Водневий зв'язок не утворюють молекули. Водневий зв'язок, міжмолекулярна взаємодія

2. Визначення водневого зв'язку

Зв'язок, який утворюється між атомами водню однієї молекули та атомом сильно електронегативного елемента (O, N, F) іншої молекули, називається водневим зв'язком.

Може виникнути питання: чому саме водень утворює такий специфічний хімічний зв'язок?

Це тим, що атомний радіус водню дуже малий. Крім того, при зміщенні або повній віддачі свого єдиного електрона водень набуває порівняно високого позитивного заряду, за рахунок якого водень однієї молекули взаємодіє з атомами електронегативних елементів, що мають частковий негативний заряд, що виходить до складу інших молекул (HF, H 2 O, NH 3) .

Розглянемо деякі приклади. Зазвичай ми зображаємо склад води хімічною формулою H 2 O. Проте це зовсім точно. Правильніше було б склад води позначати формулою (H 2 O)n, де n = 2,3,4 і т. д. Це тим, що окремі молекули води пов'язані між собою у вигляді водневих зв'язків.

Водневий зв'язок прийнято позначати крапками. Вона набагато слабша, ніж іонна або ковалентна зв'язок, але сильніша, ніж звичайна міжмолекулярна взаємодія.

Наявність водневих зв'язків пояснює збільшення обсягу води при зниженні температури. Це з тим, що з зниження температури відбувається зміцнення молекул і тому зменшується щільність їх «упаковки».

При вивченні органічної хімії виникало і таке питання: чому температури кипіння спиртів набагато вищі, ніж відповідних вуглеводнів? Пояснюється це тим, що між молекулами спиртів також утворюються водневі зв'язки.

Підвищення температури кипіння спиртів відбувається внаслідок укрупнення їх молекул. Водневий зв'язок характерний і для багатьох інших органічних сполук (фенолів, карбонових кислот та ін.). З курсів органічної хімії та загальної біології відомо, що наявністю водневого зв'язку пояснюється вторинна структура білків, будова подвійної спіралі ДНК, тобто явище комплементарності.

3. Види водневого зв'язку

Існує два види водневого зв'язку: внутрішньомолекулярний і міжмолекулярний водневий зв'язок. Якщо водневий зв'язок поєднує частини однієї молекули, то говорять про внутрішньомолекулярний водневий зв'язок. Це особливо притаманно багатьох органічних сполук. Якщо водневий зв'язок утворюється між атомом водню однієї молекули і атомом неметалу іншої молекули (міжмолекулярний водневий зв'язок), то молекули утворюють досить міцні пари, ланцюжки, кільця. Так, мурашина кислота і в рідкому і газоподібному стані існує у вигляді димерів:

а газоподібний фтороводород містять полімерні молекули, що включають до чотирьох HF частинок. Міцні зв'язки між молекулами можна знайти у воді, рідкому аміаку, спиртах. Необхідні для утворення водневих зв'язків атоми кисню та азоту містять усі вуглеводи, білки, нуклеїнові кислоти. Відомо, наприклад, що глюкоза, фруктоза та сахароза чудово розчиняються у воді. Не останню роль у цьому відіграють водневі зв'язки, що утворюються у розчині між молекулами води та численними OH-групами вуглеводів.

4. Енергія водневого зв'язку

Існує кілька підходів до характеристики водневих зв'язків. Основний критерій - це енергія водневого зв'язування (R-X-H ... B-Y), яка залежить як від природи атомів Х і В, так і загальної будови молекул RXH і BY. Здебільшого вона становить 10-30 кДж/моль, але в деяких випадках може досягати 60-80 кДж/моль і навіть вище. За енергетичними характеристиками розрізняють сильні та слабкі водневі зв'язки. Енергія утворення сильних водневих зв'язків становить 15–20 кДж/моль та більше. До них відносять зв'язку О–H…О у воді, спиртах, карбонових кислотах, зв'язку О–Н…N, N–H…O та N–H…N у сполуках, що містять гідроксильні, амідні та амінні групи, наприклад, у білках. Слабкі водневі зв'язки мають енергію утворення менше 15 кДж/моль. Нижня межа енергії водневого зв'язку є 4–6 кДж/моль, наприклад зв'язку С–Н…О в кетонах, ефірах, водних розчинах органічних сполук.

Найбільш міцні водневі зв'язки утворюються у випадках, коли маленький водень (жорстка кислота) одночасно пов'язаний із двома малими за розміром сильно електронегативними атомами (жорсткі основи). Орбітальна відповідність забезпечує кращу кислотно-основну взаємодію та призводить до утворення більш міцних водневих зв'язків. Тобто утворення сильних та слабких водневих зв'язків можна пояснити з позицій концепції жорстких та м'яких кислот та основ (принцип Пірсона, принцип ЖМКО).

Енергія Н-зв'язку зростає зі збільшенням позитивного заряду на атомі водню зв'язку Х-Н та підвищенням протоноакцепторності атома В (його основності). Хоча утворення водневого зв'язку розглядається з позицій кислотно-основної взаємодії, проте енергія утворення Н-комплексів нестрого корелюється як зі шкалою кислотності, так і зі шкалою основності.

Подібна картина спостерігається і у випадку меркаптанів та спиртів. Меркаптани є сильнішими кислотами, ніж спирти, проте міцніші асоціати утворюють спирти. Причина таких аномалій цілком зрозуміла, якщо врахувати, що кислотність визначаться величиною pКа за результатами повної схеми кислотно-основної взаємодії (до утворення сольватованих іонів), а утворення молекулярного комплексу з Н-зв'язком тільки перший етап цього процесу, що не передбачає розриву зв'язку Х- н. В інертних розчинниках кислотно-основна взаємодія зазвичай зупиняється на стадії Н-комплексу.

Що ж до основності органічних сполук та його здатності брати участь у освіті Н-зв'язку, то тут теж спостерігаються великі відмінності. Так, при одній і тій же здатності до утворення водневих зв'язків ступінь основності амінів на 5 порядків вищий, ніж у піридинів, і на 13 порядків вищий, ніж у заміщених карбонильних сполук.

На основі експериментальних даних встановлена ​​лінійна кореляція між ступенем перенесення заряду та енергією міжмолекулярних Н-зв'язків, що є важливим доказом на користь донорно-акцепторної природи останніх. Істотний вплив на утворення водневого зв'язку можуть стерити фактори. Наприклад, орто-заміщені феноли менш схильні до самоасоціації, ніж відповідні мета-і пара-ізомери, повністю відсутня асоціація у 2,6-ди-трет.-бутілфенолу. З підвищенням температури кількість молекулярних комплексів у суміші зменшується і вони значно рідше зустрічаються в газовій фазі.

На початку курсової було зазначено, що водневий зв'язок займає проміжне положення між істинним (валентним) хімічним зв'язком і слабкою міжмолекулярною взаємодією. Куди ближче? Відповідь неоднозначна, оскільки діапазон коливань енергій Н-зв'язків досить широкий. Якщо ж йдеться про сильні водневі зв'язки, здатні істотно впливати на властивості речовин, то вони ближче до справжніх хімічних зв'язків. І це визначається не лише досить високою енергією Н-зв'язку, а й тим, що вона локалізована у просторі, водневий місток має своїх “персональних” партнерів. Напрямок дії водневого зв'язку також фіксований, хоча й настільки жорстко, як істинних хімічних зв'язків.

Водневий зв'язок від міжмолекулярного. Якщо спектрально фіксується утворення Н-зв'язків, а ознак асоціації немає, це правильна вказівка ​​на внутрішньомолекулярний характер водневого зв'язку. Крім того, міжмолекулярний Н-зв'язок (і його спектральний прояв) зникає при низькій концентрації речовини в нейтральному розчиннику, тоді як внутрішньомолекулярний Н-зв'язок у цих умовах зберігається. Водневі...

v Водневий зв'язок

Ø Водневим зв'язком називається електростатична взаємодія атома водню, пов'язаного з сильно електронегативним елементом, з іншими атомами.

Водневі зв'язки утворює атом водню, пов'язаний з атомом фтору, кисню чи азоту. Електронегативність інших елементів недостатня у тому, щоб змусити утворити міцну водневий зв'язок пов'язані з ними атом водню. Механізм утворення водневого зв'язку розглянемо з прикладу взаємодії молекул фтороводню. Висока електронегативність атома фтору призводить до того, що зв'язок водень-фтор у цій молекулі сильно полярна і загальна пара електронів зміщена до фтору H®F. Оскільки в атома водню відсутня внутрішня електронна оболонка, відтягування його валентного електрона майже повністю оголює ядро, що є елементарною частинкою - протоном. З цієї причини сильно поляризований атом водню має дуже потужне електростатичне поле, за рахунок якого він притягується до атома фтору іншої молекули фтороводню з утворенням водневого зв'язку:

Водневого зв'язку притаманні такі особливості:

1. Водневий зв'язок є насиченим. Атом водню утворює лише один водневий зв'язок; його партнери можуть брати участь у освіті кількох водневих зв'язків.

2. Водневий зв'язок є спрямованим. Фрагмент Х-Н××××Y зазвичай лінійний, хоча в деяких випадках може бути кутовим, але при цьому величина валентного кута не сильно відрізняється від 180°.

3. Енергія водневого зв'язку невелика (8-40 кДж/моль) і становить величину тієї самої порядку, як і енергія межмолекулярного взаємодії. Міцність водневого зв'язку тим вище, що більше електронегативність партнера атома водню. Так енергія зв'язку H××××F становить 25-40 кДж/моль, зв'язку Н××××О - 19-21 кДж/моль, зв'язків N××××H та S×××H - близько 8 кДж/ міль.

4. Водневий зв'язок асиметрична: у фрагментах Х-Н××××Х довжина зв'язку Н××××Х більша за довжину Н-Х.

Водневий зв'язок більш довгий у порівнянні з ковалентним і має меншу енергію. Тим не менш, вона дуже впливає на фізичні властивості речовин, значно збільшуючи їх температури плавлення і кипіння. Так, фтороводород має т. пл. -83 ° С і т. Кіп. +20 °С, тоді як його найближчий аналог - хлороводень плавиться при - 114 °С і кипить при - 85 °С. Фактично, за рахунок водневих зв'язків, фторофодород є полімером, який починає частково дисоціювати тільки при температурі, близької до температури кипіння. Але навіть у газовій фазі фтороводород існує у вигляді малих асоціатів молекул, переважно у вигляді димерів. У вигляді мономерних молекул фтороводород існує лише за температур вище 90 °З. Дуже міцні водневі зв'язки утворює молекула води, оточена в кристалічному стані (лід) чотирма сусідами.

Тривимірна сітка водневих зв'язків, побудована з тетраедрів, існує і в рідкій воді в усьому інтервалі температур від плавлення льоду до кипіння.

Поряд з міжмолекулярними існують і внутрішньомолекулярніводневі зв'язки, що не мають такого значного впливу на фізичні властивості речовини.

Мурашина кислота НСООН та багато інших карбонові кислоти в рідкому та газоподібному станах за рахунок водневих зв'язків утворює циклічні димери.

Дуже важливу роль водневі зв'язки відіграють в організації багатьох біологічно важливих макромолекул (a-спіралі та b-структури білків та поліпептидів, подвійна спіраль ДНК тощо).

v Сили міжмолекулярної взаємодії .

Ø Силами міжмолекулярної взаємодії (ван-дер-ваальсовими силами) називають сили електростатичного тяжіння диполів речовини.

Даний вид взаємодії атомних та молекулярних частинок відрізняється низкою особливостей:

1. Міжмолекулярна взаємодія є відносно слабкою. Ефекти, що відповідають йому, на один-два порядку менше теплових ефектів утворення ковалентних зв'язків. Так, енергія зв'язку для молекули Н 2 дорівнює 432 кДж/моль, тоді як ентальпія сублімації кристалічного водню, пов'язана з міжмолекулярною взаємодією, становить 2,1 кДж/моль.

2. Міжмолекулярна взаємодія не є специфічною. Ван-дер-ваальсові сили діють між найрізноманітнішими молекулами, однаковими чи різними.

3. Сили Ван-дер-Ваальса мають електростатичну природу, у зв'язку з чим міжмолекулярна взаємодія є ненасиченою та ненаправленою.

За походженням взаємодіючих диполів виділяють три типи сил міжмолекулярної взаємодії:

· Орієнтаційна взаємодія - електростатичне тяжіння постійних диполів речовини, які орієнтуються один до одного протилежними полюсами.

Енергія орієнтаційної взаємодії двох однакових молекул (орієнтаційний ефект) виражається наступним рівнянням:

(9),

де m – дипольний момент молекули, r – відстань між молекулами.

· Індукційна взаємодія – електростатичне тяжіння постійного та наведеного (індукованого) диполя.

(10),

де a - Поляризованість молекули.

· Дисперсійна взаємодія – електростатичне тяжіння миттєвих мікродиполів речовини. Виникнення миттєвих мікродиполів спричинене випадковим порушенням симетрії розподілу електронної щільності в частинці, що призводить до виникнення та зникнення електричних полюсів. При прояві сил дисперсійної взаємодії миттєві мікродиполі з'являються і синхронно зникають, орієнтуючись таким чином, щоб частинки притягувалися.

(11),

де h - стала Планка, n 0 - частота коливань молекул при температурі абсолютного нуля.

Природно, що внесок дисперсійної взаємодії в енергію міжмолекулярної взаємодії збільшується у разі зростання поляризуемості молекули. Наприклад, для HI енергія дисперсійної взаємодії (60,47 кДж/моль) становить 98,5% енергії сил міжмолекулярної взаємодії.

Дія сил Ван-дер-Ваальса призводить до зближення атомних і молекулярних частинок, не пов'язаних хімічним зв'язком, до рівноважного стану, в якому сили тяжіння врівноважуються силами відштовхування. У цьому відстань між атомами можна як суму про ван-дер-ваальсовских радіусів (табл. 3.3).

Поняття водневий зв'язок

Атом водню, пов'язаний із сильно електронегативним атомом (кисню, фтору, хлору, азоту) може взаємодіяти з неподіленою електронною парою іншого сильно електронегативного атома цієї чи іншої молекули з утворенням слабкого додаткового зв'язку - водневим зв'язком. При цьому може встановитися рівновага

Малюнок 1.

Поява водневого зв'язку зумовлена ​​винятковістю атома водню. Атом водню набагато менше, ніж інші атоми. Електронну хмару, утворену нею та електронегативним атомом, сильно зміщено у бік останнього. В результаті ядро ​​водню залишається слабоекранованим.

Атоми кисню гідроксильних груп двох молекул карбонових кислот, спиртів або фенолів можуть близько сходитися через утворення водневих зв'язків.

Позитивний заряд ядра атома водню та негативний заряд іншого електронегативного атома притягуються. Енергія їх взаємодії можна порівняти з енергією колишнього зв'язку, тому протон виявляється пов'язаним відразу з двома атомами. Зв'язок з другим електронегативним атомом може бути сильнішим, ніж початковий зв'язок.

Протон може пересуватися від одного електронегативного атома до іншого. Енергетичний бар'єр такого переходу незначний.

Водневі зв'язки відносяться до хімічних зв'язків середньої сили, але якщо таких зв'язків багато, то вони сприяють утворенню міцних димерних або полімерних структур.

Приклад 1

Утворення водневого зв'язку в $α $-спіральній структурі дезоксирибонуклеїнової кислоти, алмазоподібна структура кристалічного льоду та ін.

Позитивний кінець диполя у гідроксильній групі знаходиться у атома водню, тому через водень може формуватися зв'язок з аніонами або електронегативними атомами, що містять неподілені електронні пари.

Практично у всіх інших полярних групах позитивний кінець диполя розташований усередині молекули і тому важко доступним для зв'язування. У карбонових кислот $(R=RCO)$, спиртів $(R=Alk)$, фенолів $(R=Ar)$ позитивний кінець диполя $OH$ знаходиться зовні молекули:

Приклади знаходження позитивного кінця диполя $C-O, S-O, P-O$ всередині молекули:

Малюнок 2. Ацетон, диметилсульфоксид (ДМСО), гексаметилфосфортріамід (ГМФТА)

Оскільки стеричні перешкоди відсутні, водневий зв'язок утворюється легко. Її сила переважно визначається тим, що вона переважно має ковалентний характер.

Зазвичай наявність водневого зв'язку позначають пунктирною лінією між донором та акцептором, наприклад, у спиртів

Малюнок 3.

Як правило, відстань між двома атомами кисню та водневого зв'язку менша за суму ван-дер-ваальсових радіусів атомів кисню. Повинне бути взаємне відштовхування електронних оболонок атомів кисню. Проте сили відштовхування долаються силою водневого зв'язку.

Природа водневого зв'язку

Природа водневого зв'язку полягає в електростатичному та донорно-акцепторному характері. Основну роль формуванні енергії водневого зв'язку грає електростатична взаємодія. В освіті міжмолекулярного водневого зв'язку беруть участь три атоми, які розташовуються майже на одній прямій, але відстані між ними, при цьому, є різними. (Виняток становить зв'язок $F-H\cdots F-$).

Приклад 2

Для міжмолекулярних водневих зв'язків у льоду $-O-H\cdots OH_2$ відстань $O-H$ дорівнює $0,097$ нм, а відстань $H\cdots O$ дорівнює $0,179$ нм.

Енергія більшості водневих зв'язків лежить у межах $10-40$ кДж/моль, а це набагато менше за енергію ковалентного або іонного зв'язку. Часто можна спостерігати, що міцність водневих зв'язків зростає із збільшенням кислотності донора та основності акцептора протона.

Значення міжмолекулярного водневого зв'язку

Водневий зв'язок відіграє істотну роль у проявах фізико-хімічних властивостей сполуки.

Водневі зв'язки мають такий вплив на сполуки:

Внутрішньомолекулярні водневі зв'язки

У випадках, коли можливе замикання шестичленного або п'ятичленного циклу, утворюються внутрішньомолекулярні водневі зв'язки.

Наявність внутрішньомолекулярних водневих зв'язків у саліциловому альдегіді та о-нітрофенолі є причиною відмінності їх фізичних властивостей від відповідних. мета-і пара-ізомерів.

$o$-Гідроксибензальдегід або саліциловий альдегід $(A)$ і $o$-нітрофенол (Б) не утворюють міжмолекулярні асоціати, тому мають нижчі температури кипіння. Вони погано розчиняються у воді, тому що не беруть участь в утворенні міжмолекулярних водневих зв'язків із водою.

Малюнок 5.

$o$-Нітрофенол є єдиним із трьох ізомерних представників нітрофенолів, який здатний переганятися з водяною парою. На цій властивості засновано його виділення із суміші ізомерів нітрофенолу, яка утворюється в результаті нітрування фенолів.

Водневий зв'язок – це особливий вид зв'язку, властивий лише атомам водню. Вона виникає у тих випадках, коли атом водню пов'язаний з атомом найбільш електронегативних елементів, насамперед фтору, кисню та азоту. Розглянемо утворення водневого зв'язку з прикладу фтороводню. Атом водню має єдиний електрон, завдяки якому він може утворювати з атомами електронегативних елементів лише один ковалентний зв'язок. При утворенні молекули фтороводню виникає зв'язок Н-F, що здійснюється загальною електронною парою, яка зміщена до атома більш електронегативного елемента - фтору.

Внаслідок такого розподілу електронної щільності молекула фтороводню являє собою диполь, позитивний полюс якого – це атом водню. Через те, що сполучна електронна пара зміщується до атома фтору, ядро ​​атома водню частково оголюється і частково звільняється ls-орбіталь цього атома. У іншого атома позитивний заряд ядра навіть після видалення валентних електронів екранується внутрішніми електронними оболонками, які забезпечують відштовхування від електронних оболонок інших молекул. У водню таких оболонок немає, а ядро ​​є надзвичайно малу позитивно заряджену субатомну частинку – протон (його діаметр приблизно в 10 5 разів менше діаметрів інших атомів, внаслідок відсутності електронів він притягується електронною оболонкою іншого нейтрального атома або негативно зарядженого іона).

Напруженість електричного поля поблизу частково оголеного атома водню настільки велика, що може інтенсивно притягувати себе негативний полюс сусідньої полярної молекули. Оскільки цей негативний полюс не що інше, як атом фтору, що має три незв'язувальні електронні пари, а 1s – орбіталь атома водню частково вакантна, то між позитивно поляризованим атомом водню однієї молекули та негативно поляризованим атомом фтору іншої, сусідньої молекули, виникає донорно-акцепторне .

Таким чином, у виникненні водневого зв'язку істотну роль, поряд з елетростатичною взаємодією, грає і донорно-акцепторна взаємодія. В результаті такої взаємодії виникає додатковий (другий) зв'язок за участю атома водню. Це і є водневий зв'язок . Її зазвичай позначають точками: …F–Н F–H… Система, що утворюється за рахунок водневого зв'язку, з трьох атомів, як правило, лінійна.

Водневий зв'язок відрізняється від ковалентного по енергії та довжині. Вона довша і менш міцна, ніж ковалентна. Енергія водневого зв'язку 8 – 40 кДж/моль, ковалентного 80 – 400 кДж/моль. Так, у твердому фтороводороді довжина ковалентного зв'язку F–Н дорівнює 95 пм, тоді як водневий зв'язок Н–F має довжину 156 пм. Завдяки водневим зв'язкам між молекулами HF кристали твердого фтороводню складаються з нескінченних плоских зигзагоподібних ланцюгів.

Водневі зв'язки між молекулами HF частково зберігаються і в рідкому і навіть газоподібному фтороводороді.

Водневий зв'язок умовно записується у вигляді трьох точок і зображується так:

де X, Y - атоми F, O, N, Cl, S

Енергія і довжина водневого зв'язку визначаються дипольним моментом зв'язку X–H та розмірами атома Y. Довжина водневого зв'язку зменшується, а енергія зростає зі збільшенням різниці електронегативностей атомів X та Y (і відповідно дипольного моменту зв'язку X–H) та зі зменшенням розміру атома Y.

Водневі зв'язки утворюють також молекули, в яких є зв'язку О-Н (наприклад, вода H 2 O, хлорна кислота НClO 4 азотна кислота HNO 3 карбонові кислоти RCOOH, феноли C 6 H 5 OH, спирти ROH) і N-Н ( наприклад, аміак NH 3 , тіоціанова кислота HNCS, органічні аміди RCONH 2 і аміни RNH 2 і R 2 NH).

Речовини, молекули яких з'єднані водневими зв'язками, відрізняються за своїми властивостями від речовин, аналогічних їм будовою молекул, але не утворюють водневі зв'язки. Температури плавлення та кипіння сполук з воднем елементів IVA–группы, у яких немає водневих зв'язків, плавно знижуються із зменшенням номера періоду (рис. 15). У сполук із воднем елементів груп VA-VIIA спостерігається порушення цієї залежності. Три речовини, молекули яких з'єднані водневими зв'язками (аміак NH 3 вода Н 2 Про і фтороводород HF), мають набагато вищі температури кипіння і плавлення, ніж їх аналоги. Крім того, у цих речовин ширші температурні інтервали існування в рідкому стані, вищі теплоти плавлення та випаровування.

Важливу роль відіграє водневий зв'язок у процесах кристалізації та розчинення речовин, а також при утворенні кристалогідратів.

Водневий зв'язок може виникати не лише між молекулами (Міжмолекулярний водневий зв'язок, МВС) ,як це має місце у всіх розглянутих вище прикладах, а й між атомами однієї й тієї молекули (Внутрішньомолекулярний водневий зв'язок, ВПС) . Наприклад, завдяки внутрішньомолекулярним водневим зв'язкам між атомами водню аміногруп та атомами кисню карбонільних груп виникають спіральні поліпептидні ланцюги, що утворюють молекули білків.

Велику роль водневі зв'язки грають у процесах редуплікації та біосинтезу білка. Дві нитки подвійної спіралі ДНК утримуються разом водневими зв'язками. У процесі редуплікації зв'язки розриваються. При транскрипції синтез РНК з використанням ДНК як матриця відбувається також завдяки виникненню водневих зв'язків. Обидва процеси можливі тому, що водневі зв'язки легко утворюються та легко розриваються.

Рис. 15 Температури плавлення (а) та кипіння (б)бінарних сполук елементів IV-VIIА - груп з воднем

Запитання для самоконтролю

1. Чи може хімічний зв'язок здійснюватись одним електроном?

2. Якими показниками характеризують міцність хімічного зв'язку?

Чи може довжина зв'язку дорівнювати сумі радіусів двох ізольованих атомів, що вступають у хімічний зв'язок?

4. Чим повинні мати хімічні частинки для встановлення між собою ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом?

5. Чим визначається валентність атомів елементів у хімічній сполукі?

6. Чим обмежується кількість ковалентних зв'язків, утворених атомом будь-якого елемента у хімічній сполукі?

7. Що є причиною гібридизації електронних орбіталей атомів ковалентних зв'язків, що беруть участь в утворенні?

8. Які атомні орбіталі можуть гібридизуватись?

9. Який тип гібридизації атомних орбіталей найчастіше здійснюється у неорганічних сполуках?

10. Що є мірою полярності ковалентного зв'язку? Чим вона вимірюється?

11. Що називається електронегативністю атома елемента?

12. Дайте визначення ковалентного, іонного, металевого та водневого зв'язків.

13. Чому метан за аналогією з аміаком, фтороводнем та водою не має аномально високої температури кипіння?

14. Чому дорівнює валентність атома вуглецю в молекулі?

15. Чи може відбутися реакція між HF та SiF?

16. Яка кратність ковалентного зв'язку у молекулі NО?

17. Вкажіть тип гібридизації електронних орбіталей атома вуглецю у молекулі СО 2 .

18. Чи однакова геометрична конфігурація молекул BF 3 і NF 3 ?

19. Дипольний момент молекули HCN дорівнює 2,9 D. Обчисліть довжину диполя.

Тести

1. Довжина ковалентного зв'язку найбільша у молекулі … .

1) НСl 2) НI 3) НВr 4) НF

2. Максимальну тенденцію утворювати хімічні сполуки з іонним зв'язком виявляють атоми елементів … .

1) Сu і Сl 2) Н і Сl 3) Li і Сl 4) С і Сl

3. Молекула ВеF 2 (газоподібний фторид берилію) має … будову.

1) кутове 2) лінійне

1) НF, Н 2 Про, NН 3 2) Н 2 Про, Н 2 Sе, Н 2 S

3) НСl, НI, НВr 4) NН 3 , NСl 3 , NF 3

2. π-зв'язки можуть утворюватися внаслідок перекривання електронних хмар … типу.

1) s і р 2) s і s 3) р і р 4) s та d

3. Молекула аміаку має … будову.

1) тригональне 2) пірамідальне

3) кутове 4) тетраедрічне

1. Полярність ковалентного зв'язку збільшується у ряду … .

1) ССl 4 , СН 4 , СО 2 2) СН 4 , NН 3 , Н 2

3) НF, Н 2 Про, Н 2 Sе 4) NН 3 , NСl 3 , NВr 3

2. У молекулі сірководню можливі … .

1) тільки σ-зв'язку

2) тільки π-зв'язку

3) як σ-, так і π-зв'язку

3. Молекула SnСl 4 (газоподібний хлорид олова) має … будову.

1) кутове 2) лінійне

1. Полярність ковалентного зв'язку серед НСl – НВr – НI … .

1) збільшується

2) не змінюється

3) зменшується

4) спочатку зменшується, а потім збільшується

2. Число подвійних зв'язків однаково в молекулах ….

1) СО 2 і SО 3 2) Н 2 SО 4 і НСlО 4

3) SО 2 та Н 2 SО 4 4) N 2 та С 2 Н 2

3. Молекула SnСl 2 (газоподібний хлорид олова) має … будову.

1) кутове 2) лінійне

3) тетраедричний 4) пірамідальний

1. У кристалах NаF, RbСl, СsСl хімічний зв'язок … .

Число π-зв'язків однаково у молекулах … .

1) З 2 Н 4 і СО 2 2) SО 3 і Н 2 SО 4

3) N 2 і З 2 Н 4 4) СО 2 і З 2 Н 2

3. Молекула метану має … будову.

1) кутове 2) тетраедрічне

3) пірамідальне 4) тригональне

1. У молекулах Про 2, N 2, Сl 2, Н 2 зв'язок ….

1) іонна 2) ковалентна полярна

3) ковалентна неполярна 4) металева

2. Число σ-зв'язків однаково у молекулах … .

1) З 2 Н 4 і РСl 5 2) SО 2 і З 2 Н 2

3) SО 2 Сl 2 і СОСl 2 4) Н 2 SО 4 та РОСl 3

3. Молекула сірководню має … будову.

1) кутове 2) тетраедрічне

3) лінійне; 4) пірамідальне.

1) Сl 2 2) SО 2 3) NН 3 4) Н 2 S

2. У молекулі азоту існують … .

3) один σ- і два π-зв'язку 4) один π- і два σ-зв'язку

3. Молекула АlСl 3 (газоподібний хлорид алюмінію) має … будову.

3) тетраедричний 4) кутовий

1. Довжина ковалентного зв'язку більша у другій молекулі у разі сполук … .

1) Сl 2 і N 2 2) SО 2 і 2 3) СF 4 і СН 4 4) F і НВr

2. Валентний кут ряду NН 3 – РН 3 – АsН 3 … .

1) зменшується

2) збільшується

3) не змінюється

3. Молекула GаСl 3 (газоподібний хлорид галію) має … будову.

1) пірамідальне 2) тригональне

3) тетраедричний 4) кутовий

1. У ряді LiF – ВеF 2 – ВF 3 – СF 4 – NF 3 – ОF 2 – F 2 … .

2. Іонний тип зв'язку має … .

1) хлорид калію 2) фторид кисню(II)

3) фторид вуглецю(IV) 4) хлорид фосфору(III)

3. Молекула МgСl 2 (газоподібний хлорид магнію) має … будову.

1) кутове 2) лінійне

1) КСl 2) НСl 3) ССl 4 4) NН 4 Сl

2. Ковалентний полярний зв'язок має … .

1) алмаз 2) аміак 3) фтор 4) кобальт

3. Молекула АsН 3 має будову … .

1) лінійне 2) тригональне

3) пірамідальне 4) тетраедрічне

1. У ряді NаСl – МgСl 2 – АlСl 3 – SiСl 4 – РСl 3 – Сl 2 … .

1) іонний характер зв'язку посилюється

2) ковалентний характер зв'язку посилюється

3) ковалентний характер зв'язку слабшає

4) іонний характер зв'язку не змінюється

2. Ковалентний неполярний зв'язок має … .

1) хлорид натрію 2) хлор

3) хлороводень 4) цинк

3. Молекула ССl 4 має будову … .

1) кутове 2) пірамідальне

1. Ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом утворюється в … .

1) NаF 2) НF 3) (НF) 2 4) НВrF 4

2. У молекулі N 2 у атомів азоту … .

1) валентність дорівнює ступеню окислення

2) валентність більше ступеня окиснення

3) валентність та ступінь окислення протилежні за знаком

4) валентність менша від ступеня окислення

3. Молекула сірководню має будову … .

1) лінійне 2) кутове

3) пірамідальне 4) тетраедрічне

1. Валентний кут у ряді молекул Н 2 О, Н 2 S, Н 2 Sе, Н 2 Ті … .

1) зменшується

2) збільшується

3) не змінюється

4) спочатку збільшується, а потім зменшується

2. Максимальну тенденцію утворювати сполуки з іонним зв'язком виявляють елементи … .

1) Rb та F 2) Сu та F 3) Н та F 4) С та F

3. Молекула GеСl 2 [газоподібний хлорид германію(II)] має … будову.

1) лінійне 2) кутове

3) пірамідальне 4) тетраедрічне

1. Валентний кут у ряді молекул NН 3, РН 3, АsН 3 ….

1) збільшується

2) зменшується

3) не змінюється

4) спочатку збільшується, а потім зменшується

2. При утворенні зв'язку в молекулі НВr перекриваються електронні хмари типу.

3. Молекула GеСl 4 [газоподібний хлорид германію (IV)] має … будову.

1) лінійне 2) кутове

3) пірамідальне 4) тетраедрічне

Міцність хімічного зв'язку у ряді ВF 3 – АlF 3 – GaF 3 – InF 3 … .

1) зменшується

2) збільшується

3) не змінюється

4) спочатку збільшується, а потім зменшується

2. При утворенні зв'язків у молекулі кисню перекриваються електронні хмари типу.

1) s і s 2) s і р 3) р і р 4) р і d

3. Молекула ВСl 3 має … будову.

1) лінійне 2) тригональне

3) пірамідальне 4) тетраедрічне

1. Міцність ковалентного зв'язку у ряді Н 2 S – Н 2 Sе – Н 2 Ті … .

1) зменшується

2) збільшується

3) не змінюється

4) спочатку зменшується, а потім збільшується

2. При утворенні зв'язків у молекулі азоту перекриваються електронні хмари типу.

1) s і s 2) s і р 3) р і р 4) р і d

3. Молекула ОF 2 має будову … .

1) лінійне 2) пірамідальне

3) тетраедричний 4) кутовий

1. Міцність хімічного зв'язку у ряді SnСl 4 – GеСl 4 – SiСl 4 – ССl 4 … .

1) зменшується

2) збільшується

3) не змінюється

4) спочатку збільшується, а потім зменшується

2. Довжина ковалентного зв'язку найменша у молекулі … .

1) Сl 2 2) F 2 3) I 2 4) Вr 2

3. Молекула фосфіну РН 3 має … будову

1) пірамідальне 2) тетраедрічне

3) кутове 4) тригональне

1.Довжина ковалентного зв'язку найменша в молекулі … .

1) РН 3 2) Н 2 S 3) SiН 4 4) НСl

2. У молекулі аміаку утворюються … .

1) тільки σ-зв'язку 2) тільки π-зв'язку

3) один σ- і два π-зв'язку 4) два σ- і один π-зв'язок

1) пірамідальне 2) тригональне

3) тетраедричний 4) кутовий

1. Довжина ковалентного зв'язку збільшується у рядку … .

1) Сl 2 , N 2 , Про 2 2) НСl, НF, НВr

3) АlСl 3 , GaСl 3 , InСl 3 4) Н 2 Sе, Н 2 S, Н 2 Ті

2. Іонний тип зв'язку має … .

1) хлорид бору 2) хлорид цезію

3) хлорид фосфору(III) 4) хлороводень

3. Молекула GеСl 2 (газоподібний хлорид германію) має будову … .

1) кутове 2) лінійне

1. Міцність ковалентного зв'язку в ряді Н 2 Sе - Н 2 S - Н 2 О … .

1) зменшується

2) збільшується

3) не змінюється

4) спочатку збільшується, а потім зменшується

2. Ковалентний зв'язок утворюється між атомами … .

1) неметалів

2) типових неметалу та металу

3) металу

1. Молекула РbСl 2 (газоподібний хлорид свинцю) має … будову.

1) кутове 2) лінійне

3) тригональне; 4) пірамідальне.

1. Довжина зв'язку збільшується у ряду … .

1) F 2 , Про 2 , N 2 2) НВr, НСl, НF

3) ВСl 3 , АlСl 3 , GaСl 3 4) Н 2 S, Н 2 Про, NН 3

1) N 2 2) Н 2 Про 3) ССl 4 4) ВСl 3

3. Молекула РbСl 4 (газоподібний хлорид свинцю) має … будову.

1) кутове 2) лінійне

3) пірамідальне 4) тетраедрічне

1. Довжина ковалентного зв'язку найменша у молекулі … .

1) Н 2 Ті 2) Н 2 Про 3) Н 2 Sе 4) Н 2 S

2. Приклад неполярної молекули, що має полярні ковалентні зв'язки, є … .

1) Про 2 2) ССl 4 3) Н 2 S 4) НСl

3. Молекула ССl 4 має … будову.

1) кутове 2) лінійне

3) тетраедричний 4) пірамідальний

1. Іонний тип зв'язку має … .

1) лід 2) кухонна сіль

3) алмаз 4) металева мідь

2. Електронні орбіталі атома берилію в молекулі ВеН 2 (газоподібний гідрид берилію) гібридизовані … за типом.

3. Молекула ВеН 2 (газоподібний гідрид берилію) має … будову.

1) кутове 2) лінійне

3) тригональне 4) тетраедрічне

1. Утворення іонних кристалічних ґрат характерно для … .

1) йодиду цезію 2) графіту

3) йоду 4) льоду

2. Електронні орбіталі атома алюмінію в молекулі АlСl 3 (газоподібний хлорид алюмінію) гібридизовані … за типом.

1) sр 2) sр 2 3) sр 3 4) s 2 р

3. Молекула АlСl 3 (газоподібний хлорид алюмінію) має будову … .

1) кутове 2) лінійне

3) тригональне; 4) пірамідальне.

1. Полярність ковалентного зв'язку зменшується у ряду … .

1) НF, НI, НСl 2) NН 3 , Н 2 Про, НF

3) Н 2 Про, Н 2 S, Н 2 Sе 4) NН 3 , Н 2 S, НF

2. Електронні орбіталі атома германію в молекулі GеСl 4 (газоподібний хлорид германію) гібридизовані … за типом.

3. Молекула GеСl 4 (газоподібний хлорид германію) має … будову.

1) кутове 2) лінійне

3) пірамідальне 4) тетраедрічне

1. У молекулах НСl, NН 3 , Н 2 Sе хімічний зв'язок … .

1) воднева 2) ковалентна полярна

3) ковалентна неполярна 4) іонна

2. Прикладом полярної молекули, що має полярні ковалентні зв'язки, є … .

1) Н 2 Про 2) N 2 3) АlСl 3 4) ССl 4

3. Молекула Н 2 Sе має … будову.

1) пірамідальне 2) кутове

3) тетраедричний 4) лінійний

1. Ступінь іонності зв'язку серед NiСl 2 – СаСl 2 – КСl – RbСl … .

1) посилюється

2) слабшає

3) не змінюється

4) спочатку збільшується, а потім зменшується

2. Прикладом неполярної молекули, що має ковалентні полярні зв'язки, є … .

1) Н 2 2) АsН 3 3) ВеН 2 4) Н 2 S

3. Водневий зв'язок поєднує молекули … .

1) водню 2) фтороводню

3) телуроводню 4) гідриду миш'яку

1. Ступінь іонності зв'язку серед АlСl 3 – SiСl 4 – РСl 5 … .

1) зменшується

2) збільшується

3) не змінюється

4) спочатку збільшується, а потім зменшується

2. Орбіталі атома кремнію в молекулі SiН 4 гібридизовані … за типом.

1) sр 2) sр 2 3) sр 3 4) s 2 р 2

3. Молекула силану SiН 4 має … будову.

1) пірамідальне 2) кутове

3) тетраедричний 4) тригональний

Література

1) Килєєв Р.Г., Векшин В.В. Посібник із загальної хімії, – Іжевськ: Видавничий дім «Удмуртський університет», 2004. – С.101-138.

2) Хімія: Навчальний посібник для студентів вищих навчальних закладів/Н.М. Волков, М.А. Меліхова. - М.: Видавничий центр «Академія», 2007. - С.28-44.

3) Слєсарєв С.31-47

4) Глінка С.97-157 (підручник та задачник)

5) Князєв С.145-193

6) Угай С.56-98

Термін «хімічна зв'язок» запроваджено А.М.Бутлеровим в 1863г.

1 Джоуль є робота сили в 1 Н на дорозі в 1 м.

Енергія в 1 кДж може підняти 1 кг вантажу на 102 м або 102 кг вантажу на 1 м. Ю.Майєр у 1842 р. Визначив механічний еквівалент теплоти, що дорівнює 427 кгм/ккал. З цього (з урахуванням того, що 1 ккал = 418,68 кДж) випливає, що про утворення хім. зв'язків в 1 моль реч-ва виділяється енергія, яка може зробити роботу, рівну 10 200 - 102 000 кгм. Це означає, що 1 моль реч-ва має енергією, достатньою для того, щоб підняти вантаж масою в 10,2 - 102 т на 1м або, навпаки, 1 кг підняти на 102 - 1020 м.

За аналогією з атомними s-, p-, d-, f-орбіталями молекулярні орбіталі позначають грецькими буквами σ, π, δ, φ.

1 пм (пікометр) = 10-12 м.

Валентність(Від лат. valentia- Сила) атома - це здатність атома елемента утворювати хімічні зв'язки; кількісної міри валентності (у межах методу валентних зв'язків) є число зв'язків, утворених даним атомом коїться з іншими атомами чи атомними угрупованнями.
Валентність (ковалентність) атома елемента у випадку визначається числом орбіталей, які можна використовувати у освіті хімічних зв'язків.

Гібридні орбіталі позначають буквою "g".

Ковалентною полярною буде також зв'язок між атомами нетипових металів і неметалів у разі невеликої різниці у значеннях їх ЕО, наприклад AlBr 3 GeH 4 та ін.

Ефективний (реальний) заряд атома – заряд, що виникає на атомі внаслідок усунення електронної щільності в молекулі у бік більш негативного атома. У цьому більш негативний атом набуває негативний ефективний заряд (він позначається «-δ», а атом-партнер у молекулі – позитивний заряд «+δ»). Розмір ефективного заряду вимірюється в одиницях абсолютного заряду електрона. Для атомів, що утворюють ковалентний неполярний зв'язок, ефективний заряд дорівнює нулю, наприклад, Н-Н. Ефективний заряд може бути мірою іонності ковалентного зв'язку. Наприклад, для хлороводню HCl H = +0,2, Cl = -0,2, і зв'язок у молекулі HCl приблизно на 20 % має іонний характер, тобто вона полярна і близька до ковалентної; у хлориді натрію NaCl δ Na = +0,8, δ Cl = -0,8 і можна говорити, що зв'язок на 80 % іонний.

У межах періодичної системи хім. елементів із збільшенням порядкового номера елемента значення ефективних зарядів атомів в одноатомних сполуках зменшуються. У основних підгрупах зі зростанням порядкового номера елемента ефективні заряди збільшуються. Ефективний заряд атома однієї й тієї ж елемента у різних сполуках знижується із зменшенням полярності зв'язку.

У молекулах сполук HF, H 2 O, NH 3 існують зв'язки водню з сильно електронегативним елементом (Н-F, Н-O, Н-N). Між молекулами таких сполук можуть утворюватися міжмолекулярні водневі зв'язки. У деяких органічних молекулах, що містять зв'язки Н-О, Н-N, можуть виникати внутрішньомолекулярні водневі зв'язки.

Механізм утворення водневого зв'язку частково має електростатичний, частково донорно – акцепторний характер. При цьому донором електронної пари виступають атом сильно електронегативного елемента (F, O, N), а акцептором атоми водню, з'єднані з цими атомами. Як і для ковалентного зв'язку, для водневого зв'язку характерні спрямованістьу просторі та насичуваність.

Водневий зв'язок прийнято позначати точками: Н ··· F. Водневий зв'язок проявляється тим сильніше, чим більша електронегативність атома-партнера і чим менші його розміри. Вона характерна насамперед для сполук фтору, а також кисню, меншою мірою азоту, ще меншою мірою для хлору і сірки. Відповідно змінюється та енергія водневого зв'язку (табл. 1).

Таблиця 1. Середні значення енергій водневих зв'язків

Міжмолекулярний та внутрішньомолекулярний водневий зв'язок

Завдяки водневим зв'язкам молекули поєднуються в димери і складніші асоціати.Молекули води утворюють асоціати (Н 2 Про) 2 , (Н 2 Про) 3 , (Н 2 Про) 4 ; спирту ( C 2 H 5 ВІН) 4 . Цим і пояснюється збільшення температури кипіння спиртів порівняно з вуглеводнями. Спостерігається гарне розчинення метанолу та етанолу у воді.Водневий зв'язок, що виник між молекулами, називається міжмолекулярним.

Наприклад, утворення димеру парагідроксибензальдегіду можна представити наступною схемою (рис. 1).

Рис. 1. Утворення міжмолекулярних водневих зв'язків упарагідроксибензальдегіді.

Водневі зв'язки можуть виникати як між різними молекулами (міжмолекулярний водневий зв'язок), так і всередині молекули (внутрішньомолекулярний водневий зв'язок).Внутрішньомолекулярні водневі зв'язкиі є багатоатомних спиртах, вуглеводах, білках та інших органічних речовинах.

Вплив водневого зв'язку на властивості речовин

Найзручнішим індикатором існування міжмолекулярного водневого зв'язку є температура кипіння речовини. Вища температура кипіння води (100 o C порівняно з водневими сполуками елементів підгрупи кисню (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) пояснюється наявністю водневих зв'язків: на руйнування міжмолекулярних водневих зв'язків у воді необхідно витратити додаткову енергію.

Водневий зв'язок істотно може впливати на структуру та властивості речовин. Існування міжмолекулярного водневого зв'язку підвищує температури плавлення та кипіння речовин. Наявність внутрішньомолекулярного водневого зв'язку призводить до того, що молекула дезоксирибонуклеїнової кислоти (ДНК) виявляється згорнутою у воді подвійної спіралі.

Водневий зв'язок також відіграє важливу роль у процесах розчинення, оскільки розчинність залежить від здатності сполуки давати водневі зв'язки з розчинником. В результаті містять ОН-групи такі речовини, як цукор, глюкоза, спирти, карбонові кислоти, як правило, добре розчиняються у воді.

Приклади сполук: одноатомні (метанол, етанол) і багатоатомні спирти (гліцерин, етиленгліколь), карбонові кислоти, аміни, амінокислоти, білки, вода, аміак, фтороводород, карбонові кислоти, що містять кисень.