Что такое нековалентная связь
Урок №64. Ковалентная связь. Полярная и неполярная ковалентные связи
Сущность и виды химической связи
Атомы стремятся завершить свой внешний уровень (до 8 электронов, исключение водород, гелий до 2 электронов)
В образовании химической связи участвуют валентные электроны. Число валентных электронов определяется по номеру группы, в которой находится атом, образующий химическую связь. Число неспаренных валентных электронов Nе — =8-N группы
Классификация химических связей
1. По способу достижения завершенной электронной оболочки
2. По механизму образования химической связи
3. По способу перекрывания электронных орбиталей
I. По способу достижения завершенной электронной оболочки
КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ
КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ — это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар: H 2 , HCl, H 2 O, O 2
ИОННАЯ СВЯЗЬ
ИОННАЯ СВЯЗЬ – образуется между атомами металлов и неметаллов, т.е. между атомами, резко отличающимися друг от друга по значениям электроотрицательности: NaCl, K 2 O, LiF.
МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ — связь в металлах и сплавах, которую выполняют относительно свободные электроны между ионами металлов в металлической кристаллической решетке.
II. По механизму образования химической связи (только для ковалентной связи)
III. По способу перекрывания электронных орбиталей (только для ковалентной связи)
По степени смещения общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной.
Каждый атом неметалла отдает в общее пользование другому атому наружные не спаренные электроны. Образуются общие электронные пары. Электронная пара принадлежит в равной мере обоим атомам.
Образующиеся общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного элемента согласно ряду электроотрицательности элементов, предложенному американским химиком Л. Полингом.
В результате на более электроотрицательном элементе образуется избыток электронной плотности ( частичный отрицательный заряд δ- ), а на менее электроотрицательном элементе образуется недостаток электронной плотности ( частичный положительный заряд δ+ ).
Самый электроотрицательный элемент – фтор F.
Встречаются исключения, когда ковалентную связь образуют атом неметалла и металла!
AlCl 3 , разница в электроотрицательности ∆ Э.О.
Типы химических связей
Содержание
Типы химических связей [ править | править код ]
Для того чтобы лекарство оказало лечебный эффект, оно должно обладать способностью вступать во взаимодействие с биологическими структурами организма.
Ковалентная связь [ править | править код ]
Два атома образуют ковалентную связь, когда каждый из них поставляет хотя бы по одному электрону в общее электронное облако. В структурной формуле химического соединения общая электронная пара обозначается чертой. Ковалентные связи прочные и лишь с трудом поддаются разрыву. Лекарственные вещества очень редко присоединяются с помощью ковалентных связей. Присоединившиеся с помощью таких связей вещества удерживаются в организме длительное время после введения, и лечение невозможно регулировать. Примерами являются алкилирующие цитостатики (с. 308) и органические фосфаты (с. 318). В процессе биотрансформации лекарств метаболиты могут также образовывать ковалентные связи (например, в реакции с глюкуроновой кислотой; с. 38).
Нековалентная связь [ править | править код ]
Общее электронное облако не образуется. Связывание обратимо и типично для фармакологических препаратов. Лекарство, как правило, образует в месте действия несколько связей различных типов (некоторые из них описаны далее).
Электростатическое притяжение [ править | править код ]
Положительные и отрицательные заряды притягиваются друг к другу.
Ион-ионное взаимодействие. Ион — это частица с положительным (катион) или отрицательным (анион) зарядом, т. е. в простейшем случае в электронном облаке однозарядного иона не хватает одного электрона, чтобы образовался нейтральный атом, или появляется один лишний электрон. Притяжение между частицами с противоположным зарядом действует на большом расстоянии, поэтому лекарства, представляющие собой ионные соединения, легко притягиваются к месту связывания. Ионные связи характеризуются достаточно высокой прочностью среди других типов связей.
Диполь-ионное взаимодействие. Если электроны расположены на разном расстоянии от двух атомов, образующих связь, то на одном атоме локализуется частичный (дробный) отрицательный заряд(5-), а на другом — частичный положительный заряд (8+). Такая молекула полярна, она имеет диполь. Любой заряженный конец молекулы может притягивать противоположно заряженный ион.
Вандерваальсово взаимодействие [ править | править код ]
Вандерваальсово взаимодействие возникает между неполярными частями молекул, которые находятся очень близко друг от друга. Спонтанные отклонения от равномерного распределения электронов в одной молекуле (очень слабо выраженные диполи, 85) индуцируют соответствующие (противоположные по знаку заряда) изменения в соседней молекуле. Таким образом, вандерваапьсовы связи также являются формой электростатических взаимодействий в веществе, однако они относятся к слабым силам.
Гидрофобное взаимодействие [ править | править код ]
Притяжение между диполями воды настолько сильное, что неполярная, т. е. незаряженная частица практически не может встроиться между ними. Близко расположенные молекулы воды выталкивают неполярную частицу. В организме неполярные частицы расположены в основном в неполярных, не содержащих воду структурах, например, в клеточной мембране между цепочками жирных кислот или же около неполярной области рецептора.
Ковалентная связь: полярная, неполярная, механизмы ее появления
Содержание:
Определение и характеристика
Сам термин «ковалентная связь» происходит от двух латинских слов: «со» – совместно и «vales» – имеющий силу, так как это связь происходящая за счет пары электронов, принадлежащей одновременно обоим атомам (или говоря более простым языком, связь между атомами за счет пары электронов, являющихся общими для них). Образование ковалентной связи происходит исключительно среди атомов неметаллов, причем появляться она может как в атомах молекул, так и кристаллов.
Впервые ковалентная химическая связь была обнаружена в далеком 1916 году американских химиком Дж. Льюисом и некоторое время существовала в виде гипотезы, идеи, лишь затем была подтверждена экспериментально. Что же выяснили химики по ее поводу? А то, что электроотрицательность неметаллов бывает довольно большой и при химическом взаимодействии двух атомов перенос электронов от одного к другому может быть невозможным, именно в этот момент и происходит объединение электронов обоих атомов, между ними возникает самая настоящая ковалентная связь атомов.
Типы связи
В целом есть два типа ковалентной связи:
При обменном типе ковалентной связи между атомами каждый из соединяющихся атомов представляет на образование электронной связи по одному неспареному электрону. При этом электроны эти должны иметь противоположные заряды (спины).
Примером подобной ковалентной связи могут быть связи происходящие молекуле водорода. Когда атомы водорода сближаются, в их электронные облака проникают друг в друга, в науке это называется перекрыванием электронных облаков. Как следствие, электронная плотность между ядрами увеличивается, сами они притягиваются друг к другу, а энергия системы уменьшается. Тем не менее, при слишком близком приближении ядра начинают отталкиваться, и таким образом возникает некое оптимально расстояние между ними.
Более наглядно это показано на картинке.
Что же касается донорно-акцепторного типа ковалентной связи, то он происходит когда одна частица, в данном случае донор, представляет для связи свою электронную пару, а вторая, акцептор – свободную орбиталь.
Также говоря о типах ковалентной связи можно выделить неполярную и полярную ковалентные связи, более подробно о них мы напишем ниже.
Неполярная связь
Определение ковалентной неполярной связи просто, это связь, которая образуется между двумя одинаковыми атомами. Пример образование неполярной ковалентной связи смотрите ниже на схеме.
Схема ковалентной неполярной связи.
В молекулах при ковалентной неполярной связи общие электронные пары располагаются на равных расстояниях от ядер атомов. Например, в молекуле кислорода (на схеме выше), атомы приобретают восьми электронную конфигурацию, при этом они имеют четыре общие пары электронов.
Веществами с ковалентной неполярной связью обычно являются газы, жидкости или сравнительно низкоплавные тверды вещества.
Полярная связь
Теперь же ответим на вопрос какая связь ковалентная полярная. Итак, ковалентная полярная связь образуется, когда ковалентно связанные атомы имеют разную электроотрицательность, и обобществленые электроны не принадлежат в равной степени двум атомам. Большую часть времени обобществленые электроны находятся ближе к одному атому, чем к другому. Примером ковалентной полярной связи могут служить связи, возникающие в молекуле хлороводорода, там обобществленые электроны, ответственные за образование ковалентной связи располагаются ближе к атому хлора, нежели водорода. А все дело в том, что электроотрицательность у хлора больше чем у водорода.
Так выглядит схема ковалентной полярной связи.
Ярким примером вещества с полярной ковалентной связью является вода.
Как определить связь
Что же, теперь вы знаете ответ на вопрос как определить ковалентную полярную связь, и как неполярную, для этого достаточно знать свойства и химическую формулу молекул, если эта молекула состоит из атомов разных элементов, то связь будет полярной, если из одного элемента, то неполярной. Также важно помнить, что ковалентные связи в целом могут возникать только среди неметаллов, это обусловлено самим механизмом ковалентных связей, описанным выше.
Видео
И в завершение видео лекция о теме нашей статьи, ковалентной связи.
Автор: Павел Чайка, главный редактор журнала Познавайка
При написании статьи старался сделать ее максимально интересной, полезной и качественной. Буду благодарен за любую обратную связь и конструктивную критику в виде комментариев к статье. Также Ваше пожелание/вопрос/предложение можете написать на мою почту pavelchaika1983@gmail.com или в Фейсбук, с уважением автор.
Эта статья доступна на английском языке – Covalent Bond.
Нековалентное взаимодействие
СОДЕРЖАНИЕ
Электростатические взаимодействия [ править ]
Ионный [ править ]
Водородная связь [ править ]
Водородная связь (Н-связь), представляет собой тип специфики взаимодействия, включает в себя диполь-дипольное притяжение между частично положительным атомом водорода и сильно электроотрицательным, частично отрицательным кислородом, азотом, серой или атомом фтора (не ковалентно связанно с указанным водородом атом). Это не ковалентная связь, а классифицируется как сильное нековалентное взаимодействие. Он отвечает за то, почему вода при комнатной температуре является жидкостью, а не газом (учитывая низкий молекулярный вес воды ). Чаще всего прочность водородных связей составляет 0–4 ккал / моль, но иногда может достигать 40 ккал / моль [3] В растворителях, таких как хлороформ или четыреххлористый углерод, наблюдают, например, для взаимодействия между амидами, добавочные значения составляют около 5 кДж / моль. Согласно Линусу Полингу, сила водородной связи в основном определяется электростатическими зарядами. Измерения тысяч комплексов в хлороформе или четыреххлористом углероде привели к дополнительным приращениям свободной энергии для всех видов комбинаций донор-акцептор. [11] [12]
Галогенная связь [ править ]
Галогеновые связи не следует путать с галоген-ароматическими взаимодействиями, поскольку они связаны, но различаются по определению. Галоген-ароматические взаимодействия включают богатое электронами ароматическое π-облако в качестве нуклеофила; галогенная связь ограничена одноатомными нуклеофилами. [5]
Силы Ван-дер-Ваальса [ править ]
Водородная связь и галогенная связь обычно не классифицируются как силы Ван-дер-Ваальса.
Диполь-диполь [ править ]
Диполь-индуцированный диполь [ править ]
Диполь-индуцированное дипольное взаимодействие ( сила Дебая ) происходит из-за приближения молекулы с постоянным диполем к другой неполярной молекуле без постоянного диполя. Этот подход заставляет электроны неполярной молекулы поляризоваться по направлению к диполю или от него (или «индуцировать» диполь) приближающейся молекулы. [13] В частности, диполь может вызывать электростатическое притяжение или отталкивание электронов от неполярной молекулы, в зависимости от ориентации входящего диполя. [13] Атомы с большими атомными радиусами считаются более «поляризуемыми» и поэтому испытывают большее притяжение в результате действия силы Дебая.
Лондонские силы рассеивания [ править ]
Лондонские дисперсионные силы [14] [15] [16] [17] являются самым слабым типом нековалентного взаимодействия. Однако в органических молекулах множество контактов может приводить к большему вкладу, особенно в присутствии гетероатомов. Они также известны как «индуцированные диполь-индуцированные дипольные взаимодействия» и присутствуют между всеми молекулами, даже теми, которые по своей природе не имеют постоянных диполей. Дисперсионные взаимодействия увеличиваются с поляризуемостью взаимодействующих групп, но ослабляются растворителями с повышенной поляризуемостью. [18] Они вызваны временным отталкиванием электронов от электронов соседней молекулы, что приводит к частично положительному диполю на одной молекуле и частично отрицательному диполю на другой молекуле. [6] Гексан является хорошим примером молекулы без полярности или сильно электроотрицательных атомов, но при комнатной температуре он является жидкостью, в основном из-за лондонских дисперсионных сил. В этом примере, когда одна молекула гексана приближается к другой, временный слабый частично отрицательный диполь на входящем гексане может поляризовать электронное облако другого, вызывая частично положительный диполь на этой молекуле гексана. В отсутствие растворителей углеводороды, такие как гексан, образуют кристаллы из-за рассеивающих сил; сублимации теплота кристаллов является мерой дисперсионной interaction.While этих взаимодействия недолговечны и очень слабы, они могут быть ответственны за почему некоторые неполярные молекулами являются жидкостями при комнатной температуре.
π-эффекты [ править ]
π – π взаимодействие [ править ]
2 ккал / моль и смещенные (или скользящие стопки) с энтальпией
2,3 ккал / моль. [3] Конфигурация сэндвича не так устойчива к взаимодействию, как две ранее упомянутые, из-за высокого электростатического отталкивания электронов на π-орбиталях. [3]
Нековалентные межрадикальные связи в белках
Основную роль в образовании третичной структуры играют нековалентные взаимодействия между радикалами аминокислот — водородные, ионные (электростатические), гидрофобные связи (Рис. 2). Аминокислоты, входящие в белки, различаются по физико-химическим свойствам радикалов. Между аминокислотами с неполярными (гидрофобными) радикалами возможны гидрофобные взаимодействия; между полярными радикалами возникают водородные связи, а между заряженными полярными радикалами — ионные. Все эти связи относятся к числу слабых: их энергия в водной среде не слишком сильно превышает энергию теплового движения молекул при комнатной температуре, и поэтому их образование и разрушение — легкообратимые процессы.
Рис. 2. Типы слабых взаимодействий при формировании третичной конформации.
1. Слабые (нековалентные) взаимодействия: водородные связи-это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами полярных или заряженных функциональных групп различных молекул посредством атома водорода А–Н ··· В (где А и В-электроотрицательные атомы: – О, – S или – N).
Рис 3. Водородные связи (в левой части рисунка показаны водородные связи между молекулами воды: в правой части-между радикалами аминокислот).
Водородные связиобразуются между полярными (гидрофильными) незаряженными группами радикалов АМК, имеющими подвижный атом водорода, и группами с электроотрицательным атомом.
Рис. 4. Электростатические (ионные) связи, стабилизирующие третичную структуру белков: