= = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = =
Файл: >>>>>> Скачать ТУТ!
= = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = =
Типы химических связей
Типы химических элементов
3.3 Типы химических связей
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. 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: 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: В соответствии с электронной теорией валентности Льюиса и Косселя, атомы могут достичь устойчивой электронной конфигурации двумя способами: 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. 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. Он показал, что индикаторы представляют собой слабые кислоты или основания, окраска которых в недиссоциированном и диссоциированном состояниях различается. Основания способны нейтрализовать кислоты. Свойства кислот и оснований описывают несколько теорий. В соответствие с теорией С. 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. 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:. 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. Здесь молекула уксусной кислоты донирует протон молекуле воды;. Здесь молекула аммиака акцептирует протон от молекулы воды. 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. 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. Для биологов важно, что у двойной и тройной связей ковалентные радиусы атомов по сравнению с одинарной связью уменьшены. 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. 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. Этот тип связи наиболее важен для биологии и медицины, поскольку химия наиболее важных для метаболизма d-элементов в значительной степени описывается координационными связями. 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. 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. Поскольку влияние поляризации ионов двустороннее, она значительно изменяет свойства образуемых ими соединений. Кроме перечисленных типов связи, различают еще диполь-дипольные межмолекулярные взаимодействия, называемые также вандерваалъсовыми. Выделяют взаимодействия трех типов: 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: 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. Водородная и вандерваальсовая связи значительно слабее, чем ионная, ковалентная и координационная. Энергия межмолекулярных связей указана в табл. 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. Наконец, имеется еще один тип межмолекулярных связей — металлический: В биологических объектах этот тип связи не встречается. Из краткого обзора типов связей выясняется одна деталь: 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. На инструментальном столике операционной сестры должны находится "связующие инструменты" - то есть те, которыми работает только операционная сестра: Для безошибочной интерпретации изменений при анализе ЭКГ необходимо придерживаться приведённой ниже схемы её расшифровки. Для удобства описания особенностей рельефа или локализации патологических процессов условно различают 5 поверхностей коронки зуба. Новости Новинки Интервью Лечение за рубежом Для здоровья Первая помощь Если болит Врачам Видео Фото. Типы химических связей 20 Июля в Каждый атом обладает некоторым числом электронов. Правило октета Это правило применимо ко всем типам связей. Первый тип связи — ионная связь В соответствии с электронной теорией валентности Льюиса и Косселя, атомы могут достичь устойчивой электронной конфигурации двумя способами: 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 кислот вступают в характерные реакции: 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: Таким образом, вода может образовывать две сопряженные пары: В первом случае вода донирует протон, а во втором — акцептирует его. Второй тип связи — ковалентная связь Атомы могут образовывать устойчивые электронные конфигурации путем обобществления электронов. Ковалентная связь в молекуле Сl 2. Анатомия и патанатомия Стоматология и ЧЛХ Абдоминальная хирургия Сердечно-сосудистая хирургия Травматология и ортопедия Нейрохирургия и неврология Военно-полевая хирургия Торакальная хирургия Ревматология Акушерство и гинекология Эндокринная хирургия Пластическая хирургия Оториноларингология Офтальмология Урология Педиатрия и детская хирургия Аллергология и иммунология Реабилитация и адаптация Профилактика заболеваний Биотехнологии и биоматериалы Клиническая фармакология Общее в медицине. Про сайт Наши услуги Торговая площадка Хирурги и компании Сотрудничество Заявка по лечению Правообладателям Контакты. Диагностирует и назначает лечение только врач при очной консультации. Научно-медицинские новости о лечении и профилактике болезней взрослых и детей. Зарубежные клиники, госпитали и курорты - обследование и реабилитация за границей. При использовании материалов сайта - активная ссылка обязательна.
Список химических элементов упорядочен в порядке возрастания атомных номеров с возможностью сортировки по другим параметрам. В таблице приводятся название химического элемента, используемый для его обозначения символ признанный Международным союзом теоретической и прикладной химии , группа и период в Периодической системе химических элементов , относительная атомная масса элемента с учётом их природной процентной распространённости в земной коре и атмосфере ; а также плотность, температура плавления, температура кипения простого вещества , и год открытия, фамилия первооткрывателя. Цвета строк отвечают семействам элементов:. Дальше - смотрите по атомному номеру Расширенная периодическая таблица элементов. Элемент с порядковым номером - носит название Biunoctium. Материал из Википедии — свободной энциклопедии. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии , проверенной 20 февраля ; проверки требуют 4 правки. Цвета строк отвечают семействам элементов: Химические элементы Списки химических элементов. Информационные списки Статьи с утверждениями без значимости Википедия: Нет источников с августа Википедия: Статьи без источников тип: Статьи с утверждениями без источников более 14 дней. Навигация Персональные инструменты Вы не представились системе Обсуждение Вклад Создать учётную запись Войти. Пространства имён Статья Обсуждение. Просмотры Читать Текущая версия Править Править вики-текст История. Эта страница последний раз была отредактирована 21 июня в Текст доступен по лицензии Creative Commons Attribution-ShareAlike ; в отдельных случаях могут действовать дополнительные условия. Свяжитесь с нами Политика конфиденциальности Описание Википедии Отказ от ответственности Разработчики Соглашение о cookie Мобильная версия. Другие неметаллы я VI группа — халькогены. Локьер , Жансен в спектре Солнца , Рамзай на Земле. Костер и де Хевеши. Ноддак , Такке и Берг. Мария и Пьер Кюри. Содди , Кранстон и Ган.
Троицкий собор раменское расписание
Приказ мю рф от 30.12 2003 329
Асикс история бренда
Характеристика дн 21
Тойота карина е 1993 технические характеристики