види зв’язків

види зв’язків

Будова твердих тіл

ТЕМА 1 ОСНОВИ ТЕОРІЇ ТВЕРДОГО ТІЛА

Всі речовини — газоподібні, рідкі та тверді — складаються з атомів і молекул. Здатність атомів вступати в з’єднання з атомами інших елементів і утворювати молекули, обумовлені зовнішніми валентними електронами.

Існуючі види зв’язків:

а) ковалентний зв’язок (Рисунок 1.1) характеризується утворенням стійких електронних пар електронів, що раніше належали окремим атомам. Ці пари стають загальними для атомів, що входять до складу молекули. Електрони при русі по молекулярної орбіті найчастіше знаходяться між ядрами, де створюється як би надлишок негативного заряду, що сприяє зближенню атомів.

види зв'язків

Малюнок 1.1 — Молекули з ковалентним зв’язком

Якщо двухатомная молекула складається з атомів одного елемента (H2. N2. Cl2 ), То електронна пара в рівній мірі належить обом атомам, таку молекулу називають неполярной або нейтральною, у них центри позитивних і негативних зарядів збігаються.

Якщо двухатомная молекула складається з атомів різних елементів, то електронна пара може бути зміщена до одного з атомів. Таку ковалентний зв’язок називають полярною, а молекулу з полярної зв’язком, у якій центри зарядів не збігаються, — полярними або дипольними. Дипольна молекула характеризується величиною електричного дипольного моменту, вимірюваного в Кл · м:

де q — значення заряду, Кл;

l — відстань між центрами зарядів.

Матеріали з ковалентними зв’язками характеризуються високою твердістю, тугоплавкостью (Кремній).

б) іонна зв’язок — викликається силами електричного тяжіння між позитивними і негативними іонами. До них відносяться ряд металів і типові метали. Наприклад: хлористий цезій ClCs і титаніту барій BaTiO3. оксиди Cu2 O, ZnO, Fe2 O3. NiO. Молекули таких речовин — полярні, іонна зв’язок менш міцна, ніж ковалентний.

в) металева зв’язок. в основному в металах. Атом, який віддав зовнішній електрон, перетворюється в позитивний іон, або знову приєднується, перетворюючись в нейтральний атом. Тобто метал можна розглядати як систему, побудовану з позитивних іонів, що знаходяться в середовищі вільних електронів.

1.1.2 Кристалічна будова речовин:

а) кристалічні — якщо атоми або молекули характеризуються геометрично впорядкованим розташуванням;

б) аморфні (Безструктурні) — характеризуються хаотичним розташуванням;

в) аморфно — кристалічні. тобто можуть перебувати як в кристалічному, так і в аморфному стані (SiO2 ).

1.1.3 Кристалічні речовини — це більшість твердих речовин володіють кристалічною будовою. Форма внутрішньої будови — це геометрично правильне розташування атомів або молекул. Кристалічні решітки класифікують за видом частинок і за формою елементарних осередків. Можливі 14 видів просторових решіток: тріклінная, моноклінна, металевими, тетрагональна, ромбоедрична, гексагональна, кубічна і т.д.

тріклінная — має найменшу просторової асиметрією, так як всі ребра осередку різні і не становлять між собою прямого кута.

кубічна — найбільша просторова симетрія, так як ребра однакові, між собою складають прямий кут.

Решта — займають проміжні положення.

Кристалічні решітки володіють розмірами, які характеризують її параметр — це відстань між найближчими паралельними атомними площинами, що утворюють елементарну комірку.

Параметр кубічної решітки позначають буквою, а ≈0,28-0,6 Нм.

Параметр гексагональної решітки — позначається двома індексами: а — сторона шестикутника, з — висота призми.

Залежно від виду частинок, що утворюють кристалічну решітку, розрізняють: атомні, іонні, металеві та молекулярні решітки.

атомні — в вузлах нейтральні атоми пов’язані ковалентним зв’язком.

іонні — в них чергуються позитивні і негативні іони (іонний зв’язок).

металеві — в вузлах позитивні іони, в проміжках — вільні електрони.

молекулярні — в вузлах молекули, а зв’язок — ковалентний і іонна.

5.189.137.82 © studopedia.ru Чи не є автором матеріалів, які розміщені. Але надає можливість безкоштовного використання. Є порушення авторського права? Напишіть нам.

Види зв’язку і їх характеристики

Технічні засоби, що використовуються для доставки інформації, включають в себе різноманітні комунікації. Вони припускають використання факсимільних, телефонних, телеграфних апаратів. комп’ютерів, оснащених модемами, і т.п. Всі ці пристрої дають можливість організувати різноманітні види зв’язку. При передачі інформації користувачеві невідомі ті способи, які використовуються для здійснення сеансу.

види зв'язківТрадиційні види зв’язку поділяються на:

— поштові (переносять графічну і буквено-цифрову інформацію);

— телефонні (що передають мову);

— телеграфні (призначені для перенесення буквено-цифрових повідомлень);

— факсимільні (б передачі графічної і буквено-цифрової інформації);

— радіорелейні і супутникові види зв’язку.

види зв'язків

При цьому способи передачі інформації можуть бути дротяними (телеграфні, телефонні та т.п.), а також бездротовими. У другому типі зв’язку, в свою чергу, класифікуються окремі групи (радіо, радіорелейні і супутникові системи). При цьому передача мови, наприклад, можлива за допомогою практично будь-якого з видів.

Сучасні види зв’язку поділяють на:

-системи радіотелефонного стільникового зв’язку;

-системи, включені в стандарт Wi-Fi.

види зв'язківТакий вид зв’язку, як телефонна, є самим широко використовуваним і поширеним. Він застосовується не тільки для контактів між людьми, а й для більш оперативного управління підприємствами, адміністративним корпусом, а також для здійснення фінансової та господарської діяльності. Залежно від типу використання телефону, зв’язок підрозділяється на два основних види:

-для загального користування (міжнародна, міжміський та міська);

-внутрішня, що застосовується в межах тільки однієї організації.

В технології комп’ютерної телефонії основна роль відводиться персонального комп’ютера. Використання даного виду зв’язку сприяє значному прискоренню процесу оперативного управління підприємством, підвищуючи при цьому якість і ефективність адміністрування при мінімальній кількості витрат. Застосування сучасних комп’ютерних технологій дозволяє скоротити суми на оплату міжміських і міжнародних переговорів.

Такі види зв’язку, як радіотелефонні, використовують в процесі передачі інформації бездротові системи. Це дозволяє значно скоротити витрати, вироблені на монтаж дорогих комунікацій і їх подальше обслуговування. Даний вид зв’язку вельми мобільний і його можна швидко організувати в будь-якій місцевості. В даний час радіотелефонний зв’язок є прекрасною альтернативою дротяної телефонії.

Причина появи стільникових комунікацій — виникла необхідність створення великої мережі радіотелефонного рухомого зв’язку. В даний час використання цього способу передачі інформації проводиться більш ніж в ста сорока країнах земної кулі, на всіх континентах.

До сучасних бездротових технологій відноситься і Wi-Fi. Принцип передачі інформації при такому вигляді зв’язку заснований на з’єднанні в мережі ряду комп’ютерів або їх підключенні до мережі Інтернет.

Топ-10 збанкрутілих зірок Виявляється, іноді навіть найгучніша слава закінчується провалом, як у випадку з цими знаменитостями.

види зв'язків

Що форма носа може сказати про вашої особистості? Багато експертів вважають, що, подивившись на ніс, можна багато чого сказати про особу людини. Тому при першій зустрічі зверніть увагу на ніс незнайомий.

види зв'язків

Час бити на сполох: 11 ознак, що ваш партнер вам змінює Зрада — це найстрашніше, що може трапитися у відносинах двох людей. Причому, як правило, все відбувається не як у фільмах або серіалах, а набагато.

види зв'язків

Наші предки спали не так, як ми. Що ми робимо неправильно? У це важко повірити, але вчені і багато істориків схиляються до думки, що сучасна людина спить зовсім не так, як його давні предки. Від самого початку.

види зв'язків

7 речей, які слід мити і прати кожен день Це може здатися ще одним пунктом в нескінченному списку щоденних справ, але за цим криється ефективний метод, який дозволяє створити позитивними.

види зв'язків

Як виглядати молодше: кращі стрижки для тих, кому за 30, 40, 50, 60 Дівчата в 20 років не хвилюються про форму і довжині зачіски. Здається, молодість створена для експериментів над зовнішністю і зухвалих локонів. Однак уже остан.

види зв’язку

Хімічна зв’язок — це сукупність сил, що діють між атомами або групою атомів. В результаті дії цих сил утворюються молекули. Під час обговорення хімічного зв’язку зазвичай користуються терміном валентність. Дане поняття означає міру здатності елемента до утворення хімічного зв’язку. Хімічна зв’язок здійснюється в основному за рахунок так званих валентних електронів. Описати хімічний зв’язок — значить, з’ясувати, як розподіляється електронна густина в молекулі.

Розглянемо основні види зв’язків, за рахунок яких відбувається об’єднання атомів в молекули.

ковалентний зв’язок характеризується утворенням стійких електронних пар з електронів, що раніше належали окремим атомів, що входять до складу молекул. Електрони при русі по молекулярної орбіті найчастіше знаходяться між ядрами, де створюється як би надлишок негативного заряду, що сприяє зближенню атомів (рис 1.1).

види зв'язків Якщо двухатомная молекула складається з атомів одного елемента (H2. N2. Cl2 ), То електронна пара в однаковій мірі належить обом атомам. У подібному випадку молекулу і існуючу в ній ковалентний зв’язок називають неполярними або нейтральними. У неполярних молекулах центри позитивних або негативних зарядів збігаються.

види зв'язків Якщо ж двухатомная молекула складається з атомів різних елементів, то електронна пара може бути зміщена до одного з атомів. У таких випадках ковалентний зв’язок називають полярної. а молекули з полярної зв’язком, у яких центри позитивних і негативних зарядів не збігаються, — полярними або дипольними. Дипольна молекула характеризується величиною електричного дипольного моменту m, вимірюваного в Кл × м

де q — абсолютне значення заряду; l — відстань між центрами позитивного і негативного зарядів.

Багатоатомних молекули також можуть бути неполярними — при симетричному розташуванні зарядів або полярними — при асиметричному. Приклади нейтральних і дипольних молекул наведені на рис 1.2. Як приклад речовин з полярним ковалентним зв’язком можна привести молекули типу H2 O, H2 S, HCl, N2 O5 і всіх кислот.

Речовини, утворені молекулами з ковалентним зв’язком, характеризуються високою твердістю. Вони тугоплавкі і хімічно інертні, що пояснюється міцністю ковалентного зв’язку і її спрямованістю.

Донорно — акцепторная зв’язок є різновидом ковалентного зв’язку. Виникає вона між атомами елементів, один з яких здатний віддати електрони (донор), а інший здатний прийняти ці електрони (акцептор). Прикладом таких сполук можуть служити з’єднання, утворені елементами третьої і п’ятої груп періодичної системи Д. І. Менделєєва, наприклад арсенід галію GaAs.

види зв'язківіонна зв’язок викликається силами електростатичного притягання між позитивними і негативними іонами. Як приклади іонних з’єднань можна привести елементи, дуже відрізняються за властивостями, наприклад, типові метали і типові неметали. На рис. 1.3 показана іонна зв’язок на прикладі іонних кристалів хлористого цезію CsCl і титанату барію BaTiO3. Молекули речовини з іонним зв’язком полярні.

До речовин з іонним зв’язком відноситься більшість солей і деякі оксиди (Cu2 O, ZnO, CdO, Fe2 O3. NiO і ін.). Іонні з’єднання по механічної міцності та хімічної стійкості поступаються речовин, утвореним за допомогою ковалентного зв’язку, так як менш міцна, ніж ковалентний.

Металева зв’язок. Для металів характерна хімічний зв’язок, заснована на усуспільнення валентних електронів, що належать не двом, а практично всім атомам в кристалі. Атоми металів здатні віддавати зовнішні електрони, перетворюючись в позитивні іони, або знову їх приєднувати, перетворюючись в нейтральні атоми. Таким чином, метал можна розглядати як систему, побудовану з позитивних іонів, що знаходяться в середовищі вільних, колективізованих електронів (рис. 1.4 а).

Отже, металева зв’язок визначається одночасно наявністю ковалентного зв’язку між нейтральними молекулами і електростатичним притяганням між іонами і вільними електронами, що в підсумку забезпечує монолітність і міцність металу. Завдяки наявності вільних електронів метали мають високу електро- і теплопровідністю. Висока пластичність металів пояснюється відсутністю спрямованості металевого зв’язку.

Межмолекулярная зв’язок, або зв’язок Ван-дер-Ваальса. спостерігається у ряду речовин між молекулами з ковалентним характером внутримолекулярного взаємодії. Наявність міжмолекулярної тяжіння в цьому випадку можливо при узгодженому русі валентних електронів в сусідніх молекулах (рис.1.4. Б). Тоді сили тяжіння валентних електронів ядром сусідній молекули виявляються сильнішими сил взаємного відштовхування електронних оболонок цих молекул. Речовини з молекулярною характером зв’язку володіють низькими температурами плавлення (наприклад, у парафіну tпл = 50 -52 0 С). Це свідчить про те, що зв’язок Ван-дер- Ваальса дуже слабка.

1.2. Кристалічну будову речовини .

У твердих речовинах атоми і молекули розташовані в геометрично правильному порядку або в хаотичному безладді. Відповідно до цього речовини, що володіють геометрично впорядкованим розташуванням атомів або молекул, називають кристалічними. а речовини з хаотичним розташуванням атомів або молекул — аморфними.

види зв'язківкристалічні речовини. Більшість твердих речовин володіє кристалічною структурою . Кожна речовина зазвичай утворює кристали абсолютно певної форми. Зовнішня форма кристала відображає його внутрішню будову і обумовлена ​​геометрично правильним розташуванням атомів або молекул, що утворюють кристал. Це розташування атомів можна представити у вигляді просторової кристалічної решітки, яка складається з незліченної безлічі сполучених один з одним елементарних кристалічних осередків.

Вивчення ступеня впорядкованості речовини дозволяє не тільки віднести речовину до кристалічним або аморфним, а й визначити зернистість структури, тобто відрізнити монокристаллический матеріал від полікристалічного .

Кристалічні решітки можна класифікувати як по виду частинок, що утворюють її, так і за формою елементарного осередку. Геометрично можливі 14 видів просторових решіток, що виявляють основою шести систем кристалічних решіток (тріклінная, моноклінна, ромбічна, гексагональна, тетрагональна, кубічна). Елементарні осередки деяких кристалічних систем представлені на рис.1.5, а співвідношення між їх осьовими кутами і осьовими одиницями приведені в табл. 1.1

Теорія ідеальних кристалів дуже корисна. Вона дозволяє пояснити багато властивостей кристалічної решітки — щільність, питому теплопровідність, пружні властивості. Всі ці властивості називаються об’ємними або структурно-нечутливими. Однак все реальні кристалічні тіла неідеальні: в них завжди в величезній кількості існують порушення структури, звані недосконалостями або дефектами. Перераховані вище властивості в дуже слабкому ступені залежать від цих недосконалостей. Однак дефекти структури роблять сильний вплив на багато інших властивостей кристалів — міцність, електропровідність, гістерезисна втрати в феромагнітних матеріалах. Властивості, сильно залежать від ступеня досконалості кристала, називаються структурно-чутливими.

Найважливішими параметрами кристала є розміри елементарної комірки; їх визначають як рівноважні відстані в напрямку характеристичних осей між центрами частинок, що займають сусідні вузли решітки, і називають постійними решітки. Розміщення частинок в просторової решітці здійснюється таким чином, щоб забезпечити максимально можливу для даного типу кристала енергію їх зв’язки, а також енергетичну однорідність в цілому. Для частинок сферичної форми найбільш сприятливим часто виявляється таке їх розміщення, при якому кожна сфера знаходиться в зіткненні з найбільшим числом найближчих сусідів. Подібні просторові освіти називаються структурами дуже ретельним упаковки .

Залежно від виду частинок, що утворюють кристалічну решітку, розрізняють атомні, іонні, металеві та молекулярні кристалічні решітки.

У вузлах атомних решіток знаходяться нейтральні атоми, які пов’язані один з одним ковалентним зв’язком. Прикладами кристалів цього типу можуть служити алмаз, кремній, германій, сіре олово, а також кристали складних речовин, таких як кварц, карбід кремнію. Сульфід цинку, нітрид алюмінію.

У вузлах іонних решіток розташовуються, чергуючись, позитивні і негативні іони. Вони пов’язані один з одним іонним зв’язком. Прикладами кристалів, в яких переважає іонний тип зв’язку, можуть бути NaCl, CaF2. KF. Багато іонні кристали відносяться до класу діелектриків.

У вузлах металевих решіток розташовані позитивні іони, в проміжках між якими знаходяться вільні електрони. Утворюються металеві решітки за допомогою металевої зв’язку. Стійкість кристала забезпечується силами тяжіння між позитивними іонами і електронним газом. Прикладами таких кристалів є метали і їх сплави. За енергією кристалічної решітки метали займають проміжне положення між кристалами з атомними гратами і молекулярними гратами. Щільність більшості металів значна, що свідчить про дуже щільній структурі металевих кристалів. З іншого боку, такі властивості металів, як високі гнучкість і тягучість, вказують на відсутність жорсткості в металевих гратах: їх площині відносно легко зсуваються одна щодо іншої.

У вузлах молекулярних граток знаходяться молекули. Такі решітки утворюються за рахунок ковалентного і іонної зв’язків. Молекули органічних сполук (полімерів) можуть мати витягнуту форму у вигляді звивистих скручених ланцюжків, сітчасту або складну просторову форму.

аморфні речовини. Внутрішня будова аморфних речовин характеризується безладним розташуванням атомів і молекул, тобто в них відсутня кристалічна будова. Вони діляться на дві великі групи: а) прості аморфні речовини — низькомолекулярні рідини, неорганічні скла, плавлений кварц; б) високополімерні з’єднання — каучуки, гуми, органічні скла, смоли.

Аморфно-кристалічні речовини. Деякі речовини можуть перебувати як в кристалічному так і в аморфному стані, Так, оксид кремнію SiO2 зустрічається в природі у вигляді кристалів кварцу, а також в аморфному стані у вигляді мінералу — опала. Аморфний стан речовини є менш стійким, ніж кристалічна, тому може бути мимовільний перехід речовини з аморфного в кристалічний. Прикладом такого перетворення є расстеклованіе — мимовільна кристалізація скла при підвищених температурах або тиску. У зв’язку з утворенням дрібних кристаликів скло змінює свої оптичні властивості і перетворюється в аморфно-кристалічний матеріал, званий Сіталл .

Типи хімічних зв’язків

Кожен атом має деяким числом електронів.

Вступаючи в хімічні реакції, атоми віддають, набувають, або усуспільнюється електрони, досягаючи найбільш стійкою електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найбільш низькою енергією (як в атомах інертних газів). Ця закономірність називається «правилом октету» (рис. 1).

Мал. 1. правило октету

Це правило застосовується до всіх типам зв’язків. Електронні зв’язку між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, в кінцевому рахунку, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають по механізмам електронного переносу. які відіграють найважливішу роль в енергетичних процесах в організмі.

Хімічна зв’язок — це сила, що утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їх комбінацію.

Природа хімічного зв’язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами і позитивно зарядженими ядрами, що визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв’язки називається валентністю. або ступенем окислення. З валентністю пов’язано поняття про валентних електронах — електронах, що утворюють хімічні зв’язки, тобто знаходяться на найбільш високоенергетичних орбиталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, що містить ці орбіталі, називають валентної оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв’язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентний, диполь-дипольна, металева.

Перший тип зв’язку —іонназв’язок

Відповідно до електронної теорією валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись в катіони. по-друге, купуючи їх, перетворюючись в аніони. В результаті електронного переносу завдяки електростатичного силі тяжіння між іонами з зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв’язок, названа Косселем «електровалентной »(Тепер її називають іонної ).

В цьому випадку аніони і катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньої електронної оболонкою. Типові іонні зв’язки утворюються з катіонів Т і II груп періодичної системи і аніонів неметалічних елементів VI і VII груп (16 і 17 підгруп — відповідно, халькогенов і галогенів ). Зв’язки у іонних з’єднань ненасичені і ненаправлення, тому можливість електростатичного взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 і 3 показані приклади іонних зв’язків, відповідних моделі електронного переносу Косселя.

Мал. 2. іонна зв’язок

Мал. 3. Іонна зв’язок в молекулі кухонної солі (NaCl)

Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин в природі, зокрема, розглянути подання про кислотах і підставах.

Водні розчини всіх цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів був відкритий Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори являють собою слабкі кислоти або підстави, забарвлення яких в недиссоциированном і диссоциированном станах різниться.

Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчинні у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, що не містять — ОН-груп, зокрема, триетиламін N (С2 Н5 )3 ) ; розчинні підстави називають лугами.

Водні розчини кислот вступають в характерні реакції:

а) з оксидами металів — з утворенням солі і води;

б) з металами — з утворенням солі і водню;

в) з карбонатами — з утворенням солі, СO2 і Н2O.

Властивості кислот і підстав описують кілька теорій. У відповідність з теорією С.А. Аррениуса, кислота являє собою речовина, дисоціює з утворенням іонів Н +. тоді як підставу утворює іони ВІН -. Ця теорія не враховує існування органічних підстав, які не мають гідроксильних груп.

Відповідно до протонної теорією Бренстеда і Лоурі, кислота являє собою речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони (донори протонів), а підстава — речовина, що складається з молекул або іонів, які беруть протони (акцептори протонів). Відзначимо, що у водних розчинах іони водню існують в гидратированной формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H3 O +. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидні іонами, а й здійснюються за відсутності розчинника або з неводним розчинником.

Наприклад, в реакції між аміаком NH3 (Слабким підставою) і хлороводородом в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважної суміші двох речовин завжди присутні 4 частки, дві з яких — кислоти, а дві інші — підстави:

Ця рівноважна суміш складається з двох сполучених пар кислот і підстав:

Тут в кожній сполученій парі кислота і підставу розрізняються на один протон. Кожна кислота має поєднане з нею підставу. Сильної кислоті відповідає слабке поєднане підставу, а слабкою кислоті — сильне поєднане підставу.

Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, в залежності від взаємодіє з нею речовини, може проявляти властивості або кислоти, або підстави. Наприклад, в реакціях з водними розчинами оцтової кислоти вода є підставою, а з водними розчинами аміаку — кислотою.

1) СН3 СООН + Н2 OН3 O + + СН3 СОО -. Тут молекула оцтової кислоти донірует протон молекулі води;

2) NH3 + Н2 ONH4 + + ВІН -. Тут молекула аміаку акцептує протон від молекули води.

Таким чином, вода може утворювати дві сполучені пари:

1) Н2 O (Кислота) і ВІН — (поєднане підставу)

2) Н3 Про + (Кислота) і Н2 O (Поєднане підставу).

У першому випадку вода донірует протон, а в другому — акцептує його.

Така властивість називається амфіпротонностью. Речовини, здатні вступати в реакції як і кислот, і підстав, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини зустрічаються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з підставами. Тому пептиди легко утворюють координаційні сполуки з присутніми іонами металів.

Таким чином, характерна властивість іонної зв’язку — повне переміщення нари зв’язують електронів до одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна щільність майже нульова.

Другий тип зв’язку —ковалентнаязв’язок

Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігурації шляхом усуспільнення електронів.

Такий зв’язок утворюється, коли пара електронів усуспільнюється по одному від кожного атома. В такому випадку усуспільнені електрони зв’язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв’язку можна назвати гомоядерних двоатомні молекули Н2. N2. F2. Цей же тип зв’язку є у алотропія O2 і озону O3 і у багатоатомної молекули S8. а також у гетероядерних молекул хлороводню НСl. Вуглекислий газ СO2. метану СH4. етанолу З2Н5ВІН. гексафториду сірки SF6. ацетилену З2Н2. У всіх цих молекул електрони однаково загальні, а їх зв’язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).

Для біологів важливо, що у подвійному і потрійному зв’язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв’язком зменшені.

Мал. 4. Ковалентний зв’язок в молекулі Сl2.

Іонний і ковалентний типи зв’язків — це два граничних випадки безлічі існуючих типів хімічних зв’язків, причому на практиці більшість зв’язків проміжні.

З’єднання двох елементів, розташованих в протилежних кінцях одного або різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв’язку. У міру зближення елементів в межах періоду іонний характер їх з’єднань зменшується, а ковалентний — збільшується. Наприклад, нітрати і оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв’язку (NaCl, AgBr, BaSO4. CaCO3. KNO3. CaO, NaOH ), А такі ж з’єднання елементів правій частині таблиці — ковалентні (Н2 O, СO2. NH3. NO2. СН4 . фенол C6 H5 OH. глюкоза З6 H12 Про6 . етанол З2 Н5 ВІН ).

Ковалентний зв’язок, в свою чергу, має ще одну модифікацію.

У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрона можуть відбуватися тільки з одного атома. Він називається донором електронної пари. Атом, усуспільнюється з донором цю пару електронів, називається акцептором електронної пари. Такий різновид ковалентного зв’язку названа координаційної (донорно-акцепторної ,абодатівная )зв’язком (Рис. 5). Цей тип зв’язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найбільш важливих для метаболізму d-елементів в значній мірі описується координаційними зв’язками.

Pіc. 5. координаційна зв’язок

Як правило, в комплексному поєднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних і ковалентних зв’язках атом металу є донором електрона.

Суть ковалентного зв’язку і її різновиди — координаційного зв’язку — можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот і підстав, запропонованої ГН. Льюїсом. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» і «основа» за теорією Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів і участь речовин в реакціях нуклеофільного заміщення, тобто в освіті КС.

Згідно Льюїсу, кислота — це речовина, здатне утворювати ковалентний зв’язок шляхом акцептування електронної пари від заснування. Льюісовим підставою названо речовина, що володіє неподіленої електронної парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв’язок з Льюісовой кислотою.

Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, в яких протони не беруть участь зовсім. Причому сам протон, за цією теорією, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.

Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюісовимі кислотами, а аніони — Льюісовимі підставами. Прикладом можуть служити такі реакції:

види зв'язків

Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносне, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторні атомам в ковалентних молекулах не відбувається. У з’єднаннях з іонним зв’язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.

поляризуемость визначається електронної структурою, зарядом і розмірами іона; у аніонів вона вище, ніж у катіонів. Найбільша поляризованість серед катіонів — у катіонів більшого заряду і меншого розміру, наприклад, у Hg 2+. Cd 2+. Pb 2+. Аl 3+. Тl 3+. Сильним поляризующим дію має Н +. Оскільки вплив поляризації іонів двостороннє, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.

Третій тип зв’язку —диполь-дипольназв’язок

Крім перерахованих типів зв’язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярні взаємодії, звані також вандерваал’совимі .

Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.

Виділяють взаємодії трьох типів: постійний диполь — постійний диполь (диполь-дипольна тяжіння); постійний диполь — індукований диполь (індукційне тяжіння); миттєвий диполь — індукований диполь (дисперсійне тяжіння, або лондоновских сили; Мал. 6).

Мал. 6. вандерваальсова зв’язок

Диполь-дипольниммоментом володіють тільки молекули з полярними ковалентними зв’язками (HCl, NH3. SO2. Н2 O, C6 H5 Cl ), Причому сила зв’язку становить 1-2 Дебая (1Д = 3,338 × 10 -30 кулон-метра — Кл × м).

У біохімії виділяють ще один тип зв’язку — водневу зв’язок, що є граничним випадком диполь-дипольного тяжіння. Цей зв’язок утворена тяжінням між атомом водню і електронегативний атомом невеликого розміру, найчастіше — киснем, фтором і азотом. З великими атомами, що володіють аналогічною електронегативні (наприклад, з хлором і сіркою), воднева зв’язок виявляється значно слабшою. Атом водню відрізняється однією суттєвою особливістю: при зволіканні зв’язують електронів його ядро ​​- протон — оголюється і перестає екрануватися електронами.

Тому атом перетворюється у великий диполь.

Водневий зв’язок, на відміну від вандерваальсова, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, але і всередині однієї молекули — внутримолекулярная воднева зв’язок. Водневі зв’язки відіграють в біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді а-спіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).

Рис.7. воднева зв’язок

Воднева і вандерваальсова зв’язку значно слабкіше, ніж іонна, ковалентний та координаційна. Енергія міжмолекулярних зв’язків вказана в табл. 1.

Таблиця 1. Енергія міжмолекулярних сил

Очевидно, що перенесення точки прикладання сили вздовж її лінії дії не може змінити головного вектора системи, так як при цій операції вектор кожної сили залишається незмінним. Головний момент також не зміниться, так як момент сили не залежить від положення точки прикладання сили на її лінії дії.

Розглянемо тепер другу операцію. Нехай в точці А прикладено дві сили F 1 і F 2 (рис.16) Замінимо їх однією силою F. знайденої за правилом паралелограма:

Знайдемо момент сили F відносно точки О.

m O (F) = r A × F = r A × (F 1 + F 2) = r A × F 1 + r A × F 2 = m O (F 1) + m O (F 2).

Таким чином, застосування цієї елементарної операції призводить до заміни в виразах головного вектора і головного моменту двох доданків їх геометричній сумою. Очевидно, що головний вектор і головний момент при цьому не змінюються.

4. ВИДИ ЗВ’ЯЗКІВ ТА ЇХ РЕАКЦІЇ.

4.1. Гладка поверхня. Гладкою вважається поверхню, тертям про яку можна знехтувати. Гладке тіло, що спирається на гладку поверхню, може ковзати уздовж цієї поверхні і не може переміщатися по нормалі до неї.

Реакція гладкій поверхні спрямована по загальній нормалі до дотичних поверхонь тіла і опори і прикладена в точці їх контакту (рис.17). У разі шорсткуватих поверхонь тертя можна виключити при

види зв'язків

паралелограма, однією силою Р 1. Таким чином, вихідна система сил < F 1. F 2. F 3 > виявилася заміненої системою < P 1. P 2 >. Так як при цьому застосовувалися тільки елементарні операції, то системи < P 1. P 2 > і < F 1. F 2. F 3 > виявилися еквівалентними, і, отже, їх головні вектори і головні моменти не змінилися:

R F = R P. M O F = M O P.

Якщо площини П і Н зливаються, то точку D можна брати де завгодно в цих площинах.

Теорема доведена для системи, що складається з трьох сил. Якщо система складається з більшого числа сил, то, повторюючи цю операцію кілька разів, приведемо до двом силам і будь-яку задану систему сил.

Операція заміни системи сил еквівалентною системою, що складається з двох сил, називається приведенням даної системи сил до двом силам.

5.2.Теорема про рівновагу системи сил. Для рівноваги довільної системи сил необхідно і достатньо, щоб головний вектор і головний момент щодо будь-якого центру дорівнювали нулю.

Доказ необхідності. Нехай система сил < F 1. F 2. F n > ∞ 0.

Доведемо, що головний вектор системи дорівнює нулю і головний момент щодо будь-якого центру також дорівнює нулю:

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *