Основы взаимодействия и энергетика
Любое химическое превращение базируется на электростатическом притяжении положительных (катионы) и отрицательных (анионы) зарядов. Главный критерий образования любой связи — понижение энергии системы.
Например, при сближении изолированного атома водорода ($H$) и свободного протона ($p^+$) образуется простейшая молекулярная система — ион $H_2^+$. Если исходную энергию изолированных частиц принять за нуль, то после их объединения потенциальная энергия падает до –270 кДж/моль.
Этот энергетический выигрыш называется энергией химической связи ($E_{св}$). Именно он обеспечивает устойчивость новой структуры по сравнению с изолированными частицами. Величина $E_{св}$ измеряется в кДж/моль (в расчете на $6,02 \cdot 10^{23}$ связей).
Ковалентная связь
Возникает между незаряженными атомами за счет формирования общей связывающей электронной пары. С позиций квантовой механики связь образуется, если один электрон способен одновременно удерживать два атомных ядра.
Существует два основных пути образования:
- Обменный механизм: каждый атом предоставляет неспаренный электрон. Происходит взаимное проникновение (перекрывание) электронных облаков. Например, в молекуле водорода ($H_2$) расстояние между ядрами сокращается до 75 пм, что меньше удвоенного радиуса изолированного атома (106 пм). Энергия системы при этом снижается на 436 кДж/моль.
- Донорно-акцепторный механизм: один участник (донор, нуклеофил, основание) предоставляет неподеленную электронную пару, а второй (акцептор, электрофил, кислота) — свободную валентную орбиталь. Классический пример — реакция аммиака ($:NH_3$) с протоном ($H^+$) с образованием иона аммония ($NH_4^+$).
В перекрывании облаков участвуют исключительно внешние (валентные) электроны. Электроны на глубоких орбиталях практически не меняют своего состояния.
Основы теории молекулярных орбиталей
При взаимодействии атомов формируется новая молекулярная орбиталь, общая для ядер взаимодействующих атомов. Электронная плотность концентрируется между ними, а энергия таких электронов ниже, чем в раздельных атомах.
Однако при увеличении числа электронов начинают заполняться разные типы уровней:
- Если в системе появляются дополнительные электроны (как в ионе $H_2^-$, где их три), то третий электрон занимает энергетически невыгодную разрыхляющую орбиталь. Это не усиливает, а ослабляет связь.
- В гипотетической молекуле гелия ($He_2$) четыре электрона поровну распределились бы между связывающим и разрыхляющим уровнями. Суммарного энергетического выигрыша не возникает, поэтому химическая связь не образуется.
Вывод: Для успешного формирования связи соединяющиеся атомы должны иметь неспаренные электроны, чтобы избежать заполнения разрыхляющих уровней.
Ионная и металлическая связи
- Ионная связь (Ionic bond) формируется исключительно за счет сил электростатического притяжения между готовыми ионами. Атомы полностью отдают или принимают электроны. В результате образуются не обособленные молекулы, а прочные ионные кристаллические решетки. Наиболее характерна для солей (например, $NaCl$).
- Металлическая связь характерна для элементов, имеющих малое число внешних электронов и свободные орбитали. При образовании кристалла происходит обобществление внешних электронов — они занимают близко расположенные орбитали, образуя зону проводимости. Электроны в ней свободно перемещаются («электронный газ»). Связь обусловлена взаимодействием этого электронного газа с остовом положительно заряженных ионов кристаллической структуры, что также обеспечивает высокую электропроводность.
Валентность элементов
Валентность атома определяется числом его неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии. Возбуждение (переход электрона на более высокий подуровень) возможно только в пределах одного энергетического уровня, так как переход на следующий уровень энергетически невыгоден.
У элементов 2-го периода прослеживаются четкие тенденции:
- Углерод (C) обладает наибольшей валентностью. Число его валентных орбиталей равно числу валентных электронов, и все они могут быть распарены.
- В ряду N $\rightarrow$ O $\rightarrow$ F $\rightarrow$ Ne общее число валентных электронов растет, но количество неспаренных уменьшается. У неона валентность падает до нуля.
- Неподеленные пары на валентных орбиталях позволяют атому образовывать дополнительные связи (как у азота в ионе аммония). Из-за этого общее число связей атома может превышать его формальную валентность.
Коротко: ответы на вопросы по теме
Какие виды химической связи встречаются в биоорганических соединениях?
В биоорганических соединениях встречаются ковалентные и нековалентные взаимодействия.
- Дисульфидная связь — ковалентная связь, формируется за счет окисления SH-групп остатков цистеина и их взаимодействия друг с другом.
- Ионная связь — электростатическое взаимодействие между положительно и отрицательно заряженными функциональными группами.
- Водородная связь — участвует в стабилизации вторичной структуры белка; возникает между атомом кислорода одной пептидной группы и атомом водорода другой пептидной группы. Также водородные связи образуются между комплементарными азотистыми основаниями ДНК.
- Гидрофобные взаимодействия — возникают между гидрофобными радикалами аминокислот, а также между азотистыми основаниями ДНК, расположенными друг под другом.
Какие атомы-органогены выступают донорами электронной пары в биологических молекулах?
Донорами электронной пары могут выступать атомы азота и кислорода.
- Атом азота предоставляет неподеленную электронную пару и выступает как донор, например в аммиаке и аминах при образовании донорно-акцепторных связей с ионами металлов.
- Атом кислорода также может участвовать в образовании донорно-акцепторных связей за счет неподеленных электронных пар, например при комплексообразовании ионов $Mg^{2+}$ и $Ca^{2+}$ с комплексонами.
При образовании таких связей донор предоставляет электронную пару, а акцептор принимает ее на свободную валентную орбиталь.
Как происходит переход атома углерода в возбужденное состояние?
Переход атома углерода в возбужденное состояние происходит за счет распаривания $s$-электронов и перехода одного электрона на $p$-подуровень.
В основном состоянии атомы элементов IV группы имеют 2 неспаренных электрона на $p$-подуровне и проявляют валентность II. В возбужденном состоянии происходит переход по схеме: $$ns^2np^2 \xrightarrow{E} ns^1np^3$$ В результате образуются 4 неспаренных электрона, и углерод в соединениях проявляет валентность IV.
Энергия, затраченная на возбуждение электрона, компенсируется энергией, выделяющейся при образовании дополнительных химических связей. В молекуле при образовании связей атом получает добавочные электроны для заселения орбиталей, что исключает возврат в основное состояние.
Что такое водородная связь и между какими атомами она образуется?
Водородная связь — это взаимодействие, при котором водород объединяет две молекулы или участки молекулы, становясь «мостиком» между двумя атомами.
Она образуется при неполном перескоке протона: возникает связь с новым атомом без полного разрыва предыдущей связи.
В органических соединениях водородная связь возникает между атомом водорода одной полярной группы, например гидроксильной, и электроотрицательным атомом, например кислородом, другой молекулы. Условием ее образования является наличие атома водорода, непосредственно связанного с кислородом в группе –OH.
В белках водородные связи образуются между атомом кислорода одной пептидной группы и атомом водорода другой пептидной группы и стабилизируют вторичную структуру.
Чтобы запомнить роли участников при образовании связи: Донор Дает (электронную пару), Акцептор Арендует (пустую орбиталь).
Вопросы с занятий и экзамена
Обязательно ли возникает химическая связь при столкновении атомов?
Нет. Связь образуется только в том случае, если этот процесс сопровождается выделением энергии (понижением энергии системы) и при этом не происходит вынужденного заполнения разрыхляющих орбиталей.
Чем отличаются связи в ионе аммония (NH₄⁺)?
Формально одна связь образуется по донорно-акцепторному механизму, а три оставшиеся — по обменному. Однако фактически в образовавшемся ионе все четыре связи абсолютно одинаковы и неразличимы.
Почему ион H₂⁺ прочнее, чем изолированные протон и атом водорода?
При сближении протона и атома водорода до оптимального расстояния (106 пм) электронная плотность распределяется между ядрами. Потенциальная энергия системы при этом снижается на 270 кДж/моль, что делает ион H₂⁺ более устойчивым.
Что ещё разобрать по теме
- Квантово-механическая модель молекулярных орбиталей
- Свойства гипотетического молекулярного иона H₂⁻
- Энергетика переходов электронов при возбуждении атома
- Связь валентности углерода с числом валентных орбиталей
Разберите тему целиком в курсе «Химия»
Здесь — выжимка. В курсе — всё, что спрашивают на занятии и экзамене.
- Полная методичка по теме «Химическая связь» и ещё 3 009 страниц предмета
- Задания и тесты после каждой темы — как на коллоквиуме
- AI-тьютор ответит на вопрос по теме в любое время
- 95 видеоуроков по предмету
Другие темы раздела «Глава 5. Строение вещества»
Материал подготовлен преподавателями Школы Сеченова по учебной программе медицинских вузов. Носит образовательный характер.