Τα μόρια δεν σχηματίζουν δεσμούς υδρογόνου. Δεσμός υδρογόνου, διαμοριακή αλληλεπίδραση

2. Προσδιορισμός του δεσμού υδρογόνου

Ο δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ των ατόμων υδρογόνου ενός μορίου και ενός ατόμου ενός έντονα ηλεκτραρνητικού στοιχείου (O, N, F) ενός άλλου μορίου ονομάζεται δεσμός υδρογόνου.

Μπορεί να προκύψει το ερώτημα: γιατί ακριβώς το υδρογόνο σχηματίζει έναν τόσο συγκεκριμένο χημικό δεσμό;

Αυτό συμβαίνει επειδή η ατομική ακτίνα του υδρογόνου είναι πολύ μικρή. Επιπλέον, όταν ένα μεμονωμένο ηλεκτρόνιο εκτοπίζεται ή δίνεται πλήρως, το υδρογόνο αποκτά σχετικά υψηλό θετικό φορτίο, λόγω του οποίου το υδρογόνο ενός μορίου αλληλεπιδρά με άτομα ηλεκτραρνητικά στοιχεία που έχουν μερικό αρνητικό φορτίο που αποτελεί μέρος άλλων μορίων (HF, Η2Ο, ΝΗ3).

Ας δούμε μερικά παραδείγματα. Συνήθως αντιπροσωπεύουμε τη σύνθεση του νερού με τον χημικό τύπο H 2 O. Ωστόσο, αυτό δεν είναι απολύτως ακριβές. Θα ήταν πιο σωστό να υποδηλωθεί η σύνθεση του νερού με τον τύπο (H 2 O) n, όπου n \u003d 2.3.4, κ.λπ. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι μεμονωμένα μόρια νερού διασυνδέονται μέσω δεσμών υδρογόνου.

Οι δεσμοί υδρογόνου συνήθως υποδηλώνονται με τελείες. Είναι πολύ πιο αδύναμος από έναν ιοντικό ή ομοιοπολικό δεσμό, αλλά ισχυρότερος από τη συνηθισμένη διαμοριακή αλληλεπίδραση.

Η παρουσία δεσμών υδρογόνου εξηγεί την αύξηση του όγκου του νερού με τη μείωση της θερμοκρασίας. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι όσο μειώνεται η θερμοκρασία, τα μόρια δυναμώνουν και επομένως μειώνεται η πυκνότητα της «συσκευασίας» τους.

Κατά τη μελέτη της οργανικής χημείας, προέκυψε και το εξής ερώτημα: γιατί τα σημεία βρασμού των αλκοολών είναι πολύ υψηλότερα από αυτά των αντίστοιχων υδρογονανθράκων; Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι σχηματίζονται και δεσμοί υδρογόνου μεταξύ μορίων αλκοόλης.

Αύξηση του σημείου βρασμού των αλκοολών συμβαίνει επίσης λόγω της μεγέθυνσης των μορίων τους. Ο δεσμός υδρογόνου είναι επίσης χαρακτηριστικός πολλών άλλων οργανικών ενώσεων (φαινόλες, καρβοξυλικά οξέα κ.λπ.). Είναι γνωστό από τα μαθήματα της οργανικής χημείας και της γενικής βιολογίας ότι η παρουσία ενός δεσμού υδρογόνου εξηγεί τη δευτερογενή δομή των πρωτεϊνών, τη δομή της διπλής έλικας του DNA, δηλαδή το φαινόμενο της συμπληρωματικότητας.

3. Τύποι δεσμών υδρογόνου

Υπάρχουν δύο τύποι δεσμών υδρογόνου: οι ενδομοριακοί και οι διαμοριακοί δεσμοί υδρογόνου. Εάν ένας δεσμός υδρογόνου ενώνει μέρη ενός μορίου, τότε μιλούν για ενδομοριακό δεσμό υδρογόνου. Αυτό ισχύει ιδιαίτερα για πολλές οργανικές ενώσεις. Εάν σχηματιστεί δεσμός υδρογόνου μεταξύ του ατόμου υδρογόνου ενός μορίου και του ατόμου μη μετάλλου ενός άλλου μορίου (διαμοριακός δεσμός υδρογόνου), τότε τα μόρια σχηματίζουν αρκετά ισχυρά ζεύγη, αλυσίδες, δακτυλίους. Έτσι, το μυρμηκικό οξύ υπάρχει τόσο σε υγρή όσο και σε αέρια κατάσταση με τη μορφή διμερών:

και το αέριο υδροφθόριο περιέχουν πολυμερή μόρια, συμπεριλαμβανομένων έως και τεσσάρων σωματιδίων HF. Ισχυροί δεσμοί μεταξύ των μορίων μπορούν να βρεθούν στο νερό, την υγρή αμμωνία, τις αλκοόλες. Τα άτομα οξυγόνου και αζώτου που είναι απαραίτητα για το σχηματισμό δεσμών υδρογόνου περιέχουν όλους τους υδατάνθρακες, τις πρωτεΐνες, τα νουκλεϊκά οξέα. Είναι γνωστό, για παράδειγμα, ότι η γλυκόζη, η φρουκτόζη και η σακχαρόζη είναι τέλεια διαλυτά στο νερό. Σημαντικό ρόλο σε αυτό παίζουν οι δεσμοί υδρογόνου που σχηματίζονται σε διάλυμα μεταξύ μορίων νερού και πολυάριθμων ομάδων ΟΗ υδατανθράκων.

4. Ενέργεια δεσμού υδρογόνου

Υπάρχουν διάφορες προσεγγίσεις για τον χαρακτηρισμό των δεσμών υδρογόνου. Το κύριο κριτήριο είναι η ενέργεια του δεσμού υδρογόνου (R–X–H…B–Y), η οποία εξαρτάται τόσο από τη φύση των ατόμων Χ και Β όσο και από τη γενική δομή των μορίων RXH και BY. Ως επί το πλείστον, είναι 10–30 kJ/mol, αλλά σε ορισμένες περιπτώσεις μπορεί να φτάσει τα 60–80 kJ/mol και ακόμη υψηλότερα. Σύμφωνα με τα ενεργειακά χαρακτηριστικά διακρίνονται οι ισχυροί και οι ασθενείς δεσμοί υδρογόνου. Η ενέργεια σχηματισμού ισχυρών δεσμών υδρογόνου είναι 15–20 kJ/mol και άνω. Αυτά περιλαμβάνουν δεσμούς O–H…O στο νερό, αλκοόλες, καρβοξυλικά οξέα, δεσμούς O–H…N, N–H…O και N–H…N σε ενώσεις που περιέχουν ομάδες υδροξυλίου, αμιδίου και αμίνης, για παράδειγμα, σε πρωτεΐνες. Οι αδύναμοι δεσμοί υδρογόνου έχουν ενέργεια σχηματισμού μικρότερη από 15 kJ/mol. Το κατώτερο όριο ενέργειας του δεσμού υδρογόνου είναι 4–6 kJ/mol, για παράδειγμα, δεσμοί C–H…O σε κετόνες, αιθέρες και υδατικά διαλύματα οργανικών ενώσεων.

Οι ισχυρότεροι δεσμοί υδρογόνου σχηματίζονται όταν ένα μικρό υδρογόνο (σκληρό οξύ) συνδέεται ταυτόχρονα με δύο μικρά, άκρως ηλεκτραρνητικά άτομα (σκληρές βάσεις). Το ταίριασμα τροχιακών παρέχει καλύτερη αλληλεπίδραση οξέος-βάσης και οδηγεί σε ισχυρότερους δεσμούς υδρογόνου. Δηλαδή, ο σχηματισμός ισχυρών και αδύναμων δεσμών υδρογόνου μπορεί να εξηγηθεί από τη σκοπιά της έννοιας των σκληρών και μαλακών οξέων και βάσεων (αρχή του Pearson, η αρχή του HICA).

Η ενέργεια του δεσμού Η αυξάνεται με την αύξηση του θετικού φορτίου στο άτομο υδρογόνου του δεσμού Χ-Η και με την αύξηση του δέκτη πρωτονίων του ατόμου Β (η βασικότητά του). Αν και ο σχηματισμός ενός δεσμού υδρογόνου εξετάζεται από τη σκοπιά μιας αλληλεπίδρασης οξέος-βάσης, ωστόσο, η ενέργεια σχηματισμού των Η-συμπλοκών δεν συσχετίζεται αυστηρά τόσο με την κλίμακα οξύτητας όσο και με την κλίμακα βασικότητας.

Ανάλογη εικόνα παρατηρείται και στην περίπτωση των μερκαπτανών και των αλκοολών. Οι μερκαπτάνες είναι ισχυρότερα οξέα από τις αλκοόλες, αλλά οι αλκοόλες σχηματίζουν ισχυρότερους συνεργάτες. Ο λόγος για τέτοιες εμφανείς ανωμαλίες είναι αρκετά κατανοητός, δεδομένου ότι η οξύτητα καθορίζεται από την τιμή του pKa σύμφωνα με τα αποτελέσματα του πλήρους σχήματος αλληλεπίδρασης οξέος-βάσης (πριν από το σχηματισμό επιδιαλυτωμένων ιόντων) και το σχηματισμό ενός μοριακού συμπλόκου με έναν δεσμό Η είναι μόνο το πρώτο στάδιο αυτής της διαδικασίας, το οποίο δεν περιλαμβάνει το σπάσιμο του δεσμού Χ. N. Στους αδρανείς διαλύτες, η αλληλεπίδραση οξέος-βάσης συνήθως σταματά στο στάδιο του συμπλέγματος Η.

Όσον αφορά τη βασικότητα των οργανικών ενώσεων και την ικανότητά τους να συμμετέχουν στο σχηματισμό δεσμών Η, υπάρχουν επίσης μεγάλες διαφορές εδώ. Έτσι, με την ίδια ικανότητα να σχηματίζουν δεσμούς υδρογόνου, ο βαθμός βασικότητας των αμινών είναι 5 τάξεις μεγέθους υψηλότερος από εκείνον των πυριδινών και 13 τάξεις μεγέθους υψηλότερος από εκείνον των υποκατεστημένων καρβονυλικών ενώσεων.

Με βάση πειραματικά δεδομένα, καθιερώθηκε μια γραμμική συσχέτιση μεταξύ του βαθμού μεταφοράς φορτίου και της ενέργειας των διαμοριακών δεσμών Η, που είναι ένα σημαντικό επιχείρημα υπέρ της φύσης δότη-δέκτη των τελευταίων. Οι στερικοί παράγοντες μπορούν να έχουν σημαντική επίδραση στο σχηματισμό ενός δεσμού υδρογόνου. Για παράδειγμα, οι ορθο-υποκατεστημένες φαινόλες είναι λιγότερο επιρρεπείς σε αυτό-σύνδεση από τα αντίστοιχα μετα- και παρα-ισομερή· η σύνδεση απουσιάζει εντελώς στην 2,6-δι-τριτ.-βουτυλφαινόλη. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο αριθμός των μοριακών συμπλεγμάτων στο μείγμα μειώνεται και είναι πολύ λιγότερο συνηθισμένα στην αέρια φάση.

Στην αρχή του μαθήματος σημειώθηκε ότι ο δεσμός υδρογόνου καταλαμβάνει μια ενδιάμεση θέση μεταξύ του αληθινού (σθένους) χημικού δεσμού και της ασθενής διαμοριακής αλληλεπίδρασης. Πού είναι πιο κοντά; Η απάντηση είναι διφορούμενη, αφού το εύρος των διακυμάνσεων στις ενέργειες των δεσμών Η είναι αρκετά ευρύ. Αν μιλάμε για ισχυρούς δεσμούς υδρογόνου που μπορούν να έχουν σημαντική επίδραση στις ιδιότητες των ουσιών, τότε είναι πιο κοντά στους αληθινούς χημικούς δεσμούς. Και αυτό καθορίζεται όχι μόνο από τη μάλλον υψηλή ενέργεια του δεσμού Η, αλλά και από το γεγονός ότι εντοπίζεται στο διάστημα, η γέφυρα υδρογόνου έχει τους δικούς της «προσωπικούς» συνεργάτες. Η κατεύθυνση δράσης του δεσμού υδρογόνου είναι επίσης σταθερή, αν και όχι τόσο άκαμπτη όσο για τους αληθινούς χημικούς δεσμούς.

Δεσμός υδρογόνου από διαμοριακό. Εάν ο σχηματισμός δεσμών Η ανιχνεύεται φασματικά, αλλά δεν υπάρχουν ενδείξεις συσχέτισης, αυτό είναι μια σωστή ένδειξη της ενδομοριακής φύσης του δεσμού υδρογόνου. Επιπλέον, ο διαμοριακός δεσμός Η (και η φασματική του εκδήλωση) εξαφανίζεται σε χαμηλή συγκέντρωση ουσίας σε ουδέτερο διαλύτη, ενώ ο ενδομοριακός δεσμός Η παραμένει υπό αυτές τις συνθήκες. Υδρογόνο...

v δεσμός υδρογόνου

Ø Δεσμός υδρογόνου ονομάζεται ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση ενός ατόμου υδρογόνου, που σχετίζεται με ένα έντονα ηλεκτραρνητικό στοιχείο, με άλλα άτομα.

Οι δεσμοί υδρογόνου σχηματίζονται από ένα άτομο υδρογόνου που συνδέεται με ένα άτομο φθορίου, οξυγόνου ή αζώτου. Η ηλεκτραρνητικότητα άλλων στοιχείων δεν επαρκεί για να αναγκάσει το άτομο υδρογόνου που σχετίζεται με αυτά να σχηματίσει έναν ισχυρό δεσμό υδρογόνου. Ας εξετάσουμε τον μηχανισμό σχηματισμού δεσμού υδρογόνου χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αλληλεπίδρασης μορίων υδροφθορίου. Η υψηλή ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου φθορίου οδηγεί στο γεγονός ότι ο δεσμός υδρογόνου-φθορίου σε αυτό το μόριο είναι εξαιρετικά πολικός και το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται σε φθόριο H®F. Δεδομένου ότι το άτομο υδρογόνου δεν έχει εσωτερικό κέλυφος ηλεκτρονίων, το τράβηγμα του ηλεκτρονίου σθένους του εκθέτει σχεδόν πλήρως τον πυρήνα, ο οποίος είναι ένα στοιχειώδες σωματίδιο - ένα πρωτόνιο. Για το λόγο αυτό, ένα εξαιρετικά πολωμένο άτομο υδρογόνου έχει ένα πολύ ισχυρό ηλεκτροστατικό πεδίο, λόγω του οποίου έλκεται από το άτομο φθορίου ενός άλλου μορίου υδροφθορίου με το σχηματισμό ενός δεσμού υδρογόνου:

Ο δεσμός υδρογόνου έχει τα ακόλουθα χαρακτηριστικά:

1. Ο δεσμός υδρογόνου είναι κορεσμένος. Το άτομο υδρογόνου σχηματίζει μόνο έναν δεσμό υδρογόνου. οι εταίροι της μπορούν να συμμετέχουν στο σχηματισμό αρκετών δεσμών υδρογόνου.

2. Ο δεσμός υδρογόνου είναι κατευθυντικός. Το θραύσμα X-H × × × Y είναι συνήθως γραμμικό, αν και σε ορισμένες περιπτώσεις μπορεί να είναι γωνιακό, αλλά η τιμή της γωνίας δεσμού δεν διαφέρει πολύ από τις 180°.

3. Η ενέργεια του δεσμού υδρογόνου είναι χαμηλή (8-40 kJ/mol) και αντιπροσωπεύει μια τιμή της ίδιας τάξης με την ενέργεια της διαμοριακής αλληλεπίδρασης. Η ισχύς του δεσμού υδρογόνου είναι όσο μεγαλύτερη, τόσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα του εταίρου του ατόμου υδρογόνου. Άρα η ενέργεια του δεσμού H××××F είναι 25-40 kJ/mol, ο δεσμός H××××O - 19-21 kJ/mol, οι δεσμοί N××××H και S×××H - περίπου 8 kJ/ mol.

4. Ο δεσμός υδρογόνου είναι ασύμμετρος: στα θραύσματα X-H × × × X, το μήκος του δεσμού H × × × X είναι μεγαλύτερο από το μήκος του H-X.

Ένας δεσμός υδρογόνου είναι μακρύτερος από έναν ομοιοπολικό δεσμό και έχει λιγότερη ενέργεια. Ωστόσο, έχει πολύ μεγάλη επίδραση στις φυσικές ιδιότητες των ουσιών, αυξάνοντας σημαντικά τα σημεία τήξης και βρασμού τους. Άρα, το υδροφθόριο έχει τόσο pl. -83 °С και bp. +20 °С, ενώ το πλησιέστερο ανάλογό του, το υδροχλώριο, λιώνει στους -114 °С και βράζει στους -85 °С. Στην πραγματικότητα, λόγω των δεσμών υδρογόνου, το φθοροφθόριο είναι ένα πολυμερές που αρχίζει να διασπάται μερικώς μόνο σε θερμοκρασία κοντά στο σημείο βρασμού. Αλλά ακόμη και στην αέρια φάση, το υδροφθόριο υπάρχει με τη μορφή μικρών συνεργατών μορίων, κυρίως με τη μορφή διμερών. Το υδροφθόριο υπάρχει με τη μορφή μονομερών μορίων μόνο σε θερμοκρασίες άνω των 90 °C. Πολύ ισχυροί δεσμοί υδρογόνου σχηματίζονται από ένα μόριο νερού που περιβάλλεται σε κρυσταλλική κατάσταση (πάγος) από τέσσερις γείτονες.

Ένα τρισδιάστατο δίκτυο δεσμών υδρογόνου χτισμένο από τετράεδρα υπάρχει επίσης σε υγρό νερό σε όλο το εύρος θερμοκρασίας από το λιώσιμο του πάγου μέχρι το βρασμό.

Μαζί με τα διαμοριακά, υπάρχουν ενδομοριακήδεσμούς υδρογόνου, οι οποίοι δεν έχουν τόσο σημαντική επίδραση στις φυσικές ιδιότητες της ουσίας.

Το μυρμηκικό οξύ HCOOH και πολλά άλλα καρβοξυλικά οξέα σε υγρή και αέρια κατάσταση σχηματίζουν κυκλικά διμερή λόγω δεσμών υδρογόνου.

Οι δεσμοί υδρογόνου παίζουν πολύ σημαντικό ρόλο στην οργάνωση πολλών βιολογικά σημαντικών μακρομορίων (α-έλικες και β-δομές πρωτεϊνών και πολυπεπτιδίων, διπλή έλικα DNA κ.λπ.).

v Δυνάμεις διαμοριακής αλληλεπίδρασης .

Ø Δυνάμεις διαμοριακής αλληλεπίδρασης (δυνάμεις van der Waals) ονομάζονται οι δυνάμεις ηλεκτροστατικής έλξης των διπόλων της ύλης.

Αυτός ο τύπος αλληλεπίδρασης ατομικών και μοριακών σωματιδίων διακρίνεται από μια σειρά από χαρακτηριστικά:

1. Η διαμοριακή αλληλεπίδραση είναι σχετικά ασθενής. Οι αντίστοιχες επιδράσεις είναι μία ή δύο τάξεις μεγέθους μικρότερες από τις θερμικές επιδράσεις του σχηματισμού ομοιοπολικών δεσμών. Έτσι, η ενέργεια δέσμευσης για το μόριο H 2 είναι 432 kJ/mol, ενώ η ενθαλπία εξάχνωσης του κρυσταλλικού υδρογόνου που σχετίζεται με τη διαμοριακή αλληλεπίδραση είναι 2,1 kJ/mol.

2. Η διαμοριακή αλληλεπίδραση δεν είναι ειδική. Οι δυνάμεις Van der Waals δρουν μεταξύ μιας μεγάλης ποικιλίας μορίων, ίδιων ή διαφορετικών.

3. Οι δυνάμεις Van der Waals είναι ηλεκτροστατικής φύσης και επομένως η διαμοριακή αλληλεπίδραση είναι ακόρεστη και μη κατευθυντική.

Σύμφωνα με την προέλευση των αλληλεπιδρώντων διπόλων, διακρίνονται τρεις τύποι δυνάμεων διαμοριακής αλληλεπίδρασης:

· Προσανατολιστική αλληλεπίδραση - ηλεκτροστατική έλξη μόνιμων διπόλων ύλης, τα οποία προσανατολίζονται μεταξύ τους από αντίθετους πόλους.

Η ενέργεια αλληλεπίδρασης προσανατολισμού δύο όμοιων μορίων (φαινόμενο προσανατολισμού) εκφράζεται με την ακόλουθη εξίσωση:

(9),

όπου m είναι η διπολική ροπή του μορίου, r είναι η απόσταση μεταξύ των μορίων.

· Επαγωγική αλληλεπίδραση – ηλεκτροστατική έλξη σταθερού και επαγόμενου (επαγόμενου) διπόλου.

(10),

όπου α είναι η πολωτική ικανότητα του μορίου.

· Αλληλεπίδραση διασποράς – ηλεκτροστατική έλξη στιγμιαίων μικροδιπόλων ύλης. Η εμφάνιση στιγμιαίων μικροδιπόλων προκαλείται από μια τυχαία παραβίαση της συμμετρίας της κατανομής της πυκνότητας ηλεκτρονίων στο σωματίδιο, που οδηγεί στην εμφάνιση και την εξαφάνιση ηλεκτρικών πόλων. Όταν εκδηλώνονται οι δυνάμεις της αλληλεπίδρασης διασποράς, στιγμιαία μικροδίπολα εμφανίζονται και εξαφανίζονται συγχρονισμένα, προσανατολισμένα με τέτοιο τρόπο ώστε τα σωματίδια να έλκονται.

(11),

όπου h είναι η σταθερά του Planck, n 0 είναι η συχνότητα δόνησης των μορίων σε απόλυτο μηδέν θερμοκρασία.

Φυσικά, η συμβολή της αλληλεπίδρασης διασποράς στην ενέργεια της διαμοριακής αλληλεπίδρασης αυξάνεται με την αύξηση της πολωσιμότητας του μορίου. Για παράδειγμα, για το HI, η ενέργεια αλληλεπίδρασης διασποράς (60,47 kJ/mol) είναι το 98,5% της ενέργειας των δυνάμεων διαμοριακής αλληλεπίδρασης.

Η δράση των δυνάμεων van der Waals οδηγεί στη σύγκλιση ατομικών και μοριακών σωματιδίων που δεν δεσμεύονται από έναν χημικό δεσμό σε μια ορισμένη κατάσταση ισορροπίας στην οποία οι δυνάμεις έλξης εξισορροπούνται από τις δυνάμεις απώθησης. Σε αυτή την περίπτωση, η απόσταση μεταξύ των ατόμων μπορεί να αναπαρασταθεί ως το άθροισμα των λεγόμενων ακτίνων van der Waals (Πίνακας 3.3).

Η έννοια του δεσμού υδρογόνου

Ένα άτομο υδρογόνου συνδεδεμένο με ένα έντονα ηλεκτραρνητικό άτομο (οξυγόνο, φθόριο, χλώριο, άζωτο) μπορεί να αλληλεπιδράσει με ένα μη κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων άλλου ισχυρά ηλεκτραρνητικού ατόμου αυτού ή άλλου μορίου για να σχηματίσει έναν ασθενή πρόσθετο δεσμό - έναν δεσμό υδρογόνου. Σε αυτή την περίπτωση, μπορεί να δημιουργηθεί μια ισορροπία

Εικόνα 1.

Η εμφάνιση ενός δεσμού υδρογόνου προκαθορίζεται από την αποκλειστικότητα του ατόμου υδρογόνου. Το άτομο υδρογόνου είναι πολύ μικρότερο από άλλα άτομα. Το ηλεκτρονιακό νέφος που σχηματίζεται από αυτό και το ηλεκτραρνητικό άτομο μετατοπίζεται έντονα προς το τελευταίο. Ως αποτέλεσμα, ο πυρήνας του υδρογόνου παραμένει ασθενώς θωρακισμένος.

Τα άτομα οξυγόνου των υδροξυλομάδων δύο μορίων καρβοξυλικών οξέων, αλκοολών ή φαινολών μπορούν να συγκλίνουν στενά λόγω του σχηματισμού δεσμών υδρογόνου.

Το θετικό φορτίο του πυρήνα ενός ατόμου υδρογόνου και το αρνητικό φορτίο ενός άλλου ηλεκτραρνητικού ατόμου έλκονται. Η ενέργεια της αλληλεπίδρασής τους είναι συγκρίσιμη με την ενέργεια του προηγούμενου δεσμού, επομένως το πρωτόνιο συνδέεται με δύο άτομα ταυτόχρονα. Ο δεσμός με το δεύτερο ηλεκτραρνητικό άτομο μπορεί να είναι ισχυρότερος από τον αρχικό δεσμό.

Ένα πρωτόνιο μπορεί να μετακινηθεί από το ένα ηλεκτραρνητικό άτομο στο άλλο. Το ενεργειακό εμπόδιο για μια τέτοια μετάβαση είναι αμελητέο.

Οι δεσμοί υδρογόνου συγκαταλέγονται στους χημικούς δεσμούς μέσης αντοχής, αλλά αν υπάρχουν πολλοί τέτοιοι δεσμοί, συμβάλλουν στο σχηματισμό ισχυρών διμερών ή πολυμερών δομών.

Παράδειγμα 1

Σχηματισμός δεσμού υδρογόνου στην ελικοειδή δομή του δεοξυριβονουκλεϊκού οξέος $\άλφα $, δομή κρυσταλλικού πάγου που μοιάζει με διαμάντι κ.λπ.

Το θετικό άκρο του διπόλου στην ομάδα υδροξυλίου βρίσκεται στο άτομο του υδρογόνου, επομένως ένας δεσμός μπορεί να σχηματιστεί μέσω του υδρογόνου με ανιόντα ή ηλεκτραρνητικά άτομα που περιέχουν μη κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.

Σχεδόν σε όλες τις άλλες πολικές ομάδες, το θετικό άκρο του διπόλου βρίσκεται μέσα στο μόριο και επομένως είναι δύσκολο να προσπελαστεί για δέσμευση. Για τα καρβοξυλικά οξέα $(R=RCO)$, τις αλκοόλες $(R=Alk)$, τις φαινόλες $(R=Ar)$ το θετικό άκρο του διπόλου $OH$ είναι έξω από το μόριο:

Παραδείγματα εύρεσης του θετικού άκρου του διπόλου $C-O, S-O, P-O$ μέσα στο μόριο:

Εικόνα 2. Ακετόνη, διμεθυλοσουλφοξείδιο (DMSO), εξαμεθυλοφωσφορικό τριαμίδιο (HMPTA)

Δεδομένου ότι δεν υπάρχουν στερικά εμπόδια, η σύνδεση υδρογόνου είναι εύκολη. Η δύναμή του καθορίζεται κυρίως από το γεγονός ότι είναι κυρίως ομοιοπολικής φύσης.

Τυπικά, η παρουσία ενός δεσμού υδρογόνου υποδεικνύεται με μια διακεκομμένη γραμμή μεταξύ του δότη και του δέκτη, για παράδειγμα, σε αλκοόλες

Εικόνα 3

Τυπικά, η απόσταση μεταξύ δύο ατόμων οξυγόνου και ενός δεσμού υδρογόνου είναι μικρότερη από το άθροισμα των ακτίνων van der Waals των ατόμων οξυγόνου. Πρέπει να υπάρχει αμοιβαία απώθηση των φλοιών ηλεκτρονίων των ατόμων οξυγόνου. Ωστόσο, οι απωστικές δυνάμεις ξεπερνιούνται με τη δύναμη του δεσμού υδρογόνου.

Η φύση του δεσμού υδρογόνου

Η φύση του δεσμού υδρογόνου έγκειται στον ηλεκτροστατικό χαρακτήρα και στον χαρακτήρα δότη-δέκτη. Ο κύριος ρόλος στο σχηματισμό της ενέργειας του δεσμού υδρογόνου διαδραματίζεται από την ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση. Στο σχηματισμό ενός διαμοριακού δεσμού υδρογόνου συμμετέχουν τρία άτομα, τα οποία βρίσκονται σχεδόν στην ίδια ευθεία, αλλά οι μεταξύ τους αποστάσεις, ταυτόχρονα, είναι διαφορετικές. (εξαίρεση αποτελεί ο σύνδεσμος $F-H\cdots F-$).

Παράδειγμα 2

Για διαμοριακούς δεσμούς υδρογόνου σε πάγο $-O-H\cdots OH_2$, η απόσταση $O-H$ είναι $0,097 $ nm και η απόσταση $H\cdots O$ είναι $0,179 $ nm.

Η ενέργεια των περισσότερων δεσμών υδρογόνου είναι της τάξης των $10-40 $ kJ/mol, η οποία είναι πολύ μικρότερη από την ενέργεια ενός ομοιοπολικού ή ιοντικού δεσμού. Συχνά μπορεί να παρατηρηθεί ότι η ισχύς των δεσμών υδρογόνου αυξάνεται με την αύξηση της οξύτητας του δότη και της βασικότητας του δέκτη πρωτονίων.

Σημασία του διαμοριακού δεσμού υδρογόνου

Ο δεσμός υδρογόνου παίζει ουσιαστικό ρόλο στις εκδηλώσεις των φυσικοχημικών ιδιοτήτων της ένωσης.

Οι δεσμοί υδρογόνου έχουν την ακόλουθη επίδραση στις ενώσεις:

Ενδομοριακοί δεσμοί υδρογόνου

Σε περιπτώσεις που είναι δυνατό το κλείσιμο ενός εξαμελούς ή πενταμελούς κύκλου, σχηματίζονται ενδομοριακοί δεσμοί υδρογόνου.

Η παρουσία ενδομοριακών δεσμών υδρογόνου στη σαλικυλαλδεΰδη και την ο-νιτροφαινόλη είναι ο λόγος της διαφοράς των φυσικών τους ιδιοτήτων από τις αντίστοιχες. μετα-και ζεύγος-ισομερή.

Η $o$-Υδροξυβενζαλδεΰδη ή η σαλικυλαλδεΰδη $(A)$ και η $o$-νιτροφαινόλη (B) δεν σχηματίζουν διαμοριακούς εταίρους, επομένως έχουν χαμηλότερα σημεία βρασμού. Είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό, αφού δεν συμμετέχουν στο σχηματισμό διαμοριακών δεσμών υδρογόνου με το νερό.

Εικόνα 5

Η $o$-Νιτροφαινόλη είναι ο μόνος από τους τρεις ισομερείς εκπροσώπους των νιτροφαινολών που είναι ικανός για απόσταξη με ατμό. Αυτή η ιδιότητα είναι η βάση για την απομόνωσή του από ένα μείγμα ισομερών νιτροφαινόλης, το οποίο σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της νίτρωσης των φαινολών.

Ο δεσμός υδρογόνου είναι ένας ειδικός τύπος δεσμού που είναι μοναδικός για τα άτομα υδρογόνου. Εμφανίζεται όταν ένα άτομο υδρογόνου συνδέεται με ένα άτομο από τα πιο ηλεκτραρνητικά στοιχεία, κυρίως φθόριο, οξυγόνο και άζωτο. Εξετάστε το σχηματισμό ενός δεσμού υδρογόνου στο παράδειγμα του υδροφθορίου. Το άτομο υδρογόνου έχει ένα μόνο ηλεκτρόνιο, λόγω του οποίου μπορεί να σχηματίσει μόνο έναν ομοιοπολικό δεσμό με τα άτομα των ηλεκτραρνητικών στοιχείων. Όταν σχηματίζεται ένα μόριο υδροφθορίου, εμφανίζεται ένας δεσμός H-F, που πραγματοποιείται από ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, το οποίο μετατοπίζεται σε ένα άτομο ενός πιο ηλεκτραρνητικού στοιχείου - του φθορίου.

Ως αποτέλεσμα αυτής της κατανομής της πυκνότητας ηλεκτρονίων, το μόριο υδροφθορίου είναι ένα δίπολο, ο θετικός πόλος του οποίου είναι ένα άτομο υδρογόνου. Λόγω του γεγονότος ότι το ζεύγος ηλεκτρονίων δέσμευσης μετατοπίζεται στο άτομο φθορίου, ο πυρήνας του ατόμου υδρογόνου εκτίθεται μερικώς και το ls-τροχιακό αυτού του ατόμου απελευθερώνεται μερικώς. Σε οποιοδήποτε άλλο άτομο, το θετικό φορτίο του πυρήνα, ακόμη και μετά την απομάκρυνση των ηλεκτρονίων σθένους, θωρακίζεται από εσωτερικά κελύφη ηλεκτρονίων, τα οποία παρέχουν απώθηση από τα κελύφη ηλεκτρονίων άλλων μορίων. Το υδρογόνο δεν έχει τέτοια κελύφη και ο πυρήνας είναι ένα εξαιρετικά μικρό θετικά φορτισμένο υποατομικό σωματίδιο - ένα πρωτόνιο (η διάμετρός του είναι περίπου 10 5 φορές μικρότερη από τις διαμέτρους άλλων ατόμων, λόγω της απουσίας ηλεκτρονίων έλκεται από το κέλυφος ηλεκτρονίων άλλου ουδέτερου ατόμου ή αρνητικά φορτισμένου ιόντος).

Η ένταση του ηλεκτρικού πεδίου κοντά στο μερικώς εκτεθειμένο άτομο υδρογόνου είναι τόσο μεγάλη που μπορεί να προσελκύσει έντονα τον αρνητικό πόλο του γειτονικού πολικού μορίου. Δεδομένου ότι αυτός ο αρνητικός πόλος δεν είναι παρά ένα άτομο φθορίου που έχει τρία μη δεσμευτικά ζεύγη ηλεκτρονίων, και 1s - το τροχιακό ενός ατόμου υδρογόνου είναι μερικώς κενό, τότε εμφανίζεται μια αλληλεπίδραση δότη-δέκτη μεταξύ του θετικά πολωμένου ατόμου υδρογόνου ενός μορίου και του αρνητικά πολωμένου άτομο φθορίου ενός άλλου, γειτονικού μορίου.

Έτσι, μαζί με την ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση, η αλληλεπίδραση δότη-δέκτη παίζει επίσης σημαντικό ρόλο στο σχηματισμό ενός δεσμού υδρογόνου. Ως αποτέλεσμα αυτής της αλληλεπίδρασης, προκύπτει ένας επιπλέον (δεύτερος) δεσμός με τη συμμετοχή ενός ατόμου υδρογόνου. Αυτό είναι δεσμός υδρογόνου . Συνήθως συμβολίζεται με κουκκίδες: …F–Н F–H… Το σύστημα τριών ατόμων που σχηματίζεται από δεσμούς υδρογόνου είναι, κατά κανόνα, γραμμικό.

Ένας δεσμός υδρογόνου διαφέρει από έναν ομοιοπολικό δεσμό σε ενέργεια και μήκος. Είναι μακρύτερο και λιγότερο ανθεκτικό από το ομοιοπολικό. Ενέργεια δεσμού υδρογόνου 8 - 40 kJ / mol, ομοιοπολική 80 - 400 kJ / mol. Έτσι, στο στερεό υδροφθόριο, το μήκος του ομοιοπολικού δεσμού F–H είναι 95 pm, ενώ ο δεσμός υδρογόνου H–F έχει μήκος 156 pm. Λόγω των δεσμών υδρογόνου μεταξύ των μορίων HF, οι στερεοί κρύσταλλοι υδροφθορίου αποτελούνται από ατελείωτες επίπεδες αλυσίδες ζιγκ-ζαγκ.

Οι δεσμοί υδρογόνου μεταξύ μορίων HF διατηρούνται εν μέρει σε υγρό και ακόμη και σε αέριο υδροφθόριο.

Ο δεσμός υδρογόνου γράφεται υπό όρους ως τρία σημεία και απεικονίζεται ως εξής:

όπου τα Χ, Υ είναι άτομα F, O, N, Cl, S

Η ενέργεια και το μήκος ενός δεσμού υδρογόνου καθορίζονται από τη διπολική ροπή του δεσμού Χ–Η και το μέγεθος του ατόμου Υ. Το μήκος του δεσμού υδρογόνου μειώνεται και η ενέργεια αυξάνεται με την αύξηση της διαφοράς μεταξύ των ηλεκτραρνητικοτήτων του τα άτομα Χ και Υ (και, κατά συνέπεια, η διπολική ροπή του δεσμού Χ–Η) και με μείωση του μεγέθους του ατόμου Υ.

Οι δεσμοί υδρογόνου σχηματίζουν επίσης μόρια στα οποία υπάρχουν δεσμοί O–H (για παράδειγμα, νερό H 2 O, υπερχλωρικό οξύ HClO 4, νιτρικό οξύ HNO 3, καρβοξυλικά οξέα RCOOH, φαινόλες C 6 H 5 OH, αλκοόλες ROH) και N–H (για παράδειγμα, αμμωνία NH3, θειοκυανικό οξύ HNCS, οργανικά αμίδια RCONH2 και αμίνες RNH2 και R2NH).

Οι ουσίες των οποίων τα μόρια συνδέονται με δεσμούς υδρογόνου διαφέρουν ως προς τις ιδιότητές τους από ουσίες που είναι παρόμοιες με αυτές στη δομή των μορίων, αλλά δεν σχηματίζουν δεσμούς υδρογόνου. Τα σημεία τήξης και βρασμού των ενώσεων με υδρογόνο των στοιχείων της ομάδας IVA, στα οποία δεν υπάρχουν δεσμοί υδρογόνου, μειώνονται σταδιακά με τη μείωση του αριθμού της περιόδου (Εικ. 15) Σε ενώσεις με υδρογόνο των στοιχείων των ομάδων VA-VIIA, αυτή η εξάρτηση παραβιάζεται. Τρεις ουσίες των οποίων τα μόρια συνδέονται με δεσμούς υδρογόνου (αμμωνία NH 3, νερό H 2 O και υδροφθόριο HF) έχουν πολύ υψηλότερα σημεία βρασμού και τήξης από τα αντίστοιχα. Επιπλέον, αυτές οι ουσίες έχουν μεγαλύτερα εύρη θερμοκρασίας ύπαρξης στην υγρή κατάσταση, υψηλότερες θερμότητες σύντηξης και εξάτμισης.

Σημαντικό ρόλο παίζει ο δεσμός υδρογόνου στις διαδικασίες κρυστάλλωσης και διάλυσης ουσιών, καθώς και στον σχηματισμό κρυσταλλικών ένυδρων.

Ο δεσμός υδρογόνου μπορεί να συμβεί όχι μόνο μεταξύ μορίων (διαμοριακός δεσμός υδρογόνου, MVS) , όπως συμβαίνει σε όλα τα παραδείγματα που συζητήθηκαν παραπάνω, αλλά και μεταξύ ατόμων του ίδιου μορίου (ενδομοριακός δεσμός υδρογόνου, VVS) . Για παράδειγμα, λόγω των ενδομοριακών δεσμών υδρογόνου μεταξύ των ατόμων υδρογόνου των αμινομάδων και των ατόμων οξυγόνου των καρβονυλικών ομάδων, σχηματίζονται ελικοειδείς πολυπεπτιδικές αλυσίδες, σχηματίζοντας μόρια πρωτεΐνης.

Οι δεσμοί υδρογόνου παίζουν σημαντικό ρόλο στις διαδικασίες αντιγραφής και βιοσύνθεσης πρωτεϊνών. Οι δύο κλώνοι της διπλής έλικας του DNA συγκρατούνται μεταξύ τους με δεσμούς υδρογόνου. Κατά τη διαδικασία του αναδιπλασιασμού, αυτοί οι δεσμοί σπάνε. Κατά τη διάρκεια της μεταγραφής, η σύνθεση RNA χρησιμοποιώντας το DNA ως πρότυπο επίσης συμβαίνει λόγω του σχηματισμού δεσμών υδρογόνου. Και οι δύο διαδικασίες είναι δυνατές επειδή οι δεσμοί υδρογόνου σχηματίζονται εύκολα και σπάνε εύκολα.

Ρύζι. 15 Σημεία τήξης (α) και σημεία βρασμού (β) δυαδικών ενώσεων στοιχείων IV-VIIA - ομάδες με υδρογόνο

Ερωτήσεις για αυτοέλεγχο

1. Μπορεί ένας χημικός δεσμός να πραγματοποιηθεί από ένα ηλεκτρόνιο;

2. Ποιοι δείκτες χαρακτηρίζουν την αντοχή ενός χημικού δεσμού;

Μπορεί το μήκος του δεσμού να είναι ίσο με το άθροισμα των ακτίνων δύο μεμονωμένων ατόμων που εισέρχονται σε έναν χημικό δεσμό;

4. Τι πρέπει να έχουν τα χημικά σωματίδια για να δημιουργήσουν έναν ομοιοπολικό δεσμό μεταξύ τους μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη;

5. Τι καθορίζει το σθένος των ατόμων των στοιχείων σε μια χημική ένωση;

6. Τι περιορίζει τον αριθμό των ομοιοπολικών δεσμών που σχηματίζονται από ένα άτομο οποιουδήποτε στοιχείου μιας χημικής ένωσης;

7. Ποιος είναι ο λόγος για τον υβριδισμό των τροχιακών ηλεκτρονίων των ατόμων που συμμετέχουν στο σχηματισμό ομοιοπολικών δεσμών;

8. Ποια ατομικά τροχιακά μπορούν να υβριδοποιήσουν;

9. Ποιος τύπος υβριδισμού ατομικών τροχιακών πραγματοποιείται συχνότερα σε ανόργανες ενώσεις;

10. Ποιο είναι το μέτρο της πολικότητας ενός ομοιοπολικού δεσμού; Πώς μετριέται;

11. Τι ονομάζεται ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου ενός στοιχείου;

12. Ορίστε τους ομοιοπολικούς, ιοντικούς, μεταλλικούς και υδρογόνους δεσμούς.

13. Γιατί το μεθάνιο, κατ' αναλογία με την αμμωνία, το υδροφθόριο και το νερό, δεν έχει ασυνήθιστα υψηλό σημείο βρασμού;

14. Ποιο είναι το σθένος ενός ατόμου άνθρακα σε ένα μόριο CO;

15. Μπορεί να συμβεί αντίδραση μεταξύ HF και SiF;

16. Ποια είναι η πολλαπλότητα του ομοιοπολικού δεσμού στο μόριο του ΝΟ;

17. Να αναφέρετε τον τύπο υβριδισμού των τροχιακών ηλεκτρονίων του ατόμου άνθρακα στο μόριο CO 2.

18. Είναι η γεωμετρική διαμόρφωση των μορίων BF 3 και NF 3 η ίδια;

19. Η διπολική ροπή του μορίου HCN είναι 2,9 Δ. Να υπολογίσετε το μήκος του διπόλου.

Δοκιμές

1. Το μήκος του ομοιοπολικού δεσμού είναι το μεγαλύτερο στο μόριο ....

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

2. Η μέγιστη τάση σχηματισμού χημικών ενώσεων με ιοντικό δεσμό φαίνεται από τα άτομα των στοιχείων ....

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

3. Το μόριο BeF 2 (αέριο φθοριούχο βηρύλλιο) έχει ... δομή.

1) γωνιακό 2) γραμμικό

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. Οι π-δεσμοί μπορούν να σχηματιστούν ως αποτέλεσμα επικαλυπτόμενων νεφών ηλεκτρονίων τύπου ….

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

3. Το μόριο της αμμωνίας έχει ... δομή.

1) τριγωνικό 2) πυραμιδικό

3) γωνιακό 4) τετραεδρικό

1. Η πολικότητα του ομοιοπολικού δεσμού αυξάνεται στη σειρά ... .

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. Σε ένα μόριο υδρόθειου, … είναι πιθανά.

1) μόνο σ-δεσμοί

2) μόνο π-δεσμοί

3) και σ- και π-δεσμοί

3. Το μόριο SnCl 4 (αέριος χλωριούχος κασσίτερος) έχει ... δομή.

1) γωνιακό 2) γραμμικό

1. Η πολικότητα του ομοιοπολικού δεσμού στη σειρά HCl - HBr - HI ... .

1) αυξάνεται

2) δεν αλλάζει

3) μειώνεται

4) αρχικά μειώνεται και μετά αυξάνεται

2. Ο αριθμός των διπλών δεσμών είναι ίδιος στα μόρια ... .

1) CO 2 και SO 3 2) H 2 SO 4 και HclO 4

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

3. Το μόριο SnCl 2 (αέριος χλωριούχος κασσίτερος) έχει ... δομή.

1) γωνιακό 2) γραμμικό

3) τετραεδρικό 4) πυραμιδικό

1. Στους κρυστάλλους του χημικού δεσμού NaF, RbCl, CsCl ... .

Ο αριθμός των π-δεσμών είναι ίδιος στα μόρια ... .

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

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

3. Το μόριο του μεθανίου έχει ... δομή.

1) γωνιακό 2) τετραεδρικό

3) πυραμιδικό 4) τριγωνικό

1. Στα μόρια των O 2, N 2, Cl 2, H 2, ο δεσμός ....

1) ιοντικό 2) ομοιοπολικό πολικό

3) ομοιοπολικό μη πολικό 4) μεταλλικό

2. Ο αριθμός των σ-δεσμών είναι ίδιος στα … μόρια.

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

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

3. Το μόριο του υδρόθειου έχει ... δομή.

1) γωνιακό 2) τετραεδρικό

3) γραμμικό 4) πυραμιδικό

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

2. Στο μόριο του αζώτου υπάρχουν ....

3) ένας σ- και δύο π-δεσμοί 4) ένας π- και δύο σ-δεσμοί

3. Το μόριο AlCl 3 (αέριο χλωριούχο αργίλιο) έχει ... δομή.

3) τετραεδρικό 4) γωνιακό

1. Το μήκος του ομοιοπολικού δεσμού είναι μεγαλύτερο στο δεύτερο μόριο στην περίπτωση των ενώσεων ... .

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

2. Γωνία σθένους στη σειρά NH 3 - PH 3 - AsH 3 ....

1) μειώνεται

2) αυξάνει

3) δεν αλλάζει

3. Το μόριο GaCl 3 (αέριο χλωριούχο γάλλιο) έχει ... δομή.

1) πυραμιδικό 2) τριγωνικό

3) τετραεδρικό 4) γωνιακό

1. Στη σειρά LiF - BeF 2 - BF 3 - CF 4 - NF 3 - OF 2 - F 2 ....

2. Ο ιοντικός τύπος δεσμού έχει ... .

1) χλωριούχο κάλιο 2) φθοριούχο οξυγόνο (II).

3) φθόριο άνθρακα (IV) 4) χλωριούχο φώσφορο (III)

3. Το μόριο MgCl 2 (αέριο χλωριούχο μαγνήσιο) έχει ... δομή.

1) γωνιακό 2) γραμμικό

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

2. Ο ομοιοπολικός πολικός δεσμός έχει ....

1) διαμάντι 2) αμμωνία 3) φθόριο 4) κοβάλτιο

3. Το μόριο AsH 3 έχει τη δομή ... .

1) γραμμικό 2) τριγωνικό

3) πυραμιδική 4) τετραεδρική

1. Στη σειρά NaCl - MgCl 2 - AlCl 3 - SiCl 4 - PCl 3 - Cl 2 ....

1) η ιοντική φύση του δεσμού ενισχύεται

2) η ομοιοπολική φύση του δεσμού ενισχύεται

3) η ομοιοπολική φύση του δεσμού εξασθενεί

4) η ιοντική φύση του δεσμού δεν αλλάζει

2. Ο ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός έχει ....

1) χλωριούχο νάτριο 2) χλώριο

3) υδροχλώριο 4) ψευδάργυρος

3. Το μόριο CCl 4 έχει τη δομή ....

1) γωνιακό 2) πυραμιδικό

1. Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται από τον μηχανισμό δότη-δέκτη στο ....

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

2. Στο μόριο N 2, τα άτομα αζώτου έχουν ....

1) το σθένος είναι ίσο με την κατάσταση οξείδωσης

2) το σθένος είναι μεγαλύτερο από το βαθμό οξείδωσης

3) το σθένος και η κατάσταση οξείδωσης είναι αντίθετα στο πρόσημο

4) το σθένος είναι μικρότερο από το βαθμό οξείδωσης

3. Το μόριο υδρόθειου έχει τη δομή ... .

1) γραμμικό 2) γωνιακό

3) πυραμιδική 4) τετραεδρική

1. Γωνία σθένους στη σειρά των μορίων H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te ... .

1) μειώνεται

2) αυξάνει

3) δεν αλλάζει

4) πρώτα αυξάνεται και μετά μειώνεται

2. Η μέγιστη τάση σχηματισμού ενώσεων με ιοντικό δεσμό φαίνεται από στοιχεία ....

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

3. Το μόριο GeCl 2 [χλωριούχο αέριο γερμάνιο (II)] έχει ... δομή.

1) γραμμικό 2) γωνιακό

3) πυραμιδική 4) τετραεδρική

1. Γωνία σθένους στη σειρά των μορίων NH 3 , PH 3 , AsH 3 ... .

1) αυξάνεται

2) μειώνεται

3) δεν αλλάζει

4) πρώτα αυξάνεται και μετά μειώνεται

2. Όταν σχηματίζεται ένας δεσμός σε ένα μόριο HBr, τα νέφη ηλεκτρονίων τύπου … επικαλύπτονται.

3. Το μόριο GeCl 4 [αέριο χλωριούχο γερμάνιο (IV)] έχει ... δομή.

1) γραμμικό 2) γωνιακό

3) πυραμιδική 4) τετραεδρική

Η ισχύς του χημικού δεσμού στη σειρά BF 3 - AlF 3 - GaF 3 - InF 3 ....

1) μειώνεται

2) αυξάνει

3) δεν αλλάζει

4) πρώτα αυξάνεται και μετά μειώνεται

2. Όταν σχηματίζονται δεσμοί σε ένα μόριο οξυγόνου, τα ηλεκτρονιακά νέφη τύπου … επικαλύπτονται.

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

3. Το μόριο BCl 3 έχει ... δομή.

1) γραμμικό 2) τριγωνικό

3) πυραμιδική 4) τετραεδρική

1. Η ισχύς του ομοιοπολικού δεσμού στη σειρά H 2 S - H 2 Se - H 2 Te ....

1) μειώνεται

2) αυξάνει

3) δεν αλλάζει

4) πρώτα μειώνεται και μετά αυξάνεται

2. Κατά το σχηματισμό δεσμών στο μόριο του αζώτου επικαλύπτονται ηλεκτρονιακά νέφη τύπου ….

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

3. Το μόριο OF 2 έχει τη δομή ....

1) γραμμικό 2) πυραμιδικό

3) τετραεδρικό 4) γωνιακό

1. Η αντοχή του χημικού δεσμού στη σειρά SnCl 4 - GeCl 4 - SiCl 4 - CCl 4 ....

1) μειώνεται

2) αυξάνει

3) δεν αλλάζει

4) πρώτα αυξάνεται και μετά μειώνεται

2. Το μήκος του ομοιοπολικού δεσμού είναι το μικρότερο στο μόριο ... .

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

3. Το μόριο της φωσφίνης PH 3 έχει ... δομή

1) πυραμιδικό 2) τετραεδρικό

3) γωνιακό 4) τριγωνικό

1. Το μήκος του ομοιοπολικού δεσμού είναι το μικρότερο στο μόριο ....

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

2. Στο μόριο της αμμωνίας σχηματίζονται ....

1) μόνο σ-δεσμοί 2) μόνο π-δεσμοί

3) ένας σ- και δύο π-δεσμοί 4) δύο σ- και ένας π-δεσμοί

1) πυραμιδικό 2) τριγωνικό

3) τετραεδρικό 4) γωνιακό

1. Το μήκος του ομοιοπολικού δεσμού αυξάνεται στη σειρά ... .

1) Cl2, N2, O2 2) Hcl, HF, HBr

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

2. Ο ιοντικός τύπος δεσμού έχει ... .

1) χλωριούχο βόριο 2) χλωριούχο καίσιο

3) χλωριούχος φώσφορος (III) 4) υδροχλώριο

3. Το μόριο GeCl 2 (αέριο χλωριούχο γερμάνιο) έχει τη δομή ....

1) γωνιακό 2) γραμμικό

1. Η ισχύς του ομοιοπολικού δεσμού στη σειρά H 2 Se - H 2 S - H 2 O ....

1) μειώνεται

2) αυξάνει

3) δεν αλλάζει

4) πρώτα αυξάνεται και μετά μειώνεται

2. Σχηματίζεται ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ ατόμων ... .

1) αμέταλλα

2) τυπικό μη μέταλλο και μέταλλο

3) μέταλλο

1. Το μόριο PbCl 2 (αέριος χλωριούχος μόλυβδος) έχει ... δομή.

1) γωνιακό 2) γραμμικό

3) τριγωνικό 4) πυραμιδικό

1. Το μήκος της σύνδεσης αυξάνεται στη σειρά ... .

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. Το μόριο PbCl 4 (αέριος χλωριούχος μόλυβδος) έχει ... δομή.

1) γωνιακό 2) γραμμικό

3) πυραμιδική 4) τετραεδρική

1. Το μήκος του ομοιοπολικού δεσμού είναι το μικρότερο στο μόριο ....

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

2. Ένα παράδειγμα μη πολικού μορίου που έχει πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς είναι το ....

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

3. Το μόριο CCl 4 έχει ... δομή.

1) γωνιακό 2) γραμμικό

3) τετραεδρικό 4) πυραμιδικό

1. Ο ιοντικός τύπος δεσμού έχει ....

1) πάγος 2) επιτραπέζιο αλάτι

3) διαμάντι 4) μεταλλικός χαλκός

2. Τα ηλεκτρονικά τροχιακά του ατόμου του βηρυλλίου στο μόριο BeH 2 (αέριο υδρίδιο βηρυλλίου) υβριδίζονται ... κατά τύπο.

3. Το μόριο Ven 2 (αέριο υδρίδιο βηρυλλίου) έχει ... δομή.

1) γωνιακό 2) γραμμικό

3) τριγωνικό 4) τετραεδρικό

1. Ο σχηματισμός ενός ιοντικού κρυσταλλικού πλέγματος είναι χαρακτηριστικός για ....

1) ιωδιούχο καίσιο 2) γραφίτης

3) ιώδιο 4) πάγος

2. Τα ηλεκτρονικά τροχιακά του ατόμου του αλουμινίου στο μόριο AlCl 3 (αέριο χλωριούχο αργίλιο) υβριδίζονται ... κατά τύπο.

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

3. Το μόριο AlCl 3 (αέριο χλωριούχο αργίλιο) έχει τη δομή ....

1) γωνιακό 2) γραμμικό

3) τριγωνικό 4) πυραμιδικό

1. Η πολικότητα του ομοιοπολικού δεσμού μειώνεται στη σειρά ... .

1) HF, NI, HCl 2) NH 3, H2O, HF

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

2. Τα ηλεκτρονικά τροχιακά του ατόμου γερμανίου στο μόριο GeCl 4 (αέριο χλωριούχο γερμάνιο) υβριδίζονται ... κατά τύπο.

3. Το μόριο GeCl 4 (αέριο χλωριούχο γερμάνιο) έχει ... δομή.

1) γωνιακό 2) γραμμικό

3) πυραμιδική 4) τετραεδρική

1. Στα μόρια του χημικού δεσμού HCl, NH 3, H 2 Se ....

1) υδρογόνο 2) ομοιοπολικό πολικό

3) ομοιοπολικό μη πολικό 4) ιοντικό

2. Ένα παράδειγμα πολικού μορίου που έχει πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς είναι το ....

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

3. Το μόριο H 2 Se έχει ... δομή.

1) πυραμιδικό 2) γωνιακό

3) τετραεδρικό 4) γραμμικό

1. Ο βαθμός ιονισμού του δεσμού στη σειρά NiCl 2 - CaCl 2 - KCl - RbCl ....

1) ενισχύει

2) εξασθενεί

3) δεν αλλάζει

4) πρώτα αυξάνεται και μετά μειώνεται

2. Ένα παράδειγμα μη πολικού μορίου που έχει ομοιοπολικούς πολικούς δεσμούς είναι το ....

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

3. Ένας δεσμός υδρογόνου συνδέει μόρια ....

1) υδρογόνο 2) υδροφθόριο

3) τελλουρίδιο υδρογόνου 4) υδρίδιο αρσενικού

1. Ο βαθμός ιονισμού του δεσμού στη σειρά AlCl 3 - SiCl 4 - PCl 5 ....

1) μειώνεται

2) αυξάνει

3) δεν αλλάζει

4) πρώτα αυξάνεται και μετά μειώνεται

2. Τα τροχιακά του ατόμου του πυριτίου στο μόριο SiH 4 υβριδίζονται ... κατά τύπο.

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

3. Το μόριο σιλανίου SiH 4 έχει ... δομή.

1) πυραμιδικό 2) γωνιακό

3) τετραεδρικό 4) τριγωνικό

Βιβλιογραφία

1) Kileev R.G., Vekshin V.V. Manual on General Chemistry, - Izhevsk: Publishing House "Udmurt University", 2004. - P.101-138.

2) Χημεία: Διδακτικό εγχειρίδιο για φοιτητές ανώτατων εκπαιδευτικών ιδρυμάτων / Ν.Ν. Volkov, M.A. Μελίχοβα. - Μ.: Εκδοτικό Κέντρο «Ακαδημία», 2007. - Σ.28-44.

3) Slesarev S.31-47

4) Glinka S.97-157 (σχολικό βιβλίο και προβληματικό βιβλίο)

5) Knyazev S.145-193

6) Ugai S.56-98

Ο όρος "χημικός δεσμός" εισήχθη από τον A.M. Butlerov το 1863.

1 Joule είναι το έργο που εκτελείται από μια δύναμη 1 N σε μια διαδρομή 1 m.

Ενέργεια 1 kJ μπορεί να σηκώσει 1 kg φορτίου κατά 102 m ή 102 kg φορτίου κατά 1 m. Ο Y. Mayer το 1842 προσδιόρισε το μηχανικό ισοδύναμο θερμότητας ίσο με 427 kgm / kcal. Από αυτό (λαμβάνοντας υπόψη το γεγονός ότι 1 kcal = 418,68 kJ) προκύπτει ότι ο σχηματισμός χημικού. δεσμεύεται σε 1 mole ουσίας, απελευθερώνεται ενέργεια, η οποία μπορεί να παράγει έργο ίσο με 10.200 - 102.000 kgm. Αυτό σημαίνει ότι 1 mole μιας ουσίας έχει αρκετή ενέργεια για να σηκώσει ένα φορτίο βάρους 10,2 - 102 τόνων ανά 1 m ή, αντίθετα, να ανυψώσει 1 kg κατά 102 - 1020 m.

Κατ' αναλογία με τα ατομικά s-, p-, d-, f-τροχιακά, τα μοριακά τροχιακά συμβολίζονται με ελληνικά γράμματα σ, π, δ, φ.

1 μ.μ. (πικόμετρο) = 10 -12 μ.

Σθένος(από λατ. βαλεντία- δύναμη) ενός ατόμου είναι η ικανότητα ενός ατόμου ενός στοιχείου να σχηματίζει χημικούς δεσμούς. Το ποσοτικό μέτρο του σθένους (στο πλαίσιο της μεθόδου των δεσμών σθένους) είναι ο αριθμός των δεσμών που σχηματίζονται από ένα δεδομένο άτομο με άλλα άτομα ή ατομικές ομάδες.
Το σθένος (ομοιοπολικό) ενός ατόμου ενός στοιχείου καθορίζεται γενικά από τον αριθμό των τροχιακών που μπορούν να χρησιμοποιηθούν για το σχηματισμό χημικών δεσμών.

Τα υβριδικά τροχιακά συμβολίζονται με το γράμμα "g".

Ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός θα είναι επίσης ένας δεσμός μεταξύ ατόμων άτυπων μετάλλων και μη μετάλλων σε περίπτωση μικρής διαφοράς στις τιμές του EO τους, για παράδειγμα, AlBr 3 , GeH 4 κ.λπ.

Το αποτελεσματικό (πραγματικό) φορτίο ενός ατόμου είναι το φορτίο που προκύπτει σε ένα άτομο λόγω της μετατόπισης της πυκνότητας ηλεκτρονίων σε ένα μόριο προς ένα πιο ηλεκτραρνητικό άτομο. Σε αυτή την περίπτωση, το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο αποκτά αρνητικό ενεργό φορτίο (ονομάζεται «-δ» και το άτομο συνεργάτη στο μόριο αποκτά θετικό φορτίο «+δ»). Η τιμή του ενεργού φορτίου μετριέται σε μονάδες του απόλυτου φορτίου του ηλεκτρονίου. Για άτομα που σχηματίζουν έναν ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό, το ενεργό φορτίο είναι μηδέν, για παράδειγμα, H–H. Το ενεργό φορτίο μπορεί να χρησιμεύσει ως μέτρο της ιονικότητας ενός ομοιοπολικού δεσμού. Για παράδειγμα, για το υδροχλώριο HCl δ H \u003d +0,2, δ Cl \u003d -0,2 και ο δεσμός στο μόριο HCl είναι περίπου 20% ιοντικός, δηλαδή είναι πολικός και κοντά στο ομοιοπολικό. σε χλωριούχο νάτριο NaCl δ Na = +0,8, δ Cl = -0,8 και μπορούμε να πούμε ότι ο δεσμός είναι 80% ιοντικός.

Μέσα στο Περιοδικό σύστημα της χημ. στοιχεία με αύξηση του τακτικού αριθμού του στοιχείου, οι τιμές των ενεργών φορτίων των ατόμων σε μονοατομικές ενώσεις μειώνονται. Στις κύριες υποομάδες, με αύξηση του τακτικού αριθμού του στοιχείου, αυξάνονται οι πραγματικές χρεώσεις. Το ενεργό φορτίο ενός ατόμου του ίδιου στοιχείου σε διαφορετικές ενώσεις μειώνεται με τη μείωση της πολικότητας του δεσμού.

Στα μόρια των ενώσεων HF, H 2 O, NH 3, υπάρχουν δεσμοί υδρογόνου με έντονα ηλεκτραρνητικό στοιχείο (H–F, H–O, H–N). Μεταξύ των μορίων τέτοιων ενώσεων μπορούν να σχηματιστούν διαμοριακούς δεσμούς υδρογόνου. Σε ορισμένα οργανικά μόρια που περιέχουν δεσμούς H–O, H–N, ενδομοριακούς δεσμούς υδρογόνου.

Ο μηχανισμός σχηματισμού δεσμού υδρογόνου είναι εν μέρει ηλεκτροστατικός, εν μέρει δότης-δέκτης. Σε αυτή την περίπτωση, το άτομο ενός έντονα ηλεκτραρνητικού στοιχείου (F, O, N) δρα ως δότης ζεύγους ηλεκτρονίων και τα άτομα υδρογόνου που συνδέονται με αυτά τα άτομα ενεργούν ως δέκτης. Όπως και με τους ομοιοπολικούς δεσμούς, οι δεσμοί υδρογόνου χαρακτηρίζονται από προσανατολισμόςστο διάστημα και διαβρεκτό.

Ο δεσμός υδρογόνου συνήθως συμβολίζεται με τελείες: H ··· ΣΤ. Ο δεσμός υδρογόνου είναι πιο έντονος, τόσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου εταίρου και τόσο μικρότερο είναι το μέγεθός του. Είναι χαρακτηριστικό κυρίως για ενώσεις φθορίου, καθώς και οξυγόνο, σε μικρότερο βαθμό άζωτο, σε ακόμη μικρότερο βαθμό για χλώριο και θείο. Αντίστοιχα, αλλάζει και η ενέργεια του δεσμού υδρογόνου (Πίνακας 1).

Πίνακας 1. Μέσες τιμές ενεργειών δεσμών υδρογόνου

Διαμοριακός και ενδομοριακός δεσμός υδρογόνου

Χάρη στους δεσμούς υδρογόνου, τα μόρια συνδυάζονται σε διμερή και πιο πολύπλοκα συναφή.Τα μόρια του νερού σχηματίζουν συνεργάτες (Η2Ο) 2, (Η2Ο) 3, (Η2Ο) 4; αλκοόλ ( C 2 H 5 OH) 4 . Έτσι εξηγείται η αύξηση του σημείου βρασμού των αλκοολών σε σχέση με τους υδρογονάνθρακες Παρατηρείται καλή διάλυση μεθανόλης και αιθανόλης στο νερό.Ο δεσμός υδρογόνου που έχει προκύψει μεταξύ των μορίων ονομάζεται διαμοριακός.

Για παράδειγμα, ο σχηματισμός ενός διμερούς παραϋδροξυβενζαλδεΰδης μπορεί να αναπαρασταθεί από το ακόλουθο σχήμα (Εικ. 1).

Ρύζι. 1. Σχηματισμός διαμοριακών δεσμών υδρογόνου σεπαραϋδροξυβενζαλδεΰδη.

Οι δεσμοί υδρογόνου μπορούν να προκύψουν τόσο μεταξύ διαφορετικών μορίων (διαμοριακός δεσμός υδρογόνου) όσο και εντός ενός μορίου (ενδομοριακός δεσμός υδρογόνου).Ενδομοριακοί δεσμοί υδρογόνουκαι βρίσκονται σε πολυϋδρικές αλκοόλες, υδατάνθρακες, πρωτεΐνες και άλλες οργανικές ουσίες.

Η επίδραση του δεσμού υδρογόνου στις ιδιότητες των ουσιών

Ο πιο βολικός δείκτης για την ύπαρξη ενός διαμοριακού δεσμού υδρογόνου είναι το σημείο βρασμού μιας ουσίας. Το υψηλότερο σημείο βρασμού του νερού (100 o C σε σύγκριση με τις ενώσεις υδρογόνου των στοιχείων της υποομάδας οξυγόνου (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) οφείλεται στην παρουσία δεσμών υδρογόνου: απαιτείται πρόσθετη ενέργεια για την καταστροφή των διαμοριακών δεσμούς υδρογόνου στο νερό.

Ο δεσμός υδρογόνου μπορεί να επηρεάσει σημαντικά τη δομή και τις ιδιότητες των ουσιών. Η ύπαρξη διαμοριακών δεσμών υδρογόνου αυξάνει τα σημεία τήξης και βρασμού των ουσιών. Η παρουσία ενός ενδομοριακού δεσμού υδρογόνου οδηγεί στο γεγονός ότι το μόριο του δεοξυριβονουκλεϊκού οξέος (DNA) διπλώνεται σε μια διπλή έλικα στο νερό.

Ο δεσμός υδρογόνου παίζει επίσης σημαντικό ρόλο στις διαδικασίες διάλυσης, καθώς η διαλυτότητα εξαρτάται επίσης από την ικανότητα της ένωσης να σχηματίζει δεσμούς υδρογόνου με τον διαλύτη. Ως αποτέλεσμα, ουσίες που περιέχουν ομάδες ΟΗ όπως ζάχαρη, γλυκόζη, αλκοόλες, καρβοξυλικά οξέα, κατά κανόνα, είναι πολύ διαλυτές στο νερό.

Παραδείγματα ενώσεων: μονοϋδρικές (μεθανόλη, αιθανόλη) και πολυϋδρικές αλκοόλες (γλυκερόλη, αιθυλενογλυκόλη), καρβοξυλικά οξέα, αμίνες, αμινοξέα, πρωτεΐνες, νερό, αμμωνία, υδροφθόριο, καρβοξυλικά οξέα που περιέχουν οξυγόνο.