Molekuli ne stvaraju vodonične veze. Vodikova veza, intermolekularna interakcija

2. Određivanje vodonične veze

Veza koja se stvara između atoma vodika jednog molekula i atoma jako elektronegativnog elementa (O, N, F) drugog molekula naziva se vodikovom vezom.

Može se postaviti pitanje: zašto tačno vodonik formira tako specifičnu hemijsku vezu?

To je zato što je atomski radijus vodonika vrlo mali. Osim toga, kada je jedan elektron istisnut ili potpuno doniran, vodik dobiva relativno visok pozitivan naboj, zbog čega vodik jedne molekule stupa u interakciju s atomima elektronegativnih elemenata koji imaju djelomični negativni naboj koji je dio drugih molekula (HF, H 2 O, NH 3) .

Pogledajmo neke primjere. Obično predstavljamo sastav vode sa hemijskom formulom H 2 O. Međutim, to nije sasvim tačno. Bilo bi ispravnije označiti sastav vode formulom (H 2 O) n, gdje je n = 2.3.4, itd. To je zbog činjenice da su pojedinačni molekuli vode međusobno povezani vodoničnim vezama.

Vodikove veze se obično označavaju tačkama. Mnogo je slabija od jonske ili kovalentne veze, ali jača od uobičajene međumolekularne interakcije.

Prisustvo vodoničnih veza objašnjava povećanje zapremine vode sa smanjenjem temperature. To je zbog činjenice da kako temperatura pada, molekuli postaju jači i stoga se gustoća njihovog "pakiranja" smanjuje.

Prilikom proučavanja organske hemije pojavilo se i sljedeće pitanje: zašto su tačke ključanja alkohola mnogo veće od onih odgovarajućih ugljovodonika? To se objašnjava činjenicom da se između molekula alkohola formiraju i vodikove veze.

Do povećanja tačke ključanja alkohola dolazi i zbog povećanja njihovih molekula. Vodikova veza je karakteristična i za mnoga druga organska jedinjenja (fenole, karboksilne kiseline itd.). Iz kurseva organske hemije i opšte biologije poznato je da prisustvo vodonične veze objašnjava sekundarnu strukturu proteina, strukturu dvostruke spirale DNK, odnosno fenomen komplementarnosti.

3. Vrste vodonične veze

Postoje dvije vrste vodoničnih veza: intramolekularne i intermolekularne vodikove veze. Ako vodikova veza spaja dijelove jedne molekule, onda govore o intramolekularnoj vodikovoj vezi. Ovo posebno važi za mnoga organska jedinjenja. Ako se vodikova veza formira između atoma vodika jedne molekule i atoma nemetala druge molekule (međumolekularna vodikova veza), tada molekuli formiraju prilično jake parove, lance, prstenove. Dakle, mravlja kiselina postoji iu tečnom iu gasovitom stanju u obliku dimera:

i gasoviti fluorovodonik sadrže polimerne molekule, uključujući do četiri čestice HF. Jake veze između molekula mogu se naći u vodi, tečnom amonijaku, alkoholima. Atomi kisika i dušika neophodni za stvaranje vodikovih veza sadrže sve ugljikohidrate, proteine, nukleinske kiseline. Poznato je, na primjer, da su glukoza, fruktoza i saharoza savršeno topljive u vodi. Važnu ulogu u tome igraju vodikove veze nastale u otopini između molekula vode i brojnih OH grupa ugljikohidrata.

4. Energija vodonične veze

Postoji nekoliko pristupa karakterizaciji vodoničnih veza. Glavni kriterijum je energija vodonične veze (R–X–H…B–Y), koja zavisi kako od prirode X i B atoma, tako i od opšte strukture RXH i BY molekula. Uglavnom je 10-30 kJ/mol, ali u nekim slučajevima može doseći 60-80 kJ/mol pa čak i više. Prema energetskim karakteristikama razlikuju se jake i slabe vodikove veze. Energija stvaranja jakih vodoničnih veza iznosi 15-20 kJ/mol i više. To uključuje O–H…O veze u vodi, alkohole, karboksilne kiseline, O–H…N, N–H…O i N–H…N veze u jedinjenjima koja sadrže hidroksilne, amidne i aminske grupe, na primjer, u proteinima. Slabe vodonične veze imaju energiju formiranja manju od 15 kJ/mol. Donja granica energije vodonične veze je 4–6 kJ/mol, na primjer, C–H…O veze u ketonima, eterima i vodenim otopinama organskih jedinjenja.

Najjače vodikove veze nastaju kada je mali vodonik (tvrda kiselina) istovremeno vezan za dva mala, visoko elektronegativna atoma (tvrde baze). Orbitalno usklađivanje obezbeđuje bolju kiselo-baznu interakciju i rezultira jačim vodoničnim vezama. Odnosno, stvaranje jakih i slabih vodoničnih veza može se objasniti sa stanovišta koncepta tvrdih i mekih kiselina i baza (Pearsonov princip, princip HICA).

Energija H-veze raste sa povećanjem pozitivnog naboja na atomu vodika X-H veze i sa povećanjem akceptora protona B atoma (njegova bazičnost). Iako se formiranje vodonične veze razmatra sa stanovišta kiselinsko-bazne interakcije, međutim, energija formiranja H-kompleksa nije striktno povezana i sa skalom kiselosti i sa skalom bazičnosti.

Slična slika je uočena u slučaju merkaptana i alkohola. Merkaptani su jače kiseline od alkohola, ali alkoholi stvaraju jače asociate. Razlog ovakvih očiglednih anomalija je sasvim razumljiv, s obzirom da je kiselost određena vrijednošću pKa prema rezultatima kompletne šeme acidobazne interakcije (prije stvaranja solvatiranih iona), te formiranja molekularnog kompleksa. sa H-vezom je samo prva faza ovog procesa, koja ne uključuje prekid X– veze. N. U inertnim rastvaračima, kiselinsko-bazna interakcija se obično zaustavlja u fazi H-kompleksa.

Što se tiče bazičnosti organskih jedinjenja i njihove sposobnosti da učestvuju u stvaranju H-veza, i ovde postoje velike razlike. Dakle, sa istom sposobnošću formiranja vodoničnih veza, stepen bazičnosti amina je 5 redova veličine veći od onog kod piridina, i 13 redova veličine veći od stepena supstituisanih karbonilnih jedinjenja.

Na osnovu eksperimentalnih podataka ustanovljena je linearna korelacija između stepena prenosa naelektrisanja i energije intermolekularnih H-veza, što je važan argument u prilog donor-akceptorskoj prirodi ove druge. Sterički faktori mogu imati značajan uticaj na formiranje vodonične veze. Na primjer, orto-supstituirani fenoli su manje skloni samo-asocijaciji od odgovarajućih meta- i para-izomera; asocijacija je potpuno odsutna u 2,6-di-tert.-butilfenolu. Kako temperatura raste, broj molekularnih kompleksa u smjesi se smanjuje, a oni su mnogo rjeđi u plinovitoj fazi.

Na početku kursa napomenuto je da vodikova veza zauzima međupoziciju između prave (valentne) hemijske veze i slabe međumolekularne interakcije. Gdje je bliže? Odgovor je dvosmislen, jer je raspon fluktuacija u energijama H-veza prilično širok. Ako govorimo o jakim vodikovim vezama koje mogu značajno utjecati na svojstva tvari, onda su one bliže pravim kemijskim vezama. A to je određeno ne samo prilično visokom energijom H-veze, već i činjenicom da je lokaliziran u svemiru, vodikov most ima svoje "lične" partnere. Smjer djelovanja vodonične veze je također fiksan, iako ne tako krut kao kod pravih hemijskih veza.

Vodikova veza iz intermolekularne. Ako se formiranje H-veza detektira spektralno, ali nema znakova povezanosti, to je ispravan pokazatelj intramolekularne prirode vodikove veze. Osim toga, intermolekularna H-veza (i njena spektralna manifestacija) nestaje pri niskoj koncentraciji tvari u neutralnom otapalu, dok unutarmolekularna H-veza ostaje pod ovim uvjetima. Vodik...

v vodoničnu vezu

Ø Vodikova veza nazvana elektrostatička interakcija atoma vodika, povezanog sa jako elektronegativnim elementom, sa drugim atomima.

Vodikove veze formira atom vodonika vezan za atom fluora, kisika ili dušika. Elektronegativnost drugih elemenata nije dovoljna da prisili atom vodika koji je s njima povezan da formira jaku vodikovu vezu. Razmotrimo mehanizam stvaranja vodonične veze na primjeru interakcije molekula fluorovodonika. Visoka elektronegativnost atoma fluora dovodi do činjenice da je veza vodonik-fluor u ovoj molekuli visoko polarna i da je zajednički par elektrona pomjeren na fluor H®F. Budući da atom vodika nema unutarnju elektronsku ljusku, povlačenje njegovog valentnog elektrona gotovo u potpunosti razotkriva jezgro, koje je elementarna čestica - proton. Iz tog razloga, visoko polarizirani atom vodika ima vrlo snažno elektrostatičko polje, zbog čega ga privlači atom fluora druge molekule fluorovodika stvaranjem vodikove veze:

Vodikova veza ima sljedeće karakteristike:

1. Vodinička veza je zasićena. Atom vodonika formira samo jednu vodikovu vezu; njegovi partneri mogu učestvovati u formiranju nekoliko vodoničnih veza.

2. Vodikova veza je usmjerena. X-H × × × × Y fragment je obično linearan, iako u nekim slučajevima može biti ugaoni, ali vrijednost veznog ugla ne razlikuje se mnogo od 180°.

3. Energija vodonične veze je niska (8-40 kJ/mol) i predstavlja vrijednost istog reda kao i energija intermolekularne interakcije. Jačina vodonične veze je veća, što je veća elektronegativnost partnera atoma vodika. Dakle, energija veze H××××F iznosi 25-40 kJ/mol, veza H××××O - 19-21 kJ/mol, veze N××××H i S×××H - oko 8 kJ/ mol.

4. Vodikova veza je asimetrična: u fragmentima X-H × × × × X, dužina H × × × × X veze je veća od dužine H-X.

Vodikova veza je duža od kovalentne veze i ima manje energije. Međutim, ima veoma veliki uticaj na fizička svojstva supstanci, značajno povećavajući njihove tačke topljenja i ključanja. Dakle, fluorovodonik ima tako pl. -83 °S i bp. +20 °C, dok se njegov najbliži analog, hlorovodonik, topi na -114 °C i ključa na -85 °S. U stvari, zbog vodikovih veza, fluorofluor je polimer koji počinje djelomično da se disocira tek na temperaturi blizu točke ključanja. Ali čak iu gasnoj fazi, fluorovodik postoji u obliku malih saradnika molekula, uglavnom u obliku dimera. Vodonik fluorid postoji u obliku monomernih molekula samo na temperaturama iznad 90 °C. Vrlo jake vodikove veze formiraju molekule vode okružene u kristalnom stanju (ledu) sa četiri susjeda.

Trodimenzionalna mreža vodoničnih veza izgrađena od tetraedara također postoji u tekućoj vodi u cijelom temperaturnom rasponu od topljenja leda do ključanja.

Uz intermolekularne, postoje intramolekularno vodonične veze, koje nemaju tako značajan utjecaj na fizička svojstva tvari.

Mravlja kiselina HCOOH i mnoge druge karboksilne kiseline u tečnom i gasovitom stanju formiraju cikličke dimere zbog vodoničnih veza.

Vodikove veze igraju veoma važnu ulogu u organizaciji mnogih biološki važnih makromolekula (α-heliksa i b-strukture proteina i polipeptida, dvostruke spirale DNK, itd.).

v Sile međumolekularne interakcije .

Ø Sile međumolekularne interakcije (van der Waalsove snage) nazivaju se sile elektrostatičkog privlačenja dipola materije.

Ova vrsta interakcije atomskih i molekularnih čestica odlikuje se nizom karakteristika:

1. Intermolekularna interakcija je relativno slaba. Odgovarajući efekti su za jedan ili dva reda veličine manji od termičkih efekata formiranja kovalentnih veza. Tako je energija vezivanja za molekul H 2 432 kJ/mol, dok je entalpija sublimacije kristalnog vodonika povezana sa međumolekularnom interakcijom 2,1 kJ/mol.

2. Intermolekularna interakcija nije specifična. Van der Waalsove sile djeluju između velikog broja molekula, istih ili različitih.

3. Van der Waalsove sile su elektrostatičke prirode, te je stoga međumolekularna interakcija nezasićena i neusmjerena.

Prema porijeklu dipola koji međusobno djeluju, razlikuju se tri vrste sila međumolekularne interakcije:

· Orijentacijska interakcija - elektrostatičko privlačenje stalnih dipola materije, koji su orijentisani jedan prema drugom suprotnim polovima.

Energija orijentacijske interakcije dvaju identičnih molekula (efekat orijentacije) izražava se sljedećom jednačinom:

(9),

gdje je m dipolni moment molekula, r je udaljenost između molekula.

· Induktivna interakcija – elektrostatičko privlačenje konstantnog i indukovanog (indukovanog) dipola.

(10),

gdje je a polarizabilnost molekula.

· Interakcija disperzije – elektrostatičko privlačenje trenutnih mikrodipola materije. Pojava trenutnih mikrodipola uzrokovana je slučajnim kršenjem simetrije raspodjele elektronske gustoće u čestici, što dovodi do pojave i nestanka električnih polova. Kada se ispolje sile disperzione interakcije, trenutni mikrodipoli se pojavljuju i sinhrono nestaju, orijentisani su tako da se čestice privlače.

(11),

gdje je h Plankova konstanta, n 0 je frekvencija vibracija molekula na temperaturi apsolutne nule.

Naravno, doprinos disperzione interakcije energiji međumolekularne interakcije raste sa povećanjem polarizabilnosti molekula. Na primjer, za HI, energija interakcije disperzije (60,47 kJ/mol) je 98,5% energije međumolekulskih interakcijskih sila.

Djelovanje van der Waalsovih sila dovodi do konvergencije atomskih i molekularnih čestica koje nisu vezane kemijskom vezom u određeno ravnotežno stanje u kojem su sile privlačenja uravnotežene silama odbijanja. U ovom slučaju, udaljenost između atoma može se predstaviti kao zbir takozvanih van der Waalsovih radijusa (tabela 3.3).

Koncept vodonične veze

Atom vodika vezan za jako elektronegativni atom (kisik, fluor, klor, dušik) može stupiti u interakciju s nepodijeljenim elektronskim parom drugog jako elektronegativnog atoma ove ili druge molekule kako bi formirao slabu dodatnu vezu - vodikovu vezu. U ovom slučaju se može uspostaviti ravnoteža

Slika 1.

Pojava vodonične veze je unaprijed određena isključivošću atoma vodika. Atom vodonika je mnogo manji od ostalih atoma. Elektronski oblak formiran od njega i elektronegativni atom snažno su pomaknuti prema ovom drugom. Kao rezultat toga, jezgro vodika ostaje slabo zaštićeno.

Atomi kiseonika hidroksilnih grupa dvaju molekula karboksilnih kiselina, alkohola ili fenola mogu blisko konvergirati zbog stvaranja vodikovih veza.

Pozitivni naboj jezgra atoma vodika i negativni naboj drugog elektronegativnog atoma privlače se. Energija njihove interakcije je uporediva sa energijom prijašnje veze, tako da je proton vezan za dva atoma odjednom. Veza za drugi elektronegativni atom može biti jača od originalne veze.

Proton se može kretati od jednog elektronegativnog atoma do drugog. Energetska barijera za takvu tranziciju je zanemarljiva.

Vodikove veze spadaju u hemijske veze srednje čvrstoće, ali ako takvih veza ima mnogo, one doprinose stvaranju jakih dimernih ili polimernih struktura.

Primjer 1

Formiranje vodonične veze u $\alpha $-zavojnoj strukturi deoksiribonukleinske kiseline, dijamantskoj strukturi kristalnog leda, itd.

Pozitivni kraj dipola u hidroksilnoj grupi nalazi se na atomu vodika, tako da se veza može formirati preko vodika sa anionima ili elektronegativnim atomima koji sadrže nepodijeljene elektronske parove.

U gotovo svim drugim polarnim grupama, pozitivni kraj dipola nalazi se unutar molekula i stoga mu je teško pristupiti za vezivanje. Za karboksilne kiseline $(R=RCO)$, alkohole $(R=Alk)$, fenole $(R=Ar)$ pozitivni kraj dipola $OH$ je izvan molekula:

Primjeri pronalaženja pozitivnog kraja dipola $C-O, S-O, P-O$ unutar molekula:

Slika 2. Aceton, dimetil sulfoksid (DMSO), heksametilfosforni triamid (HMPTA)

Pošto nema steričnih prepreka, vodonična veza je laka. Njegova snaga je uglavnom određena činjenicom da je pretežno kovalentne prirode.

Obično je prisustvo vodikove veze označeno isprekidanom linijom između donora i akceptora, na primjer, u alkoholima

Slika 3

Obično je udaljenost između dva atoma kisika i vodikove veze manja od zbira van der Waalsovih radijusa atoma kisika. Mora biti prisutno međusobno odbijanje elektronskih omotača atoma kiseonika. Međutim, sile odbijanja su savladane silom vodonične veze.

Priroda vodonične veze

Priroda vodikove veze leži u elektrostatičkom i donor-akceptorskom karakteru. Glavnu ulogu u stvaranju energije vodikove veze igra elektrostatička interakcija. U stvaranju međumolekularne vodikove veze sudjeluju tri atoma, koji se nalaze gotovo na istoj pravoj liniji, ali su udaljenosti između njih, u isto vrijeme, različite. (izuzetak je veza $F-H\cdots F-$).

Primjer 2

Za intermolekularne vodonične veze u $-O-H\cdots OH_2$ ledu, $O-H$ udaljenost je $0,097$ nm, a $H\cdots O$ udaljenost je $0,179$ nm.

Energija većine vodoničnih veza je u rasponu od $10-40$ kJ/mol, što je mnogo manje od energije kovalentne ili jonske veze. Često se može uočiti da se jačina vodoničnih veza povećava sa povećanjem kiselosti donora i bazičnosti akceptora protona.

Značaj intermolekularne vodikove veze

Vodikova veza igra bitnu ulogu u manifestacijama fizičko-hemijskih svojstava jedinjenja.

Vodikove veze imaju sljedeće djelovanje na spojeve:

Intramolekularne vodikove veze

U slučajevima kada je moguće zatvaranje šestočlanog ili petočlanog ciklusa, formiraju se intramolekularne vodonične veze.

Prisustvo intramolekularnih vodikovih veza u salicilaldehidu i o-nitrofenolu razlog je razlike u njihovim fizičkim svojstvima od odgovarajućih. meta- i par- izomeri.

$o$-Hidroksibenzaldehid ili salicilaldehid $(A)$ i $o$-nitrofenol (B) ne formiraju intermolekularne saradnike, stoga imaju niže tačke ključanja. Slabo su topljivi u vodi, jer ne sudjeluju u stvaranju međumolekularnih vodikovih veza s vodom.

Slika 5

$o$-Nitrofenol je jedini od tri izomerna predstavnika nitrofenola koji je sposoban za destilaciju vodenom parom. Ovo svojstvo je osnova za njegovo izdvajanje iz mješavine izomera nitrofenola, koja nastaje kao rezultat nitracije fenola.

Vodikova veza je posebna vrsta veze koja je jedinstvena za atome vodika. Nastaje kada je atom vodonika vezan za atom najelektronegativnijih elemenata, prvenstveno fluora, kisika i dušika. Razmotrimo stvaranje vodikove veze na primjeru fluorovodonika. Atom vodika ima jedan elektron, zbog čega može formirati samo jednu kovalentnu vezu s atomima elektronegativnih elemenata. Kada se formira molekula fluorovodika, dolazi do H-F veze, koju izvodi zajednički elektronski par, koji se prebacuje na atom elektronegativnijeg elementa - fluora.

Kao rezultat ove raspodjele elektronske gustine, molekula fluorovodika je dipol, čiji je pozitivni pol atom vodonika. Zbog činjenice da je vezni elektronski par pomaknut na atom fluora, jezgro atoma vodika je djelomično izloženo, a ls-orbitala ovog atoma je djelomično oslobođena. U bilo kojem drugom atomu, pozitivni naboj jezgra, čak i nakon uklanjanja valentnih elektrona, zaštićen je unutarnjim elektronskim ljuskama, koje osiguravaju odbijanje od elektronskih ljuski drugih molekula. Vodik nema takve ljuske, a jezgro je izuzetno mala pozitivno nabijena subatomska čestica - proton (njegov promjer je oko 10 5 puta manji od promjera drugih atoma, zbog odsustva elektrona privlači ga elektronska ljuska drugog neutralnog atoma ili negativno nabijenog jona).

Snaga električnog polja u blizini djelomično izloženog atoma vodika je tolika da može intenzivno privući negativni pol susjedne polarne molekule. Budući da ovaj negativni pol nije ništa drugo do atom fluora koji ima tri nevezujuća elektronska para, a 1s - orbitala atoma vodika je djelomično prazna, tada dolazi do interakcije donor-akceptor između pozitivno polariziranog atoma vodika jedne molekule i negativno polariziranog atom fluora drugog susjednog molekula.

Dakle, uz elektrostatičku interakciju, interakcija donor-akceptor također igra značajnu ulogu u formiranju vodonične veze. Kao rezultat ove interakcije, nastaje dodatna (druga) veza uz sudjelovanje atoma vodika. To je ono što je vodoničnu vezu . Obično se označava tačkama: …F–N F–H… Sistem od tri atoma koji nastaje usled vodonične veze je, po pravilu, linearan.

Vodikova veza se razlikuje od kovalentne veze po energiji i dužini. Duži je i manje izdržljiv od kovalentnog. Energija vodonične veze 8 - 40 kJ / mol, kovalentna 80 - 400 kJ / mol. Tako je u čvrstom fluorovodoniku dužina F–H kovalentne veze 95 pm, dok je H–F vodonična veza duga 156 pm. Zbog vodoničnih veza između HF molekula, čvrsti kristali vodikovog fluorida sastoje se od beskrajnih ravnih cik-cak lanaca.

Vodikove veze između HF molekula su djelimično očuvane u tečnom, pa čak iu gasovitom fluorovodoniku.

Vodikova veza je uslovno zapisana kao tri tačke i prikazana je na sledeći način:

gdje su X, Y atomi F, O, N, Cl, S

Energija i dužina vodonične veze određene su dipolnim momentom X–H veze i veličinom atoma Y. Dužina vodonične veze se smanjuje, a energija raste sa povećanjem razlike elektronegativnosti atoma X i Y (i, shodno tome, dipolnog momenta X–H veze) i sa smanjenjem veličine Y atoma.

Vodikove veze formiraju i molekule u kojima postoje O–H veze (na primjer, voda H 2 O, perhlorna kiselina HClO 4, azotna kiselina HNO 3, karboksilne kiseline RCOOH, fenoli C 6 H 5 OH, alkoholi ROH) i N–H (na primjer, amonijak NH 3 , tiocijanska kiselina HNCS, organski amidi RCONH 2 i amini RNH 2 i R 2 NH).

Supstance čiji su molekuli povezani vodikovim vezama razlikuju se po svojim svojstvima od supstanci koje su im slične po strukturi molekula, ali ne stvaraju vodikove veze. Tačke topljenja i ključanja jedinjenja sa vodonikom elemenata IVA-grupe, u kojima nema vodoničnih veza, postepeno se smanjuju sa smanjenjem broja perioda (slika 15).U jedinjenjima sa vodonikom elemenata grupa VA-VIIA, ova zavisnost je narušena. Tri supstance čiji su molekuli povezani vodoničnim vezama (amonijak NH 3 , voda H 2 O i fluorovod HF) imaju mnogo veće tačke ključanja i topljenja od svojih kolega. Osim toga, ove tvari imaju širi temperaturni raspon postojanja u tekućem stanju, veće topline fuzije i isparavanja.

Važnu ulogu igra vodikova veza u procesima kristalizacije i rastvaranja supstanci, kao i u formiranju kristalnih hidrata.

Vodikova veza se može pojaviti ne samo između molekula (intermolekularna vodikova veza, MVS) , kao što je slučaj u svim gore navedenim primjerima, ali i između atoma iste molekule (intramolekularna vodikova veza, VVS) . Na primjer, zbog intramolekularnih vodikovih veza između atoma vodika amino grupa i atoma kisika karbonilnih grupa, formiraju se spiralni polipeptidni lanci, formirajući proteinske molekule.

Vodikove veze igraju važnu ulogu u procesima replikacije i biosinteze proteina. Dva lanca DNK dvostruke spirale drže zajedno vodonične veze. U procesu reduplikacije, ove veze se prekidaju. Tokom transkripcije dolazi do sinteze RNK koristeći DNK kao šablon zbog stvaranja vodoničnih veza. Oba procesa su moguća jer se vodonične veze lako formiraju i lako raskidaju.

Rice. 15 Tačke topljenja (a) i tačke ključanja (b) binarnih jedinjenja elemenata IV-VIIA - grupe sa vodonikom

Pitanja za samokontrolu

1. Može li hemijsku vezu izvesti jedan elektron?

2. Koji pokazatelji karakterišu snagu hemijske veze?

Može li dužina veze biti jednaka zbiru polumjera dva izolirana atoma koji ulaze u kemijsku vezu?

4. Šta hemijske čestice treba da imaju da bi uspostavile kovalentnu vezu između sebe putem donor-akceptor mehanizma?

5. Šta određuje valenciju atoma elemenata u hemijskom jedinjenju?

6. Šta ograničava broj kovalentnih veza koje formira atom bilo kojeg elementa u hemijskom spoju?

7. Koji je razlog za hibridizaciju elektronskih orbitala atoma uključenih u formiranje kovalentnih veza?

8. Koje atomske orbitale mogu hibridizirati?

9. Koja se vrsta hibridizacije atomskih orbitala najčešće provodi u neorganskim jedinjenjima?

10. Koja je mjera polariteta kovalentne veze? Kako se mjeri?

11. Šta se zove elektronegativnost atoma elementa?

12. Definirajte kovalentne, jonske, metalne i vodonične veze.

13. Zašto metan, po analogiji sa amonijakom, fluorovodonikom i vodom, nema nenormalno visoku tačku ključanja?

14. Kolika je valencija atoma ugljika u molekulu CO?

15. Može li doći do reakcije između HF i SiF?

16. Kolika je višestrukost kovalentne veze u molekulu NO?

17. Navedite vrstu hibridizacije elektronskih orbitala atoma ugljika u molekulu CO 2.

18. Da li je geometrijska konfiguracija molekula BF 3 i NF 3 ista?

19. Dipolni moment molekula HCN je 2,9 D. Izračunajte dužinu dipola.

Testovi

1. Dužina kovalentne veze je najveća u molekulu ....

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

2. Maksimalnu tendenciju stvaranja hemijskih jedinjenja sa jonskom vezom pokazuju atomi elemenata ....

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

3. Molekul BeF 2 (gasoviti berilijum fluorid) ima ... strukturu.

1) ugaona 2) linearna

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

3) Hcl, NI, HBr 4) NH 3, NCl 3, NF 3

2. π-veze se mogu formirati kao rezultat preklapanja elektronskih oblaka ... tipa.

1) s i p 2) s i s 3) p i p 4) s i d

3. Molekul amonijaka ima ... strukturu.

1) trigonalni 2) piramidalni

3) ugaoni 4) tetraedarski

1. Polaritet kovalentne veze raste u nizu ... .

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. U molekulu vodonik sulfida, ... su moguće.

1) samo σ-veze

2) samo π-veze

3) i σ- i π-veze

3. Molekul SnCl 4 (gasoviti kalaj hlorid) ima ... strukturu.

1) ugaona 2) linearna

1. Polaritet kovalentne veze u nizu HCl - HBr - HI ... .

1) povećava

2) se ne menja

3) smanjuje se

4) u početku opada, a zatim raste

2. Broj dvostrukih veza je isti u molekulima ... .

1) CO 2 i SO 3 2) H 2 SO 4 i HClO 4

3) SO 2 i H 2 SO 4 4) N 2 i C 2 H 2

3. Molekul SnCl 2 (gasoviti kalaj hlorid) ima ... strukturu.

1) ugaona 2) linearna

3) tetraedarski 4) piramidalni

1. U kristalima NaF, RbCl, CsCl hemijska veza ... .

Broj π-veza je isti u molekulima ... .

1) C 2 H 4 i CO 2 2) SO 3 i H 2 SO 4

3) N 2 i C 2 H 4 4) CO 2 i C 2 H 2

3. Molekul metana ima ... strukturu.

1) ugaoni 2) tetraedarski

3) piramidalni 4) trigonalni

1. U molekulima O 2, N 2, Cl 2, H 2 veza ....

1) jonski 2) kovalentno polarni

3) kovalentni nepolarni 4) metalni

2. Broj σ-veza je isti u ... molekulima.

1) C 2 H 4 i PCl 5 2) SO 2 i C 2 H 2

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

3. Molekul vodonik sulfida ima ... strukturu.

1) ugaoni 2) tetraedarski

3) linearni 4) piramidalni

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

2. U molekulu azota postoje ....

3) jedna σ- i dvije π-veze 4) jedna π- i dvije σ-veze

3. AlCl 3 molekul (gasoviti aluminij hlorid) ima ... strukturu.

3) tetraedarski 4) ugaoni

1. Dužina kovalentne veze je veća u drugom molekulu u slučaju jedinjenja ... .

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

2. Valentni ugao u nizu NH 3 - PH 3 - AsH 3 ....

1) smanjuje se

2) povećava

3) se ne menja

3. Molekul GaCl 3 (gasoviti galij hlorid) ima ... strukturu.

1) piramidalni 2) trigonalni

3) tetraedarski 4) ugaoni

1. U seriji LiF - BeF 2 - BF 3 - CF 4 - NF 3 - OF 2 - F 2 ....

2. Jonski tip veze ima ... .

1) kalijum hlorid 2) kiseonik(II) fluorid

3) ugljenik(IV) fluorid 4) fosfor(III) hlorid

3. Molekul MgCl 2 (gasoviti magnezijum hlorid) ima ... strukturu.

1) ugaona 2) linearna

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

2. Kovalentna polarna veza ima ....

1) dijamant 2) amonijak 3) fluor 4) kobalt

3. Molekul AsH 3 ima strukturu ... .

1) linearni 2) trigonalni

3) piramidalni 4) tetraedarski

1. U seriji NaCl - MgCl 2 - AlCl 3 - SiCl 4 - PCl 3 - Cl 2 ....

1) ionska priroda veze je poboljšana

2) kovalentna priroda veze je poboljšana

3) kovalentna priroda veze slabi

4) jonska priroda veze se ne menja

2. Kovalentna nepolarna veza ima ....

1) natrijum hlorid 2) hlor

3) hlorovodonik 4) cink

3. Molekul CCl 4 ima strukturu ....

1) ugaona 2) piramidalna

1. Kovalentnu vezu formira mehanizam donor-akceptor u ....

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

2. U molekulu N 2 atomi dušika imaju ....

1) valencija je jednaka oksidacionom stanju

2) valencija je veća od stepena oksidacije

3) valencija i oksidaciono stanje su suprotnog predznaka

4) valencija je manja od stepena oksidacije

3. Molekul vodonik sulfida ima strukturu ... .

1) linearni 2) ugaoni

3) piramidalni 4) tetraedarski

1. Valentni ugao u nizu molekula H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te ... .

1) smanjuje se

2) povećava

3) se ne menja

4) prvo raste, a zatim opada

2. Maksimalnu tendenciju stvaranja jedinjenja sa jonskom vezom pokazuju elementi ....

1) Rb i F 2) Cu i F 3) H i F 4) C i F

3. Molekul GeCl 2 [gasoviti germanijum (II) hlorid] ima ... strukturu.

1) linearni 2) ugaoni

3) piramidalni 4) tetraedarski

1. Valentni ugao u nizu molekula NH 3 , PH 3 , AsH 3 ... .

1) povećava

2) smanjuje

3) se ne menja

4) prvo raste, a zatim opada

2. Kada se u molekulu HBr formira veza, preklapaju se elektronski oblaci tipa ….

3. Molekul GeCl 4 [gasoviti germanijum hlorid (IV)] ima ... strukturu.

1) linearni 2) ugaoni

3) piramidalni 4) tetraedarski

Jačina hemijske veze u seriji BF 3 - AlF 3 - GaF 3 - InF 3 ....

1) smanjuje se

2) povećava

3) se ne menja

4) prvo raste, a zatim opada

2. Kada se formiraju veze u molekulu kiseonika, elektronski oblaci tipa … se preklapaju.

1) s i s 2) s i p 3) p i p 4) p i d

3. Molekul BCl 3 ima ... strukturu.

1) linearni 2) trigonalni

3) piramidalni 4) tetraedarski

1. Jačina kovalentne veze u nizu H 2 S - H 2 Se - H 2 Te ....

1) smanjuje se

2) povećava

3) se ne menja

4) prvo opada, a zatim raste

2. Tokom formiranja veza u molekulu azota, elektronski oblaci tipa … se preklapaju.

1) s i s 2) s i p 3) p i p 4) p i d

3. Molekul OF 2 ima strukturu ....

1) linearni 2) piramidalni

3) tetraedarski 4) ugaoni

1. Jačina hemijske veze u seriji SnCl 4 - GeCl 4 - SiCl 4 - CCl 4 ....

1) smanjuje se

2) povećava

3) se ne menja

4) prvo raste, a zatim opada

2. Dužina kovalentne veze je najmanja u molekulu ... .

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

3. Fosfin PH 3 molekul ima ... strukturu

1) piramidalni 2) tetraedarski

3) ugaoni 4) trougaoni

1. Dužina kovalentne veze je najmanja u molekulu ....

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

2. U molekulu amonijaka nastaju ....

1) samo σ-veze 2) samo π-veze

3) jedna σ- i dvije π-veze 4) dvije σ- i jedna π-veza

1) piramidalni 2) trigonalni

3) tetraedarski 4) ugaoni

1. Dužina kovalentne veze raste u nizu ... .

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. Jonski tip veze ima ... .

1) bor hlorid 2) cezijum hlorid

3) fosfor(III) hlorid 4) hlorovodonik

3. Molekul GeCl 2 (gasoviti germanijum hlorid) ima strukturu ....

1) ugaona 2) linearna

1. Jačina kovalentne veze u nizu H 2 Se - H 2 S - H 2 O ....

1) smanjuje se

2) povećava

3) se ne menja

4) prvo raste, a zatim opada

2. Kovalentna veza se formira između atoma ... .

1) nemetali

2) tipični nemetalni i metalni

3) metal

1. Molekul PbCl 2 (gasoviti olovni hlorid) ima ... strukturu.

1) ugaona 2) linearna

3) trigonalni 4) piramidalni

1. Dužina veze se povećava u nizu ... .

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. Molekul PbCl 4 (gasoviti olovni hlorid) ima ... strukturu.

1) ugaona 2) linearna

3) piramidalni 4) tetraedarski

1. Dužina kovalentne veze je najmanja u molekulu ....

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

2. Primjer nepolarnog molekula koji ima polarne kovalentne veze je ....

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

3. Molekul CCl 4 ima ... strukturu.

1) ugaona 2) linearna

3) tetraedarski 4) piramidalni

1. Jonski tip veze ima ....

1) led 2) kuhinjska so

3) dijamant 4) metalni bakar

2. Elektronske orbitale atoma berilijuma u molekuli BeH 2 (gasoviti berilijum hidrid) su hibridizovane ... po tipu.

3. Molekul Ven 2 (gasoviti berilijum hidrid) ima ... strukturu.

1) ugaona 2) linearna

3) trigonalni 4) tetraedarski

1. Formiranje ionske kristalne rešetke tipično je za ....

1) cezijum jodid 2) grafit

3) jod 4) led

2. Elektronske orbitale atoma aluminija u molekulu AlCl 3 (gasoviti aluminij hlorid) su hibridizirane ... po tipu.

1) sp 2) sp 2 3) sp 3 4) s 2 str

3. Molekul AlCl 3 (gasoviti aluminijum hlorid) ima strukturu ....

1) ugaona 2) linearna

3) trigonalni 4) piramidalni

1. Polaritet kovalentne veze opada u nizu ... .

1) HF, NI, HCl 2) NH 3, H 2 O, HF

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

2. Elektronske orbitale atoma germanija u molekulu GeCl 4 (gasoviti germanijum hlorid) su hibridizovane ... po tipu.

3. Molekul GeCl 4 (gasoviti germanijum hlorid) ima ... strukturu.

1) ugaona 2) linearna

3) piramidalni 4) tetraedarski

1. U molekulima HCl, NH 3, H 2 Se hemijska veza ....

1) vodonik 2) kovalentno polarni

3) kovalentni nepolarni 4) jonski

2. Primjer polarne molekule koja ima polarne kovalentne veze je ....

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

3. Molekul H 2 Se ima ... strukturu.

1) piramidalni 2) ugaoni

3) tetraedarski 4) linearni

1. Stepen jonske veze u nizu NiCl 2 - CaCl 2 - KCl - RbCl ....

1) pojačava

2) slabi

3) se ne menja

4) prvo raste, a zatim opada

2. Primjer nepolarnog molekula koji ima kovalentne polarne veze je ....

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

3. Vodikova veza povezuje molekule ....

1) vodonik 2) fluorovodonik

3) vodonik telurid 4) arsen hidrid

1. Stepen jonske veze u nizu AlCl 3 - SiCl 4 - PCl 5 ....

1) smanjuje se

2) povećava

3) se ne menja

4) prvo raste, a zatim opada

2. Orbitale atoma silicija u molekulu SiH 4 su hibridizirane ... po tipu.

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

3. Molekul silana SiH 4 ima ... strukturu.

1) piramidalni 2) ugaoni

3) tetraedarski 4) trigonalni

Književnost

1) Kileev R.G., Vekshin V.V. Priručnik o opštoj hemiji, - Izhevsk: Izdavačka kuća "Udmurt University", 2004. - P.101-138.

2) Hemija: Udžbenik za studente visokoškolskih ustanova / N.N. Volkov, M.A. Melikhova. - M.: Izdavački centar "Akademija", 2007. - S.28-44.

3) Slesarev S.31-47

4) Glinka S.97-157 (udžbenik i zadatak)

5) Knjažev S.145-193

6) Ugai S.56-98

Termin "hemijska veza" uveo je A.M. Butlerov 1863. godine.

1 džul je rad koji izvrši sila od 1 N na putu od 1 m.

Energija od 1 kJ može podići 1 kg tereta za 102 m ili 102 kg tereta za 1 m. Y. Mayer je 1842. odredio mehanički ekvivalent topline jednak 427 kgm/kcal. Iz ovoga (uzimajući u obzir činjenicu da je 1 kcal = 418,68 kJ) proizlazi da je formiranje hem. veza u 1 mol tvari, oslobađa se energija koja može proizvesti rad jednak 10.200 - 102.000 kgm. To znači da 1 mol tvari ima dovoljno energije da podigne teret težine 10,2 - 102 tone po 1 m ili, obrnuto, da podigne 1 kg za 102 - 1020 m.

Po analogiji sa atomskim s-, p-, d-, f-orbitalama, molekularne orbitale se označavaju grčkim slovima σ, π, δ, φ.

13 sati (pikometar) = 10 -12 m.

Valence(od lat. valentia- snaga) atoma je sposobnost atoma elementa da formira hemijske veze; Kvantitativna mjera valencije (u okviru metode valentnih veza) je broj veza koje formira dati atom sa drugim atomima ili atomskim grupama.
Valentnost (kovalentnost) atoma elementa općenito je određena brojem orbitala koje se mogu koristiti u formiranju kemijskih veza.

Hibridne orbitale su označene slovom "g".

Kovalentna polarna veza će također biti veza između atoma atipičnih metala i nemetala u slučaju male razlike u vrijednostima njihovih EO, na primjer, AlBr 3 , GeH 4 itd.

Efektivni (stvarni) naboj atoma je naboj koji nastaje na atomu zbog pomaka u gustoći elektrona u molekulu prema elektronegativnijem atomu. U ovom slučaju, elektronegativniji atom dobija negativan efektivni naboj (označen je „-δ“, a partnerski atom u molekuli dobija pozitivan naboj „+δ“). Vrijednost efektivnog naboja mjeri se u jedinicama apsolutnog naboja elektrona. Za atome koji formiraju kovalentnu nepolarnu vezu, efektivni naboj je nula, na primjer, H–H. Efektivni naboj može poslužiti kao mjera ionnosti kovalentne veze. Na primjer, za klorovodik HCl δ H = +0,2, δ Cl = -0,2, a veza u molekuli HCl je otprilike 20% jonska, odnosno polarna je i blizu kovalentne; u natrijum hloridu NaCl δ Na = +0,8, δ Cl = -0,8 i možemo reći da je veza 80% jonska.

Unutar periodnog sistema hem. elemenata s povećanjem rednog broja elementa, vrijednosti efektivnih naboja atoma u monoatomskim spojevima se smanjuju. U glavnim podgrupama, sa povećanjem rednog broja elementa, efektivni naboji rastu. Efektivni naboj atoma istog elementa u različitim jedinjenjima opada sa smanjenjem polariteta veze.

U molekulima jedinjenja HF, H 2 O, NH 3 postoje vodonične veze sa jako elektronegativnim elementom (H–F, H–O, H–N). Između molekula takvih spojeva mogu nastati intermolekularne vodonične veze. U nekim organskim molekulima koji sadrže H–O, H–N veze, intramolekularne vodonične veze.

Mehanizam stvaranja vodonične veze je dijelom elektrostatički, dijelom donor-akceptorski. U ovom slučaju, atom jako elektronegativnog elementa (F, O, N) djeluje kao donor elektronskog para, a atomi vodika povezani s tim atomima djeluju kao akceptor. Kao i kod kovalentnih veza, vodonične veze karakteriziraju orijentacija u svemiru i zasićenost.

Vodikova veza se obično označava tačkama: H ··· F. Vodikova veza je izraženija što je veća elektronegativnost atoma partnera i što je manja njegova veličina. Karakteristično je prvenstveno za jedinjenja fluora, kao i za kiseonik, u manjoj meri za azot, u još manjoj meri za hlor i sumpor. Shodno tome, mijenja se i energija vodonične veze (Tabela 1).

Tabela 1. Prosječne vrijednosti energija vodonične veze

Intermolekularna i intramolekularna vodikova veza

Zahvaljujući vodikovim vezama, molekuli se kombinuju u dimere i složenije saradnike.Molekuli vode formiraju asocijacije (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, (H 2 O) 4; alkohol ( C 2 H 5 OH) 4 . Ovo objašnjava povećanje tačke ključanja alkohola u odnosu na ugljovodonike.Uočeno je dobro otapanje metanola i etanola u vodi.Vodikova veza koja je nastala između molekula naziva se intermolekularna.

Na primjer, formiranje parahidroksibenzaldehidnog dimera može se predstaviti sljedećom shemom (slika 1).

Rice. 1. Formiranje međumolekularnih vodoničnih veza uparahidroksibenzaldehid.

Vodikove veze mogu nastati i između različitih molekula (intermolekularna vodikova veza) i unutar molekula (intramolekularna vodikova veza).Intramolekularne vodikove vezea nalaze se u polihidričnim alkoholima, ugljikohidratima, proteinima i drugim organskim tvarima.

Utjecaj vodonične veze na svojstva tvari

Najprikladniji pokazatelj postojanja međumolekularne vodikove veze je tačka ključanja supstance. Viša tačka ključanja vode (100 o C u poređenju sa vodikovim jedinjenjima elemenata podgrupe kiseonika (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) je zbog prisustva vodoničnih veza: potrebna je dodatna energija za uništavanje intermolekularnih vodonične veze u vodi.

Vodikova veza može značajno utjecati na strukturu i svojstva tvari. Postojanje međumolekularnih vodoničnih veza povećava tačke topljenja i ključanja supstanci. Prisustvo intramolekularne vodikove veze dovodi do činjenice da je molekul deoksiribonukleinske kiseline (DNK) presavijen u dvostruku spiralu u vodi.

Vodikova veza takođe igra važnu ulogu u procesima rastvaranja, jer rastvorljivost takođe zavisi od sposobnosti jedinjenja da formira vodonične veze sa rastvaračem. Kao rezultat toga, tvari koje sadrže OH grupe kao što su šećer, glukoza, alkoholi, karboksilne kiseline, u pravilu su vrlo topljive u vodi.

Primeri jedinjenja: monohidrični (metanol, etanol) i polihidrični alkoholi (glicerol, etilen glikol), karboksilne kiseline, amini, aminokiseline, proteini, voda, amonijak, fluorovodonik, karboksilne kiseline koje sadrže kiseonik.