В хлориде аммония 1 все химические связи. Применение хлорида аммония в фармации
Запишите сначала номер задания (30, 31 и т. д.), затем подробное решение. Ответы записывайте чётко и разборчиво.
Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:
KIO 3 + KI + ... → I 2 + K 2 SO 4 + ...
Определите окислитель и восстановитель.
Показать ответ
Элементы ответа:
1) Составлен электронный баланс:
2) Указано, что иодид калия (за счет иода в степени окисления -1) является восстановителем, а иодат калия (за счет иода в степени окисления +5) - окислителем.
3) определены недостающие вещества, и расставлены коэффициенты в уравнении реакции:
KIO 3 + 5KI + 3H 2 SO 4 = 3I 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O
Цинк полностью растворили в концентрированном растворе гидроксида калия. Образовавшийся прозрачный раствор выпарили, а затем прокалили. Твердый остаток растворили в необходимом количестве соляной кислоты. К образовавшемуся прозрачному раствору добавили сульфид аммония и наблюдали образование белого осадка. Напишите уравнение четырех описанных реакций.
Показать ответ
Ответ включает в себя 4 уравнение возможных реакций, соответствующих описанным превращениям:
1) Zn+2KOH+2H_2O=K_2\lbrack Zn(OH)_4\rbrack+H_2\uparrow
2) K_2\lbrack Zn(OH)_4\rbrack\xrightarrow{t^\circ}K_2ZnO_2+2H_2O
3) K_2ZnO_2+4HCl=ZnCl_2+2KCl+2H_2O
4) ZnCl_2+(NH_4)_2)S=ZnS\downarrow+2H_4Cl
Напишите уравнение реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
бромэтан \begin{array}{l}\xrightarrow{NaOH,\;H_2O}X_1\rightarrow CH_3COOH\xrightarrow{NaOH}X_2\xrightarrow{NaOH,\;t^\circ}\\\rightarrow X_3\xrightarrow{1500^\circ C}X_4\end{array}
При написании уравнений реакций используйте структурные формулы органических веществ.
Показать ответ
Ответ включает в себя 5 уравнений реакций, соответствующих схеме превращений:
1) CH_3-CH_2-Br+NaOH\rightarrow CH_3-CH_2-OH+NaBr
2) 5CH_3CH_2OH+4KMnO_4+6H_2SO_4\xrightarrow{t^\circ} \rightarrow5CH_3COOH+4MnSO_4+2K_2SO_4+11H_2O
3) CH_3COOH+NaOH\rightarrow CH_3COONa+H_2O
4) CH_3COONa+NaOH\xrightarrow{t^\circ}CH_4+Na_2CO_3
5) 2CH_4\xrightarrow{t^\circ}CH\equiv CH+3H_2 (возможно образование С и H 2)
При сливании 160 г 10%-ного раствора нитрата бария и 50 г 11%-ного раствора хромата калия выпал осадок. Рассчитайте массовую долю нитрата бария в образовавшемся растворе.
Показать ответ
Элементы ответа:
1) Записано уравнение реакции:
Ba(NO 3) 2 + K 2 CrO 4 = BaCrO 4 ↓ + 2KNO 3
2) Рассчитаны количество вещества реагентов, и определено вещество, взятое в избытке:
n(Ba(NO 3) 2) = 160 x 0,1 / 261 = 0,061 моль
n(K 2 CrO 4) = 50 x 0,11 / 194 = 0,028 моль
Ba(NO 3) 2 - в избытке
3) Рассчитаны масса выпавшего осадка и масса образовавшегося при этом раствора:
n(BaCrO 4) = n(K 2 CrO 4) = 0,028 моль
m(BaCrO 4) = 0,028 моль х 253 г/моль = 7,08 г
m(раствора) = 160 + 50 - 7,08 = 202,92 г
4) Рассчитаны масса нитрата бария и его массовая доля в растворе:
n(Ba(NO 3) 2)изб = 0,061 - 0,028 = 0,033 моль
m(Ba(NO 3) 2) = 0,033 x 261 = 8,61 г
w(Ba(NO 3) 2) = m(Ba(NO 3) 2) / m(p-pa) = 8,61 / 202,92 = 0,042 или 4,2%
Некоторое органическое соединение содержит 40,0% углерода и 53,3% кислорода по массе. Известно, что это соединение реагирует с оксидом меди(II).
На основании данных условий задачи:
1. произведите вычисления, необходимые для установления молекулярной формулы органического вещества;
2. запишите молекулярную формулу органического вещества;
3. составьте структурную формулу исходного вещества, которая однозначно отражает порядок связи атомов в его молекуле;
4. напишите уравнение реакции этого вещества с оксидом меди(II).
Показать ответ
Элементы ответа:
Общая формула вещества - C x H y O z
1) Найдено соотношение атомов углерода, водорода и кислорода в соединении:
w(H) = 100 - 40,0 -53,3 = 6,7%
x: y: z = 40 / 12: 6,7 / 1: 53,3 / 16 = 3,33: 6,7: 3,33 = 1: 2: 1
2) Определена молекулярная формула вещества.
Простейшая формула вещества - CH 2 O. Учитывая то, что вещество реагирует с оксидом меди (II), молекулярная формула вещества - C 2 H 4 O 2
Химическая связь. Кристаллическая решетка
Ответами к заданиям являются слово, словосочетание, число или последовательность слов, чисел. Запишите ответ без пробелов, запятых и других дополнительных символов.
Начало формы
1 В хлориде аммония присутствуют химические связи:
1. ионные 2. ковалентные полярные 3. ковалентные неполярные 4. Водородные 5. металлические
2 Межмолекулярные водородные связи в жидком состоянии характерны для:
1. водорода 2. Воды 3. Аммиака 4. Ацетальдегида 5. изобутана
3 Ковалентные неполярные химические связи имеются в веществах:
1. белый фосфор 2. ортофосфорная кислота 3. аммиак
4. этиловый спирт 5. сера ромбическая
4 Из предложенного перечня выберите два соединения, в которых присутствует ионная химическая связь.
1. Ca(ClO 2 ) 2 2. HClO 3 3. NH 4 Cl 4. HClO 4 5. C l2 O 7
5 Из предложенного перечня выберите два соединения, в которых присутствует
ковалентная неполярная химическая связь.
1. Са 2. Н 2 3. АlСl 3 4. HClO 4 5. Cl 2
6 В сульфате калия присутствуют химические связи:
1. ионные 2. ковалентные неполярные 3. ковалентные полярные
4. водородные 5. металлические
7 И ионные, и ковалентные химические связи имеются в веществе:
1. НСl 2. H 2 SO 4 3. NaOH 4. NH 4 Br 5. С 2 Н 5 ОН
8 Из предложенного перечня выберите два соединения, между молекулами которых образуется
водородная связь.
1. фенол 2. диэтиловый эфир 3. Этилацетат 4. муравьиный альдегид 5. муравьиная кислота
9 Из предложенного перечня выберите два соединения, в которых присутствует ковалентная
полярная химическая связь.
1. СаСl 2 2. НСl 3. ВаО 4. КСIO 4 5. Сl 2
10 Немолекулярное строение имеют:
1. гидроксид калия 2. Аммиак 3. уксусная кислота 4. азотная кислота 5. графит
11 Ионные связи реализуются в каждом из двух веществ:
1. А l 2 O 3 и FeCl 3 2. K 2 S и NaNO 3 3. KNO 2 и NO 2 4. HF и НСl 5. NaBr и NH 4 F
12 Атомную кристаллическую решётку в твёрдом состоянии имеют:
1. кислород 2. белый фосфор 3. красный фосфор 4. алмаз 5. хлорид натрия
13 Из предложенного перечня выберите два соединения, в которых химическая связь образована
за счет общей пары электронов.
1. Ca 2. H 2 O 3. NaCl 4. CaO 5. Cl 2
14 Молекулярное строение имеют:
1. пропанол-2 2. ацетат калия 3. углекислый газ 4. метилат натрия 5. карбонат кальция
15 Все вещества с ионными кристаллическими решётками
1. твёрдые 2. Пластичные 3. относительно летучие
4. хорошо растворимы в воде 5. имеют высокие температуры плавления
16 Из предложенного перечня выберите два соединения, между молекулами которых образуется водородная связь.
1. метан 2. Силан 3. Аммиак 4. Фосфин 5. Вода
Конец формы
Лекция по общей химии №3
Конспект лекции по общей химии составлен в соответствии с программой учебной дисциплины Химия, которая является частью программы среднего (полного) общего образования, реализуемого в рамках СПО с учетом профиля получаемого профессионального образования.
Конспект лекций по органической химии предназначен для использования учащимися с целью самостоятельного изучения предмета, коррекции знаний, при повторении и подготовке к итоговой контрольной работе.
Тема: Химическая связь – ионная и ковалентная.
Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.
Различают четыре типа химических связей: ионную, ковалентную, металлическую и водородную.
1.Ионная химическая связь
Ионная химическая связь – это связь, образовавшаяся за счет электростатического притяжения к .
Атомы, присоединившие «чужие» электроны, превращаются в отрицательные ионы, или . Атомы, отдавшие свои электроны, превращаются в положительные ионы, или . Понятно, что между и возникают силы электростатического притяжения, которые и будут удерживать их друг около друга, осуществляя тем самым ионную химическую связь.
Так как образуют в основном атомы металлов, а – атомы неметаллов, логично сделать вывод, что этот тип связи характерен для соединений типичных металлов (элементы главных подгрупп I и II групп, кроме магния Mg и бериллия Be ) с типичными неметаллами (элементы главной подгруппы VII группы). Классическим примером является образование галогенидов щелочных металлов (фторидов, хлоридов и др.). Например, рассмотрим схему образования ионной связи в хлориде натрия:
Два разноименно заряженных иона, связанные силами притяжения, не теряют способности взаимодействовать с противоположно заряженными ионами, вследствие чего образуются соединения с ионной кристаллической решеткой. Ионные соединения представляют собой твердые, прочные, тугоплавкие вещества с высокой температурой плавления.Растворы и расплавы большинства ионных соединений – электролиты. Такой тип связи характерен для гидроксидов типичных металлов и многих солей кислородсодержащих кислот. Однако при образовании ионной связи не происходит идеального (полного) перехода электронов. Ионная связь является крайним случаем ковалентной полярной связи
Рисунок 1 .
Кристаллическая решетка хлорида натрия, состоящая из противоположно заряженных ионов натрия и хлорид-ионов
В ионном соединении ионы представлены как бы в виде электрических зарядов со сферической симметрией электрического поля, одинаково убывающего с увеличением расстояния от центра заряда (иона) в любом направлении (рис. 1). Поэтому взаимодействие ионов не зависит от направления, то есть ионная связь, в отличие от ковалентной, будет ненаправленной.
Ионная связь существует также в солях аммония, где нет атомов металлов (их роль играет аммония – NH 4 Cl , (NH 4 ) 2 SO 4 , и в солях, образованных органическими – (например, в хлориде метиламмония – + Cl – и т. д.).
2. Ковалентная химическая связь
Ковалентная химическая связь – это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар.
Механизм образования такой связи может быть обменный или донорно-акцепторный.
Обменный механизм действует, когда атомы образуют общие электронные пары за счет объединения неспаренных электронов.
Например:
Н 2 – водород:
Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары s -электронами атомов водорода (перекрыванию s -орбиталей):
HCl – хлороводород:
Связь возникает за счет образования общей электронной пары из s - и p -электронов (перекрывания s – p -орбиталей):
Cl 2 – в молекуле хлора ковалентная связь образуется за счет непарных p -электронов (перекрывания p – p -орбиталей):
N 2 – в молекуле азота между атомами образуются три общие электронные пары:
По способу перекрывания электронных орбиталей различают σ- и π-ковалентные связи (сигма- и пи-) .
В молекуле азота одна общая электронная пара образуется за счет σ-связи (электронная плотность находится в одной области, расположенной на линии, соединяющей ядра атомов; связь прочная).
Две другие общие электронные пары образуются за счет π-связей, то есть бокового перекрывания p -орбиталей в двух областях; π-связь менее прочна, чем σ-связь.
В молекуле азота между атомами существует одна σ-связь и две π-связи, которые находятся во взаимно перпендикулярных плоскостях (так как взаимодействуют 3 неспаренных p -электрона каждого атома).
Следовательно, σ-связи могут образовываться за счет перекрывания электронных орбиталей:
а также за счет перекрывания «чистых» и гибридных орбиталей. По числу общих электронных пар, связывающих атомы, то есть по кратности , различают ковалентные связи: одинарные : двойные : тройные :По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть неполярной и полярной. При неполярной ковалентной связи общие электронные пары не смещены ни к одному из атомов, так как эти атомы имеют одинаковую (ЭО) – свойство оттягивать к себе валентные электроны от других атомов.
Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с одинаковой , называют неполярной .
Например:
то есть посредством ковалентной неполярной связи образованы молекулы простых веществ-неметаллов.Значения относительной фосфора и водорода практически одинаковы: ЭО (Н ) = 2,1; ЭО ( Р ) = 2,1, поэтому в молекуле фосфина PH 3 связи между атомом фосфора и атомами водорода ковалентные неполярные.
Ковалентную химическую связь между атомами элементов, которых различаются, называют полярной .
Например: аммиак
Азот – более электроотрицательный элемент, чем водород, поэтому общие электронные пары смещаются к его атому.
В CH 3 OH : ЭО( O ) > ЭО( C ) > ЭО( H )170133 0
Каждый атом обладает некоторым числом электронов.
Вступая в химические реакции, атомы отдают, приобретают, либо обобществляют электроны, достигая наиболее устойчивой электронной конфигурации. Наиболее устойчивой оказывается конфигурация с наиболее низкой энергией (как в атомах благородных газов). Эта закономерность называется "правилом октета" (рис. 1).
Рис. 1.
Это правило применимо ко всем типам связей . Электронные связи между атомами позволяют им формировать устойчивые структуры, от простейших кристаллов до сложных биомолекул, образующих, в конечном счете, живые системы. Они отличаются от кристаллов непрерывным обменом веществ. При этом многие химические реакции протекают по механизмам электронного переноса , которые играют важнейшую роль в энергетических процессах в организме.
Химическая связь - это сила, удерживающая вместе два или несколько атомов, ионов, молекул или любую их комбинацию .
Природа химической связи универсальна: это электростатическая сила притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами, определяемая конфигурацией электронов внешней оболочки атомов. Способность атома образовывать химические связи называется валентностью , или степенью окисления . С валентностью связано понятие о валентных электронах - электронах, образующих химические связи, то есть находящихся на наиболее высокоэнергетических орбиталях. Соответственно, внешнюю оболочку атома, содержащую эти орбитали, называют валентной оболочкой . В настоящее время недостаточно указать наличие химической связи, а необходимо уточнить ее тип: ионная, ковалентная, диполь-дипольная, металлическая.
Первый тип связи - ионная связь
В соответствии с электронной теорией валентности Льюиса и Косселя, атомы могут достичь устойчивой электронной конфигурации двумя способами: во-первых, теряя электроны, превращаясь в катионы , во-вторых, приобретая их, превращаясь в анионы . В результате электронного переноса благодаря электростатической силе притяжения между ионами с зарядами противоположного знака образуется химическая связь, названная Косселем «электровалентной » (теперь ее называют ионной ).
В этом случае анионы и катионы образуют устойчивую электронную конфигурацию с заполненной внешней электронной оболочкой. Типичные ионные связи образуются из катионов Т и II групп периодической системы и анионов неметаллических элементов VI и VII групп (16 и 17 подгрупп - соответственно, халькогенов и галогенов ). Связи у ионных соединений ненасыщенные и ненаправленные, поэтому возможность электростатического взаимодействия с другими ионами у них сохраняется. На рис. 2 и 3 показаны примеры ионных связей, соответствующих модели электронного переноса Косселя.
Рис. 2.
Рис. 3. Ионная связь в молекуле поваренной соли (NaCl)
Здесь уместно напомнить о некоторых свойствах, объясняющих поведение веществ в природе, в частности, рассмотреть представление о кислотах и основаниях .
Водные растворы всех этих веществ являются электролитами. Они по-разному изменяют окраску индикаторов . Механизм действия индикаторов был открыт Ф.В. Оствальдом. Он показал, что индикаторы представляют собой слабые кислоты или основания, окраска которых в недиссоциированном и диссоциированном состояниях различается.
Основания способны нейтрализовать кислоты. Не все основания растворимы в воде (например, нерастворимы некоторые органические соединения, не содержащие ‑ ОН-групп, в частности, триэтиламин N(С 2 Н 5) 3) ; растворимые основания называют щелочами .
Водные растворы кислот вступают в характерные реакции:
а) с оксидами металлов - с образованием соли и воды;
б) с металлами - с образованием соли и водорода;
в) с карбонатами - с образованием соли, СO 2 и Н 2 O .
Свойства кислот и оснований описывают несколько теорий. В соответствие с теорией С.А. Аррениуса, кислота представляет собой вещество, диссоциирующее с образованием ионов Н + , тогда как основание образует ионы ОН ‑ . Эта теория не учитывает существования органических оснований, не имеющих гидроксильных групп.
В соответствие с протонной теорией Бренстеда и Лоури, кислота представляет собой вещество, содержащее молекулы или ионы, отдающие протоны (доноры протонов), а основание - вещество, состоящее из молекул или ионов, принимающие протоны (акцепторы протонов). Отметим, что в водных растворах ионы водорода существуют в гидратированной форме, то есть в виде ионов гидроксония H 3 O + . Эта теория описывает реакции не только с водой и гидроксидными ионами, но и осуществляющиеся в отсутствие растворителя или с неводным растворителем.
Например, в реакции между аммиаком NH 3 (слабым основанием) и хлороводородом в газовой фазе образуется твердый хлорид аммония, причем в равновесной смеси двух веществ всегда присутствуют 4 частицы, две из которых - кислоты, а две другие - основания:
Эта равновесная смесь состоит из двух сопряженных пар кислот и оснований:
1) NH 4 + и NH 3
2) HCl и Сl ‑
Здесь в каждой сопряженной паре кислота и основание различаются на один протон. Каждая кислота имеет сопряженное с ней основание. Сильной кислоте соответствует слабое сопряженное основание, а слабой кислоте - сильное сопряженное основание.
Теория Бренстеда-Лоури позволяет объяснить уникальность роли воды для жизнедеятельности биосферы. Вода, в зависимости от взаимодействующего с ней вещества, может проявлять свойства или кислоты, или основания. Например, в реакциях с водными растворами уксусной кислоты вода является основанием, а с водными растворами аммиака - кислотой.
1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СОО ‑ . Здесь молекула уксусной кислоты донирует протон молекуле воды;
2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ОН ‑ . Здесь молекула аммиака акцептирует протон от молекулы воды.
Таким образом, вода может образовывать две сопряженные пары:
1) Н 2 O (кислота) и ОН ‑ (сопряженное основание)
2) Н 3 О + (кислота) и Н 2 O (сопряженное основание).
В первом случае вода донирует протон, а во втором - акцептирует его.
Такое свойство называется амфипротонностью . Вещества, способные вступать в реакции в качестве и кислот, и оснований, называются амфотерными . В живой природе такие вещества встречаются часто. Например, аминокислоты способны образовывать соли и с кислотами, и с основаниями. Поэтому пептиды легко образуют координационные соединения с присутствующими ионами металлов.
Таким образом, характерное свойство ионной связи - полное перемещение нары связывающих электронов к одному из ядер. Это означает, что между ионами существует область, где электронная плотность почти нулевая.
Второй тип связи - ковалентная связь
Атомы могут образовывать устойчивые электронные конфигурации путем обобществления электронов.
Такая связь образуется, когда пара электронов обобществляется по одному от каждого атома. В таком случае обобществленные электроны связи распределены между атомами поровну. Примерами ковалентной связи можно назвать гомоядерные двухатомные молекулы Н 2 , N 2 , F 2 . Этот же тип связи имеется у аллотропов O 2 и озона O 3 и у многоатомной молекулы S 8 , а также у гетероядерных молекул хлороводорода НСl , углекислого газа СO 2 , метана СH 4 , этанола С 2 Н 5 ОН , гексафторида серы SF 6 , ацетилена С 2 Н 2 . У всех этих молекул электроны одинаково общие, а их связи насыщенные и направлены одинаково (рис. 4).
Для биологов важно, что у двойной и тройной связей ковалентные радиусы атомов по сравнению с одинарной связью уменьшены.
Рис. 4. Ковалентная связь в молекуле Сl 2 .
Ионный и ковалентный типы связей - это два предельных случая множества существующих типов химических связей, причем на практике большинство связей промежуточные.
Соединения двух элементов, расположенных в противоположных концах одного или разных периодов системы Менделеева, преимущественно образуют ионные связи. По мере сближения элементов в пределах периода ионный характер их соединений уменьшается, а ковалентный - увеличивается. Например, галогениды и оксиды элементов левой части периодической таблицы образуют преимущественно ионные связи (NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH ), а такие же соединения элементов правой части таблицы - ковалентные (Н 2 O, СO 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4 , фенол C 6 H 5 OH , глюкоза С 6 H 12 О 6 , этанол С 2 Н 5 ОН ).
Ковалентная связь, в свою очередь, имеет еще одну модификацию.
У многоатомных ионов и в сложных биологических молекулах оба электрона могут происходить только из одного атома. Он называется донором электронной пары. Атом, обобществляющий с донором эту пару электронов, называется акцептором электронной пары. Такая разновидность ковалентной связи названа координационной (донорно-акцепторной , или дативной ) связью (рис. 5). Этот тип связи наиболее важен для биологии и медицины, поскольку химия наиболее важных для метаболизма d-элементов в значительной степени описывается координационными связями.
Pиc. 5.
Как правило, в комплексном соединении атом металла выступает акцептором электронной пары; наоборот, при ионных и ковалентных связях атом металла является донором электрона.
Суть ковалентной связи и ее разновидности - координационной связи - можно прояснить с помощью еще одной теории кислот и оснований, предложенной ГН. Льюисом. Он несколько расширил смысловое понятие терминов «кислота» и «основание» по теории Бренстеда-Лоури. Теория Льюиса объясняет природу образования комплексных ионов и участие веществ в реакциях нуклеофильного замещения, то есть в образовании КС.
Согласно Льюису, кислота - это вещество, способное образовывать ковалентную связь путем акцептирования электронной пары от основания. Льюисовым основанием названо вещество, обладающее неподеленной электронной парой, которое, донируя электроны, образует ковалентную связь с Льюисовой кислотой.
То есть теория Льюиса расширяет круг кислотно-основных реакций также на реакции, в которых протоны не участвуют вовсе. Причем сам протон, по этой теории, также является кислотой, поскольку способен акцептировать электронную пару.
Следовательно, согласно этой теории, катионы являются Льюисовыми кислотами, а анионы - Льюисовыми основаниями. Примером могут служить следующие реакции:
Выше отмечено, что подразделение веществ на ионные и ковалентные относительное, поскольку полного перехода электрона от атомов металла к акцепторным атомам в ковалентных молекулах не происходит. В соединениях с ионной связью каждый ион находится в электрическом поле ионов противоположного знака, поэтому они взаимно поляризуются, а их оболочки деформируются.
Поляризуемость определяется электронной структурой, зарядом и размерами иона; у анионов она выше, чем у катионов. Наибольшая поляризуемость среди катионов - у катионов большего заряда и меньшего размера, например, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+ . Сильным поляризующим действием обладает Н + . Поскольку влияние поляризации ионов двустороннее, она значительно изменяет свойства образуемых ими соединений.
Третий тип связи - диполь-дипольная связь
Кроме перечисленных типов связи, различают еще диполь-дипольные межмолекулярные взаимодействия, называемые также вандерваалъсовыми .
Сила этих взаимодействий зависит от природы молекул.
Выделяют взаимодействия трех типов: постоянный диполь - постоянный диполь (диполь-дипольное притяжение); постоянный диполь - индуцированный диполь (индукционное притяжение); мгновенный диполь - индуцированный диполь (дисперсионное притяжение, или лондоновские силы; рис. 6).
Рис. 6.
Диполь-дипольным моментом обладают только молекулы с полярными ковалентными связями (HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl ), причем сила связи составляет 1-2 дебая (1Д = 3,338 × 10 ‑30 кулон-метра - Кл × м).
В биохимии выделяют еще один тип связи - водородную связь, являющуюся предельным случаем диполь-дипольного притяжения. Эта связь образована притяжением между атомом водорода и электроотрицательным атомом небольшого размера, чаще всего - кислородом, фтором и азотом. С крупными атомами, обладающими аналогичной электроотрицательностью (например, с хлором и серой), водородная связь оказывается значительно более слабой. Атом водорода отличается одной существенной особенностью: при оттягивании связывающих электронов его ядро - протон - оголяется и перестает экранироваться электронами.
Поэтому атом превращается в крупный диполь.
Водородная связь, в отличие от вандерваальсовой, образуется не только при межмолекулярных взаимодействиях, но и внутри одной молекулы - внутримолекулярная водородная связь. Водородные связи играют в биохимии важную роль, например, для стабилизации структуры белков в виде а-спирали, или для образования двойной спирали ДНК (рис. 7).
Рис.7.
Водородная и вандерваальсовая связи значительно слабее, чем ионная, ковалентная и координационная. Энергия межмолекулярных связей указана в табл. 1.
Таблица 1. Энергия межмолекулярных сил
Примечание : Степень межмолекулярных взаимодействий отражают показатели энтальпии плавления и испарения (кипения). Ионным соединениям требуется для разделения ионов значительно больше энергии, чем для разделения молекул. Энтальпии плавления ионных соединений значительно выше, чем молекулярных соединений.
Четвертый тип связи - металлическая связь
Наконец, имеется еще один тип межмолекулярных связей - металлический : связь положительных ионов решетки металлов со свободными электронами. В биологических объектах этот тип связи не встречается.
Из краткого обзора типов связей выясняется одна деталь: важным параметром атома или иона металла - донора электронов, а также атома - акцептоpa электронов является его размер .
Не вдаваясь в детали, отметим, что ковалентные радиусы атомов, ионные радиусы металлов и вандерваальсовы радиусы взаимодействующих молекул увеличиваются по мере возрастания их порядкового номера в группах периодической системы. При этом значения радиусов ионов - наименьшие, а вандерваальсовых радиусов - наибольшие. Как правило, при движении вниз по группе радиусы всех элементов увеличиваются, причем как ковалентные, так и вандерваальсовы.
Наибольшее значение для биологов и медиков имеют координационные
(донорно-акцепторные
) связи, рассматриваемые координационной химией.
Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков