Молекулите не образуват водородни връзки. Водородна връзка, междумолекулно взаимодействие

2. Определяне на водородната връзка

Връзката, която се образува между водородните атоми на една молекула и атом на силно електроотрицателен елемент (O, N, F) на друга молекула, се нарича водородна връзка.

Може да възникне въпросът: защо точно водородът образува такава специфична химична връзка?

Това е така, защото атомният радиус на водорода е много малък. Освен това, когато единичен електрон е изместен или напълно отдаден, водородът придобива относително висок положителен заряд, поради което водородът на една молекула взаимодейства с атоми на електроотрицателни елементи, които имат частичен отрицателен заряд, който е част от други молекули (HF, H2O, NH3).

Нека да разгледаме някои примери. Обикновено представяме състава на водата с химическата формула H 2 O. Това обаче не е съвсем точно. Би било по-правилно да се обозначи съставът на водата с формулата (H 2 O) n, където n \u003d 2.3.4 и т.н. Това се дължи на факта, че отделните водни молекули са свързани помежду си чрез водородни връзки.

Водородните връзки обикновено се означават с точки. Тя е много по-слаба от йонна или ковалентна връзка, но по-силна от обичайното междумолекулно взаимодействие.

Наличието на водородни връзки обяснява увеличаването на обема на водата с понижаване на температурата. Това се дължи на факта, че с понижаване на температурата молекулите стават по-здрави и следователно плътността на тяхната „опаковка“ намалява.

При изучаването на органичната химия възникна и следният въпрос: защо точките на кипене на алкохолите са много по-високи от тези на съответните въглеводороди? Това се обяснява с факта, че водородни връзки се образуват и между молекулите на алкохола.

Повишаване на точката на кипене на алкохолите също се получава поради разширяването на техните молекули. Водородната връзка е характерна и за много други органични съединения (феноли, карбоксилни киселини и др.). От курсовете по органична химия и обща биология е известно, че наличието на водородна връзка обяснява вторичната структура на протеините, структурата на двойната спирала на ДНК, т.е. феноменът на комплементарност.

3. Видове водородна връзка

Има два вида водородни връзки: вътрешномолекулни и междумолекулни водородни връзки. Ако водородната връзка обединява части от една молекула, тогава те говорят за вътрешномолекулна водородна връзка. Това е особено вярно за много органични съединения. Ако се образува водородна връзка между водородния атом на една молекула и неметалния атом на друга молекула (междумолекулна водородна връзка), тогава молекулите образуват доста силни двойки, вериги, пръстени. Така мравчената киселина съществува както в течно, така и в газообразно състояние под формата на димери:

и газообразен флуороводород съдържат полимерни молекули, включително до четири частици HF. Силни връзки между молекулите могат да бъдат намерени във вода, течен амоняк, алкохоли. Кислородните и азотните атоми, необходими за образуването на водородни връзки, съдържат всички въглехидрати, протеини, нуклеинови киселини. Известно е например, че глюкозата, фруктозата и захарозата са идеално разтворими във вода. Важна роля в това играят водородните връзки, образувани в разтвора между водните молекули и множество ОН групи въглехидрати.

4. Енергия на водородната връзка

Има няколко подхода за характеризиране на водородните връзки. Основният критерий е енергията на водородната връзка (R–X–H…B–Y), която зависи както от природата на атомите X и B, така и от общата структура на молекулите RXH и BY. В по-голямата си част тя е 10–30 kJ/mol, но в някои случаи може да достигне 60–80 kJ/mol и дори повече. Според енергийните характеристики се разграничават силни и слаби водородни връзки. Енергията на образуване на силни водородни връзки е 15–20 kJ/mol и повече. Те включват O–H…O връзки във вода, алкохоли, карбоксилни киселини, O–H…N, N–H…O и N–H…N връзки в съединения, съдържащи хидроксилни, амидни и аминови групи, например в протеини. Слабите водородни връзки имат енергия на образуване под 15 kJ/mol. Долната граница на енергията на водородната връзка е 4–6 kJ/mol, например C–H…O връзки в кетони, етери и водни разтвори на органични съединения.

Най-силните водородни връзки се образуват, когато малък водород (твърда киселина) е свързан едновременно с два малки, силно електроотрицателни атома (твърди основи). Орбиталното съвпадение осигурява по-добро киселинно-алкално взаимодействие и води до по-силни водородни връзки. Тоест, образуването на силни и слаби водородни връзки може да се обясни от гледна точка на концепцията за твърди и меки киселини и основи (принцип на Пиърсън, принцип на HICA).

Енергията на H-връзката се увеличава с увеличаване на положителния заряд на водородния атом на X-H връзката и с увеличаване на протонния акцептор на B атома (неговата основност). Въпреки че образуването на водородна връзка се разглежда от гледна точка на киселинно-основно взаимодействие, обаче, енергията на образуване на Н-комплекси не е строго свързана както със скалата на киселинност, така и със скалата на основност.

Подобна картина се наблюдава при меркаптаните и алкохолите. Меркаптаните са по-силни киселини от алкохолите, но алкохолите образуват по-силни асоциати. Причината за такива очевидни аномалии е съвсем разбираема, като се има предвид, че киселинността се определя от стойността на pKa според резултатите от пълната схема на киселинно-базово взаимодействие (преди образуването на солватирани йони) и образуването на молекулен комплекс с Н-връзка е само първият етап от този процес, който не включва разкъсване на Х– връзката. В инертните разтворители киселинно-алкалното взаимодействие обикновено спира на етапа на Н-комплекс.

По отношение на основността на органичните съединения и способността им да участват в образуването на Н-връзки, тук също има големи различия. И така, със същата способност за образуване на водородни връзки, степента на основност на амините е с 5 порядъка по-висока от тази на пиридините и с 13 порядъка по-висока от тази на заместените карбонилни съединения.

Въз основа на експериментални данни е установена линейна корелация между степента на пренос на заряда и енергията на междумолекулните Н-връзки, което е важен аргумент в полза на донорно-акцепторната природа на последните. Стеричните фактори могат да имат значителен ефект върху образуването на водородна връзка. Например, орто-заместените феноли са по-малко склонни към самоасоцииране, отколкото съответните мета- и пара-изомери; асоциирането напълно липсва в 2,6-ди-трет.-бутилфенола. С повишаване на температурата броят на молекулните комплекси в сместа намалява и те са много по-рядко срещани в газовата фаза.

В началото на курса беше отбелязано, че водородната връзка заема междинна позиция между истинската (валентна) химична връзка и слабото междумолекулно взаимодействие. Къде е по-близо? Отговорът е двусмислен, тъй като обхватът на колебанията в енергиите на Н-връзките е доста широк. Ако говорим за силни водородни връзки, които могат да имат значителен ефект върху свойствата на веществата, тогава те са по-близо до истинските химични връзки. И това се определя не само от доста високата енергия на Н-връзката, но и от факта, че е локализиран в пространството, водородният мост има свои „лични“ партньори. Посоката на действие на водородната връзка също е фиксирана, макар и не толкова твърда, колкото при истинските химични връзки.

Водородна връзка от междумолекулна. Ако образуването на Н-връзки се открие спектрално, но няма признаци на асоцииране, това е правилна индикация за вътрешномолекулния характер на водородната връзка. В допълнение, междумолекулната Н-връзка (и нейното спектрално проявление) изчезва при ниска концентрация на вещество в неутрален разтворител, докато вътрешномолекулната Н-връзка остава при тези условия. Водород...

v водородна връзка

Ø Водородна връзка наречено електростатично взаимодействие на водороден атом, свързан със силно електроотрицателен елемент, с други атоми.

Водородните връзки се образуват от водороден атом, свързан с флуорен, кислороден или азотен атом. Електроотрицателността на други елементи не е достатъчна, за да принуди свързания с тях водороден атом да образува силна водородна връзка. Нека разгледаме механизма на образуване на водородна връзка, като използваме примера за взаимодействие на молекули на флуороводород. Високата електроотрицателност на флуорния атом води до факта, че връзката водород-флуор в тази молекула е силно полярна и общата двойка електрони се измества към флуор H®F. Тъй като водородният атом няма вътрешна електронна обвивка, издърпването на валентния му електрон почти напълно оголва ядрото, което е елементарна частица - протон. Поради тази причина силно поляризиран водороден атом има много мощно електростатично поле, поради което се привлича към флуорния атом на друга молекула на флуороводород с образуването на водородна връзка:

Водородната връзка има следните характеристики:

1. Водородната връзка е наситена. Водородният атом образува само една водородна връзка; неговите партньори могат да участват в образуването на няколко водородни връзки.

2. Водородната връзка е насочена. Фрагментът X-H × × × × Y обикновено е линеен, въпреки че в някои случаи може да бъде ъглов, но стойността на ъгъла на свързване не се различава много от 180 °.

3. Енергията на водородната връзка е ниска (8-40 kJ/mol) и представлява стойност от същия порядък като енергията на междумолекулното взаимодействие. Силата на водородната връзка е толкова по-висока, колкото по-голяма е електроотрицателността на партньора на водородния атом. Така че енергията на връзката H××××F е 25-40 kJ/mol, връзката H××××O - 19-21 kJ/mol, връзките N××××H и S×××H - около 8 kJ/ mol.

4. Водородната връзка е асиметрична: във фрагментите X-H × × × × X дължината на връзката H × × × × X е по-голяма от дължината на H-X.

Водородната връзка е по-дълга от ковалентната връзка и има по-малко енергия. Въпреки това, той има много голям ефект върху физичните свойства на веществата, като значително повишава техните точки на топене и кипене. И така, флуороводородът има толкова pl. -83 °С и т.к. +20 °С, докато най-близкият му аналог хлороводородът се топи при -114 °С и кипи при -85 °С. Всъщност, поради водородните връзки, флуорофлуорът е полимер, който започва частично да се дисоциира само при температура, близка до точката на кипене. Но дори и в газовата фаза флуороводородът съществува под формата на малки асоциирани молекули, главно под формата на димери. Флуороводородът съществува под формата на мономерни молекули само при температури над 90 °C. Много силни водородни връзки се образуват от водна молекула, заобиколена в кристално състояние (лед) от четири съседни.

Триизмерна мрежа от водородни връзки, изградени от тетраедри, също съществува в течна вода в целия температурен диапазон от топенето на леда до кипенето.

Наред с междумолекулните има вътрешномолекуленводородни връзки, които нямат толкова съществен ефект върху физичните свойства на веществото.

Мравчената киселина HCOOH и много други карбоксилни киселини в течно и газообразно състояние образуват циклични димери поради водородни връзки.

Водородните връзки играят много важна роля в организацията на много биологично важни макромолекули (α-спирали и b-структури на протеини и полипептиди, двойна спирала на ДНК и др.).

v Сили на междумолекулно взаимодействие .

Ø Сили на междумолекулно взаимодействие (сили на Ван дер Ваалс) се наричат ​​силите на електростатично привличане на диполите на материята.

Този тип взаимодействие на атомни и молекулярни частици се отличава с редица характеристики:

1. Междумолекулното взаимодействие е относително слабо. Съответните ефекти са с един или два порядъка по-малки от топлинните ефекти от образуването на ковалентни връзки. По този начин, енергията на свързване за молекулата на Н2 е 432 kJ/mol, докато енталпията на сублимация на кристален водород, свързана с междумолекулно взаимодействие, е 2,1 kJ/mol.

2. Междумолекулното взаимодействие не е специфично. Силите на Ван дер Ваалс действат между голямо разнообразие от молекули, еднакви или различни.

3. Силите на Ван дер Ваалс са от електростатичен характер и следователно междумолекулното взаимодействие е ненаситено и ненасочено.

Според произхода на взаимодействащите диполи се разграничават три вида сили на междумолекулно взаимодействие:

· Ориентационно взаимодействие - електростатично привличане на постоянни диполи на материята, които са ориентирани един спрямо друг с противоположни полюси.

Енергията на ориентационното взаимодействие на две еднакви молекули (ефект на ориентация) се изразява със следното уравнение:

(9),

където m е диполният момент на молекулата, r е разстоянието между молекулите.

· Индуктивно взаимодействие – електростатично привличане на постоянен и индуциран (индуциран) дипол.

(10),

където a е поляризуемостта на молекулата.

· Дисперсионно взаимодействие – електростатично привличане на мигновени микродиполи на материята. Появата на мигновени микродиполи се причинява от случайно нарушаване на симетрията на разпределението на електронната плътност в частицата, което води до появата и изчезването на електрически полюси. Когато се проявят силите на дисперсионно взаимодействие, мигновени микродиполи се появяват и изчезват синхронно, като са ориентирани по такъв начин, че частиците да се привличат.

(11),

където h е константата на Планк, n 0 е честотата на вибрациите на молекулите при абсолютна нула температура.

Естествено, приносът на дисперсионното взаимодействие към енергията на междумолекулното взаимодействие се увеличава с увеличаване на поляризуемостта на молекулата. Например за HI енергията на дисперсионното взаимодействие (60,47 kJ/mol) е 98,5% от енергията на силите на междумолекулно взаимодействие.

Действието на силите на Ван дер Ваалс води до сближаване на атомни и молекулярни частици, които не са свързани с химическа връзка, до определено равновесно състояние, при което силите на привличане се балансират от силите на отблъскване. В този случай разстоянието между атомите може да бъде представено като сума от така наречените радиуси на Ван дер Ваалс (Таблица 3.3).

Концепцията за водородна връзка

Водороден атом, свързан със силно електроотрицателен атом (кислород, флуор, хлор, азот), може да взаимодейства с несподелена електронна двойка на друг силно електроотрицателен атом на тази или друга молекула, за да образува слаба допълнителна връзка - водородна връзка. В този случай може да се установи равновесие

Снимка 1.

Появата на водородна връзка е предопределена от изключителността на водородния атом. Водородният атом е много по-малък от другите атоми. Електронният облак, образуван от него и електроотрицателния атом, е силно изместен към последния. В резултат на това ядрото на водорода остава слабо екранирано.

Кислородните атоми на хидроксилните групи на две молекули на карбоксилни киселини, алкохоли или феноли могат да се сближат тясно поради образуването на водородни връзки.

Положителният заряд на ядрото на водороден атом и отрицателният заряд на друг електроотрицателен атом се привличат. Енергията на тяхното взаимодействие е сравнима с енергията на предишната връзка, така че протонът е свързан с два атома наведнъж. Връзката с втория електроотрицателен атом може да е по-силна от първоначалната връзка.

Протонът може да се движи от един електроотрицателен атом към друг. Енергийната бариера за такъв преход е незначителна.

Водородните връзки са сред химическите връзки със средна якост, но ако има много такива връзки, те допринасят за образуването на силни димерни или полимерни структури.

Пример 1

Образуване на водородна връзка в $\alpha $-спиралната структура на дезоксирибонуклеиновата киселина, диамантена структура на кристален лед и др.

Положителният край на дипола в хидроксилната група е при водородния атом, така че може да се образува връзка чрез водород с аниони или електроотрицателни атоми, съдържащи несподелени електронни двойки.

В почти всички други полярни групи положителният край на дипола е разположен вътре в молекулата и следователно е трудно достъпен за свързване. За карбоксилни киселини $(R=RCO)$, алкохоли $(R=Alk)$, феноли $(R=Ar)$ положителният край на дипола $OH$ е извън молекулата:

Примери за намиране на положителния край на дипола $C-O, S-O, P-O$ вътре в молекулата:

Фигура 2. Ацетон, диметилсулфоксид (DMSO), хексаметилфосфорен триамид (HMPTA)

Тъй като няма пространствени пречки, водородното свързване е лесно. Силата му се определя главно от факта, че е предимно ковалентен по природа.

Обикновено наличието на водородна връзка се обозначава с пунктирана линия между донора и акцептора, например в алкохоли

Фигура 3

Обикновено разстоянието между два кислородни атома и водородна връзка е по-малко от сбора на радиусите на Ван дер Ваалс на кислородните атоми. Трябва да има взаимно отблъскване на електронните обвивки на кислородните атоми. Силите на отблъскване обаче се преодоляват от силата на водородната връзка.

Природата на водородната връзка

Природата на водородната връзка се крие в електростатичния и донорно-акцепторен характер. Основна роля в образуването на енергията на водородната връзка играе електростатичното взаимодействие. При образуването на междумолекулна водородна връзка участват три атома, които са разположени почти на една права линия, но разстоянията между тях в същото време са различни. (изключение прави връзката $F-H\cdots F-$).

Пример 2

За междумолекулни водородни връзки в $-O-H\cdots OH_2$ лед разстоянието $O-H$ е $0,097$ nm, а разстоянието $H\cdots O$ е $0,179$ nm.

Енергията на повечето водородни връзки е в диапазона $10-40$ kJ/mol, което е много по-малко от енергията на ковалентна или йонна връзка. Често може да се наблюдава, че силата на водородните връзки се увеличава с увеличаване на киселинността на донора и основността на акцептора на протони.

Значение на междумолекулната водородна връзка

Водородната връзка играе съществена роля в проявите на физико-химичните свойства на съединението.

Водородните връзки имат следния ефект върху съединенията:

Вътремолекулни водородни връзки

В случаите, когато е възможно затварянето на шестчленен или петчленен цикъл, се образуват вътрешномолекулни водородни връзки.

Наличието на вътремолекулни водородни връзки в салицилалдехида и о-нитрофенола е причина за разликата във физичните им свойства от съответните. мета-и чифт-изомери.

$o$-хидроксибензалдехидът или салицилалдехидът $(A)$ и $o$-нитрофенолът (B) не образуват междумолекулни асоциати, следователно имат по-ниски точки на кипене. Те са слабо разтворими във вода, тъй като не участват в образуването на междумолекулни водородни връзки с вода.

Фигура 5

$o$-Нитрофенолът е единственият от трите изомерни представители на нитрофенолите, който може да се дестилира с водна пара. Това свойство е в основата на изолирането му от смес от изомери на нитрофенол, която се образува в резултат на нитриране на феноли.

Водородната връзка е специален тип връзка, която е уникална за водородните атоми. Това се случва, когато водороден атом е свързан с атом на най-електроотрицателните елементи, предимно флуор, кислород и азот. Помислете за образуването на водородна връзка на примера на флуороводород. Водородният атом има един електрон, поради което може да образува само една ковалентна връзка с атомите на електроотрицателните елементи. Когато се образува молекула флуороводород, възниква H-F връзка, осъществявана от обща електронна двойка, която се измества към атом на по-електроотрицателен елемент - флуор.

В резултат на това разпределение на електронната плътност молекулата на флуороводорода е дипол, положителният полюс на който е водороден атом. Поради факта, че свързващата електронна двойка е изместена към флуорния атом, ядрото на водородния атом е частично изложено и ls-орбиталата на този атом е частично освободена. Във всеки друг атом положителният заряд на ядрото, дори след отстраняването на валентните електрони, е екраниран от вътрешни електронни обвивки, които осигуряват отблъскване от електронните обвивки на други молекули. Водородът няма такива обвивки, а ядрото е изключително малка положително заредена субатомна частица - протон (диаметърът му е около 10 5 пъти по-малък от диаметрите на другите атоми, поради липсата на електрони се привлича от електронната обвивка на друг неутрален атом или отрицателно зареден йон).

Силата на електрическото поле в близост до частично открития водороден атом е толкова голяма, че може интензивно да привлече отрицателния полюс на съседната полярна молекула. Тъй като този отрицателен полюс не е нищо друго освен флуорен атом, който има три несвързващи електронни двойки и 1s - орбиталата на водороден атом е частично празна, тогава възниква донорно-акцепторно взаимодействие между положително поляризирания водороден атом на една молекула и отрицателно поляризирания флуорен атом на друга, съседна молекула.

По този начин, наред с електростатичното взаимодействие, взаимодействието донор-акцептор също играе важна роля при образуването на водородна връзка. В резултат на това взаимодействие възниква допълнителна (втора) връзка с участието на водороден атом. Това е, което е водородна връзка . Обикновено се обозначава с точки: …F–Н F–H… Системата от три атома, образувана от водородната връзка, като правило е линейна.

Водородната връзка се различава от ковалентната връзка по енергия и дължина. Той е по-дълъг и по-малко издръжлив от ковалентния. Енергия на водородната връзка 8 - 40 kJ / mol, ковалентна 80 - 400 kJ / mol. Така в твърдия флуороводород дължината на ковалентната връзка F–H е 95 pm, докато водородната връзка H–F има дължина 156 pm. Благодарение на водородните връзки между HF молекулите, твърдите кристали на флуороводород се състоят от безкрайни плоски зигзагообразни вериги.

Водородните връзки между HF молекулите са частично запазени в течен и дори в газообразен флуороводород.

Водородната връзка условно се записва като три точки и се изобразява по следния начин:

където X, Y са F, O, N, Cl, S атоми

Енергията и дължината на водородната връзка се определят от диполния момент на връзката X–H и размера на атома Y. Дължината на водородната връзка намалява и енергията се увеличава с увеличаване на разликата между електроотрицателностите на атомите X и Y (и съответно диполния момент на връзката X–H) и с намаляване на размера на атома Y.

Водородните връзки също образуват молекули, в които има O–H връзки (например вода H 2 O, перхлорна киселина HClO 4, азотна киселина HNO 3, карбоксилни киселини RCOOH, феноли C 6 H 5 OH, алкохоли ROH) и N–H (например амоняк NH3, тиоцианова киселина HNCS, органични амиди RCONH2 и амини RNH2 и R2NH).

Веществата, чиито молекули са свързани с водородни връзки, се различават по свойствата си от вещества, които са подобни на тях в структурата на молекулите, но не образуват водородни връзки. Точките на топене и кипене на съединения с водород на елементи от IVA-групата, в които няма водородни връзки, постепенно намаляват с намаляване на броя на периода (фиг. 15).В съединения с водород на елементи от групи VA-VIIA, тази зависимост е нарушена. Три вещества, чиито молекули са свързани чрез водородни връзки (амоняк NH 3, вода H 2 O и флуороводород HF), имат много по-високи точки на кипене и топене от техните двойници. В допълнение, тези вещества имат по-широк температурен диапазон на съществуване в течно състояние, по-високи топлини на топене и изпарение.

Важна роля играе водородната връзка в процесите на кристализация и разтваряне на веществата, както и при образуването на кристални хидрати.

Водородното свързване може да възникне не само между молекулите (междумолекулна водородна връзка, MVS) , какъвто е случаят във всички примери, обсъдени по-горе, но също и между атоми на една и съща молекула (вътремолекулна водородна връзка, VVS) . Например, поради вътремолекулни водородни връзки между водородните атоми на аминогрупите и кислородните атоми на карбонилните групи, се образуват спирални полипептидни вериги, образуващи протеинови молекули.

Водородните връзки играят важна роля в процесите на репликация и биосинтеза на протеини. Двете вериги на двойната спирала на ДНК се държат заедно чрез водородни връзки. В процеса на редупликация тези връзки се разкъсват. По време на транскрипцията, синтезът на РНК с помощта на ДНК като матрица също възниква поради образуването на водородни връзки. И двата процеса са възможни, тъй като водородните връзки се образуват лесно и лесно се разрушават.

Ориз. 15 Точки на топене (а) и точки на кипене (б) на бинарни съединения на елементи IV-VIIA - групи с водород

Въпроси за самоконтрол

1. Може ли химична връзка да се осъществи от един електрон?

2. Какви показатели характеризират силата на химичната връзка?

Може ли дължината на връзката да бъде равна на сумата от радиусите на два изолирани атома, влизащи в химическа връзка?

4. Какво трябва да притежават химическите частици, за да установят ковалентна връзка помежду си по донорно-акцепторния механизъм?

5. Какво определя валентността на атомите на елементите в химичното съединение?

6. Какво ограничава броя на ковалентните връзки, образувани от атом на всеки елемент в химично съединение?

7. Каква е причината за хибридизацията на електронните орбитали на атомите, участващи в образуването на ковалентни връзки?

8. Какви атомни орбитали могат да хибридизират?

9. Какъв тип хибридизация на атомните орбитали най-често се извършва в неорганичните съединения?

10. Каква е мярката за полярността на ковалентната връзка? Как се измерва?

11. Какво се нарича електроотрицателност на атом на елемент?

12. Определете ковалентни, йонни, метални и водородни връзки.

13. Защо метанът, по аналогия с амоняка, флуороводорода и водата, няма необичайно висока точка на кипене?

14. Каква е валентността на въглероден атом в CO молекула?

15. Може ли да възникне реакция между HF и SiF?

16. Каква е кратността на ковалентната връзка в молекулата на NO?

17. Посочете вида на хибридизацията на електронните орбитали на въглеродния атом в молекулата на CO 2 .

18. Еднаква ли е геометричната конфигурация на молекулите BF 3 и NF 3?

19. Диполният момент на молекулата HCN е 2,9 D. Изчислете дължината на дипола.

Тестове

1. Дължината на ковалентната връзка е най-голямата в молекулата ....

1) HCl 2) NI 3) HBr 4) HF

2. Максималната тенденция за образуване на химични съединения с йонна връзка се показва от атомите на елементите ....

1) Cu и Cl 2) H и Cl 3) Li и Cl 4) C и Cl

3. Молекулата BeF 2 (газообразен берилиев флуорид) има ... структура.

1) ъглова 2) линейна

1) HF, H 2 O, NH 3 2) H 2 O, H 2 Se, H 2 S

3) Hcl, NI, HBr 4) NH3, NCl3, NF3

2. π-връзките могат да се образуват в резултат на припокриващи се електронни облаци от … тип.

1) s и p 2) s и s 3) p и p 4) s и d

3. Молекулата на амоняка има ... структура.

1) тригонален 2) пирамидален

3) ъглови 4) тетраедричен

1. Полярността на ковалентната връзка нараства в редицата ... .

1) CCl 4, CH 4, CO 2 2) CH 4, NH 3, H 2 O

3) HF, H 2 O, H 2 Se 4) NH 3, NCl 3, NBr 3

2. В молекулата на сероводород, ... са възможни.

1) само σ-връзки

2) само π-връзки

3) както σ-, така и π-връзки

3. Молекулата SnCl 4 (газообразен калаен хлорид) има ... структура.

1) ъглова 2) линейна

1. Полярността на ковалентната връзка в серията HCl - HBr - HI ... .

1) се увеличава

2) не се променя

3) намалява

4) първоначално намалява и след това се увеличава

2. Броят на двойните връзки е еднакъв в молекулите ... .

1) CO 2 и SO 3 2) H 2 SO 4 и HClO 4

3) SO 2 и H 2 SO 4 4) N 2 и C 2 H 2

3. Молекулата SnCl 2 (газообразен калаен хлорид) има ... структура.

1) ъглова 2) линейна

3) тетраедърен 4) пирамидален

1. В кристалите на NaF, RbCl, CsCl химическа връзка ... .

Броят на π-връзките е еднакъв в молекулите ... .

1) C 2 H 4 и CO 2 2) SO 3 и H 2 SO 4

3) N 2 и C 2 H 4 4) CO 2 и C 2 H 2

3. Молекулата метан има ... структура.

1) ъглови 2) тетраедричен

3) пирамидален 4) триъгълен

1. В молекулите на O 2, N 2, Cl 2, H 2, връзката ....

1) йонна 2) ковалентна полярна

3) ковалентен неполярен 4) метален

2. Броят на σ-връзките е еднакъв в … молекули.

1) C 2 H 4 и PCl 5 2) SO 2 и C 2 H 2

3) SO 2 Cl 2 и COCl 2 4) H 2 SO 4 и ROSl 3

3. Молекулата на сероводорода има ... структура.

1) ъглови 2) тетраедричен

3) линейни 4) пирамидални

1) Cl 2 2) SO 2 3) NH 3 4) H 2 S

2. В молекулата на азота има ....

3) една σ- и две π-връзки 4) една π- и две σ-връзки

3. Молекулата AlCl 3 (газообразен алуминиев хлорид) има ... структура.

3) тетраедърен 4) ъглов

1. Дължината на ковалентната връзка е по-голяма във втората молекула при съединения ... .

1) Cl 2 и N 2 2) SO 2 и CO 2 3) CF 4 и CH 4 4) F и HBr

2. Валентен ъгъл в серията NH 3 - PH 3 - AsH 3 ....

1) намалява

2) се увеличава

3) не се променя

3. Молекулата GaCl 3 (газообразен галиев хлорид) има ... структура.

1) пирамидален 2) триъгълен

3) тетраедърен 4) ъглов

1. В серията LiF - BeF 2 - BF 3 - CF 4 - NF 3 - OF 2 - F 2 ....

2. Йонният тип връзка има ... .

1) калиев хлорид 2) кислороден (II) флуорид

3) въглероден (IV) флуорид 4) фосфорен (III) хлорид

3. Молекулата MgCl 2 (газообразен магнезиев хлорид) има ... структура.

1) ъглова 2) линейна

1) KCl 2) HCl 3) CCl 4 4) NH 4 Cl

2. Ковалентната полярна връзка има ....

1) диамант 2) амоняк 3) флуор 4) кобалт

3. Молекулата AsH 3 има структура ... .

1) линеен 2) триъгълен

3) пирамидален 4) тетраедърен

1. В серията NaCl - MgCl 2 - AlCl 3 - SiCl 4 - PCl 3 - Cl 2 ....

1) йонният характер на връзката се засилва

2) ковалентният характер на връзката се засилва

3) ковалентният характер на връзката отслабва

4) йонният характер на връзката не се променя

2. Ковалентната неполярна връзка има ....

1) натриев хлорид 2) хлор

3) хлороводород 4) цинк

3. Молекулата CCl 4 има структура ....

1) ъглова 2) пирамидална

1. Ковалентната връзка се образува по донорно-акцепторния механизъм в ....

1) NaF 2) HF 3) (HF) 2 4) HBrF 4

2. В молекулата на N 2 азотните атоми имат ....

1) валентността е равна на степента на окисление

2) валентността е по-голяма от степента на окисление

3) валентността и степента на окисление са противоположни по знак

4) валентността е по-малка от степента на окисление

3. Молекулата на сероводорода има структура ... .

1) линейни 2) ъглови

3) пирамидален 4) тетраедърен

1. Валентен ъгъл в поредицата от молекули H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te ... .

1) намалява

2) се увеличава

3) не се променя

4) първо се увеличава и след това намалява

2. Максималната тенденция за образуване на съединения с йонна връзка се показва от елементи ....

1) Rb и F 2) Cu и F 3) H и F 4) C и F

3. Молекулата GeCl 2 [газообразен германиев (II) хлорид] има ... структура.

1) линейни 2) ъглови

3) пирамидален 4) тетраедърен

1. Валентен ъгъл в редицата от молекули NH 3 , PH 3 , AsH 3 ... .

1) се увеличава

2) намалява

3) не се променя

4) първо се увеличава и след това намалява

2. Когато се образува връзка в молекула HBr, електронните облаци от ... тип се припокриват.

3. Молекулата GeCl 4 [газообразен германиев хлорид (IV)] има ... структура.

1) линейни 2) ъглови

3) пирамидален 4) тетраедърен

Силата на химическата връзка в серията BF 3 - AlF 3 - GaF 3 - InF 3 ....

1) намалява

2) се увеличава

3) не се променя

4) първо се увеличава и след това намалява

2. Когато се образуват връзки в кислородна молекула, електронните облаци от … тип се припокриват.

1) s и s 2) s и p 3) p и p 4) p и d

3. Молекулата BCl 3 има ... структура.

1) линеен 2) триъгълен

3) пирамидален 4) тетраедърен

1. Силата на ковалентната връзка в серията H 2 S - H 2 Se - H 2 Te ....

1) намалява

2) се увеличава

3) не се променя

4) първо намалява и след това се увеличава

2. При образуването на връзки в молекулата на азота се припокриват електронни облаци от тип ….

1) s и s 2) s и p 3) p и p 4) p и d

3. Молекулата OF 2 има структура ....

1) линеен 2) пирамидален

3) тетраедърен 4) ъглов

1. Силата на химическата връзка в серията SnCl 4 - GeCl 4 - SiCl 4 - CCl 4 ....

1) намалява

2) се увеличава

3) не се променя

4) първо се увеличава и след това намалява

2. Дължината на ковалентната връзка е най-малката в молекулата ... .

1) Cl 2 2) F 2 3) I 2 4) Br 2

3. Молекулата на фосфин PH 3 има ... структура

1) пирамидален 2) тетраедърен

3) ъглова 4) тригонална

1. Дължината на ковалентната връзка е най-малката в молекулата ....

1) PH 3 2) H 2 S 3) SiH 4 4) HCl

2. В молекулата на амоняка се образуват ....

1) само σ-връзки 2) само π-връзки

3) една σ- и две π-връзки 4) две σ- и една π-връзки

1) пирамидален 2) триъгълен

3) тетраедърен 4) ъглов

1. Дължината на ковалентната връзка нараства в редицата ... .

1) Cl 2, N 2, O 2 2) Hcl, HF, HBr

3) AlCl 3, GaCl 3, InCl 3 4) H 2 Se, H 2 S, H 2 Te

2. Йонният тип връзка има ... .

1) борен хлорид 2) цезиев хлорид

3) фосфорен (III) хлорид 4) хлороводород

3. Молекулата GeCl 2 (газообразен германиев хлорид) има структурата ....

1) ъглова 2) линейна

1. Силата на ковалентната връзка в серията H 2 Se - H 2 S - H 2 O ....

1) намалява

2) се увеличава

3) не се променя

4) първо се увеличава и след това намалява

2. Ковалентна връзка се образува между атомите ... .

1) неметали

2) типични неметални и метални

3) метал

1. Молекулата PbCl 2 (газообразен оловен хлорид) има ... структура.

1) ъглова 2) линейна

3) тригонален 4) пирамидален

1. Дължината на връзката се увеличава в серията ... .

1) F 2, O 2, N 2 2) HBr, HCl, HF

3) BCl 3, AlCl 3, GaCl 3 4) H 2 S, H 2 O, NH 3

1) N 2 2) H 2 O 3) CCl 4 4) BCl 3

3. Молекулата PbCl 4 (газообразен оловен хлорид) има ... структура.

1) ъглова 2) линейна

3) пирамидален 4) тетраедърен

1. Дължината на ковалентната връзка е най-малката в молекулата ....

1) H 2 Te 2) H 2 O 3) H 2 Se 4) H 2 S

2. Пример за неполярна молекула с полярни ковалентни връзки е ....

1) O 2 2) CCl 4 3) H 2 S 4) HCl

3. Молекулата CCl 4 има ... структура.

1) ъглова 2) линейна

3) тетраедърен 4) пирамидален

1. Йонният тип връзка има ....

1) лед 2) готварска сол

3) диамант 4) метална мед

2. Електронните орбитали на берилиевия атом в молекулата BeH 2 (газообразен берилиев хидрид) са хибридизирани ... по вид.

3. Молекулата Ven 2 (газообразен берилиев хидрид) има ... структура.

1) ъглова 2) линейна

3) тригонален 4) тетраедърен

1. Образуването на йонна кристална решетка е характерно за ....

1) цезиев йодид 2) графит

3) йод 4) лед

2. Електронните орбитали на алуминиевия атом в молекулата AlCl 3 (газообразен алуминиев хлорид) са хибридизирани ... по вид.

1) sp 2) sp 2 3) sp 3 4) s 2 p

3. Молекулата AlCl 3 (газообразен алуминиев хлорид) има структурата ....

1) ъглова 2) линейна

3) тригонален 4) пирамидален

1. Полярността на ковалентната връзка намалява в редицата ... .

1) HF, NI, HCl 2) NH3, H2O, HF

3) H 2 O, H 2 S, H 2 Se 4) NH 3, H 2 S, HF

2. Електронните орбитали на германиевия атом в молекулата GeCl 4 (газообразен германиев хлорид) са хибридизирани ... по тип.

3. Молекулата GeCl 4 (газообразен германиев хлорид) има ... структура.

1) ъглова 2) линейна

3) пирамидален 4) тетраедърен

1. В молекулите на HCl, NH 3, H 2 Se химическа връзка ....

1) водород 2) ковалентен полярен

3) ковалентен неполярен 4) йонен

2. Пример за полярна молекула с полярни ковалентни връзки е ....

1) H 2 O 2) N 2 3) AlCl 3 4) CCl 4

3. Молекулата H 2 Se има ... структура.

1) пирамидален 2) ъглов

3) тетраедърен 4) линеен

1. Степента на йонност на връзката в серията NiCl 2 - CaCl 2 - KCl - RbCl ....

1) усилва

2) отслабва

3) не се променя

4) първо се увеличава и след това намалява

2. Пример за неполярна молекула с ковалентни полярни връзки е ....

1) H 2 2) AsH 3 3) VeH 2 4) H 2 S

3. Водородната връзка свързва молекулите ....

1) водород 2) флуороводород

3) водороден телурид 4) арсенов хидрид

1. Степента на йонност на връзката в серията AlCl 3 - SiCl 4 - PCl 5 ....

1) намалява

2) се увеличава

3) не се променя

4) първо се увеличава и след това намалява

2. Орбиталите на силициевия атом в молекулата SiH 4 са хибридизирани ... по вид.

1) sp 2) sp 2 3) sp 3 4) s 2 p 2

3. Молекулата на силана SiH 4 има ... структура.

1) пирамидален 2) ъглов

3) тетраедърен 4) триъгълен

Литература

1) Килеев Р.Г., Векшин В.В. Ръководство по обща химия, - Ижевск: Издателство "Удмуртски университет", 2004. - С.101-138.

2) Химия: Учебник за студенти от висши учебни заведения / N.N. Волков, М.А. Мелихова. - М.: Издателски център "Академия", 2007. - С.28-44.

3) Слесарев С.31-47

4) Глинка С.97-157 (учебник и проблемна книга)

5) Князев С.145-193

6) Угай С.56-98

Терминът "химическа връзка" е въведен от А. М. Бутлеров през 1863 г.

1 джаул е работата, извършена от сила от 1 N върху път от 1 m.

Енергия от 1 kJ може да повдигне 1 kg товар на 102 m или 102 kg товар на 1 м. Y. Mayer през 1842 г. определя механичния еквивалент на топлина, равен на 427 kgm / kcal. От това (като се вземе предвид факта, че 1 kcal = 418,68 kJ) следва, че образуването на хим. връзки в 1 мол вещество се отделя енергия, която може да произведе работа, равна на 10 200 - 102 000 kgm. Това означава, че 1 мол вещество има достатъчно енергия, за да повдигне товар с тегло 10,2 - 102 тона на 1 m или, обратно, да повдигне 1 kg на 102 - 1020 m.

По аналогия с атомните s-, p-, d-, f-орбитали, молекулярните орбитали се означават с гръцки букви σ, π, δ, φ.

1 pm (пикометър) = 10 -12 m.

Валентност(от лат. валентия- сила) на атома е способността на атом на елемент да образува химични връзки; Количествената мярка за валентност (в рамките на метода на валентните връзки) е броят на връзките, образувани от даден атом с други атоми или атомни групи.
Валентността (ковалентността) на атом на даден елемент обикновено се определя от броя на орбиталите, които могат да бъдат използвани при образуването на химични връзки.

Хибридните орбитали се означават с буквата "g".

Ковалентна полярна връзка също ще бъде връзка между атоми на нетипични метали и неметали в случай на малка разлика в стойностите на техния EO, например AlBr 3, GeH 4 и др.

Ефективният (реален) заряд на атом е зарядът, който възниква върху атома поради изместване на електронната плътност в молекулата към по-електроотрицателен атом. В този случай по-електроотрицателният атом придобива отрицателен ефективен заряд (той се обозначава с „-δ“, а партньорският атом в молекулата придобива положителен заряд „+δ“). Стойността на ефективния заряд се измерва в единици абсолютен заряд на електрона. За атоми, които образуват ковалентна неполярна връзка, ефективният заряд е нула, например H–H. Ефективният заряд може да служи като мярка за йонността на ковалентна връзка. Например, за хлороводород HCl δ H \u003d +0,2, δ Cl \u003d -0,2, а връзката в молекулата на HCl е приблизително 20% йонна, т.е. тя е полярна и близка до ковалентна; в натриев хлорид NaCl δ Na = +0,8, δ Cl = -0,8 и можем да кажем, че връзката е 80% йонна.

В рамките на периодичната система на хим. елементи с увеличаване на поредния номер на елемента, стойностите на ефективните заряди на атомите в моноатомни съединения намаляват. В основните подгрупи с увеличаване на поредния номер на елемента ефективните заряди нарастват. Ефективният заряд на атом на един и същи елемент в различни съединения намалява с намаляване на полярността на връзката.

В молекулите на съединенията HF, H 2 O, NH 3 има водородни връзки със силно електроотрицателен елемент (H–F, H–O, H–N). Между молекулите на такива съединения могат да се образуват междумолекулни водородни връзки. В някои органични молекули, съдържащи H–O, H–N връзки, вътрешномолекулни водородни връзки.

Механизмът на образуване на водородна връзка е отчасти електростатичен, отчасти донорно-акцепторен. В този случай атомът на силно електроотрицателен елемент (F, O, N) действа като донор на електронна двойка, а свързаните с тези атоми водородни атоми действат като акцептор. Както при ковалентните връзки, водородните връзки се характеризират с ориентацияв космоса и наситеност.

Водородната връзка обикновено се обозначава с точки: H ··· F. Водородната връзка е по-силно изразена, колкото по-голяма е електроотрицателността на партньорския атом и колкото по-малък е неговият размер. Характерен е предимно за флуорните съединения, както и за кислорода, в по-малка степен за азота, в още по-малка степен за хлора и сярата. Съответно се променя и енергията на водородната връзка (Таблица 1).

Таблица 1. Средни стойности на енергиите на водородната връзка

Междумолекулни и вътрешномолекулни водородни връзки

Благодарение на водородните връзки молекулите се комбинират в димери и по-сложни сътрудници.Молекулите на водата образуват асоциати (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, (H 2 O) 4; алкохол ( C2H5OH)4. Това обяснява повишаването на точката на кипене на алкохолите в сравнение с въглеводородите.Наблюдава се добро разтваряне на метанол и етанол във вода.Водородната връзка, която е възникнала между молекулите, се нарича междумолекулна.

Например, образуването на парахидроксибензалдехид димер може да бъде представено чрез следната схема (фиг. 1).

Ориз. 1. Образуване на междумолекулни водородни връзки впарахидроксибензалдехид.

Водородните връзки могат да възникнат както между различни молекули (междумолекулна водородна връзка), така и в рамките на една молекула (вътремолекулна водородна връзка).Вътремолекулни водородни връзкии се намират в многовалентни алкохоли, въглехидрати, протеини и други органични вещества.

Ефектът на водородната връзка върху свойствата на веществата

Най-удобният индикатор за съществуването на междумолекулна водородна връзка е точката на кипене на веществото. По-високата точка на кипене на водата (100 o C в сравнение с водородните съединения на елементите от кислородната подгрупа (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) се дължи на наличието на водородни връзки: необходима е допълнителна енергия за разрушаване на междумолекулните водородни връзки във водата.

Водородната връзка може значително да повлияе на структурата и свойствата на веществата. Наличието на междумолекулни водородни връзки повишава точките на топене и кипене на веществата. Наличието на вътрешномолекулна водородна връзка води до факта, че молекулата на дезоксирибонуклеиновата киселина (ДНК) се сгъва в двойна спирала във вода.

Водородното свързване също играе важна роля в процесите на разтваряне, тъй като разтворимостта също зависи от способността на съединението да образува водородни връзки с разтворителя. В резултат на това вещества, съдържащи ОН групи като захар, глюкоза, алкохоли, карбоксилни киселини, като правило, са силно разтворими във вода.

Примери за съединения: едновалентни (метанол, етанол) и многовалентни алкохоли (глицерол, етиленгликол), карбоксилни киселини, амини, аминокиселини, протеини, вода, амоняк, флуороводород, кислородсъдържащи карбоксилни киселини.