Водневий зв'язок формули. Хімічний водневий зв'язок: приклади. Види хімічного зв'язку

Що таке водневий зв'язок? Відомий всім приклад цього зв'язку є звичайна вода (H2O). Через те, що атом кисню (О) більш електронегативний, ніж два атоми водню (Н), він хіба що відтягує від атомів водню зв'язуючі електрони. Внаслідок створення такої утворюється диполь. Кисневий атом набуває невеликого заряду негативний, а водневі атоми - невеликий позитивний заряд, який притягується до електронів (їх неподіленої пари) на кисневому атомі сусідньої молекули Н2О (тобто води). Таким чином, можна сказати, що водневий зв'язок - це між водневим атомом і електронегативним атомом. Важливою особливістю водневого атома і те, що з притягнення його сполучних електронів оголюється його ядро ​​(тобто протон, іншими електронами не экранированный). І хоча водневий зв'язок слабший, ніж ковалентний, саме він обумовлює цілий ряд аномальних властивостей Н2О (води).

Найчастіше цей зв'язок утворюється за участю атомів наступних елементів: кисень (О), азот (N) та фтор (F). Це відбувається з тієї причини, що атоми цих елементів мають малі розміри та характеризуються високою електронегативністю. З атомами розміру більшого (сірка S або хлор Cl) водневий зв'язок, що утворюється, слабший, незважаючи на те, що за своєю електронегативністю ці елементи можна порівняти з N (тобто з азотом).

Існує два типи водневого зв'язку:

1. Водневий міжмолекулярний зв'язок- З'являється між двома молекулами, наприклад: метанол, аміак, фтороводород.
2. Водневий зв'язок внутрішньомолекулярний- з'являється всередині однієї молекули, наприклад: 2-нітрофенол.

Також в даний час є думка, що воднева буває слабкою та сильною. Вони відрізняються один від одного по енергії та довжині зв'язку (відстань між атомами):

1. Водневі зв'язки слабкі. Енергія – 10-30 кДж/моль, довжина зв'язку – 30. Усі речовини, перераховані вище, є прикладами нормального або слабкого водневого зв'язку.
2. Водневі зв'язки сильні. Енергія – 400 кДж/моль, довжина – 23-24. Дані, отримані експериментальним шляхом, свідчать про те, що сильні зв'язки утворюються в наступних іонах: іон-водень дифторид -, іон-гідратований гідроксид -, іон оксонію гідратований +, а також в різних інших органічних і неорганічних сполуках.

Вплив водневих міжмолекулярних зв'язків

Аномальні значення та плавлення, ентальпії випаровування та деяких сполук можна пояснити наявністю зв'язків водневих. Вода має аномальні значення всіх перерахованих властивостей, а фтороводород та аміак – температури кипіння та плавлення. Вода та фтороводород у твердому та рідкому станах через наявність у них водневих міжмолекулярних зв'язків вважаються полімеризованими. Цей зв'язок пояснює не тільки надто високу температуру плавлення даних речовин, але також і їх малу щільність. Причому при плавленні водневий зв'язок частково руйнується, через що молекули води (Н2О) упаковуються щільніше.

Димеризацію деяких речовин (наприклад, бензойна та оцтова) можна також пояснити наявністю в них водневого зв'язку. Дімер – це дві молекули, які пов'язані між собою. З цієї причини температура кипіння карбонових кислот вища, ніж у сполук, що мають приблизно таку саму. Наприклад, у кислоти оцтової (СН3СООН) температура кипіння дорівнює 391 К, у той час як у ацетону (СН3СОСН3) вона дорівнює 329 К.

Вплив водневих внутрішньомолекулярних зв'язків

Цей зв'язок також впливає на структуру та властивості різних сполук, таких як: 2- та 4-нітрофенол. Але найбільш відомий і важливий приклад водневого зв'язку – це дезоксирибонуклеїнова кислота (скор.: ДНК). Молекули цієї кислоти згорнуті як подвійний спіралі, дві нитки якої з'єднані між собою водневим зв'язком.

Водневий зв'язок є особливим видом хімічного зв'язку. Відомо, що з'єднання водню з електронегативними неметалами, такими як F, О, N, мають аномально високі температури кипіння. Якщо ряді Н 2 Тe – H 2 Se – H 2 S температура кипіння закономірно зменшується, то за переході від H 2 S до Н 2 Про спостерігається різкий стрибок збільшення цієї температури. Така ж картина спостерігається і в ряді галогеноводневих кислот. Це свідчить про наявність специфічної взаємодії між молекулами Н2О молекулами HF. Така взаємодія має ускладнювати відрив молекул друг від друга, тобто. зменшувати їх леткість, отже, підвищувати температуру кипіння відповідних речовин. Внаслідок великої різниці в ЕО хімічні зв'язки H-F, H-O, H-N сильно поляризовані. Тому атом водню має позитивний ефективний заряд (δ +), але в атомах F, O і N перебуває надлишок електронної щільності, і вони заряджені негативно (δ -). Внаслідок кулонівського тяжіння відбувається взаємодія позитивно зарядженого атома водню однієї молекули з електронегативним атомом іншої молекули. Через дуже малого розміру позитивно поляризованого атома водню та його здатності глибоко впроваджуватися в оболонку сусіднього (ковалентно з ним не пов'язаного негативно поляризованого атома) утворюється водневий зв'язок. Завдяки цьому молекули притягуються одна до одної (жирними точками позначені водневі зв'язки). Водневий зв'язок дуже поширена і відіграє важливу роль у процесах розчинення кристалізації електролітичної дисоціації та інших фізико-хімічних процесів.

Молекули фториду водню HF у твердому рідкому та навіть у газовому стані асоційовані у зигзаподібні

ланцюжка (рис.23).

Рис. 23Водневі зв'язки HF Рис. 24Водневі зв'язки в Н 2

Молекула води може утворювати чотири водневі зв'язки оскільки має два атоми водню і дві незв'язувальні електронні пари (рис.24).

Енергія водневого зв'язку (21-29 кДж/моль або 5-7 ккал/моль) приблизно в 10 разів менше енергії звичайного хімічного зв'язку. Проте водневий зв'язок обумовлює існування в парах димерних молекул (Н 2 О) 2 , (HF) 2 і мурашиної кислоти. Серед поєднань атомів НF, HO, HN, HCl, HS енергія водневого зв'язку падає. Вона також зменшується з підвищенням температури, тому речовини в пароподібному стані виявляють водневий зв'язок лише незначною мірою; вона характерна для речовин у рідкому та твердому станах. Такі речовини як вода, лід, рідкий аміак, органічні кислоти, спирти та феноли, асоційовані в димери, тримери та полімери. У рідкому стані найбільш стійкі димери.

Жодна із планет Сонячної системи не містить на своїй поверхні такої великої кількості води, як наша Земля. Моря та океани, середня глибина яких близько 6 км, покривають 71% поверхні Землі. Величезна кількість води у вигляді снігу та льоду зосереджено у приполярних районах.

Цей дивовижний факт поки що не знайшов однозначного пояснення. Безумовно, вода грає величезну роль у виникненні та існуванні життя на нашій планеті. Багато в чому це пов'язано з наявністю міжмолекулярних водневих зв'язків. Тому вода може бути в рідкому і навіть у твердому стані (лід) в умовах, в яких схожі сполуки водню з більш важкими елементами (сірий, селен і т.д.) газоподібні.

Водневі зв'язки приблизно в 20 разів менш міцні, ніж ковалентні, але вони змушують воду бути рідиною або льодом (а не газом) у звичайних умовах. Водневі зв'язки руйнуються лише тоді, коли рідка вода перетворюється на пару. При температурах вище 0 ° С (але нижче за температуру кипіння) вода вже не має таку впорядковану міжмолекулярну структуру. Тому в рідкій воді молекули пов'язані між собою лише окремі агрегати з кількох молекул. Ці агрегати можуть вільно рухатися поруч один з одним, утворюючи рухливу рідину. Але при зниженні температури впорядкованість стає дедалі більше, а агрегати – дедалі більше. Нарешті, утворюється крига, яка має саме таку впорядковану структуру. У кристалі льоду між молекулами залишаються порожнечі. Обсяг цих порожнин більше, ніж розмір окремої молекули Н 2 О. Тому лід має меншу щільність, ніж рідка вода і плаває на поверхні води. Більшість інших речовин при замерзанні збільшує свою щільність. Таким чином, водневі зв'язки надають воді ще одну унікальну властивість, без якої навряд чи могло б існувати різноманітне життя в тих районах Землі, де температура взимку знижується нижче 0 °С. Якби лід тонув у воді, то взимку всі водоймища промерзали б до самого дна. Важко очікувати, що риби погодилися б жити за таких умов. Людина могла б розтоплювати лід, перетворюючи його на воду для своїх потреб, але це потребувало б величезних витрат додаткової енергії.

Ще один гарний прояв водневих зв'язків – блакитний колір чистої води у її товщі. Коли одна молекула води коливається, вона змушує коливатись і пов'язані з нею водневим зв'язком інші молекули. На порушення цих коливань витрачаються червоні промені сонячного спектра, як найбільше придатні по енергії. Таким чином, з сонячного спектру "відфільтровуються" червоні промені - їх енергія поглинається і розсіюється молекулами води, що коливаються, у вигляді тепла.

У білому сонячному світлі різні кольори ніби врівноважують одне одного. Тому сонячне світло здається оку "білим" – позбавленим кольору. Якщо "відфільтрувати" промені однієї ділянки спектра, то починає проступати інший - у разі блакитний ділянку спектра. Він і фарбує воду у гарний блакитний колір. Але для цього потрібно, щоб сонячний промінь пройшов не менше ніж через 2-метрову товщу чистої води і "втратив" досить багато червоних променів.

Зрозуміти механізм сприйняття кольору нашими очима може допомогти "коло кольорів",

Нерідко водневий зв'язок об'єднує частини однієї й тієї молекули тобто. є внутрішньомолекулярною. Це для багатьох органічних речовин.

Рис.25 Утворення внутрішньомолекулярного водневого зв'язку

Часто водневий зв'язок розглядають як електростатичну взаємодію, посилену невеликим розміром водню, що дозволяє близькість взаємодіючих диполів. Тоді про це говорять як про різновид донорно-акцепторного зв'язку, невалентну взаємодію між атомом водню. Hковалентно пов'язаним з атомом Aгрупи A-Hмолекули RA-Hта електронегативним атомом Bіншої молекули (або функціональної групи тієї ж молекули) BR". Результатом таких взаємодій є комплекси RA-H···BR′різного ступеня стабільності, в яких атом водню виступає в ролі «мосту», що зв'язує фрагменти RAі BR′.

Особливостями водневого зв'язку, якими її виділяють в окремий вид, є її не дуже висока міцність, її поширеність і важливість, особливо в органічних сполуках, а також деякі побічні ефекти, пов'язані з малими розмірами та відсутністю додаткових електронів у водню.

Властивості

Енергія водневого зв'язку значно менше енергії звичайного ковалентного зв'язку (не перевищує 40 кДж/моль). Однак цієї енергії достатньо, щоб викликати асоціацію молекул, тобто їхнє об'єднання в димери або полімери . Саме асоціація молекул спричиняє аномально високі температури плавлення і кипіння таких речовин, як фтороводород, вода, аміак. Зв'язок цього типу, хоч і слабкіший за іонний і ковалентний зв'язки, проте грає дуже важливу роль у внутрішньо- і міжмолекулярних взаємодіях. Водневі зв'язки багато в чому зумовлюють фізичні властивості води та багатьох органічних рідин (спирти, карбонові кислоти, аміди карбонових кислот, складні ефіри). Міцність водневого зв'язку (ентальпія утворення комплексу) залежить від полярності комплексу і коливається від ~ 6 кДж/моль для комплексів молекул галогеноводородів з інертними газами до 160 кДж/моль для іон-молекулярних комплексів (AHB) ±; так, для комплексу (H 2 O H OH 2) +освіченого H 2 Oі H 3 O +- 132 кДж/моль у газовій фазі.

У воді

Механізм Гротгуса

$\backslash mathsf((H\_2O)\_2)\; =\; \backslash mathsf(H\_2O)\; \backslash cdots\; \backslash mathsf(HOH)$

У нуклеїнових кислотах та білках

Водневий зв'язок значною мірою визначає властивості і таких біологічно важливих речовин, як білки та нуклеїнові кислоти. Зокрема, елементи вторинної структури (наприклад, α-спіралі, β-складки) та третинної структури в молекулах білків, РНК та ДНК стабілізовані водневими зв'язками. У цих макромолекулах, водневі зв'язки зчіплюють частини тієї ж макромолекули, змушуючи її згортатися в певну форму. Наприклад, подвійна спіральна структура ДНК визначається значною мірою наявністю водневих зв'язків, що зчеплюють пари нуклеотидів, які пов'язують одну комплементарну нитку з іншої.

У полімерах

Багато полімери посилені водневими зв'язками у тому головних ланцюгах. Серед синтетичних полімерів найвідоміший приклад – нейлон, де водневі зв'язки відіграють головну роль у кристалізації матеріалу. Водневі зв'язки також важливі в структурі отриманих штучно полімерів (наприклад, целюлози) і в багатьох різних формах у природі, таких як деревина, бавовна та льон.

Див. також

Напишіть відгук про статтю "Водневий зв'язок"

Примітки

Література

• Хімічна енциклопедія. Радянська енциклопедія. – М., 1988.
• В. В. Москва. Водневий зв'язок в органічній хімії. Соросівський освітній журнал, 11999, N 2, с.58-64
• Піментел Дж., О. Мак-Клелан.Водневий зв'язок, пров. з англ. - М., 1964.
• Епштейн Л.М, Шубіна О.С.Багатоликий водневий зв'язок // «Природа». - 2003. - №1.
• Водневий зв'язок. Зб. ст. - М., 1964.
• Pauling L. The chemical bond. - N. Y., 1967.

Посилання

• - стаття з енциклопедії «Кругосвітло»
• Водневий зв'язок- стаття з Великої радянської енциклопедії (3-тє видання). Йогансен А. В..

Внутрішньомолекулярне взаємодія Міжмолекулярне взаємодія

Уривок, що характеризує водневий зв'язок

Коли князь Андрій прийшов у приготовану для нього кімнату і в чистій білизні ліг на пуховики і запашні гріті подушки, він відчув, що битва, про яку він привіз звістку, була далеко, далеко від неї. Прусський союз, зрада Австрії, нове свято Бонапарта, вихід і парад, і прийом імператора Франца на завтра займали його.
Він заплющив очі, але в ту ж мить у вухах його затріщала канонада, пальба, стукіт коліс екіпажу, і ось знову спускаються з гори розтягнуті ниткою мушкатери, і французи стріляють, і він відчуває, як тремтить його серце, і він виїжджає вперед поряд з Шмітом, і кулі весело свистять навколо нього, і він відчуває те почуття удесятеренной радості життя, якого він не відчував із самого дитинства.
Він прокинувся...
«Так, усе це було!…» сказав він, щасливо, по-дитячому посміхаючись сам собі, і заснув міцним, молодим сном.

Другого дня він прокинувся пізно. Відновлюючи враження минулого, він згадав насамперед те, що нині треба представлятися імператору Францу, згадав військового міністра, поштивого австрійського флігеля ад'ютанта, Білібіна та розмову вчорашнього вечора. Одягнувшись у повну парадну форму, якої він уже давно не одягав, для поїздки до палацу, він, свіжий, жвавий і гарний, з підв'язаною рукою, увійшов до кабінету Білібіна. У кабінеті перебували чотири пани дипломатичного корпусу. З князем Іполитом Курагіним, який був секретарем посольства, Болконський був знайомий; з іншими його познайомив Білібіна.
Панове, що були у Білібіна, світські, молоді, багаті та веселі люди, складали і у Відні і тут окремий гурток, який Білібін, колишній главою цього гуртка, називав наші, les nфtres. У цьому гуртку, що складався майже виключно з дипломатів, мабуть, були свої, що не мали нічого спільного з війною та політикою, інтереси вищого світу, стосунків до деяких жінок і канцелярської сторони служби. Ці панове, мабуть, охоче, як свого (честь, яку вони робили небагатьом), прийняли до свого гуртка князя Андрія. З чемності, і як предмет для вступу в розмову, йому зробили кілька питань про армію і бій, і розмова знову розсипалася на непослідовні, веселі жарти та пересуди.
- Але особливо добре, - говорив один, розповідаючи невдачу товариша дипломата, - особливо добре те, що канцлер прямо сказав йому, що призначення його до Лондона є підвищення, і щоб він так і дивився на це. Чи бачите ви його фігуру при цьому?
— Але що найгірше, панове, я вам видаю Курагіна: людина в нещасті, і цим користується цей Дон Жуан, цей жахливий чоловік!
Князь Іполит лежав у кріслі Вольтера, поклавши ноги через ручку. Він засміявся.
— Parlez moi de ca, — сказав він.
- О, Дон Жуане! О, змія! – почулися голоси.
– Ви не знаєте, Болконський, – звернувся Білібін до князя Андрія, – що всі жахи французької армії (я мало не сказав – російської армії) – ніщо в порівнянні з тим, що наробила між жінками ця людина.
- La femme est la compagne de l'homme, [Жінка - подруга чоловіка,] - промовив князь Іполит і став дивитися в лорнет на свої підняті ноги.
Білібін і наші розреготалися, дивлячись у вічі Іполиту. Князь Андрій бачив, що цей Іполит, якого він (мало зізнатися) майже ревнував до своєї дружини, був блазнем у цьому суспільстві.
- Ні, я повинен вас пригостити Курагіним, - сказав Білібін тихо Болконському. – Він чарівний, коли розмірковує про політику, треба бачити цю важливість.
Він підсів до Іполита і, зібравши на лобі свої складки, завів з ним розмову про політику. Князь Андрій та інші обступили обох.
– Le cabinet de Berlin, я не маю на увазі, – почав Іполит, значно оглядаючи всіх – sans exprimer… comme dans sa derieniere note… vous comprenez… vous comprenez… et puis si sa Majeste l au principe de notre alliance… [Берлінський кабінет не може висловити свою думку про союз, не висловлюючи… як у своїй останній ноті… ви розумієте… ви розумієте… втім, якщо його величність імператор не змінить сутності нашого союзу…]
- Attendez, je n'ai pas fini... - сказав він князю Андрію, хапаючи його за руку. Ет ... - Він помовчав. – On ne pourra pas imputer a la fin de non recevoir notre depeche du 28 November. Voila comment tout cela finira. [Почекайте, я не скінчив. Я думаю, що втручання буде міцнішим за невтручання І… Неможливо вважати справу закінченим неприйняттям нашої депеші від 28 листопада. Чим усе це скінчиться.]
І він відпустив руку Болконського, показуючи тим, що тепер зовсім закінчив.
— Demosthenes, te reconnais au caillou que tu as cache dans ta bouche d'or! .
Усі засміялися. Іполит сміявся найголосніше. Він, певне, страждав, задихався, але не міг утриматися від дикого сміху, що розтягує його завжди нерухоме обличчя.
- Ну ось що, панове, - сказав Білібін, - Болконський мій гість у домі і тут у Брюнні, і я хочу його почастувати, скільки можу, усіма радощами тутешнього життя. Якби ми були у Брюнні, це було б легко; але тут, dans ce vilain trou morave [у цій кепській моравській дірі], це важче, і я прошу у всіх вас допомоги. Il faut lui faire les honneurs de Brunn. [Треба йому показати Брюнн.] Ви візьміть на себе театр, я суспільство, ви, Іполит, зрозуміло, жінок.
- Треба йому показати Амелі, чарівність! – сказав один із наших, цілуючи кінчики пальців.
- Взагалі цього кровожерного солдата, - сказав Білібін, - треба звернутися до більш людинолюбних поглядів.
- Навряд чи я скористаюся вашою гостинністю, панове, і тепер мені час їхати, - поглядаючи на годинник, сказав Болконський.
– Куди?
– До імператора.
– О! о! о!
- Ну, до побачення, Болконський! До побачення, князю; приїжджайте ж обідати раніше, - порушилися голоси. – Ми беремося за вас.
- Намагайтеся якнайбільше розхвалювати порядок у доставці провіанту і маршрутів, коли говоритимете з імператором, - сказав Білібін, проводячи до передньої Болконського.
- І хотів би хвалити, але не можу, скільки знаю, - посміхаючись, відповів Болконський.
– Ну, взагалі якнайбільше кажіть. Його пристрасть – аудієнції; а говорити сам він не любить і не вміє, як побачите.

На виході імператор Франц тільки пильно вдивився в обличчя князя Андрія, що стояв у призначеному місці між австрійськими офіцерами, і кивнув йому своєю довгою головою. Але після виходу вчорашній флігель ад'ютант з чемністю передав Болконському бажання імператора дати йому аудієнцію.
Імператор Франц прийняв його, стоячи посередині кімнати. Перед тим як розпочинати розмову, князя Андрія вразило те, що імператор ніби змішався, не знаючи, що сказати, і почервонів.
- Скажіть, коли почалася битва? - спитав він поспішно.
Князь Андрій відповів. Після цього питання слідували інші, настільки ж прості питання: «Чи здоровий Кутузов? як давно виїхав він із Кремса?» і т. п. Імператор говорив з таким виразом, начебто вся мета його полягала тільки в тому, щоб зробити певну кількість питань. Відповіді на ці питання, як було надто очевидно, не могли цікавити його.
– О котрій годині почалася битва? – спитав імператор.
— Не можу донести вашій величності, о котрій годині почалася битва з фронту, але в Дюренштейні, де я перебував, військо почало атаку о 6-й годині вечора, — сказав Болконський, пожвавлюючись і при цьому випадку припускаючи, що йому вдасться уявити вже готове до нього. голові правдивий опис усього, що він знав і бачив.

1.2 Приклади з'єднань з водневим зв'язком

У багатьох випадках, коли є сильний зв'язок між молекулами або різними групами однієї і тієї ж молекули, цей зв'язок можна приписати атомам водню, що виявляють двовалентний характер. Такі, наприклад, димери аліфатичних кислот, іон дифториду та димер HF, структура яких наведена на рисунку 1.1.

Рисунок 1.1 Деякі приклади структур із водневим зв'язком

Водень служить як сполучний атом в іншому важливому класі сполук – бороводнях. Найпростішим членом цього сімейства є диборан (2 Н 6). Однак бороводні зазвичай не розглядають як сполуки з водневим зв'язком, так як їх не можна розбити на фрагменти, що являють собою стабільні молекули. Розглянемо ці сполуки лише у тому, щоб зіставити їх із комплексами з водневої зв'язком.

Боровороди були названі електронодефіцитними молекулами (термін електронодефіцитний у застосуванні до бороводнів не зовсім виправданий, тому що у всіх випадках електронів достатньо для заповнення всіх зв'язувальних молекулярних орбіталей), тому що вони не мають достатньо електронів для утворення тієї кількості двоелектронних зв'язків, яке, мабуть , мається на увазі їхню молекулярну геометрію. Діборан має вісім зв'язків В–Н, але лише чотирнадцять валентних електронів. Розрахунки на основі методу молекулярних орбіталей показують, що кінцеві зв'язки є нормальними двоелектронними зв'язками, а місткові зв'язки слід описувати як трицентрові двоелектронні зв'язки.

Опис на основі методу молекулярних орбіталей іона дифториду повністю відрізняється від опису диборану, оскільки для утворення місткових зв'язків тут є чотири електрони. Рівноважна зміна молекули лінійна, причому водень перебуває посередині відрізка F-F. Дві найвищі заповнені молекулярні орбіталі утворені переважно 2pσ -орбіталями фтору п ls-орбіталями водню з деякою добавкою 2s-орбіталей фтору. Нижча з двох орбіталей має симетрію σ g і є для всіх трьох атомів. Вища орбіталь σ u (її вузол посідає атом водню) – розпушуюча стосовно атомів фтору. Однак атоми фтору досить віддалені один від одного, так що розпушуючий ефект малий, і орбіталь σ u має негативну енергію (тобто зв'язує електрони), що обумовлено великою електронегативністю атома фтору.

Можна перетворити σ g - і σ u -орбіталі на еквівалентні орбіталі θ 1 = σ g + σ u і θ 2 = σ g – σ u , локалізовані на двох зв'язках F–Н, що демонструє відмінність від містків у бороводнях, орбіталі яких не можуть бути локалізовані на зв'язках.

Іон дифториду не типовий для сполук водневими зв'язками у тому відношенні, що атом водню розташований посередині між двома важкими атомами. Зазвичай енергії водневих зв'язків набагато менше, ніж для іона дифториду, а водень тісно пов'язаний із одним з атомів, ніж із іншим, як і димері мурашиної кислоти (рис. 1.1). Насправді геометрія двох компонентів, що становлять комплекс, трохи відрізняється від їхньої геометрії в ізольованих станах.

Таблиця 1.1 Енергії димеризації деяких газофазних димерів із водневим зв'язком

Дімер	Енергія димеризації, кДж/моль -1
	29±4
	22±6
	19±2
	9±1
	7±1

Виявлено зміщення кислотно-основної рівноваги молекулярного комплексу іонної пари вправо при підвищенні полярності розчинника. Крім зазначених, фіксуються й інші структурні та спектроскопічні особливості водневих зв'язків, які використовуються, з одного боку, для ідентифікації останніх, а з іншого – у розшифровці їх електронної природи. Тому що водневий зв'язок виникає тільки в тому...

Водневий зв'язок від міжмолекулярного. Якщо спектрально фіксується утворення Н-зв'язків, а ознак асоціації немає, це є вірною вказівкою на внутрішньомолекулярний характер водневого зв'язку. Крім того, міжмолекулярний Н-зв'язок (і його спектральний прояв) зникає при низькій концентрації речовини в нейтральному розчиннику, тоді як внутрішньомолекулярний Н-зв'язок у цих умовах зберігається. Водневі...

Довжина хімічних зв'язків молекули розчинника, дипольний момент молекули розчинника і в'язкість, виражається наступним рівнянням (2) Коефіцієнт множинної регресії становить КММР = 0,999. У табл. 2 представлені значення енергії водневих зв'язків у різних розчинниках, отримані за ур. (1) та (2), у порівнянні з літературними даними. Таблиця 2 Величини енергії водневих зв'язків...

За їхньою поведінкою в розчинах на дві категорії: а) речовини, розчини яких мають іонну провідність (електроліти); б) речовини, розчини яких не мають іонної провідності (неелектроліти). До електролітів належить більшість неорганічних кислот, основ та солей. До неелектролітів належать багато органічних сполук, наприклад спирти, вуглеводи. Електролітична дисоціація. ...

Водневий зв'язок- це взаємодія між двома електронегативними атомами однієї або різних молекул за допомогою атома водню: А-Н... (характеристикою позначено ковалентний зв'язок, трьома точками - водневий зв'язок).

Однією з ознак водневого зв'язку може бути відстань між атомом водню та іншим атомом, що її утворює. Воно має бути меншим, ніж сума радіусів цих атомів.

Вони виникають, як правило, між атомами фтору, азоту та кисню (найбільш електронегативні елементи), рідше – за участю атомів хлору, сірки та інших неметалів. Міцні водневі зв'язки утворюються в таких рідких речовинах, як вода, фтороводород, неорганічні кислоти, що містять кисень, карбонові кислоти, феноли, спирти, аміак, аміни. При кристалізації водневі зв'язки у цих речовинах зазвичай зберігаються.

Залежність фізичних властивостей речовин із молекулярною структурою від характеру міжмолекулярної взаємодії. Вплив водневого зв'язку на властивості речовин.

Міжмолекулярні водневі зв'язки зумовлюють асоціацію молекул, що призводить до підвищення температури кипіння і плавлення речовини. Наприклад, етиловий спирт C2H5OH, здатний до асоціації, кипить при +78,3°С, а диметиловий ефір СН3ОСН3, що не утворює водневих зв'язків, лише при -24°С (молекулярна формула обох речовин С2Н6О).

Утворення Н-зв'язків із молекулами розчинника сприяє поліпшенню розчинності. Так, метиловий та етиловий спирти (CH3OH, С2Н5ОН), утворюючи Н-зв'язки з молекулами води, необмежено у ній розчиняються.

Внутрішньомолекулярний водневий зв'язок утворюється при сприятливому просторовому розташуванні в молекулі відповідних груп атомів і специфічно впливає на властивості. Наприклад, Н-зв'язок усередині молекул саліцилової кислоти підвищує її кислотність. Водневі зв'язки грають виключно важливу роль у формуванні просторової структури біополімерів (білків, полісахаридів, нуклеїнових кислот), що значною мірою визначає їх біологічні функції.

Сили міжмолекулярної взаємодії (сили Ван-дер-Ваальса). Орієнтаційна, індукційна та дисперсійна взаємодія.

Міжмолекулярна взаємодія- взаємодія між електрично нейтральними молекулами чи атомами.

До ван-дер-ваальсовимсилам відносяться взаємодії між диполями (постійними та індукованими). Назва пов'язана з тим фактом, що ці сили є причиною виправлення на внутрішній тиск у рівнянні стану реального газу Ван-дер-Ваальса. Ці взаємодії переважно визначають сили, відповідальні формування просторової структури біологічних макромолекул.

Орієнтаційне: Полярні молекули, в яких центри тяжкості позитивного та негативного зарядів не збігаються, наприклад, HCl, H2O, NH3, орієнтуються таким чином, щоб поруч знаходилися кінці з протилежними зарядами. Між ними виникає тяжіння. (енергія Кеезома) виражається співвідношенням:

E К = −2 μ 1 μ 2 / 4π ε 0 r 3 ,

де μ1 і μ2 – дипольні моменти взаємодіючих диполів, r – відстань між ними. Тяжіння диполь-диполь може здійснюватися тільки тоді, коли енергія тяжіння перевищує теплову енергію молекул; зазвичай це має місце у твердих та рідких речовинах. Диполь-дипольна взаємодія проявляється у полярних рідинах (вода, фтороводород).

Індукційне: Під дією заряджених кінців полярної молекули електронні хмари неполярних молекул зміщуються у бік позитивного заряду та подалі від негативного. Неполярна молекула стає полярною, і молекули починають притягуватися одна до одної, лише набагато слабші, ніж дві полярні молекули.

(енергія Дебая) визначається виразом:

E Д = −2 μ на 2 γ / r 6 ,

де μ нав - момент наведеного диполя.

Притягнення постійного і наведеного диполів зазвичай дуже слабке, оскільки поляризуемість молекул більшості речовин невелика. Воно діє лише на дуже малих відстанях між диполями. Цей вид взаємодії проявляється головним чином розчинах полярних сполук у неполярних розчинниках.

Дисперсійне: Між неполярними молекулами може виникнути тяжіння. Електрони, які перебувають у постійному русі, на мить можуть виявитися зосередженими з одного боку молекули, тобто неполярна частка стане полярною. Це викликає перерозподіл зарядів у сусідніх молекулах і між ними встановлюються короткочасні зв'язки.

(енергія Лондона) дається співвідношенням:

E Л = −2 μ мгн 2 γ 2 / r 6 ,

де µ мгн – момент миттєвого диполя. Лондонські сили тяжіння між неполярними частинками (атомами, молекулами) є дуже короткодіючими. Значення енергії такого тяжіння залежать від розмірів частинок та числа електронів у наведених диполях. Ці зв'язки дуже слабкі - найслабші зі всіх міжмолекулярних взаємодій. Однак вони є найбільш універсальними, тому що виникають між будь-якими молекулами.