Molekule ne stvaraju vodikove veze. Vodikova veza, međumolekularna interakcija

2. Određivanje vodikove veze

Veza koja se stvara između atoma vodika jedne molekule i atoma jako elektronegativnog elementa (O, N, F) druge molekule naziva se vodikova veza.

Može se postaviti pitanje: zašto točno vodik tvori tako specifičnu kemijsku vezu?

To je zato što je atomski radijus vodika vrlo malen. 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, H20, NH3).

Pogledajmo neke primjere. Obično sastav vode predstavljamo kemijskom formulom H 2 O. Međutim, to nije sasvim točno. Bilo bi ispravnije označiti sastav vode formulom (H 2 O) n, gdje je n \u003d 2.3.4, itd. To je zbog činjenice da su pojedinačne molekule vode međusobno povezane vodikovim vezama.

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

Prisutnost vodikovih veza objašnjava povećanje volumena vode s padom temperature. To je zbog činjenice da kako se temperatura smanjuje, molekule postaju jače i stoga se gustoća njihovog "pakiranja" smanjuje.

Pri proučavanju organske kemije pojavilo se i sljedeće pitanje: zašto su vrelišta alkohola mnogo viša od vrelišta odgovarajućih ugljikovodika? To se objašnjava činjenicom da se vodikove veze stvaraju i između molekula alkohola.

Do povećanja vrelišta alkohola dolazi i zbog povećanja njihovih molekula. Vodikova veza karakteristična je i za mnoge druge organske spojeve (fenole, karboksilne kiseline itd.). Iz kolegija organske kemije i opće biologije poznato je da prisutnost vodikove veze objašnjava sekundarnu strukturu proteina, strukturu dvostruke spirale DNA, odnosno fenomen komplementarnosti.

3. Vrste vodikove veze

Postoje dvije vrste vodikovih veza: intramolekularne i međumolekularne vodikove veze. Ako vodikova veza spaja dijelove jedne molekule, tada se govori o intramolekularnoj vodikovoj vezi. To posebno vrijedi za mnoge organske spojeve. Ako se vodikova veza formira između atoma vodika jedne molekule i atoma nemetala druge molekule (intermolekularna vodikova veza), tada molekule tvore prilično jake parove, lance, prstenove. Dakle, mravlja kiselina postoji iu tekućem i u plinovitom stanju u obliku dimera:

i plinoviti fluorovodik sadrže polimerne molekule, uključujući do četiri čestice HF. Snažne veze među molekulama mogu se naći u vodi, tekućem amonijaku, alkoholima. Atome kisika i dušika potrebne za stvaranje vodikovih veza sadrže svi ugljikohidrati, proteini, nukleinske kiseline. Poznato je, na primjer, da su glukoza, fruktoza i saharoza savršeno topive u vodi. Važnu ulogu u tome imaju vodikove veze nastale u otopini između molekula vode i brojnih OH skupina ugljikohidrata.

4. Energija vodikove veze

Postoji nekoliko pristupa karakterizaciji vodikovih veza. Glavni kriterij je energija vodikove veze (R–X–H…B–Y), koja ovisi i o prirodi atoma X i B i o općoj strukturi molekula RXH i BY. 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 vodikovih veza iznosi 15–20 kJ/mol i više. To uključuje O–H…O veze u vodi, alkoholima, karboksilnim kiselinama, O–H…N, N–H…O i N–H…N veze u spojevima koji sadrže hidroksilne, amidne i aminske skupine, na primjer, u proteinima. Slabe vodikove veze imaju energiju stvaranja manju od 15 kJ/mol. Donja granica energije vodikove veze je 4–6 kJ/mol, na primjer, C–H…O veze u ketonima, eterima i vodenim otopinama organskih spojeva.

Najjače vodikove veze nastaju kada je mali vodik (tvrda kiselina) istovremeno vezan na dva mala, visoko elektronegativna atoma (tvrde baze). Usklađivanje orbite osigurava bolju kiselinsko-baznu interakciju i rezultira jačim vodikovim vezama. Odnosno, stvaranje jakih i slabih vodikovih veza može se objasniti sa stajališta koncepta tvrdih i mekih kiselina i baza (Pearsonov princip, princip HICA).

Energija H-veze raste s porastom pozitivnog naboja na vodikovom atomu X-H veze i s porastom akceptora protona B atoma (njegova bazičnost). Iako se nastajanje vodikove veze razmatra sa stajališta kiselinsko-bazne interakcije, međutim, energija nastajanja H-kompleksa nije u strogoj korelaciji i sa skalom kiselosti i sa skalom bazičnosti.

Slična je slika u slučaju merkaptana i alkohola. Merkaptani su jače kiseline od alkohola, ali alkoholi stvaraju jače asocijate. Razlog ovakvim prividnim anomalijama sasvim je razumljiv, s obzirom na to da je kiselost određena vrijednošću pKa prema rezultatima cjelovite sheme kiselinsko-bazne interakcije (prije stvaranja solvatiranih iona), a formiranje molekularnog kompleksa s H-vezom samo je prva faza ovog procesa, koja ne uključuje kidanje X– veze. N. U inertnim otapalima kiselinsko-bazna interakcija obično prestaje u fazi H-kompleksa.

S obzirom na bazičnost organskih spojeva i njihovu sposobnost sudjelovanja u stvaranju H-veza, i tu postoje velike razlike. Dakle, s istom sposobnošću stvaranja vodikovih veza, stupanj bazičnosti amina je 5 redova veličine veći od piridina i 13 redova veličine veći od supstituiranih karbonilnih spojeva.

Na temelju eksperimentalnih podataka utvrđena je linearna korelacija između stupnja prijenosa naboja i energije međumolekulskih H-veza, što je važan argument u prilog donorsko-akceptorske prirode potonjih. Sterički čimbenici mogu imati značajan utjecaj na stvaranje vodikove veze. Na primjer, orto-supstituirani fenoli manje su skloni samoasocijaciji od odgovarajućih meta- i para-izomera; asocijacija je potpuno odsutna u 2,6-di-tert.-butilfenolu. Porastom temperature smanjuje se broj molekularnih kompleksa u smjesi, a oni su puno rjeđi u plinovitoj fazi.

Na početku kolegija istaknuto je da vodikova veza zauzima srednji položaj između prave (valentne) kemijske veze i slabe međumolekulske interakcije. Gdje je bliže? Odgovor je dvosmislen, budući da je raspon fluktuacija u energijama H-veza prilično širok. Ako je riječ 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 prostoru, vodikov most ima svoje "osobne" partnere. Smjer djelovanja vodikove veze također je fiksan, iako nije tako krut kao kod pravih kemijskih veza.

Vodikova veza iz međumolekularne. Ako se stvaranje H-veza detektira spektralno, ali nema znakova asocijacije, to je točan pokazatelj intramolekularne prirode vodikove veze. Osim toga, međumolekulska H-veza (i njezina spektralna manifestacija) nestaje pri niskoj koncentraciji tvari u neutralnom otapalu, dok unutarmolekularna H-veza ostaje pod tim uvjetima. Vodik...

v vodikova veza

Ø Vodikova veza zove se elektrostatska interakcija atoma vodika, povezanog s jako elektronegativnim elementom, s drugim atomima.

Vodikove veze formira atom vodika vezan na atom fluora, kisika ili dušika. Elektronegativnost drugih elemenata nije dovoljna da prisili atom vodika povezan s njima da formira jaku vodikovu vezu. Razmotrimo mehanizam stvaranja vodikove veze na primjeru interakcije molekula fluorovodika. Visoka elektronegativnost atoma fluora dovodi do činjenice da je veza vodik-fluor u ovoj molekuli visoko polarna i da je zajednički par elektrona pomaknut na fluor H®F. Budući da atom vodika nema unutarnju elektronsku ljusku, povlačenjem njegovog valentnog elektrona gotovo se potpuno izlaže jezgra, koja je elementarna čestica - proton. Iz tog razloga visoko polarizirani atom vodika ima vrlo snažno elektrostatsko polje, zbog čega ga privlači atom fluora druge molekule fluorovodika uz stvaranje vodikove veze:

Vodikova veza ima sljedeće karakteristike:

1. Vodikova veza je zasićena. Atom vodika tvori samo jednu vodikovu vezu; njegovi partneri mogu sudjelovati u stvaranju nekoliko vodikovih veza.

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

3. Energija vodikove veze je niska (8-40 kJ/mol) i predstavlja vrijednost istog reda kao energija međumolekularnog međudjelovanja. Snaga vodikove veze je to veća što je veća elektronegativnost partnera atoma vodika. Tako je energija veze H××××F 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 duljina H × × × × X veze veća je od duljine H-X.

Vodikova veza duža je od kovalentne veze i ima manju energiju. Međutim, ima vrlo veliki učinak na fizikalna svojstva tvari, značajno povećavajući njihova tališta i vrelišta. Dakle, vodikov fluorid ima tako pl. -83 °S i tk. +20 °S, dok se njegov najbliži analog, klorovodik, tali na -114 °S, a vrije na -85 °S. Naime, zbog vodikovih veza fluorofluor je polimer koji počinje djelomično disocirati tek na temperaturi blizu vrelišta. Ali čak iu plinovitoj fazi, vodikov fluorid postoji u obliku malih suradnika molekula, uglavnom u obliku dimera. Vodikov fluorid postoji u obliku monomernih molekula samo na temperaturama iznad 90 °C. Vrlo jake vodikove veze stvara molekula vode koju u kristalnom stanju (ledu) okružuju četiri susjeda.

Trodimenzionalna mreža vodikovih veza izgrađena od tetraedra postoji i u tekućoj vodi u cijelom temperaturnom rasponu od topljenja leda do vrenja.

Uz intermolekularne postoje intramolekularni vodikove veze, koje nemaju tako značajan utjecaj na fizikalna svojstva tvari.

Mravlja kiselina HCOOH i mnoge druge karboksilne kiseline u tekućem i plinovitom stanju tvore cikličke dimere zahvaljujući vodikovim vezama.

Vodikove veze imaju vrlo važnu ulogu u organizaciji mnogih biološki važnih makromolekula (α-heliks i b-strukture proteina i polipeptida, dvostruka spirala DNA, itd.).

v Sile međumolekularnog međudjelovanja .

Ø Sile međumolekularnog međudjelovanja (van der Waalsove sile) nazivaju se silama elektrostatskog privlačenja dipola tvari.

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

1. Međumolekulska interakcija je relativno slaba. Odgovarajući učinci su jedan ili dva reda veličine manji od toplinskih učinaka stvaranja kovalentnih veza. Tako je energija vezanja za molekulu H 2 432 kJ/mol, dok je entalpija sublimacije kristalnog vodika povezana s intermolekulskim međudjelovanjem 2,1 kJ/mol.

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

3. Van der Waalsove sile su elektrostatske prirode, pa je međumolekularna interakcija nezasićena i neusmjerena.

Prema podrijetlu međusobno djelujućih dipola razlikuju se tri vrste sila međumolekulskog međudjelovanja:

· Orijentacijska interakcija - elektrostatsko privlačenje stalnih dipola materije, koji su međusobno usmjereni suprotnim polovima.

Energija orijentacijskog međudjelovanja dviju identičnih molekula (orijentacijski učinak) izražava se sljedećom jednadžbom:

(9),

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

· Induktivna interakcija – elektrostatsko privlačenje konstantnog i induciranog (induciranog) dipola.

(10),

gdje je a polarizabilnost molekule.

· Interakcija disperzije – elektrostatsko privlačenje trenutnih mikrodipola materije. Pojava trenutnih mikrodipola uzrokovana je nasumičnim kršenjem simetrije raspodjele gustoće elektrona u čestici, što dovodi do pojave i nestanka električnih polova. Kada se pojave sile disperzijske interakcije, trenutni mikrodipoli se sinkrono pojavljuju i nestaju, usmjereni su na takav način da se čestice privlače.

(11),

gdje je h Planckova konstanta, n 0 je vibracijska frekvencija molekula na temperaturi apsolutnoj nuli.

Naravno, doprinos disperzijske interakcije energiji međumolekularne interakcije raste s povećanjem polarizabilnosti molekule. Na primjer, za HI, energija disperzijske interakcije (60,47 kJ/mol) je 98,5% energije međumolekulskih sila interakcije.

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 tom slučaju udaljenost između atoma može se prikazati kao zbroj takozvanih van der Waalsovih polumjera (tablica 3.3).

Pojam vodikove veze

Atom vodika vezan na jako elektronegativan atom (kisik, fluor, klor, dušik) može djelovati u interakciji s nepodijeljenim elektronskim parom drugog jako elektronegativnog atoma ove ili druge molekule stvarajući slabu dodatnu vezu - vodikovu vezu. U tom slučaju može se uspostaviti ravnoteža

Slika 1.

Pojava vodikove veze unaprijed je određena isključivošću atoma vodika. Atom vodika mnogo je manji od ostalih atoma. Elektronski oblak formiran od njega i elektronegativnog atoma snažno je pomaknut prema potonjem. Kao rezultat toga, vodikova jezgra ostaje slabo zaštićena.

Atomi kisika hidroksilnih skupina dviju molekula karboksilnih kiselina, alkohola ili fenola mogu blisko konvergirati zbog stvaranja vodikovih veza.

Pozitivni naboj jezgre atoma vodika i negativni naboj drugog elektronegativnog atoma privlače se. Energija njihove interakcije usporediva je s energijom prethodne veze, pa je proton vezan za dva atoma odjednom. Veza s drugim elektronegativnim atomom može biti jača od izvorne veze.

Proton se može kretati od jednog elektronegativnog atoma do drugog. Energetska barijera za takav prijelaz je zanemariva.

Vodikove veze spadaju u kemijske veze srednje jakosti, ali ako ih ima mnogo, one pridonose stvaranju jakih dimernih ili polimernih struktura.

Primjer 1

Stvaranje vodikove veze u $\alpha $-spiralnoj strukturi deoksiribonukleinske kiseline, dijamantnoj strukturi kristalnog leda itd.

Pozitivni kraj dipola u hidroksilnoj skupini je na atomu vodika, tako da se može stvoriti veza preko vodika s anionima ili elektronegativnim atomima koji sadrže nepodijeljene elektronske parove.

U gotovo svim drugim polarnim skupinama, pozitivni kraj dipola nalazi se unutar molekule i stoga je teško dostupan za vezanje. Za karboksilne kiseline $(R=RCO)$, alkohole $(R=Alk)$, fenole $(R=Ar)$ pozitivni kraj $OH$ dipola je izvan molekule:

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

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

Budući da nema steričkih zapreka, vodikovo vezanje je lako. Njegova snaga je uglavnom određena činjenicom da je pretežno kovalentne prirode.

Tipično, prisutnost vodikove veze označena je točkastom linijom između donora i akceptora, na primjer, u alkoholima

Slika 3

Obično je udaljenost između dva atoma kisika i vodikove veze manja od zbroja van der Waalsovih polumjera atoma kisika. Mora postojati međusobno odbijanje elektronskih ljuski atoma kisika. Međutim, odbojne sile nadvladava sila vodikove veze.

Priroda vodikove veze

Priroda vodikove veze leži u elektrostatskom i donorsko-akceptorskom karakteru. Glavnu ulogu u stvaranju energije vodikove veze ima elektrostatsko međudjelovanje. U formiranju međumolekularne vodikove veze sudjeluju tri atoma koji se nalaze gotovo na istoj ravnoj liniji, ali su udaljenosti između njih istodobno različite. (izuzetak je poveznica $F-H\cdots F-$).

Primjer 2

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

Energija većine vodikovih veza je u rasponu od $10-40$ kJ/mol, što je puno manje od energije kovalentne ili ionske veze. Često se može primijetiti da se snaga vodikovih veza povećava s povećanjem kiselosti donora i bazičnosti akceptora protona.

Značenje međumolekulske vodikove veze

Vodikova veza igra bitnu ulogu u manifestacijama fizikalno-kemijskih svojstava spoja.

Vodikove veze imaju sljedeći učinak na spojeve:

Intramolekulske vodikove veze

U slučajevima kada je moguće zatvaranje šesteročlanog ili peteročlanog ciklusa, nastaju intramolekularne vodikove veze.

Prisutnost intramolekulskih 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 tvore međumolekularne asocijate, stoga imaju niža vrelišta. 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 se može destilirati vodenom parom. Ovo svojstvo je osnova za njegovu izolaciju iz smjese izomera nitrofenola, koja nastaje kao rezultat nitracije fenola.

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

Kao rezultat ove raspodjele elektronske gustoće, molekula fluorovodika je dipol, čiji je pozitivni pol atom vodika. Zbog činjenice da je vezni elektronski par pomaknut prema atomu fluora, jezgra atoma vodika je djelomično izložena i ls-orbitala ovog atoma je djelomično oslobođena. U svakom drugom atomu, pozitivni naboj jezgre, čak i nakon uklanjanja valentnih elektrona, zaštićen je unutarnjim elektronskim ljuskama, koje osiguravaju odbijanje od elektronskih ljuski drugih molekula. Vodik nema takve ljuske, a jezgra je iznimno mala pozitivno nabijena subatomska čestica - proton (promjer joj je oko 10 5 puta manji od promjera ostalih atoma, zbog nepostojanja elektrona privlači je elektronska ljuska drugog neutralnog atoma ili negativno nabijenog iona).

Jakost 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 nego atom fluora koji ima tri nevezujuća elektronska para, a 1s - orbitala vodikovog atoma je djelomično prazna, tada se između pozitivno polariziranog vodikovog atoma jedne molekule i negativno polariziranog vodikovog atoma jedne molekule javlja donorsko-akceptorska interakcija. atom fluora druge, susjedne molekule.

Dakle, uz elektrostatsku interakciju, interakcija donor-akceptor također ima značajnu ulogu u stvaranju vodikove veze. Kao rezultat ove interakcije nastaje dodatna (druga) veza uz sudjelovanje atoma vodika. To je ono što je vodikova veza . Obično se označava točkama: …F–N F–H… Sustav od tri atoma nastao zbog vodikove veze je u pravilu linearan.

Vodikova veza se od kovalentne veze razlikuje po energiji i duljini. Dulji je i manje izdržljiv od kovalentnog. Energija vodikove veze 8 - 40 kJ / mol, kovalentna 80 - 400 kJ / mol. Dakle, u čvrstom vodikovom fluoridu duljina F–H kovalentne veze iznosi 95 pm, dok H–F vodikova veza ima duljinu od 156 pm. Zbog vodikovih veza između molekula HF, čvrsti kristali fluorovodika sastoje se od beskonačnih ravnih cik-cak lanaca.

Vodikove veze između molekula HF djelomično su očuvane u tekućem, pa čak i u plinovitom fluorovodiku.

Vodikova veza je uvjetno napisana kao tri točke i prikazana je na sljedeći način:

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

Energija i duljina vodikove veze određene su dipolnim momentom veze X–H i veličinom atoma Y. Duljina vodikove veze se smanjuje, a energija raste s povećanjem razlike između elektronegativnosti atoma X i Y (a time i dipolnog momenta veze X–H) i smanjenjem veličine atoma Y.

Vodikove veze tvore i molekule u kojima postoje O–H veze (na primjer, voda H 2 O, perklorna kiselina HClO 4, dušična kiselina HNO 3, karboksilne kiseline RCOOH, fenoli C 6 H 5 OH, alkoholi ROH) i N–H (na primjer, amonijak NH3, tiocijanska kiselina HNCS, organski amidi RCONH2 i amini RNH2 i R2NH).

Tvari čije su molekule povezane vodikovom vezom razlikuju se po svojim svojstvima od tvari koje su im slične po strukturi molekula, ali ne tvore vodikovu vezu. Tališta i vrelišta spojeva s vodikom elemenata IVA-skupine, u kojima nema vodikovih veza, postupno se smanjuju sa smanjenjem broja perioda (slika 15). U spojevima s vodikom elemenata skupina VA-VIIA, ova je ovisnost narušena. Tri tvari čije su molekule povezane vodikovim vezama (amonijak NH 3 , voda H 2 O i hidrogen fluorid HF) imaju znatno viša vrelišta i tališta od svojih parnjaka. Osim toga, ove tvari imaju šire temperaturne raspone postojanja u tekućem stanju, veće topline taljenja i isparavanja.

Važnu ulogu ima vodikova veza u procesima kristalizacije i otapanja tvari, kao i u stvaranju kristalnih hidrata.

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

Vodikove veze imaju važnu ulogu u procesima replikacije i biosinteze proteina. Dva lanca dvostruke spirale DNK drže zajedno vodikove veze. U procesu reduplikacije te se veze prekidaju. Tijekom transkripcije dolazi i do sinteze RNK pomoću DNK kao uzorka zbog stvaranja vodikovih veza. Oba su procesa moguća jer se vodikove veze lako stvaraju i lako kidaju.

Riža. 15 Tališta (a) i vrelišta (b) binarnih spojeva elemenata IV-VIIA - skupine s vodikom

Pitanja za samokontrolu

1. Može li kemijsku vezu ostvariti jedan elektron?

2. Koji pokazatelji karakteriziraju snagu kemijske veze?

Može li duljina veze biti jednaka zbroju polumjera dva izolirana atoma koji ulaze u kemijsku vezu?

4. Što trebaju imati kemijske čestice da bi mehanizmom donor-akceptor uspostavile među sobom kovalentnu vezu?

5. Što određuje valenciju atoma elemenata u kemijskom spoju?

6. Što ograničava broj kovalentnih veza koje tvori atom bilo kojeg elementa u kemijskom spoju?

7. Koji je razlog hibridizacije elektronskih orbitala atoma koji sudjeluju u stvaranju kovalentnih veza?

8. Koje atomske orbitale mogu hibridizirati?

9. Koja se vrsta hibridizacije atomskih orbitala najčešće provodi u anorganskim spojevima?

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

11. Kako se naziva elektronegativnost atoma nekog elementa?

12. Definirajte kovalentnu, ionsku, metalnu i vodikovu vezu.

13. Zašto metan, po analogiji s amonijakom, fluorovodikom i vodom, nema abnormalno visoko vrelište?

14. Kolika je valencija atoma ugljika u molekuli CO?

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

16. Kolika je mnogostrukost kovalentne veze u molekuli NO?

17. Navedite vrstu hibridizacije elektronskih orbitala ugljikovog atoma u molekuli CO 2 .

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

19. Dipolni moment molekule HCN je 2,9 D. Izračunajte duljinu dipola.

Testovi

1. Duljina kovalentne veze je najveća u molekuli ....

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

2. Najveću tendenciju stvaranja kemijskih spojeva s ionskom vezom pokazuju atomi elemenata ....

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

3. Molekula BeF 2 (plinoviti berilijev fluorid) ima ... strukturu.

1) kutni 2) linearni

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-veze mogu nastati kao rezultat preklapajućih elektronskih oblaka tipa ….

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

3. Molekula amonijaka ima ... strukturu.

1) trigonalni 2) piramidalni

3) kutni 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 molekuli sumporovodika, ... su mogući.

1) samo σ-veze

2) samo π-veze

3) i σ- i π-veze

3. Molekula SnCl 4 (plinovitog kositrenog klorida) ima ... strukturu.

1) kutni 2) linearni

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

1) povećava se

2) ne mijenja se

3) smanjuje

4) u početku se smanjuje, a zatim raste

2. Broj dvostrukih veza jednak je u molekulama ... .

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. Molekula SnCl 2 (plinovitog kositrenog klorida) ima ... strukturu.

1) kutni 2) linearni

3) tetraedarski 4) piramidalni

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

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

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

3) N2 i C2H4 4) CO2 i C2H2

3. Molekula metana ima ... strukturu.

1) kutni 2) tetraedarski

3) piramidalni 4) trigonalni

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

1) ionski 2) kovalentni polarni

3) kovalentni nepolarni 4) metalni

2. Broj σ-veza je isti u … molekulama.

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. Molekula sumporovodika ima ... strukturu.

1) kutni 2) tetraedarski

3) linearna 4) piramidalna

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

2. U molekuli dušika nalaze se ....

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

3. Molekula AlCl 3 (plinoviti aluminijev klorid) ima ... strukturu.

3) tetraedarski 4) kutni

1. Duljina kovalentne veze veća je u drugoj molekuli kod spojeva ... .

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

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

1) smanjuje

2) povećava se

3) ne mijenja se

3. Molekula GaCl 3 (plinoviti galijev klorid) ima ... strukturu.

1) piramidalni 2) trigonalni

3) tetraedarski 4) kutni

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

2. Ionski tip veze ima ... .

1) kalijev klorid 2) kisikov(II) fluorid

3) ugljik(IV) fluorid 4) fosfor(III) klorid

3. Molekula MgCl 2 (plinoviti magnezijev klorid) ima ... strukturu.

1) kutni 2) linearni

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. Molekula AsH 3 ima strukturu ... .

1) linearni 2) trigonalni

3) piramidalni 4) tetraedarski

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

1) ionska priroda veze je pojačana

2) kovalentna priroda veze je pojačana

3) kovalentna priroda veze slabi

4) ionska priroda veze se ne mijenja

2. Kovalentna nepolarna veza ima ....

1) natrijev klorid 2) klor

3) klorovodik 4) cink

3. Molekula CCl 4 ima strukturu ....

1) kutni 2) piramidalni

1. Kovalentna veza nastaje donor-akceptorskim mehanizmom u ....

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

2. U molekuli N 2 atomi dušika imaju ....

1) valencija je jednaka stupnju oksidacije

2) valencija je veća od stupnja oksidacije

3) valencija i oksidacijsko stanje suprotnog su predznaka

4) valencija je manja od stupnja oksidacije

3. Molekula sumporovodika ima strukturu ... .

1) linearni 2) kutni

3) piramidalni 4) tetraedarski

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

1) smanjuje

2) povećava se

3) ne mijenja se

4) prvo raste, a zatim opada

2. Najveću tendenciju stvaranja spojeva s ionskom vezom pokazuju elementi ....

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

3. Molekula GeCl 2 [plinoviti germanijev (II) klorid] ima ... strukturu.

1) linearni 2) kutni

3) piramidalni 4) tetraedarski

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

1) povećava se

2) smanjuje

3) ne mijenja se

4) prvo raste, a zatim opada

2. Kada se veza stvori u molekuli HBr, elektronski oblaci tipa … preklapaju se.

3. Molekula GeCl 4 [plinoviti germanijev klorid (IV)] ima ... strukturu.

1) linearni 2) kutni

3) piramidalni 4) tetraedarski

Snaga kemijske veze u nizu BF 3 - AlF 3 - GaF 3 - InF 3 ....

1) smanjuje

2) povećava se

3) ne mijenja se

4) prvo raste, a zatim opada

2. Kada se veze stvaraju u molekuli kisika, elektronski oblaci tipa … preklapaju se.

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

3. Molekula BCl 3 ima ... strukturu.

1) linearni 2) trigonalni

3) piramidalni 4) tetraedarski

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

1) smanjuje

2) povećava se

3) ne mijenja se

4) prvo se smanjuje, a zatim raste

2. Tijekom stvaranja veza u molekuli dušika dolazi do preklapanja elektronskih oblaka tipa ….

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

3. Molekula OF 2 ima strukturu ....

1) linearni 2) piramidalni

3) tetraedarski 4) kutni

1. Jakost kemijske veze u nizu SnCl 4 - GeCl 4 - SiCl 4 - CCl 4 ....

1) smanjuje

2) povećava se

3) ne mijenja se

4) prvo raste, a zatim opada

2. Duljina kovalentne veze je najmanja u molekuli ... .

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

3. Molekula fosfina PH 3 ima ... strukturu

1) piramidalni 2) tetraedarski

3) kutni 4) trokutni

1. Duljina kovalentne veze je najmanja u molekuli ....

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

2. U molekuli 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) kutni

1. Duljina 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. Ionski tip veze ima ... .

1) bor klorid 2) cezij klorid

3) fosfor(III) klorid 4) klorovodik

3. Molekula GeCl 2 (plinoviti germanijev klorid) ima strukturu ....

1) kutni 2) linearni

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

1) smanjuje

2) povećava se

3) ne mijenja se

4) prvo raste, a zatim opada

2. Kovalentna veza nastaje između atoma ... .

1) nemetali

2) tipični nemetalni i metalni

3) metal

1. Molekula PbCl 2 (plinoviti olovo klorid) ima ... strukturu.

1) kutni 2) linearni

3) trigonalni 4) piramidalni

1. Duljina veze raste u nizu ... .

1) F2, O2, N2 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. Molekula PbCl 4 (plinoviti olovo klorid) ima ... strukturu.

1) kutni 2) linearni

3) piramidalni 4) tetraedarski

1. Duljina kovalentne veze je najmanja u molekuli ....

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

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

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

3. Molekula CCl 4 ima ... strukturu.

1) kutni 2) linearni

3) tetraedarski 4) piramidalni

1. Ionski tip veze ima ....

1) led 2) kuhinjska sol

3) dijamant 4) metalni bakar

2. Elektronske orbitale atoma berilija u molekuli BeH 2 (plinoviti berilijev hidrid) su hibridizirane ... po vrsti.

3. Molekula Ven 2 (plinoviti berilijev hidrid) ima ... strukturu.

1) kutni 2) linearni

3) trigonalni 4) tetraedarski

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

1) cezijev jodid 2) grafit

3) jod 4) led

2. Elektronske orbitale atoma aluminija u molekuli AlCl 3 (plinoviti aluminijev klorid) su hibridizirane ... po vrsti.

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

3. Molekula AlCl 3 (plinoviti aluminijev klorid) ima strukturu ....

1) kutni 2) linearni

3) trigonalni 4) piramidalni

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

1) HF, NI, HCl 2) NH3, H20, HF

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

2. Elektronske orbitale atoma germanija u molekuli GeCl 4 (plinoviti germanijev klorid) su hibridizirane ... po vrsti.

3. Molekula GeCl 4 (plinoviti germanijev klorid) ima ... strukturu.

1) kutni 2) linearni

3) piramidalni 4) tetraedarski

1. U molekulama HCl, NH 3, H 2 Se kemijska veza ....

1) vodik 2) kovalentni polarni

3) kovalentni nepolarni 4) ionski

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

1) H2O 2) N2 3) AlCl3 4) CCl 4

3. Molekula H 2 Se ima ... strukturu.

1) piramidalni 2) kutni

3) tetraedarski 4) linearni

1. Stupanj ionizacije veze u nizu NiCl 2 - CaCl 2 - KCl - RbCl ....

1) pojačava

2) slabi

3) ne mijenja se

4) prvo raste, a zatim opada

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

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

3. Vodikova veza povezuje molekule ....

1) vodik 2) fluorovodik

3) vodikov telurid 4) arsenov hidrid

1. Stupanj ionizacije veze u nizu AlCl 3 - SiCl 4 - PCl 5 ....

1) smanjuje

2) povećava se

3) ne mijenja se

4) prvo raste, a zatim opada

2. Orbitale atoma silicija u molekuli SiH 4 su hibridizirane ... po vrsti.

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

3. Molekula silana SiH 4 ima ... strukturu.

1) piramidalni 2) kutni

3) tetraedarski 4) trigonalni

Književnost

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

2) Kemija: Udžbenik za studente visokih učilišta / N.N. Volkov, M.A. Melihova. - M.: Izdavački centar "Akademija", 2007. - S.28-44.

3) Slesarev S.31-47

4) Glinka S.97-157 (udžbenik i problemska knjiga)

5) Knyazev S.145-193

6) Ugai S.56-98

Pojam "kemijska veza" uveo je A.M. Butlerov 1863. godine.

1 Joule 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 nastanak kemijske. veze u 1 molu 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 s atomskim s-, p-, d-, f-orbitalama, molekularne orbitale se označavaju grčkim slovima σ, π, δ, φ.

1 pm (pikometar) = 10 -12 m.

Valencija(od lat. valentia- čvrstoća) atoma je sposobnost atoma nekog elementa da stvara kemijske veze; Kvantitativna mjera valencije (u okviru metode valentnih veza) je broj veza koje tvori određeni atom s drugim atomima ili atomskim skupinama.
Valencija (kovalentnost) atoma nekog elementa općenito je određena brojem orbitala koje se mogu koristiti u stvaranju kemijskih veza.

Hibridne orbitale se označavaju slovom "g".

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

Efektivni (pravi) naboj atoma je naboj koji nastaje na atomu zbog pomaka u gustoći elektrona u molekuli prema elektronegativnijem atomu. U ovom slučaju elektronegativniji atom dobiva negativan efektivni naboj (označava se "-δ", a partnerski atom u molekuli dobiva pozitivan naboj "+δ"). Vrijednost efektivnog naboja mjeri se u jedinicama apsolutnog naboja elektrona. Za atome koji tvore kovalentnu nepolarnu vezu efektivni naboj je nula, na primjer H–H. Efektivni naboj može poslužiti kao mjera ionizma kovalentne veze. Na primjer, za klorovodik HCl δ H \u003d +0,2, δ Cl \u003d -0,2, a veza u molekuli HCl je približno 20% ionska, odnosno polarna je i blizu kovalentne; u natrijevom kloridu NaCl δ Na = +0,8, δ Cl = -0,8 i možemo reći da je veza 80% ionska.

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

U molekulama spojeva HF, H 2 O, NH 3 postoje vodikove veze s izrazito elektronegativnim elementom (H–F, H–O, H–N). Između molekula takvih spojeva mogu nastati međumolekularne vodikove veze. U nekim organskim molekulama koje sadrže H–O, H–N veze, intramolekulske vodikove veze.

Mehanizam stvaranja vodikove veze je dijelom elektrostatski, 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, vodikove veze karakteriziraju orijentacija u prostoru i zasićenost.

Vodikova veza obično se označava točkama: H ··· F. Vodikova veza je izraženija što je veća elektronegativnost atoma partnera i što je njegova veličina manja. Karakterističan je prvenstveno za spojeve fluora, kao i kisika, manjim dijelom za dušik, još manjim za klor i sumpor. Sukladno tome mijenja se i energija vodikove veze (tablica 1).

Tablica 1. Prosječne vrijednosti energija vodikove veze

Međumolekularne i intramolekularne vodikove veze

Zahvaljujući vodikovim vezama, molekule se spajaju u dimere i složenije suradnike.Molekule vode tvore asocijate (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, (H 2 O) 4; alkohol ( C2H5OH) 4 . To objašnjava povećanje vrelišta alkohola u usporedbi s ugljikovodicima.Primjećuje se dobro otapanje metanola i etanola u vodi.Vodikova veza koja je nastala između molekula naziva se intermolekularna.

Na primjer, stvaranje dimera parahidroksibenzaldehida može se prikazati sljedećom shemom (slika 1).

Riža. 1. Stvaranje međumolekulskih vodikovih veza uparahidroksibenzaldehid.

Vodikove veze mogu se pojaviti između različitih molekula (intermolekulska vodikova veza) i unutar molekule (intramolekularna vodikova veza).Intramolekulske vodikove vezea nalaze se u polihidričnim alkoholima, ugljikohidratima, bjelančevinama i drugim organskim tvarima.

Utjecaj vodikove veze na svojstva tvari

Najprikladniji pokazatelj postojanja međumolekularne vodikove veze je vrelište tvari. Više vrelište vode (100 o C u usporedbi s vodikovim spojevima elemenata kisikove podskupine (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) posljedica je prisutnosti vodikovih veza: potrebna je dodatna energija za uništavanje međumolekulskih vodikove veze u vodi.

Vodikova veza može značajno utjecati na strukturu i svojstva tvari. Postojanje međumolekulskih vodikovih veza povećava talište i vrelište tvari. Prisutnost intramolekularne vodikove veze dovodi do činjenice da se molekula deoksiribonukleinske kiseline (DNK) u vodi savija u dvostruku spiralu.

Vodikova veza također igra važnu ulogu u procesima otapanja, budući da topljivost također ovisi o sposobnosti spoja da stvara vodikove veze s otapalom. Kao rezultat toga, tvari koje sadrže OH skupine kao što su šećer, glukoza, alkoholi, karboksilne kiseline, u pravilu su visoko topljive u vodi.

Primjeri spojeva: monohidrični (metanol, etanol) i polihidrični alkoholi (glicerol, etilen glikol), karboksilne kiseline, amini, aminokiseline, proteini, voda, amonijak, fluorovodik, karboksilne kiseline koje sadrže kisik.