Molekyler danner ikke hydrogenbindinger. Hydrogenbinding, intermolekylær interaksjon

2. Bestemmelse av hydrogenbindingen

Bindingen som dannes mellom hydrogenatomene til ett molekyl og et atom til et sterkt elektronegativt element (O, N, F) i et annet molekyl kalles en hydrogenbinding.

Spørsmålet kan oppstå: hvorfor akkurat danner hydrogen en så spesifikk kjemisk binding?

Dette er fordi atomradiusen til hydrogen er veldig liten. I tillegg, når et enkelt elektron blir fortrengt eller fullstendig donert, får hydrogen en relativt høy positiv ladning, på grunn av hvilken hydrogenet til ett molekyl interagerer med atomer av elektronegative elementer som har en delvis negativ ladning som er en del av andre molekyler (HF, H20, NH3).

La oss se på noen eksempler. Vanligvis representerer vi sammensetningen av vann med den kjemiske formelen H 2 O. Dette er imidlertid ikke helt nøyaktig. Det ville være mer korrekt å betegne sammensetningen av vann med formelen (H 2 O) n, hvor n \u003d 2.3.4, etc. Dette skyldes det faktum at individuelle vannmolekyler er sammenkoblet gjennom hydrogenbindinger.

Hydrogenbindinger er vanligvis betegnet med prikker. Det er mye svakere enn en ionisk eller kovalent binding, men sterkere enn den vanlige intermolekylære interaksjonen.

Tilstedeværelsen av hydrogenbindinger forklarer økningen i vannvolumet med synkende temperatur. Dette skyldes det faktum at når temperaturen synker, blir molekylene sterkere og derfor reduseres tettheten av deres "pakking".

Når du studerte organisk kjemi, dukket også følgende spørsmål opp: hvorfor er kokepunktene til alkoholer mye høyere enn de tilsvarende hydrokarbonene? Dette forklares med at det også dannes hydrogenbindinger mellom alkoholmolekyler.

En økning i kokepunktet til alkoholer oppstår også på grunn av utvidelsen av molekylene deres. Hydrogenbindingen er også karakteristisk for mange andre organiske forbindelser (fenoler, karboksylsyrer, etc.). Det er kjent fra kursene i organisk kjemi og generell biologi at tilstedeværelsen av en hydrogenbinding forklarer den sekundære strukturen til proteiner, strukturen til DNA-dobbelthelixen, dvs. fenomenet komplementaritet.

3. Typer hydrogenbindinger

Det er to typer hydrogenbindinger: intramolekylære og intermolekylære hydrogenbindinger. Hvis en hydrogenbinding forener deler av ett molekyl, så snakker de om en intramolekylær hydrogenbinding. Dette gjelder spesielt for mange organiske forbindelser. Hvis det dannes en hydrogenbinding mellom hydrogenatomet til ett molekyl og ikke-metallatomet til et annet molekyl (intermolekylær hydrogenbinding), danner molekylene ganske sterke par, kjeder, ringer. Således eksisterer maursyre i både flytende og gassformige tilstander i form av dimerer:

og gassformig hydrogenfluorid inneholder polymere molekyler, inkludert opptil fire partikler av HF. Sterke bindinger mellom molekyler kan finnes i vann, flytende ammoniakk, alkoholer. Oksygen- og nitrogenatomene som er nødvendige for dannelsen av hydrogenbindinger inneholder alle karbohydrater, proteiner, nukleinsyrer. Det er for eksempel kjent at glukose, fruktose og sukrose er perfekt løselige i vann. En viktig rolle i dette spilles av hydrogenbindinger dannet i løsning mellom vannmolekyler og mange OH-grupper av karbohydrater.

4. Hydrogenbindingsenergi

Det er flere tilnærminger til karakterisering av hydrogenbindinger. Hovedkriteriet er energien til hydrogenbinding (R–X–H…B–Y), som avhenger både av naturen til X- og B-atomene og av den generelle strukturen til RXH- og BY-molekylene. For det meste er den 10–30 kJ/mol, men i noen tilfeller kan den nå 60–80 kJ/mol og enda høyere. I henhold til energikarakteristikkene skilles sterke og svake hydrogenbindinger. Energien for dannelse av sterke hydrogenbindinger er 15–20 kJ/mol og mer. Disse inkluderer O–H…O-bindinger i vann, alkoholer, karboksylsyrer, O–H…N, N–H…O og N–H…N-bindinger i forbindelser som inneholder hydroksyl-, amid- og amingrupper, for eksempel i proteiner. Svake hydrogenbindinger har en formasjonsenergi på mindre enn 15 kJ/mol. Den nedre grensen for hydrogenbindingsenergi er 4–6 kJ/mol, for eksempel C–H…O-bindinger i ketoner, etere og vandige løsninger av organiske forbindelser.

De sterkeste hydrogenbindingene dannes når et lite hydrogen (hard syre) samtidig bindes til to små, svært elektronegative atomer (harde baser). Orbital matching gir bedre syre-base interaksjon og resulterer i sterkere hydrogenbindinger. Det vil si at dannelsen av sterke og svake hydrogenbindinger kan forklares ut fra begrepet harde og myke syrer og baser (Pearsons prinsipp, HICA-prinsippet).

Energien til H-bindingen øker med en økning i den positive ladningen på hydrogenatomet til X-H-bindingen og med en økning i protonakseptoren til B-atomet (dets basicitet). Selv om dannelsen av en hydrogenbinding betraktes fra et syre-base-interaksjonssynspunkt, er energien for dannelse av H-komplekser imidlertid ikke strengt korrelert med både surhetsskalaen og basicitetsskalaen.

Et lignende bilde er observert for merkaptaner og alkoholer. Merkaptaner er sterkere syrer enn alkoholer, men alkoholer danner sterkere assosiasjoner. Årsaken til slike tilsynelatende anomalier er ganske forståelig, gitt at surheten bestemmes av verdien av pKa i henhold til resultatene av det komplette skjemaet for syre-base-interaksjon (før dannelsen av solvatiserte ioner), og dannelsen av et molekylært kompleks med en H-binding er bare det første trinnet i denne prosessen, som ikke innebærer å bryte X–-bindingen. N. I inerte løsningsmidler stopper syre-base-interaksjonen vanligvis ved H-kompleksstadiet.

Når det gjelder organiske forbindelsers grunnleggende egenskaper og deres evne til å ta del i dannelsen av H-bindinger, er det også her store forskjeller. Så, med samme evne til å danne hydrogenbindinger, er graden av basicitet av aminer 5 størrelsesordener høyere enn for pyridiner, og 13 størrelsesordener høyere enn for substituerte karbonylforbindelser.

På grunnlag av eksperimentelle data ble det etablert en lineær korrelasjon mellom graden av ladningsoverføring og energien til intermolekylære H-bindinger, som er et viktig argument til fordel for donor-akseptor-naturen til sistnevnte. Steriske faktorer kan ha en betydelig effekt på dannelsen av en hydrogenbinding. For eksempel er orto-substituerte fenoler mindre utsatt for selvassosiasjon enn de tilsvarende meta- og para-isomerer, assosiasjon er fullstendig fraværende i 2,6-di-tert.-butylfenol. Når temperaturen øker, synker antallet molekylkomplekser i blandingen, og de er mye mindre vanlige i gassfasen.

I begynnelsen av kurset ble det lagt merke til at hydrogenbindingen inntar en mellomposisjon mellom den sanne (valens) kjemiske bindingen og svak intermolekylær interaksjon. Hvor er nærmere? Svaret er tvetydig, siden spekteret av fluktuasjoner i energiene til H-bindinger er ganske bredt. Hvis vi snakker om sterke hydrogenbindinger som kan ha en betydelig effekt på egenskapene til stoffer, så er de nærmere ekte kjemiske bindinger. Og dette bestemmes ikke bare av den ganske høye energien til H-bindingen, men også av det faktum at den er lokalisert i rommet, hydrogenbroen har sine egne "personlige" partnere. Virkningsretningen til hydrogenbindingen er også fast, men ikke så stiv som for ekte kjemiske bindinger.

Hydrogenbinding fra intermolekylær. Hvis dannelsen av H-bindinger detekteres spektralt, men det er ingen tegn til assosiasjon, er dette en korrekt indikasjon på den intramolekylære naturen til hydrogenbindingen. I tillegg forsvinner den intermolekylære H-bindingen (og dens spektrale manifestasjon) ved lav konsentrasjon av et stoff i et nøytralt løsningsmiddel, mens den intramolekylære H-bindingen forblir under disse forholdene. Hydrogen...

v Hydrogenbinding

Ø Hydrogenbinding kalt den elektrostatiske interaksjonen mellom et hydrogenatom, assosiert med et sterkt elektronegativt element, med andre atomer.

Hydrogenbindinger dannes av et hydrogenatom bundet til et fluor-, oksygen- eller nitrogenatom. Elektronegativiteten til andre grunnstoffer er ikke tilstrekkelig til å tvinge hydrogenatomet knyttet til dem til å danne en sterk hydrogenbinding. La oss vurdere mekanismen for hydrogenbindingsdannelse ved å bruke eksempelet på samspillet mellom hydrogenfluoridmolekyler. Den høye elektronegativiteten til fluoratomet fører til at hydrogen-fluorbindingen i dette molekylet er svært polar og det vanlige elektronparet forskyves til fluor H®F. Siden hydrogenatomet ikke har et indre elektronskall, avslører trekkingen av valenselektronet nesten fullstendig kjernen, som er en elementær partikkel - et proton. Av denne grunn har et sterkt polarisert hydrogenatom et veldig kraftig elektrostatisk felt, på grunn av hvilket det blir tiltrukket av fluoratomet til et annet hydrogenfluoridmolekyl med dannelse av en hydrogenbinding:

Hydrogenbindingen har følgende egenskaper:

1. Hydrogenbindingen er metningsbar. Hydrogenatomet danner bare én hydrogenbinding; partnerne kan delta i dannelsen av flere hydrogenbindinger.

2. Hydrogenbindingen er retningsbestemt. X-H × × × × Y-fragmentet er vanligvis lineært, selv om det i noen tilfeller kan være kantet, men verdien av bindingsvinkelen avviker ikke mye fra 180°.

3. Hydrogenbindingsenergien er lav (8-40 kJ/mol) og representerer en verdi av samme størrelsesorden som den intermolekylære interaksjonsenergien. Styrken på hydrogenbindingen er jo høyere, jo større er elektronegativiteten til partneren til hydrogenatomet. Så bindingsenergien H××××F er 25-40 kJ/mol, bindingen H××××O - 19-21 kJ/mol, bindingene N××××H og S×××H - ca. 8 kJ/mol.

4. Hydrogenbindingen er asymmetrisk: i X-H × × × × X-fragmentene er lengden på H × × × × X-bindingen større enn lengden til H-X.

En hydrogenbinding er lengre enn en kovalent binding og har mindre energi. Imidlertid har det en veldig stor effekt på de fysiske egenskapene til stoffer, og øker deres smelte- og kokepunkt betydelig. Så, hydrogenfluorid har så pl. -83 °С og bp. +20 ° С, mens dens nærmeste analog, hydrogenklorid, smelter ved -114 ° С og koker ved -85 ° С. Faktisk, på grunn av hydrogenbindinger, er fluorfluor en polymer som begynner å delvis dissosiere bare ved en temperatur nær kokepunktet. Men selv i gassfasen eksisterer hydrogenfluorid i form av små tilknyttede molekyler, hovedsakelig i form av dimerer. Hydrogenfluorid eksisterer i form av monomere molekyler bare ved temperaturer over 90 °C. Svært sterke hydrogenbindinger dannes av et vannmolekyl omgitt i en krystallinsk tilstand (is) av fire naboer.

Et tredimensjonalt nettverk av hydrogenbindinger bygget fra tetraedre eksisterer også i flytende vann i hele temperaturområdet fra issmelting til koking.

Sammen med intermolekylære er det intramolekylært hydrogenbindinger, som ikke har så stor effekt på stoffets fysiske egenskaper.

Maursyre HCOOH og mange andre karboksylsyrer i flytende og gassformig tilstand danner sykliske dimerer på grunn av hydrogenbindinger.

Hydrogenbindinger spiller en svært viktig rolle i organiseringen av mange biologisk viktige makromolekyler (α-helikser og b-strukturer av proteiner og polypeptider, DNA-dobbelthelix, etc.).

v Krefter av intermolekylær interaksjon .

Ø Krefter av intermolekylær interaksjon (van der Waals styrker) kalles kreftene for elektrostatisk tiltrekning av dipoler av materie.

Denne typen interaksjon mellom atomære og molekylære partikler utmerker seg ved en rekke funksjoner:

1. Intermolekylær interaksjon er relativt svak. De tilsvarende effektene er en eller to størrelsesordener mindre enn de termiske effektene av dannelsen av kovalente bindinger. Dermed er bindingsenergien for H 2 molekylet 432 kJ/mol, mens entalpien for sublimering av krystallinsk hydrogen assosiert med intermolekylær interaksjon er 2,1 kJ/mol.

2. Intermolekylær interaksjon er ikke spesifikk. Van der Waals-krefter virker mellom en lang rekke molekyler, like eller forskjellige.

3. Van der Waals-krefter er av elektrostatisk natur, og derfor er den intermolekylære interaksjonen umettelig og ikke-retningsbestemt.

I henhold til opprinnelsen til interagerende dipoler, skilles tre typer krefter av intermolekylær interaksjon:

· Orienterende samhandling - elektrostatisk tiltrekning av permanente dipoler av materie, som er orientert i forhold til hverandre av motsatte poler.

Orienteringsinteraksjonsenergien til to identiske molekyler (orienteringseffekt) uttrykkes ved følgende ligning:

(9),

der m er dipolmomentet til molekylet, r er avstanden mellom molekylene.

· Induktiv interaksjon – elektrostatisk tiltrekning av konstant og indusert (indusert) dipol.

(10),

hvor a er polariserbarheten til molekylet.

· Spredningsinteraksjon – elektrostatisk tiltrekning av øyeblikkelige mikrodipoler av materie. Fremveksten av øyeblikkelige mikrodipoler er forårsaket av et tilfeldig brudd på symmetrien til elektrontetthetsfordelingen i partikkelen, noe som fører til utseendet og forsvinningen av elektriske poler. Når kreftene til spredningsinteraksjon manifesteres, vises øyeblikkelige mikrodipoler og forsvinner synkront, og er orientert på en slik måte at partiklene tiltrekkes.

(11),

der h er Plancks konstant, n 0 er vibrasjonsfrekvensen til molekyler ved absolutt null temperatur.

Naturligvis øker bidraget fra dispersjonsinteraksjonen til energien til intermolekylær interaksjon med økende polariserbarhet av molekylet. For eksempel, for HI, er dispersjonsinteraksjonsenergien (60,47 kJ/mol) 98,5 % av energien til intermolekylære interaksjonskrefter.

Virkningen av van der Waals-krefter fører til konvergens av atom- og molekylpartikler som ikke er bundet av en kjemisk binding til en viss likevektstilstand der tiltrekningskreftene balanseres av frastøtningskreftene. I dette tilfellet kan avstanden mellom atomer representeres som summen av de såkalte van der Waals-radiene (tabell 3.3).

Konseptet med hydrogenbinding

Et hydrogenatom bundet til et sterkt elektronegativt atom (oksygen, fluor, klor, nitrogen) kan samhandle med et ikke-delt elektronpar av et annet sterkt elektronegativt atom i dette eller et annet molekyl for å danne en svak tilleggsbinding - en hydrogenbinding. I dette tilfellet kan en likevekt etableres

Bilde 1.

Utseendet til en hydrogenbinding er forhåndsbestemt av eksklusiviteten til hydrogenatomet. Hydrogenatomet er mye mindre enn andre atomer. Elektronskyen som dannes av den og det elektronegative atomet er sterkt forskjøvet mot sistnevnte. Som et resultat forblir hydrogenkjernen svakt skjermet.

Oksygenatomene til hydroksylgruppene til to molekyler av karboksylsyrer, alkoholer eller fenoler kan konvergere tett på grunn av dannelsen av hydrogenbindinger.

Den positive ladningen til kjernen til et hydrogenatom og den negative ladningen til et annet elektronegativt atom tiltrekker seg. Energien til deres interaksjon er sammenlignbar med energien til den tidligere bindingen, så protonet er bundet til to atomer samtidig. Bindingen til det andre elektronegative atomet kan være sterkere enn den opprinnelige bindingen.

Et proton kan bevege seg fra ett elektronegativt atom til et annet. Energibarrieren for en slik overgang er ubetydelig.

Hydrogenbindinger er blant de kjemiske bindingene med middels styrke, men hvis det er mange slike bindinger, bidrar de til dannelsen av sterke dimere eller polymere strukturer.

Eksempel 1

Dannelse av en hydrogenbinding i $\alpha $-spiralstrukturen til deoksyribonukleinsyre, diamantlignende struktur av krystallinsk is, etc.

Den positive enden av dipolen i hydroksylgruppen er ved hydrogenatomet, så en binding kan dannes gjennom hydrogen med anioner eller elektronegative atomer som inneholder udelte elektronpar.

I nesten alle andre polare grupper er den positive enden av dipolen plassert inne i molekylet og er derfor vanskelig tilgjengelig for binding. For karboksylsyrer $(R=RCO)$, alkoholer $(R=Alk)$, fenoler $(R=Ar)$ er den positive enden av $OH$-dipolen utenfor molekylet:

Eksempler på å finne den positive enden av dipolen $C-O, S-O, P-O$ inne i molekylet:

Figur 2. Aceton, dimetylsulfoksid (DMSO), heksametylfosforsyretriamid (HMPTA)

Siden det ikke er noen steriske hindringer, er hydrogenbinding lett. Dens styrke bestemmes hovedsakelig av det faktum at den er overveiende kovalent i naturen.

Vanligvis er tilstedeværelsen av en hydrogenbinding indikert med en stiplet linje mellom donor og akseptor, for eksempel i alkoholer

Figur 3

Vanligvis er avstanden mellom to oksygenatomer og en hydrogenbinding mindre enn summen av van der Waals-radiene til oksygenatomene. Gjensidig frastøting av elektronskallene til oksygenatomer må være tilstede. Imidlertid overvinnes de frastøtende kreftene av kraften fra hydrogenbindingen.

Naturen til hydrogenbindingen

Naturen til hydrogenbindingen ligger i den elektrostatiske og donor-akseptorkarakteren. Hovedrollen i dannelsen av hydrogenbindingsenergi spilles av elektrostatisk interaksjon. I dannelsen av en intermolekylær hydrogenbinding deltar tre atomer, som er plassert nesten på samme rette linje, men avstandene mellom dem er samtidig forskjellige. (et unntak er lenken $F-H\cdots F-$).

Eksempel 2

For intermolekylære hydrogenbindinger i $-O-H\cdots OH_2$ is, er $O-H$ avstanden $0,097$ nm, og $H\cdots O$ avstanden er $0,179$ nm.

Energien til de fleste hydrogenbindinger er i området $10-40$ kJ/mol, som er mye mindre enn energien til en kovalent eller ionisk binding. Det kan ofte observeres at styrken til hydrogenbindinger øker med økende surhet til donoren og basisiteten til protonakseptoren.

Betydningen av den intermolekylære hydrogenbindingen

Hydrogenbindingen spiller en viktig rolle i manifestasjonene av de fysisk-kjemiske egenskapene til forbindelsen.

Hydrogenbindinger har følgende effekt på forbindelser:

Intramolekylære hydrogenbindinger

I tilfeller der lukking av en seks- eller fem-leddet syklus er mulig, dannes det intramolekylære hydrogenbindinger.

Tilstedeværelsen av intramolekylære hydrogenbindinger i salisylaldehyd og o-nitrofenol er årsaken til forskjellen i deres fysiske egenskaper fra de tilsvarende. meta- og par- isomerer.

$o$-Hydroksybenzaldehyd eller salisylaldehyd $(A)$ og $o$-nitrofenol (B) danner ikke intermolekylære assosiasjoner, derfor har de lavere kokepunkter. De er dårlig løselige i vann, siden de ikke deltar i dannelsen av intermolekylære hydrogenbindinger med vann.

Figur 5

$o$-Nitrofenol er den eneste av de tre isomere representantene for nitrofenoler som er i stand til dampdestillasjon. Denne egenskapen er grunnlaget for dens isolasjon fra en blanding av nitrofenolisomerer, som dannes som et resultat av nitrering av fenoler.

En hydrogenbinding er en spesiell type binding som er unik for hydrogenatomer. Det oppstår når et hydrogenatom er bundet til et atom av de mest elektronegative elementene, først og fremst fluor, oksygen og nitrogen. Tenk på dannelsen av en hydrogenbinding på eksemplet med hydrogenfluorid. Hydrogenatomet har et enkelt elektron, på grunn av hvilket det bare kan danne en kovalent binding med atomene til elektronegative elementer. Når et hydrogenfluoridmolekyl dannes, oppstår en H-F-binding, utført av et felles elektronpar, som forskyves til et atom av et mer elektronegativt grunnstoff - fluor.

Som et resultat av denne fordelingen av elektrontetthet er hydrogenfluoridmolekylet en dipol, hvis positive pol er et hydrogenatom. På grunn av det faktum at det bindende elektronparet forskyves til fluoratomet, blir kjernen til hydrogenatomet delvis eksponert og ls-orbitalen til dette atomet frigjøres delvis. I et hvilket som helst annet atom er den positive ladningen til kjernen, selv etter fjerning av valenselektroner, skjermet av indre elektronskall, som gir frastøting fra elektronskallene til andre molekyler. Hydrogen har ikke slike skall, og kjernen er en ekstremt liten positivt ladet subatomær partikkel - et proton (diameteren er omtrent 10 5 ganger mindre enn diameteren til andre atomer, på grunn av fraværet av elektroner tiltrekkes den av elektronskallet av et annet nøytralt atom eller negativt ladet ion).

Styrken til det elektriske feltet nær det delvis eksponerte hydrogenatomet er så stor at det intenst kan tiltrekke seg den negative polen til det nabopolare molekylet. Siden denne negative polen ikke er annet enn et fluoratom som har tre ikke-bindende elektronpar, og 1-er - orbitalen til et hydrogenatom er delvis ledig, så oppstår en donor-akseptor-interaksjon mellom det positivt polariserte hydrogenatomet til ett molekyl og det negativt polariserte fluoratom til et annet, nabomolekyl.

Sammen med den elektrostatiske interaksjonen spiller altså donor-akseptor-interaksjonen også en betydelig rolle i dannelsen av en hydrogenbinding. Som et resultat av denne interaksjonen oppstår en ytterligere (andre) binding med deltakelse av et hydrogenatom. Det er det det er Hydrogenbinding . Det er vanligvis betegnet med prikker: …F–Н F–H… Systemet med tre atomer dannet på grunn av hydrogenbinding er som regel lineært.

En hydrogenbinding skiller seg fra en kovalent binding i energi og lengde. Den er lengre og mindre holdbar enn kovalent. Hydrogenbindingsenergi 8 - 40 kJ / mol, kovalent 80 - 400 kJ / mol. I fast hydrogenfluorid er altså lengden på den kovalente F–H-bindingen 95 pm, mens H–F-hydrogenbindingen har en lengde på 156 pm. På grunn av hydrogenbindinger mellom HF-molekyler består faste hydrogenfluoridkrystaller av endeløse flate sikksakkkjeder.

Hydrogenbindinger mellom HF-molekyler er delvis bevart i væske og til og med i gassformig hydrogenfluorid.

Hydrogenbindingen er betinget skrevet som tre punkter og er avbildet som følger:

hvor X, Y er F, O, N, Cl, S-atomer

Energien og lengden til en hydrogenbinding bestemmes av dipolmomentet til X–H-bindingen og størrelsen på Y-atomet Lengden på hydrogenbindingen avtar, og energien øker med en økning i forskjellen mellom elektronegativitetene til X- og Y-atomene (og følgelig dipolmomentet til X–H-bindingen) og med en reduksjon i størrelsen på Y-atomet.

Hydrogenbindinger danner også molekyler der det er O–H-bindinger (for eksempel vann H 2 O, perklorsyre HClO 4, salpetersyre HNO 3, karboksylsyrer RCOOH, fenoler C 6 H 5 OH, alkoholer ROH) og N–H (for eksempel ammoniakk NH3, tiocyansyre HNCS, organiske amider RCONH2 og aminer RNH2 og R2NH).

Stoffer hvis molekyler er forbundet med hydrogenbindinger skiller seg i egenskaper fra stoffer som ligner dem i strukturen til molekyler, men danner ikke hydrogenbindinger. Smelte- og kokepunktene til forbindelser med hydrogen av elementer fra IVA-gruppen, der det ikke er hydrogenbindinger, avtar gradvis med en reduksjon i periodens antall (fig. 15). I forbindelser med hydrogen av elementer i grupper VA-VIIA, denne avhengigheten er brutt. Tre stoffer hvis molekyler er forbundet med hydrogenbindinger (ammoniakk NH 3 , vann H 2 O og hydrogenfluorid HF) har mye høyere koke- og smeltepunkter enn sine motstykker. I tillegg har disse stoffene bredere temperaturområder i flytende tilstand, høyere fusjons- og fordampningsvarme.

En viktig rolle spilles av hydrogenbinding i prosessene med krystallisering og oppløsning av stoffer, så vel som i dannelsen av krystallinske hydrater.

Hydrogenbinding kan forekomme ikke bare mellom molekyler (intermolekylær hydrogenbinding, MVS) , som tilfellet er i alle eksemplene diskutert ovenfor, men også mellom atomer av samme molekyl (intramolekylær hydrogenbinding, VVS) . For eksempel, på grunn av intramolekylære hydrogenbindinger mellom hydrogenatomene til aminogruppene og oksygenatomene til karbonylgruppene, dannes spiralformede polypeptidkjeder som danner proteinmolekyler.

Hydrogenbindinger spiller en viktig rolle i prosessene med proteinreplikasjon og biosyntese. De to trådene i DNA-dobbelthelixen holdes sammen av hydrogenbindinger. I prosessen med reduplikasjon brytes disse bindingene. Under transkripsjon skjer RNA-syntese ved bruk av DNA som mal også på grunn av dannelsen av hydrogenbindinger. Begge prosessene er mulige fordi hydrogenbindinger lett dannes og lett brytes.

Ris. 15 Smeltepunkter (a) og kokepunkter (b) for binære forbindelser av grunnstoffene IV-VIIA - grupper med hydrogen

Spørsmål for selvkontroll

1. Kan en kjemisk binding utføres av ett elektron?

2. Hvilke indikatorer karakteriserer styrken til en kjemisk binding?

Kan bindingslengden være lik summen av radiene til to isolerte atomer som går inn i en kjemisk binding?

4. Hva bør kjemiske partikler ha for å etablere en kovalent binding seg imellom ved donor-akseptor-mekanismen?

5. Hva bestemmer valensen til atomene til grunnstoffene i en kjemisk forbindelse?

6. Hva begrenser antallet kovalente bindinger som dannes av et atom av et element i en kjemisk forbindelse?

7. Hva er årsaken til hybridiseringen av elektronorbitalene til atomer som er involvert i dannelsen av kovalente bindinger?

8. Hvilke atomorbitaler kan hybridisere?

9. Hvilken type hybridisering av atomorbitaler utføres oftest i uorganiske forbindelser?

10. Hva er målet for polariteten til en kovalent binding? Hvordan måles det?

11. Hva kalles elektronegativiteten til et atom i et grunnstoff?

12. Definer kovalente, ioniske, metalliske og hydrogenbindinger.

13. Hvorfor har ikke metan, i analogi med ammoniakk, hydrogenfluorid og vann, et unormalt høyt kokepunkt?

14. Hva er valensen til et karbonatom i et CO-molekyl?

15. Kan det oppstå en reaksjon mellom HF og SiF?

16. Hva er mangfoldet av den kovalente bindingen i NO-molekylet?

17. Angi typen hybridisering av elektronorbitalene til karbonatomet i CO 2 -molekylet.

18. Er den geometriske konfigurasjonen av BF 3 og NF 3 molekyler den samme?

19. Dipolmomentet til HCN-molekylet er 2,9 D. Regn ut lengden på dipolen.

Tester

1. Lengden på den kovalente bindingen er størst i molekylet ....

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

2. Den maksimale tendensen til å danne kjemiske forbindelser med en ionisk binding vises av atomene til elementene ....

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

3. BeF 2-molekylet (gassformig berylliumfluorid) har ... struktur.

1) kantete 2) lineære

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-bindinger kan dannes som et resultat av overlappende elektronskyer av typen ….

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

3. Ammoniakkmolekylet har ... struktur.

1) trigonal 2) pyramideformet

3) kantet 4) tetraedrisk

1. Polariteten til den kovalente bindingen øker i serien ... .

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. I et hydrogensulfidmolekyl er … mulig.

1) bare σ-bindinger

2) bare π-bindinger

3) både σ- og π-bindinger

3. SnCl 4-molekylet (gassformig tinnklorid) har ... struktur.

1) kantete 2) lineære

1. Polariteten til den kovalente bindingen i serien HCl - HBr - HI ... .

1) øker

2) endres ikke

3) reduseres

4) minker først og deretter øker

2. Antall dobbeltbindinger er det samme i molekyler ... .

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

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

3. SnCl 2-molekylet (gassformig tinnklorid) har ... struktur.

1) kantete 2) lineære

3) tetraedrisk 4) pyramideformet

1. I krystallene av NaF, RbCl, CsCl kjemisk binding ... .

Antallet π-bindinger er det samme i molekyler ... .

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

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

3. Metanmolekylet har ... struktur.

1) kantet 2) tetraedrisk

3) pyramideformet 4) trigonal

1. I molekylene O 2, N 2, Cl 2, H 2, bindingen ....

1) ionisk 2) kovalent polar

3) kovalent ikke-polar 4) metallisk

2. Antallet σ-bindinger er det samme i … molekyler.

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

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

3. Hydrogensulfidmolekylet har ... struktur.

1) kantet 2) tetraedrisk

3) lineær 4) pyramideformet

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

2. I nitrogenmolekylet er det ....

3) én σ- og to π-bindinger 4) én π- og to σ-bindinger

3. AlCl 3-molekyl (gassformig aluminiumklorid) har ... struktur.

3) tetraedrisk 4) kantete

1. Lengden på den kovalente bindingen er lengre i det andre molekylet når det gjelder forbindelser ... .

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

2. Valensvinkel i serien NH 3 - PH 3 - AsH 3 ....

1) reduseres

2) øker

3) endres ikke

3. Molekyl GaCl 3 (gassformig galliumklorid) har ... struktur.

1) pyramideformet 2) trigonal

3) tetraedrisk 4) kantete

1. I serien LiF - BeF 2 - BF 3 - CF 4 - NF 3 - AV 2 - F 2 ....

2. Den ioniske bindingstypen har ... .

1) kaliumklorid 2) oksygen(II)fluorid

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

3. MgCl 2-molekylet (gassformig magnesiumklorid) har ... struktur.

1) kantete 2) lineære

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

2. Kovalent polar binding har ....

1) diamant 2) ammoniakk 3) fluor 4) kobolt

3. AsH 3-molekylet har strukturen ... .

1) lineær 2) trigonal

3) pyramideformet 4) tetraedrisk

1. I serien NaCl - MgCl 2 - AlCl 3 - SiCl 4 - PCl 3 - Cl 2 ....

1) den ioniske naturen til bindingen forsterkes

2) bindingens kovalente natur forsterkes

3) bindingens kovalente natur svekkes

4) bindingens ioniske natur endres ikke

2. Kovalent ikke-polar binding har ....

1) natriumklorid 2) klor

3) hydrogenklorid 4) sink

3. CCl 4-molekylet har strukturen ....

1) kantete 2) pyramideformet

1. En kovalent binding dannes av donor-akseptor-mekanismen i ....

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

2. I N 2-molekylet har nitrogenatomer ....

1) valens er lik oksidasjonstilstanden

2) valensen er større enn oksidasjonsgraden

3) valens og oksidasjonstilstand er motsatt i fortegn

4) valens er mindre enn graden av oksidasjon

3. Hydrogensulfidmolekylet har strukturen ... .

1) lineær 2) kantete

3) pyramideformet 4) tetraedrisk

1. Valensvinkel i rekken av molekyler H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te ... .

1) reduseres

2) øker

3) endres ikke

4) først øker og deretter reduseres

2. Den maksimale tendensen til å danne forbindelser med en ionisk binding er vist ved grunnstoffer ....

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

3. GeCl 2-molekylet [gassformig germanium (II) klorid] har ... struktur.

1) lineær 2) kantete

3) pyramideformet 4) tetraedrisk

1. Valensvinkel i rekken av molekyler NH 3 , PH 3 , AsH 3 ... .

1) øker

2) reduseres

3) endres ikke

4) først øker og deretter reduseres

2. Når en binding dannes i et HBr-molekyl, overlapper elektronskyer av …-typen.

3. GeCl 4-molekylet [gassformig germaniumklorid (IV)] har ... struktur.

1) lineær 2) kantete

3) pyramideformet 4) tetraedrisk

Styrken til den kjemiske bindingen i serien BF 3 - AlF 3 - GaF 3 - InF 3 ....

1) reduseres

2) øker

3) endres ikke

4) først øker og deretter reduseres

2. Når bindinger dannes i et oksygenmolekyl, overlapper elektronskyer av …-typen.

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

3. BCl 3-molekylet har ... struktur.

1) lineær 2) trigonal

3) pyramideformet 4) tetraedrisk

1. Styrken til den kovalente bindingen i serien H 2 S - H 2 Se - H 2 Te ....

1) reduseres

2) øker

3) endres ikke

4) minker først og så øker

2. Under dannelsen av bindinger i nitrogenmolekylet overlapper elektronskyer av …-typen.

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

3. OF 2-molekylet har strukturen ....

1) lineær 2) pyramideformet

3) tetraedrisk 4) kantete

1. Styrken til den kjemiske bindingen i serien SnCl 4 - GeCl 4 - SiCl 4 - CCl 4 ....

1) reduseres

2) øker

3) endres ikke

4) først øker og deretter reduseres

2. Lengden på den kovalente bindingen er den minste i molekylet ... .

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

3. Fosfin PH 3 molekyl har ... struktur

1) pyramideformet 2) tetraedrisk

3) kantete 4) trigonale

1. Lengden på den kovalente bindingen er den minste i molekylet ....

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

2. I ammoniakkmolekylet dannes ....

1) bare σ-bindinger 2) bare π-bindinger

3) en σ- og to π-bindinger 4) to σ- og en π-binding

1) pyramideformet 2) trigonal

3) tetraedrisk 4) kantete

1. Lengden på den kovalente bindingen øker i serien ... .

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. Den ioniske bindingstypen har ... .

1) borklorid 2) cesiumklorid

3) fosfor(III)klorid 4) hydrogenklorid

3. GeCl 2-molekylet (gassformig germaniumklorid) har strukturen ....

1) kantete 2) lineære

1. Styrken til den kovalente bindingen i serien H 2 Se - H 2 S - H 2 O ....

1) reduseres

2) øker

3) endres ikke

4) først øker og deretter reduseres

2. En kovalent binding dannes mellom atomer ... .

1) ikke-metaller

2) typisk ikke-metall og metall

3) metall

1. PbCl 2-molekylet (gassformig blyklorid) har ... struktur.

1) kantete 2) lineære

3) trigonal 4) pyramideformet

1. Lengden på forbindelsen øker i serien ... .

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. PbCl 4-molekylet (gassformig blyklorid) har ... struktur.

1) kantete 2) lineære

3) pyramideformet 4) tetraedrisk

1. Lengden på den kovalente bindingen er den minste i molekylet ....

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

2. Et eksempel på et ikke-polart molekyl som har polare kovalente bindinger er ....

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

3. CCl 4-molekylet har ... struktur.

1) kantete 2) lineære

3) tetraedrisk 4) pyramideformet

1. Den ioniske typen binding har ....

1) is 2) bordsalt

3) diamant 4) metallisk kobber

2. De elektroniske orbitalene til berylliumatomet i BeH 2-molekylet (gassformig berylliumhydrid) er hybridisert ... etter type.

3. Ven 2-molekylet (gassformig berylliumhydrid) har ... struktur.

1) kantete 2) lineære

3) trigonal 4) tetraedrisk

1. Dannelsen av et ionisk krystallgitter er typisk for ....

1) cesiumjodid 2) grafitt

3) jod 4) is

2. De elektroniske orbitalene til aluminiumatomet i AlCl 3-molekylet (gassformig aluminiumklorid) er hybridisert ... etter type.

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

3. AlCl 3-molekylet (gassformig aluminiumklorid) har strukturen ....

1) kantete 2) lineære

3) trigonal 4) pyramideformet

1. Polariteten til den kovalente bindingen avtar i serien ... .

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. De elektroniske orbitalene til germaniumatomet i GeCl 4-molekylet (gassformig germaniumklorid) er hybridisert ... etter type.

3. GeCl 4-molekylet (gassformig germaniumklorid) har ... struktur.

1) kantete 2) lineære

3) pyramideformet 4) tetraedrisk

1. I molekylene HCl, NH 3, H 2 Se kjemisk binding ....

1) hydrogen 2) kovalent polar

3) kovalent ikke-polar 4) ionisk

2. Et eksempel på et polart molekyl som har polare kovalente bindinger er ....

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

3. H 2 Se-molekylet har ... struktur.

1) pyramideformet 2) kantete

3) tetraedrisk 4) lineær

1. Graden av ionisitet av bindingen i serien NiCl 2 - CaCl 2 - KCl - RbCl ....

1) forsterker

2) svekkes

3) endres ikke

4) først øker og deretter reduseres

2. Et eksempel på et ikke-polart molekyl som har kovalente polare bindinger er ....

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

3. En hydrogenbinding forbinder molekyler ....

1) hydrogen 2) hydrogenfluorid

3) hydrogentellurid 4) arsenhydrid

1. Graden av ionisitet av bindingen i serien AlCl 3 - SiCl 4 - PCl 5 ....

1) reduseres

2) øker

3) endres ikke

4) først øker og deretter reduseres

2. Orbitalene til silisiumatomet i SiH 4-molekylet er hybridisert ... etter type.

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

3. Silan SiH 4-molekylet har ... struktur.

1) pyramideformet 2) kantete

3) tetraedrisk 4) trigonal

Litteratur

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

2) Kjemi: Lærebok for studenter ved høyere utdanningsinstitusjoner / N.N. Volkov, M.A. Melikhova. - M.: Publishing Center "Academy", 2007. - S.28-44.

3) Slesarev S.31-47

4) Glinka S.97-157 (lærebok og oppgavebok)

5) Knyazev S.145-193

6) Ugai S.56-98

Begrepet "kjemisk binding" ble introdusert av A.M. Butlerov i 1863.

1 Joule er arbeidet utført av en kraft på 1 N over en bane på 1 m.

Energi på 1 kJ kan løfte 1 kg belastning med 102 m eller 102 kg belastning med 1 m. Y. Mayer i 1842 bestemte den mekaniske ekvivalenten til varme lik 427 kgm / kcal. Av dette (under hensyntagen til det faktum at 1 kcal = 418,68 kJ) følger det at dannelsen av kjemisk. bindes i 1 mol av et stoff, frigjøres energi, som kan produsere arbeid tilsvarende 10 200 - 102 000 kgm. Dette betyr at 1 mol av et stoff har nok energi til å løfte en last som veier 10,2 - 102 tonn per 1 m eller omvendt til å løfte 1 kg med 102 - 1020 m.

I analogi med atomare s-, p-, d-, f-orbitaler, er molekylære orbitaler betegnet med greske bokstaver σ, π, δ, φ.

13.00 (pikometer) = 10 -12 m.

Valence(fra lat. valentia- styrke) til et atom er evnen til et atom i et element til å danne kjemiske bindinger; Det kvantitative målet for valens (innenfor rammen av metoden for valensbindinger) er antall bindinger dannet av et gitt atom med andre atomer eller atomgrupper.
Valensen (kovalensen) til et atom i et grunnstoff bestemmes vanligvis av antall orbitaler som kan brukes i dannelsen av kjemiske bindinger.

Hybride orbitaler er merket med bokstaven "g".

En kovalent polar binding vil også være en binding mellom atomer av atypiske metaller og ikke-metaller i tilfelle av en liten forskjell i verdiene til deres EO, for eksempel AlBr 3 , GeH 4, etc.

Den effektive (reelle) ladningen til et atom er ladningen som oppstår på et atom på grunn av en forskyvning i elektrontettheten i et molekyl mot et mer elektronegativt atom. I dette tilfellet får det mer elektronegative atomet en negativ effektiv ladning (det er betegnet "-δ", og partneratomet i molekylet får en positiv ladning "+δ"). Verdien av den effektive ladningen måles i enheter av elektronets absolutte ladning. For atomer som danner en kovalent upolar binding, er den effektive ladningen null, for eksempel H–H. Den effektive ladningen kan tjene som et mål på ionisiteten til en kovalent binding. For eksempel, for hydrogenklorid HCl δ H \u003d +0,2, δ Cl \u003d -0,2, og bindingen i HCl-molekylet er omtrent 20% ionisk, det vil si at den er polar og nær kovalent; i natriumklorid NaCl δ Na = +0,8, δ Cl = -0,8 og vi kan si at bindingen er 80 % ionisk.

Innenfor det periodiske systemet for kjemi. elementer med en økning i ordensnummeret til elementet, reduseres verdiene til de effektive ladningene til atomer i monoatomiske forbindelser. I hovedundergruppene, med en økning i ordensnummeret til elementet, øker de effektive ladningene. Den effektive ladningen til et atom av samme grunnstoff i forskjellige forbindelser avtar med avtagende bindingspolaritet.

I molekylene til forbindelsene HF, H 2 O, NH 3 er det hydrogenbindinger med et sterkt elektronegativt grunnstoff (H–F, H–O, H–N). Mellom molekylene til slike forbindelser kan det dannes intermolekylære hydrogenbindinger. I noen organiske molekyler som inneholder H–O, H–N-bindinger, intramolekylære hydrogenbindinger.

Mekanismen for hydrogenbindingsdannelse er delvis elektrostatisk, delvis donor-akseptor. I dette tilfellet fungerer atomet til et sterkt elektronegativt element (F, O, N) som en elektronpardonor, og hydrogenatomene koblet til disse atomene fungerer som en akseptor. Som med kovalente bindinger er hydrogenbindinger preget av orientering i verdensrommet og metningsevne.

Hydrogenbindingen er vanligvis betegnet med prikker: H ··· F. Hydrogenbindingen er mer uttalt, jo større elektronegativitet partneratomet har og jo mindre størrelse. Det er karakteristisk først og fremst for fluorforbindelser, samt oksygen, i mindre grad nitrogen, i enda mindre grad for klor og svovel. Tilsvarende endres også hydrogenbindingsenergien (tabell 1).

Tabell 1. Gjennomsnittsverdier av hydrogenbindingsenergier

Intermolekylær og intramolekylær hydrogenbinding

Takket være hydrogenbindinger blir molekyler kombinert til dimerer og mer komplekse assosiasjoner.Vannmolekyler danner assosiater (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, (H 2 O) 4; alkohol ( C2H5OH)4. Dette forklarer økningen i kokepunktet til alkoholer sammenlignet med hydrokarboner God oppløsning av metanol og etanol i vann observeres.Hydrogenbindingen som har oppstått mellom molekyler kalles intermolekylær.

For eksempel kan dannelsen av en parahydroksybenzaldehyd-dimer representeres ved følgende skjema (fig. 1).

Ris. 1. Dannelse av intermolekylære hydrogenbindinger iparahydroksybenzaldehyd.

Hydrogenbindinger kan oppstå både mellom ulike molekyler (intermolekylær hydrogenbinding) og innenfor et molekyl (intramolekylær hydrogenbinding).Intramolekylære hydrogenbindingerog finnes i flerverdige alkoholer, karbohydrater, proteiner og andre organiske stoffer.

Effekten av hydrogenbinding på egenskapene til stoffer

Den mest praktiske indikatoren på eksistensen av en intermolekylær hydrogenbinding er kokepunktet til et stoff. Det høyere kokepunktet for vann (100 o C sammenlignet med hydrogenforbindelser av elementene i oksygenundergruppen (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) skyldes tilstedeværelsen av hydrogenbindinger: ekstra energi er nødvendig for å ødelegge intermolekylære hydrogenbindinger i vann.

Hydrogenbindingen kan påvirke strukturen og egenskapene til stoffer betydelig. Eksistensen av intermolekylære hydrogenbindinger øker smelte- og kokepunktene til stoffer. Tilstedeværelsen av en intramolekylær hydrogenbinding fører til at molekylet av deoksyribonukleinsyre (DNA) er foldet til en dobbel helix i vann.

Hydrogenbinding spiller også en viktig rolle i oppløsningsprosesser, siden løselighet også avhenger av forbindelsens evne til å danne hydrogenbindinger med løsningsmidlet. Som et resultat er stoffer som inneholder OH-grupper som sukker, glukose, alkoholer, karboksylsyrer som regel svært løselige i vann.

Eksempler på forbindelser: enverdige (metanol, etanol) og flerverdige alkoholer (glyserol, etylenglykol), karboksylsyrer, aminer, aminosyrer, proteiner, vann, ammoniakk, hydrogenfluorid, oksygenholdige karboksylsyrer.