, ossigeno e azoto si trovano nello stesso stato ibrido sp 3. L'atomo di carbonio ne forma quattro, l'atomo di azoto ne forma tre, l'atomo di ossigeno ne forma due covalenti σ -connessione. La rotazione libera delle parti della molecola l'una rispetto all'altra è possibile attorno a questi legami.

Nello stato eccitato sp 2 compaiono tre orbitali ibridi equivalenti, gli elettroni situati su di essi formano tre σ - obbligazioni che si trovano sullo stesso piano, l'angolo tra le obbligazioni è 120 0. 2p non ibridato - si formano orbitali di due atomi vicini π -connessione. Si trova perpendicolare al piano in cui il σ -connessione. L'interazione di p-elettroni in questo caso è chiamata "sovrapposizione laterale". Il legame multiplo non consente la libera rotazione delle parti della molecola attorno a sé. La posizione fissa delle parti della molecola è accompagnata dalla formazione di due forme geometriche planari isomeriche, che sono chiamate: isomeri cis (cis) e trans (trans). (cis lat- da un lato, trans- lat- attraverso).

π -connessione

Gli atomi legati da un doppio legame sono nello stato di ibridazione sp 2 e

presente negli alcheni, composti aromatici, formano un gruppo carbonilico

\u003e C \u003d O, gruppo azometinico (gruppo imino) -CH \u003d N-

Con sp 2 - --- - ---

La formula strutturale di un composto organico è rappresentata usando le strutture di Lewis (ogni coppia di elettroni tra gli atomi è sostituita da un trattino)

C 2 H 6 CH 3 - CH 3 H H

1.3... Polarizzazione dei legami covalenti

Il legame polare covalente è caratterizzato da una distribuzione irregolare della densità elettronica. Vengono utilizzate due immagini convenzionali per indicare la direzione dello spostamento di densità dell'elettrone.

Polar σ: legame... Lo spostamento della densità elettronica è indicato da una freccia lungo la linea di comunicazione. L'estremità della freccia punta verso l'atomo più elettronegativo. La comparsa di cariche parziali positive e negative viene indicata utilizzando la lettera "b" "delta" con il segno di carica desiderato.

b + b- b + b + b- b + b-

CH 3 -\u003e O<- Н СН 3 - > C1 CH 3 -\u003e NH 2

metanolo clorometano aminometano (metilammina)

Legame polare π... Lo spostamento della densità elettronica è indicato da una freccia semicircolare (curva) sopra il legame pi, anch'essa diretta verso l'atomo più elettronegativo. ()

b + b- b + b-

H 2 C \u003d O CH 3 - C \u003d\u003d\u003d O

metanale |

Propanone CH 3 -2

1. Determinare il tipo di ibridazione di atomi di carbonio, ossigeno, azoto nei composti A, B, C. Nominare i composti usando le regole della nomenclatura IUPAC.

A. CH 3 -CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 \u003d CH - CH 2 - CH \u003d O

B. CH 3 - N H - C 2 H 5

2. Apportare designazioni che caratterizzano la direzione di polarizzazione di tutti i legami indicati nei composti (A - D)

A. CH 3 - Br B. C 2 H 5 - O-H C. CH 3 -NH- C 2 H 5

Legame chimico covalente sorge nelle molecole tra gli atomi a causa della formazione di comuni coppie di elettroni. Il tipo di legame covalente può essere inteso sia come meccanismo della sua formazione che come polarità del legame. In generale, le obbligazioni covalenti possono essere classificate come segue:

Secondo il meccanismo di formazione, un legame covalente può essere formato da un meccanismo di scambio o donatore-accettore.
Nella polarità, un legame covalente può essere non polare o polare.
In termini di molteplicità, un legame covalente può essere singolo, doppio o triplo.

Ciò significa che un legame covalente in una molecola ha tre caratteristiche. Ad esempio, in una molecola di acido cloridrico (HCl), un legame covalente è formato da un meccanismo di scambio, è polare e singolo. Nel catione di ammonio (NH 4 +), il legame covalente tra ammoniaca (NH 3) e catione di idrogeno (H +) è formato dal meccanismo donatore-accettore; inoltre, questo legame è polare ed è singolo. In una molecola di azoto (N 2), un legame covalente è formato da un meccanismo di scambio, non è polare ed è triplo.

quando meccanismo di scambio la formazione di un legame covalente, ogni atomo ha un elettrone libero (o diversi elettroni). Elettroni liberi di atomi diversi formano coppie sotto forma di una nuvola di elettroni comune.

quando meccanismo donatore-accettore la formazione di un legame covalente, un atomo ha una coppia di elettroni liberi e l'altro ha un orbitale vuoto. Il primo (donatore) condivide la coppia con il secondo (accettore). Quindi nel catione di ammonio, l'azoto ha una coppia solitaria e lo ione idrogeno ha un orbitale libero.

Legame covalente non polare si forma tra gli atomi di un elemento chimico. Quindi nelle molecole di idrogeno (H 2), ossigeno (O 2), ecc., Il legame non è polare. Ciò significa che la coppia di elettroni comune appartiene ugualmente a entrambi gli atomi, poiché hanno la stessa elettronegatività.

Legame polare covalente formata tra atomi di diversi elementi chimici. Un atomo più elettronegativo sposta una coppia di elettroni verso se stessa. Maggiore è la differenza di elettronegatività degli atomi, più gli elettroni saranno spostati e il legame sarà più polare. Quindi nella CH 4 lo spostamento delle coppie di elettroni comuni dagli atomi di idrogeno al carbonio non è così grande, poiché il carbonio non è molto più elettronegativo dell'idrogeno. Tuttavia, nel fluoruro di idrogeno HF, il legame è fortemente polare, poiché la differenza di elettronegatività tra idrogeno e fluoro è significativa.

Singolo legame covalente si forma se gli atomi condividono una coppia di elettroni, doppio - se due, triplicare - se tre. Un esempio di un singolo legame covalente può essere molecole di idrogeno (H 2), acido cloridrico (HCl). Un esempio di doppio legame covalente è una molecola di ossigeno (O 2), in cui ciascun atomo di ossigeno ha due elettroni spaiati. Un esempio di triplo legame covalente è una molecola di azoto (N 2).

Legame semplice (singolo) Tipi di legami nei composti bioorganici.

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Argomento dell'articolo:	Legame semplice (singolo) Tipi di legami nei composti bioorganici.
Categoria (categoria tematica)	Chimica

Legame covalente. Connessione multipla Comunicazione non polare. Comunicazione polare.

Elettroni di valenza. Orbitale ibrido (ibridato). Lunghezza del collegamento

Parole chiave.

Caratterizzazione di legami chimici in composti bioorganici

AROMATICO

CONFERENZA 1

SISTEMI CONNESSI: ACICLICO E CICLICO.

1. Caratteristiche dei legami chimici nei composti bioorganici. Ibridazione degli orbitali dell'atomo di carbonio.

2. Classificazione dei sistemi coniugati: aciclica e ciclica.

3 tipi di coniugazione: π, π e π, p

4. Criteri per la stabilità dei sistemi coniugati - energia coniugata

5. Sistemi coniugati aciclici (non ciclici), tipi di coniugazione. I principali rappresentanti (alcadieni, acidi carbossilici insaturi, vitamina A, carotene, licopene).

6. Sistemi accoppiati ciclici. Criteri di aromaticità. La regola di Hückel. Il ruolo della coniugazione π-π-, π-ρ nella formazione di sistemi aromatici.

7. Composti aromatici carbociclici: (benzene, naftalene, antracene, fenantrene, fenolo, anilina, acido benzoico) - struttura, formazione di un sistema aromatico.

9. Valore biomedico di composti naturali contenenti sistemi coniugati di legami e aromatici.

Il livello iniziale di conoscenza per padroneggiare l'argomento (corso di chimica scolastica):

Configurazioni elettroniche di elementi (carbonio, ossigeno, azoto, idrogeno, zolfo, alogeni), il concetto di "orbitale", ibridazione degli orbitali e orientamento spaziale degli orbitali degli elementi del periodo 2., Tipi di legami chimici, caratteristiche della formazione di legami covalenti σ e π, cambiamento nella elettronegatività degli elementi nel periodo e principi di gruppo, classificazione e nomenclatura dei composti organici.

I legami non polari sono caratterizzati da una distribuzione simmetrica della densità elettronica tra i due atomi che questo legame collega.

I legami polari sono caratterizzati da una distribuzione asimmetrica (non uniforme) della densità dell'elettrone, che viene spostata verso un atomo più elettronegativo.

Serie di elettronegatività (disegnata)

A) elementi: F\u003e O\u003e N\u003e C1\u003e Br\u003e I ~~ S\u003e C\u003e H

B) atomo di carbonio: C (sp)\u003e C (sp 2)\u003e \u200b\u200bC (sp 3)

I legami covalenti sono di due tipi: sigma (σ) e pi (π).

1.2. Ibridazione degli orbitali dell'atomo di carbonio 6 С

Configurazione elettronica dello stato non eccitato di un atomo di carbonio

espresso dalla distribuzione di elettroni 1s 2 2s 2 2p 2.

Inoltre, nei composti bioorganici, così come nella maggior parte delle sostanze inorganiche, l'atomo di carbonio ha una valenza pari a quattro.

Un orbitale ibrido ha caratteristiche diverse dagli orbitali "puri" s, p, d ed è una "miscela" di due o più tipi di orbitali non ibridi.

Gli orbitali ibridi sono caratteristici degli atomi solo nelle molecole.

Il concetto di ibridazione fu introdotto nel 1931 da L. Pauling, premio Nobel.

Considera la disposizione nello spazio degli orbitali ibridi.

С s p 3 --- - - ---

Negli alcani e loro derivati \u200b\u200b(alcoli, alogeni, ammine), tutti gli atomi di carbonio, ossigeno, azoto si trovano nello stesso stato ibrido sp 3. L'atomo di carbonio ne forma quattro, l'atomo di azoto ne forma tre, l'atomo di ossigeno ne forma due covalenti σ -connessione. La rotazione libera delle parti della molecola l'una rispetto all'altra è possibile attorno a questi legami.

Nello stato eccitato sp 2 compaiono tre orbitali ibridi equivalenti, gli elettroni situati su di essi formano tre σ - obbligazioni che si trovano sullo stesso piano, l'angolo tra le obbligazioni è 120 0. 2p non ibridato - si formano orbitali di due atomi vicini π -connessione. Si trova perpendicolare al piano in cui il σ -connessione. In questo caso, l'interazione degli elettroni p è chiamata "sovrapposizione laterale". Il legame multiplo non consente la libera rotazione delle parti della molecola attorno a sé. La posizione fissa delle parti della molecola è accompagnata dalla formazione di due forme geometriche planari isomeriche, che sono chiamate: isomeri cis (cis) e trans (trans). (cis lat- da un lato, trans- lat- attraverso).

π -connessione

Gli atomi legati da un doppio legame sono nello stato di ibridazione sp 2 e

presente negli alcheni, composti aromatici, formano un gruppo carbonilico

\u003e C \u003d O, gruppo azometinico (gruppo imino) -CH \u003d N-

Con sp 2 - --- - ---

La formula strutturale di un composto organico è rappresentata usando le strutture di Lewis (ogni coppia di elettroni tra gli atomi è sostituita da un trattino)

C 2 H 6 CH 3 - CH 3 H H

1.3... Polarizzazione dei legami covalenti

Polar σ: legame... Lo spostamento della densità dell'elettrone è indicato da una freccia lungo la linea di comunicazione. L'estremità della freccia punta verso l'atomo più elettronegativo. La comparsa di cariche parziali positive e negative viene indicata utilizzando la lettera ʼʼ bʼʼ ʼʼ deltaʼʼ con il segno di carica desiderato.

b + b- b + b + b- b + b-

CH 3 -\u003e O<- Н СН 3 - > C1 CH 3 -\u003e NH 2

metanolo clorometano aminometano (metilammina)

Legame polare π... Lo spostamento della densità elettronica è indicato da una freccia semicircolare (curva) sopra il legame pi, anch'essa diretta verso l'atomo più elettronegativo. ()

b + b- b + b-

H 2 C \u003d O CH 3 - C \u003d\u003d\u003d O

metanale |

Propanone CH 3 -2

1. Determinare il tipo di ibridazione di atomi di carbonio, ossigeno, azoto nei composti A, B, C. Nominare i composti usando le regole della nomenclatura IUPAC.

A. CH 3 -CH 2 - CH 2 -OH B. CH 2 \u003d CH - CH 2 - CH \u003d O

B. CH 3 - N H - C 2 H 5

2. Apportare designazioni che caratterizzano la direzione di polarizzazione di tutti i legami indicati nei composti (A - D)

A. CH 3 - Br B. C 2 H 5 - O-H C. CH 3 -NH- C 2 H 5

G. C 2 H 5 - CH \u003d O

Legame semplice (singolo) Tipi di legami nei composti bioorganici. - concetto e tipi. Classificazione e caratteristiche della categoria "Legame semplice (singolo). Tipi di legami nei composti bioorganici." 2017, 2018.

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Ogni atomo ha un numero di elettroni.

Entrando in reazioni chimiche, gli atomi donano, acquisiscono o socializzano elettroni, raggiungendo la configurazione elettronica più stabile. La configurazione più stabile è quella con l'energia più bassa (come negli atomi dei gas nobili). Questo modello è chiamato "regola dell'ottetto" (Figura 1).

Figura. 1.

Questa regola si applica a tutti tipi di collegamenti... I legami elettronici tra gli atomi consentono loro di formare strutture stabili, dai cristalli più semplici a biomolecole complesse, formando infine sistemi viventi. Differiscono dai cristalli per il loro metabolismo continuo. Inoltre, molte reazioni chimiche procedono secondo meccanismi trasferimento elettronico, che svolgono un ruolo essenziale nei processi energetici nel corpo.

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

La natura del legame chimico è universale: è la forza elettrostatica di attrazione tra elettroni carichi negativamente e nuclei carichi positivamente, determinata dalla configurazione degli elettroni nel guscio esterno degli atomi. Viene chiamata la capacità di un atomo di formare legami chimici valenza, o stato di ossidazione... Il concetto di valenza è associato elettroni di valenza - elettroni che formano legami chimici, cioè sono negli orbitali più ad alta energia. Di conseguenza, viene chiamato il guscio esterno dell'atomo contenente questi orbitali guscio di valenza... Allo stato attuale, non è sufficiente indicare la presenza di un legame chimico, ma è necessario chiarirne il tipo: ionico, covalente, dipolo-dipolo, metallico.

Il primo tipo di comunicazione èionico connessione

Secondo la teoria elettronica della valenza di Lewis e Kossel, gli atomi possono ottenere una configurazione elettronica stabile in due modi: primo, perdendo elettroni, trasformandosi in cationi, in secondo luogo, acquisendoli, trasformandoli in anioni... Come risultato del trasferimento di elettroni dovuto alla forza elettrostatica di attrazione tra ioni con cariche del segno opposto, si forma un legame chimico, chiamato Kossel " electrovalent"(Ora si chiama ionico).

In questo caso, anioni e cationi formano una configurazione elettronica stabile con un guscio elettronico esterno riempito. I legami ionici tipici sono formati da cationi di gruppi T e II del sistema periodico e anioni di elementi non metallici di gruppi VI e VII (16 e 17 sottogruppi - rispettivamente, chalcogenese alogeni). I legami dei composti ionici sono insaturi e non direzionali, quindi mantengono la possibilità di interazione elettrostatica con altri ioni. In fig. Le figure 2 e 3 mostrano esempi di legami ionici corrispondenti al modello di trasferimento di elettroni di Kossel.

Figura. 2.

Figura. 3. Legame ionico nella molecola di cloruro di sodio (NaCl)

Qui è opportuno ricordare alcune delle proprietà che spiegano il comportamento delle sostanze in natura, in particolare, da considerare il concetto di acidie motivo.

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

Le basi sono in grado di neutralizzare gli acidi. Non tutte le basi sono solubili in acqua (ad esempio, alcuni composti organici che non contengono gruppi OH sono insolubili, in particolare, trietilammina N (C 2 H 5) 3); vengono chiamate basi solubili alcali.

Le soluzioni acquose di acidi entrano in reazioni caratteristiche:

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

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

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

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

Secondo protoneteoria di Bronsted e Lowry, un acido è una sostanza contenente molecole o ioni che donano protoni ( donatoriprotoni) e la base è una sostanza costituita da molecole o ioni che accettano protoni ( accettoriprotoni). Si noti che nelle soluzioni acquose, gli ioni idrogeno esistono in una forma idratata, cioè sotto forma di ioni idronio H 3 O +. Questa teoria descrive le reazioni non solo con ioni acqua e idrossido, ma anche in assenza di un solvente o con un solvente non acquoso.

Ad esempio, nella reazione tra ammoniaca NH 3 (base debole) e acido cloridrico nella fase gassosa formano cloruro di ammonio solido, e nella miscela di equilibrio di due sostanze ci sono sempre 4 particelle, due delle quali sono acidi e le altre due sono basi:

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

1) NH 4 + e NH 3

2) HCle Сl ‑

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

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

1) CH 3 COOH + H 2 O ↔ H 3 O + + CH 3 COO -. Qui, una molecola di acido acetico dona un protone a una molecola d'acqua;

2) NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + HE -. Qui, la molecola di ammoniaca accetta un protone da una molecola d'acqua.

Pertanto, l'acqua può formare due coppie coniugate:

1) H 2 O (acido) e HE - (base coniugata)

2) H 3 O + (acido) e H 2 O(base coniugata).

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

Questa proprietà si chiama amphiprotonicity... Sono chiamate sostanze in grado di reagire sia con acidi che con basi amphoteric... Nella natura vivente, tali sostanze sono comuni. Ad esempio, gli aminoacidi sono in grado di formare sali con acidi e basi. Pertanto, i peptidi formano facilmente composti di coordinazione con gli attuali ioni metallici.

Pertanto, una proprietà caratteristica del legame ionico è il movimento completo della cuccetta di elettroni leganti a uno dei nuclei. Ciò significa che esiste una regione tra gli ioni in cui la densità dell'elettrone è quasi zero.

Il secondo tipo di comunicazione ècovalente connessione

Gli atomi possono formare configurazioni elettroniche stabili condividendo gli elettroni.

Un tale legame si forma quando una coppia di elettroni viene socializzata uno alla volta da ciascuno atomo. In questo caso, gli elettroni del legame socializzato sono equamente distribuiti tra gli atomi. Esempi di legami covalenti comprendono omonuclearibiatomico molecole H 2 , N 2 , F 2. Gli allotropi hanno lo stesso tipo di connessione. O 2 e ozono O 3 e la molecola poliatomica S 8 e molecole eteronucleari cloruro di idrogeno Hcl, diossido di carbonio CO 2, metano CH 4, etanolo A PARTIRE DAL 2 H 5 HE, esafluoruro di zolfo SF 6, acetilene A PARTIRE DAL 2 H 2. Tutte queste molecole hanno gli stessi elettroni in comune e i loro legami sono saturi e diretti allo stesso modo (Fig. 4).

È importante per i biologi che i raggi covalenti degli atomi nei legami doppi e tripli siano ridotti rispetto a un singolo legame.

Figura. 4. Legame covalente nella molecola di Cl 2.

I tipi di legame ionico e covalente sono due casi limitanti di molti tipi esistenti di legami chimici e, in pratica, la maggior parte dei legami sono intermedi.

I composti di due elementi situati alle estremità opposte di uno o diversi periodi del sistema di Mendeleev formano prevalentemente legami ionici. Man mano che gli elementi si avvicinano durante il periodo, il carattere ionico dei loro composti diminuisce e il carattere covalente aumenta. Ad esempio, gli alogenuri e gli ossidi degli elementi sul lato sinistro della tavola periodica formano legami prevalentemente ionici ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH) e gli stessi composti degli elementi sul lato destro della tabella sono covalenti ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenolo C 6 H 5 OH, glucosio C 6 H 12 O 6, etanolo C 2 H 5 OH).

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

Negli ioni poliatomici e nelle molecole biologiche complesse, entrambi gli elettroni possono solo provenire unoatomo. È chiamato donatorecoppia elettronica. Si chiama l'atomo che socializza questa coppia di elettroni con il donatore accettantecoppia elettronica. Questo tipo di legame covalente è chiamato coordinamento (donatore-accettore, odativo) comunicazione(fig. 5). Questo tipo di legame è molto importante per la biologia e la medicina, poiché la chimica dei più importanti elementi D per il metabolismo è ampiamente descritta dai legami di coordinamento.

Figura. cinque.

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

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

Secondo Lewis, un acido è una sostanza in grado di formare un legame covalente accettando una coppia di elettroni da una base. La base di Lewis è una sostanza con una coppia di elettroni solitario che, donando elettroni, forma un legame covalente con l'acido Lewisico.

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

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

È stato notato sopra che la divisione delle sostanze in ioniche e covalenti è relativa, poiché non si verifica la completa transizione di un elettrone da atomi di metallo ad atomi di accettore in molecole covalenti. Nei composti con legami ionici, ogni ione si trova nel campo elettrico degli ioni del segno opposto, quindi si polarizzano reciprocamente e i loro gusci si deformano.

polarizzabilitàdeterminato dalla struttura elettronica, dalla carica e dalle dimensioni dello ione; è più alto per gli anioni che per i cationi. La più alta polarizzabilità tra i cationi è per i cationi con una carica più grande e una dimensione più piccola, per esempio, per Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+... Ha un forte effetto polarizzante H +. Poiché l'influenza della polarizzazione ionica è su due lati, cambia significativamente le proprietà dei composti da essi formati.

Il terzo tipo di connessione èdipolo-dipolo connessione

Oltre ai tipi di comunicazione elencati, ci sono anche dipolo-dipolo intermolecolareinterazioni, anche chiamate vanderwaal di .

La forza di queste interazioni dipende dalla natura delle molecole.

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

Figura. 6.

Solo le molecole con legami polari covalenti hanno un momento dipolo-dipolo ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl) e la forza di legame è 1-2 debaya(1D \u003d 3.338 × 10 ‑30 metri coulomb - Cm × m).

In biochimica, si distingue un altro tipo di legame: idrogeno legame limitante dipolo-dipolo attrazione. Questo legame è formato dall'attrazione tra un atomo di idrogeno e un piccolo atomo elettronegativo, molto spesso ossigeno, fluoro e azoto. Con atomi di grandi dimensioni che hanno un'elettronegatività simile (ad esempio con cloro e zolfo), il legame idrogeno è molto più debole. L'atomo di idrogeno differisce in una caratteristica essenziale: quando attira gli elettroni che si legano, il suo nucleo - un protone - viene esposto e cessa di essere schermato dagli elettroni.

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

Il legame idrogeno, contrariamente al legame van der Waals, si forma non solo durante le interazioni intermolecolari, ma anche all'interno di una molecola - intermolecolarelegame idrogeno. I legami idrogeno svolgono un ruolo importante nella biochimica, ad esempio, per stabilizzare la struttura delle proteine \u200b\u200bsotto forma di un'a-elica o per formare una doppia elica del DNA (Fig. 7).

Fig. 7

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

Tabella 1. Energia delle forze intermolecolari

Nota: Il grado di interazioni intermolecolari riflette i valori dell'entalpia di fusione ed evaporazione (ebollizione). I composti ionici richiedono molta più energia per separare gli ioni che per separare le molecole. Le entalpie di fusione dei composti ionici sono molto più alte di quelle dei composti molecolari.

Il quarto tipo di connessione èlegame metallico

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

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

Senza entrare nei dettagli, notiamo che i raggi covalenti di atomi, raggi ionici di metalli e raggi di van der Waals di molecole interagenti aumentano all'aumentare del loro numero ordinale nei gruppi del sistema periodico. In questo caso, i valori dei raggi ionici sono i più piccoli e i raggi van der Waals sono i più grandi. Di norma, spostandosi verso il basso del gruppo, aumentano i raggi di tutti gli elementi, sia covalenti che van der Waals.

I più importanti per biologi e medici sono coordinamento(donatore-accettore) connessioni considerate dalla chimica di coordinamento.

Bioinorganici medici. G.K. Barashkov

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