Связь в предложении - это способ придания предложению осмысленности, законченности мысли, а также логической, лексической и синтаксической полноценности. Существует два вида связи в предложении - сочинительная и подчинительная.

Сочинительная связь в предложении - это соединение не зависящих друг от друга элементов в предложении: однородных членов в простом или простых предложений в составе сложносочинённого.

Подчинительная связь в предложении - это соединение зависящих друг от друга элементов: слов в словосочетании, предложении или простых предложений в составе сложноподчинённого.

Как определить вид связи в предложении?

Прежде всего, необходимо отбросить грамматическую основу, так как подлежащее всегда связано со сказуемым, также стоит исключить вводные слова.

Пример. Мне хотелось выйти наружу, но дверь была заперта.

Сложное предложение с двумя независимыми частями, сложносочиненное. Исходя из этого, в данном предложении используется сочинительный вид связи .

Мне хотелось выйти наружу, потому что в комнате был очень спёртый воздух.

Сложное предложение, в котором наблюдается подчинительная связь - одно предложение указывает на причину того, о чём говорится в другом. Предложение сложноподчинённое.

Виды подчинительной связи.

Существует три вида подчинительной связи :

Согласование - это такой вид связи, когда зависимое и главное слово (существительное или другая часть речи в роли существительного) уподобляются друг другу в роде, числе и падеже. Самые простые примеры согласования - в словосочетаниях: мерзкий дождь, весёлая я, невидимый кто-то, случайный прохожий, гулкое «зй».

В качестве зависимых слов при согласовании могут выступать любые изменяемые части речи: прилагательные , местоимения (притяжательные, определительные, указательные, отрицательные, неопределённые) и порядковые числительные.

Никаких денег, веселому рассказчику, вашей сестры, первому встречному.

Управление - вид связи, при котором главное слово требует особой формы падежа зависимого слова. Падежная форма при этом обусловлена определенными морфологическими нормами в русском языке . Главным признаком наличия управления в словосочетании или предложении является использование предлога , хотя бывает и беспредложная форма управления. При наличии управления зависимое слово всегда будет отвечать на вопросы косвенных падежей.

Смотреть на луну, любоваться луной, расписаться в получении, подписать документы, забыть о проблемах, забыть формулу.

Словосочетание.

С помощью сайт вы легко научитесь определять тип подчинительной связи.

Подчинительная связь – это связь, объединяющая предложения или слова, одно из которых – главное (подчиняющее), а другое - зависимое (подчинённое).

Словосочетание – это соединение двух или нескольких знаменательных слов, связанных друг с другом по смыслу и грамматически.

зеленые глаза, писать письма, трудно передать.

В словосочетании выделяется главное (от которого задается вопрос) и зависимое (к которому задается) слово:

Синий мяч. Отдыхать за городом. Мяч и отдыхать – главные слова.

Ловушка!

Не являются подчинительными словосочетаниями:

1. Сочетание самостоятельного слова со служебным: около дома, перед грозой, пусть поет;

2. Сочетания слов в составе фразеологизмов: бить баклуши, валять дурака, сломя голову;

3. Подлежащее и сказуемое: наступила ночь;

4. Составные словоформы: более светлый, будет ходить;

5. Группы слов, объединенных сочинительной связью: отцы и дети.

Видео о типах подчинительной связи

Если любите формат видео, то можете посмотреть его.

Выделяют три вида подчинительной связи:

тип связи	какой частью речи может быть зависимое слово	какой вопрос задается к зависимому слову
согласование (при изменении главного слова изменяется зависимое): морской берег, читающая молодежь, первый снег, мой дом	прилагательное, причастие, порядковое числительное, некоторые разряды местоимений	какой? Вопросы могут изменяться по падежам!
управление (при изменении главного слова зависимое не меняется):	существительное или местоимение в косвенном падеже с предлогом или без	вопросы косвенных падежей (кого? чего? – о ком? о чем?) Помни! Предложно-падежная форма существительного может быть обстоятельством, поэтому к этим формам задаются вопросы обстоятельства (см. ниже)
примыкание (зависимое слово – неизменяемая часть речи!): внимательно слушать, идти не оглядываясь, яйцо всмятку	1. инфинитив 2. деепричастие 3. наречие 4. притяжательные местоимения (его, ее, их)	1. что делать? что сделать? 2. что делая? что сделав? 3. как? где? куда? откуда? когда? зачем? почему?

Различай!

Её пальто – примыкание (чье), увидеть её – управление (кого).

В разрядах местоимений выделяется два омонимичных (одинаковых по звучанию и написанию, но разных по смыслу) разряда. На вопросы косвенных падежей отвечает личное местоимение, и оно участвует в подчинительной связи – управление, а притяжательное отвечает на вопрос чей ? и является неизменяемым, оно участвует в примыкании.

Пойти в сад – управление, пойти туда – примыкание.

Различайте предложно-падежную форму и наречие. У них могут быть одинаковые вопросы! Если между главным словом и зависимым стоит предлог, то перед тобой управление.

Алгоритм действий №1.

1) Определи главное слово, задав вопрос от одного слова к другому.

2) Определи часть речи зависимого слова.

3) Обрати внимание на вопрос, который ты задаешь к зависимому слову.

4) По выявленным признакам определи тип связи.

Разбор задания.

Какой тип связи используется в словосочетании НАЛАВЛИВАТЬ МЕХАНИЧЕСКИ.

Определяем главное слово и задаем от него вопрос: налавливать (как?) механически; налавливать – главное слово, механически – зависимое. Определяем часть речи зависимого слова: механически ­ – это наречие. Если зависимое слово отвечает на вопрос как? и является наречием, то в словосочетании используется связь примыкание.

Алгоритм действий №2.

1. В тексте тебе легче найти сначала зависимое слово.

2. Если тебе необходимо согласование, ищи слово, отвечающее на вопрос какой? чей?

3. Если тебе необходимо управление, ищи существительное или местоимение не в именительном падеже.

4. Если тебе необходимо найти примыкание, ищи неизменяемое слово (инфинитив, деепричастие, наречие или притяжательное местоимение).

5. Установи, от какого слова ты можешь задать вопрос к зависимому слову.

3.3.1 Ковалентная связь – это двухцентровая двухэлектронная связь, образующаяся за счёт перекрывания электронных облаков, несущих неспаренные электроны с антипараллельными спинами. Как правило образуется между атомами одного химического элемента.

Количественно она характеризуется валентностью. Валентность элемента – это его способность образовывать определенное число химических связей за счёт свободных электронов, находящихся атомной валентной зоне.

Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой. Остальные пары электронов называют неподеленными парами. Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании. Связь между атомами может осуществляться не только одной, но и двумя и даже тремя поделенными парами. Такие связи называются двойными и тройными - кратными связями.

3.3.1.1 Ковалентная неполярная связь. Связь, осуществляемая за счет образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам, называется ковалентной неполярной. Она возникает между атомами с практически равной электроотрицательностью (0,4 > ΔЭО > 0) и, следовательно, равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов у гомоядерных молекул. Например, Н 2 , О 2 , N 2 , Cl 2 и т. д. Дипольный момент таких связей равен нулю. Связь СН в предельных углеводородах (например, в СН 4) считается практически неполярной, т.к. Δ ЭО = 2,5 (С) - 2,1 (Н) = 0,4.

3.3.1.2 Ковалентная полярная связь. Если молекула образована двумя разными атомами, то зона перекрывания электронных облаков (орбиталей) смещается в сторону одного из атомов, и такая связь называется полярной . При такой связи вероятность нахождения электронов возле ядра одного из атомов выше. Например, НCl, H 2 S, PH 3 .

Полярная (несимметричная) ковалентная связь - связь между атомами с различной электроотрицательностью (2 > ΔЭО > 0.4) и несимметричным распределением общей электронной пары. Как правило, она образуется между двумя неметаллами.

Электронная плотность такой связи смещена в сторону более электроотрицательного атома, что приводит к появлению на нем частичного отрицательного заряда (дельта минус), а на менее электроотрицательном атоме - частичного положительного заряда (дельта плюс)

C   Cl   C   O   C  N   O  H   C  Mg  .

Направление смещения электронов обозначается также стрелкой:

CCl, CО, CN, ОН, CMg.

Чем больше различие в электроотрицательности связываемых атомов, тем выше полярность связи и больше ее дипольный момент. Между противоположными по знаку частичными зарядами действуют дополнительные силы притяжения. Поэтому, чем полярнее связь, тем она прочнее.

Кроме поляризуемости ковалентная связь обладает свойством насыщаемости – способностью атома образовывать столько ковалентных связей, сколько у него имеется энергетически доступных атомных орбиталей. Третьим свойством ковалентной связи является её направленность.

3.3.2 Ионная связь. Движущей силой ее образования является все то же стремление атомов к октетной оболочке. Но в ряде случаев такая “октетная” оболочка может возникнуть только при передаче электронов от одного атома к другому. Поэтому, как правило, ионная связь образуется между металлом и неметаллом.

Рассмотрим в качестве примера реакцию между атомами натрия (3s 1) и фтора (2s 2 3s 5). Разница электроотрицательности в соединении NaF

ЭО = 4,0 - 0,93 = 3,07

Натрий, отдав фтору свой 3s 1 -электрон, становится ионом Na + и остается с заполненной 2s 2 2p 6 оболочкой, что отвечает электронной конфигурации атома неона. Точно такую же электронную конфигурацию приобретает фтор, приняв один электрон, отданный натрием. В результате возникают силы электро-статического притяжения между противоположно заряженными ионами.

Ионная связь – крайний случай полярной ковалентной связи, основанная на электростатическом притяжении ионов. Такая связь возникает при большой разнице в электроотрицательностях связываемых атомов (ЭО > 2), когда менее электроотрицательный атом почти полностью отдает свои валентные электроны и превращается в катион, а другой, более электроотрицательный атом, эти электроны присоединяет и становится анионом. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщености. В силу этого иoннaя связь не имеет пространственной направленности и насыщаемости , так как каждый ион связан с определенным числом противоионов (координационное число иона). Поэтому ионно-связанные соединения не имеют молекулярного строения и представляют собой твердые вещества, образующие ионные кристаллические решетки, с высокими температурами плавления и кипения, они высокополярны, часто солеобразны, в водных растворах электропроводны. Например, MgS, NaCl, А 2 O 3 . Соединений с чисто ионными связями практически не существует, поскольку всегда остаётся некоторая доля ковалентности в силу того, что полного перехода одного электрона к другому атому не наблюдается; в самых «ионных» веществах доля ионности связи не превышает 90 %. Например, в NaF поляризация связи составляет около 80 %.

В органических соединениях ионные связи встречаются довольно редко, т.к. атом углерода не склонен ни терять, ни приобретать электроны с образованием ионов.

Валентность элементов в соединениях с ионными связями очень часто характеризуют степенью окисления , которая, в свою очередь, соответствует величине заряда иона элемента в данном соединении.

Степень окисления - это условный заряд, который приобретает атом в результате перераспределения электронной плотности. Количественно она характеризуется числом смещённых электронов от менее электроотри-цательного элемента к более электроотрицательному. Положительно заряженный ион образуется из того элемента, который отдал свои электроны, а отрицательный ион - из элемента, который эти электроны принял.

Элемент, находящийся в высшей степени окисления (максимально положительной), уже отдал все свои валентные электроны, находящиеся в АВЗ. А поскольку их количество определяется номером группы, в которой стоит элемент, то высшая степень окисления для большинства элементов и будет равна номеру группы . Что касается низшей степени окисления (максимально отрицательной), то она появляется при формировании восьмиэлектронной оболочки, то есть в том случае, когда АВЗ заполняется полностью. Для неметаллов она рассчитывается по формуле № группы – 8 . Для металлов равна нулю , поскольку они электроны принимать не могут.

Например, АВЗ серы имеет вид: 3s 2 3р 4 . Если атом отдаст все электроны (шесть), то приобретёт высшую степень окисления +6 , равную номеру группы VI , если примет два, необходимые для завершения устойчивой оболочки, то приобретёт низшую степень окисления –2 , равную № группы – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Металлическая связь. Большинство металлов обладает рядом свойств, имеющих общий характер и отличающихся от свойств других веществ. Такими свойствами являются сравнительно высокие температуры плавления, способность к отражению света, высокая тепло– и электропроводность. Эти особенности объясняются существованием в металлах особого вида взаимодействия – металлической связи.

В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов, которые достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате этого в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы, локализованные в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество делокализованных (свободных) электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров и осуществляющих связь между всеми атомами металла за счёт электростатического притяжения.

В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве. Силы связи в металлах не локализованы и не направлены, а свободные электроны, образующие «электронный газ», обусловливают высокую тепло- и электропроводность. Поэтому в этом случае невозможно говорить о направленности связей, так как валентные электроны распределены по кристаллу почти равномерно. Именно этим и объясняется, например, пластичность металлов, т. е. возможность смещения ионов и атомов в любом направлении

3.3.4 Донорно-акцепторная связь. Помимо механизма образования ковалентной связи, согласно которому общая электронная пара возникает при взаимодействии двух электронов, существует также особый донорно-акцепторный механизм . Он заключается в том, что ковалентная связь образуется в результате перехода уже существующей (неподелённой) электронной пары донора (поставщика электронов) в общее пользование донора и акцептора (поставщика свободной атомной орбитали).

После образования она ничем не отличается от ковалентной. Донорно-акцепторный механизм хорошо иллюстрируется схемой образования иона аммония (рисунок 9) (звездочками обозначены электроны внешнего уровня атома азота):

Рисунок 9- Схема образования иона аммония

Электронная формула АВЗ атома азота 2s 2 2р 3 , то есть он имеет три неспаренных электрона, которые вступают в ковалентную связь с тремя атомами водорода (1s 1), каждый из которых имеет один валентный электрон. При этом образуется молекула аммиака NH 3, в которой сохраняется неподелённая электронная пара азота. Если к этой молекуле подойдёт протон водорода (1s 0), не имеющий электронов, то азот передаст свою пару электронов (донор) на эту атомную орбиталь водорода (акцептор), в результате чего образуется ион аммония. В нём каждый атом водорода связан с атомом азота общей электронной парой, одна из которых реализована по донорно-акцепторному механизму. Важно отметить, что связи Н-N, образованные по различным механизмам, никаких различий в свойствах не имеют. Указанное явление обусловлено тем, что в момент образования связи орбитали 2s– и 2р– электронов атома азота изменяют свою форму. В итоге возникают четыре совершенно одинаковые по форме орбитали.

В качестве доноров обычно выступают атомы с большим количеством электронов, но имеющие небольшое число неспаренных электронов. Для элементов II периода такая возможность кроме атома азота имеется у кислорода (две неподеленные пары) и у фтора (три неподеленные пары). Например, ион водорода Н + в водных растворах никогда не бывает в свободном состоянии, так как из молекул воды Н 2 О и иона Н + всегда образуется ион гидроксония Н 3 О + Ион гидроксония присутствует во всех водных растворах, хотя для простоты в написании сохраняется символ H + .

3.3.5 Водородная связь. Атом водорода, связанный с сильно электроотрицательным элементом (азотом, кислородом, фтором и др.), который «стягивает» на себя общую электронную пару, испытывает недостаток электронов и приобретает эффективный положительный заряд. Поэтому он способен взаимодействовать с неподеленной парой электронов другого электроотрицательного атома (который приобретает эффективный отрицательный заряд) этой же (внутримолекулярная связь) или другой молекулы (межмолекулярная связь). В результате возникает водородная связь , которая графически обозначается точками:

Эта связь значительно слабее других химических связей (энергия ее образования 10– 40 кДж/моль) и в основном имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер.

Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических макромолекулах, таких неорганических соединениях как H 2 O, H 2 F 2 , NH 3 . Например, связи О-Н в Н 2 О имеют заметный полярный характер с избытком отрицательного заряда – на атоме кислорода. Атом водорода, наоборот, приобретает небольшой положительный заряд  + и может взаимодействовать с неподеленными парами электронов атома кислорода соседней молекулы воды.

Взаимодействие между молекулами воды оказывается достаточно сильным, таким, что даже в парах воды присутствуют димеры и тримеры состава (H 2 O) 2 , (Н 2 O) 3 и т. д. В растворах же могут возникать длинные цепи ассоциатов такого вида:

поскольку атом кислорода имеет две неподеленные пары электронов.

Наличие водородных связей объясняет высокие температуры кипения воды, спиртов, карбоновых кислот. За счет водородных связей вода характеризуется столь высокими по сравнению с H 2 Э (Э = S, Se, Te) температурами плавления и кипения. Если бы водородные связи отсутствовали, то вода плавилась бы при –100 °С, а кипела при –80 °С. Типичные случаи ассоциации наблюдаются для спиртов и органических кислот.

Водородные связи могут возникать как между различными молекулами, так и внутри молекулы, если в этой молекуле имеются группы с донорной и акцепторной способностями. Например, именно внутримолекулярные водородные связи играют основную роль в образовании пептидных цепей, которые определяют строение белков. Н-связи влияют на физические и химические свойства вещества.

Связи типа водородных не образуют атомы других элементов , поскольку силы электростатического притяжения разноименных концов диполей полярных связей (О-Н, N-H и т.п.) довольно слабы и действуют лишь на малых расстояниях. Водород, обладая наименьшим атомным радиусом, позволяет сблизиться таким диполям настолько, что силы притяжения становятся заметными. Никакой другой элемент с большим атомным радиусом не способен к образованию подобных связей.

3.3.6 Силы межмолекулярного взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса). В 1873 г. голландский ученый И. Ван-дер-Ваальс предположил, что существуют силы, обуславливающие притяжение между молекулами. Эти силы позднее получили название ван-дер-ваальсовых сил – наиболее универсальный вид межмолекулярной связи. Энергия ван-дер-ваальсовой связи меньше водородной и составляет 2–20 кДж/∙моль.

В зависимости от способа возникновения силы делятся на:

1) ориентационные (диполь-диполь или ион-диполь) - возникают между полярными молекулами или между ионами и полярными молекулами. При сближении полярных молекул они ориентируются таким образом, чтобы положительная сторона одного диполя была ориентирована к отрицательной стороне другого диполя (рисунок 10).

Рисунок 10 - Ориентационное взаимодействие

2) индукционные (диполь – индуцированный диполь или ион– индуцированный диполь) - возникают между полярными молекулами или ионами и неполярными молекулами, но способными к поляризации. Диполи могут воздействовать на неполярные молекулы, превращая их в индицированные (наведенные) диполи. (рисунок 11).

Рисунок 11 - Индукционное взаимодействие

3) дисперсионные (индуцированный диполь – индуцированный диполь) - возникают между неполярными молекулами, способными к поляризации. В любой молекуле или атоме благородного газа возникают флуктуации электрической плотности, в результате чего появляются мгновенные диполи, которые в свою очередь индуцируют мгновенные диполи у соседних молекул. Движение мгновенных диполей становится согласованным, их появление и распад происходит синхронно. В результате взаимодействия мгновенных диполей энергия системы понижается (рисунок 12).

Рисунок 12 - Дисперсионное взаимодействие

Ковалентная связь – это связь между двумя атомами за счет образования общей электронной пары.

Ковалентная неполярная связь – эта связь между атомами с равной

электроотрицательностью. Например: Н 2 , О 2 , N 2 , Cl 2 и т. д. Дипольный момент таких связей равен нулю.

Ковалентная полярная связь – эта связь между атомами с различной электроотрицательностью. Зона перекрывания электронных облаков смещается в сторону более электроотрицательного атома.

Например, Н–Cl (Н б+ →Cl б–).

Ковалентная связь обладает свойствами:

- насыщаемости – способности атома образовывать количество химических связей, соответствующих его валентности;

- направленности – перекрытие электронных облаков происходит в направлении обеспечивающем максимальную плотность перекрытия.

Ионная связь – это связь между противоположно заряженными ионами. Её можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи. Такая связь возникает при большой разнице электроотрицательностей атомов,

образующих химическую связь. Например, в молекуле NaF разница

электроотрицательностей составляет 4,0 – 0,93 = 3,07, что приводит к практически полному переходу электрона от натрия к фтору:

Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщаемости. В силу этого иoннaя связь не обладает направленностью и насыщаемостью.

Металлическая связь – это связь положительно заряженных ионов металла со свободными электронами .

Большинство металлов обладает рядом свойств, имеющих общий характер и отличающихся от свойств других веществ. Такими свойствами являются сравнительно высокие температуры плавления, способность к отражению света, высокая тепло- и электропроводность. Это является следствием образования между атомами металлов особого вида связи – металлической связи.

У атомов металлов валентные электроны слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате этого в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы металла и «свободные» электроны, электростатическое взаимодействие которых обеспечивает химическую связь.

Водородная связь – это связь посредством атома водорода, связанного с высокоэлектроотрицательным элементом .

Атом водорода, связанный с высокоэлектроотрицательным элементом (фтором, кислородом, азотом и др.), отдает практически полностью электрон с валентной орбитали. Образовавшаяся свободная орбиталь может взаимодействовать с неподеленной парой электронов другого электроотрицательного атома, в результате возникает водородная связь. На примере молекул воды и уксусной кислоты водородная связь показана штриховыми линиями:

Эта связь значительно слабее других химических связей (энергия ее образования 10÷40 кДж/моль). Водородные связи могут возникать как между различными молекулами, так и внутри молекулы.

Исключительно важную роль водородная связь играет в таких неорганических веществах, как вода, плавиковая кислота, аммиак и т.д., а также в биологических макромолекулах.

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