Водородная связь

Механизм образования водородной связи

Образование водородной связи имеет двойной принцип. Во-первых, атом водорода имеет частично положительный заряд, а атом кислорода, фтора или азота – частично отрицательный.

Во-вторых, при образовании водородной связи переносится заряд между частично свободной атомной орбиталью водорода и неразделённой парой атома кислорода, фтора или азота, т. е. возникает донорно-акцепторное взаимодействие. Например, вода имеет жидкое состояние из-за водородных связей между множественными молекулами-диполями:

Карбоновые кислоты при нормальных условиях представлены в виде димеров, т. е. более сложных молекул, состоящих из двух более простых. Димеры образуются в результате водородной химической связи:

Правило растворения подобного в подобном обусловлено водородной связью между молекулами растворителя и молекулами растворённого вещества. Например, в воде неограниченно растворяются метиловый и этиловый спирт, этиленгликоль, глицерин, уксусная и муравьиная кислоты.

По такому же принципу водородные связи действуют в газообразных веществах. Например, аммиак при комнатной температуре легко сжижается за счёт образования в его молекулах водородных связей. При поглощении теплоты аммиак вновь переходит в газообразную форму.

Образование в воде водородных связей объясняет высокую температуру её кипения и низкую температуру плавления. К тому же в отличие от других жидкостей вода при переходе в твёрдое состояние имеет уменьшенную плотность. Так, лёд легче воды, поэтому он не тонет, находясь на её поверхности.

По этой причине глубокие водоёмы зимой не промерзают до дна, тем самым сохраняя жизнь организмам, обитающих в нём. Благодаря водородным связям в воде появляются кристаллы. Образованные кристаллы образуют снежинки и изморозь.

Характерные особенности

Этот тип связи возникает в молекулах, когда их атом водорода, поляризованный положительно, взаимодействует с атомом другой молекулы, имеющим заряд отрицательный. Расстояние между атомами-участниками процесса должно оказаться меньше, чем сумма их радиусов. Выделяют два вида H-связей:

• Межмолекулярная. Возникает между различными молекулами веществ: для этого необходимо присутствие водорода и одного из элементов с хорошей способностью притягивать электроны других атомов. Высокая электроотрицательность фтора (F), кислорода (O), азота (N), хлора (Cl) и серы (S) служит этому надёжной поддержкой. Общие пары взаимодействующих электронов смещаются к атомам отрицательно заряженных элементов, а положительные электрические заряды водорода концентрируются в малых объёмах. Протоны взаимодействуют с электронными парами соседних атомов, что приводит к их обобществлению.
• Внутримолекулярная. Образуется в пределах одной молекулы, для чего в ней наряду с положительно заряженными атомами водорода должны присутствовать отрицательно поляризованные группы. Явление обнаруживается в природе у многоатомных спиртов, белков, углеводов и ряда других органических соединений.

Энергия H-связи обладает низкими прочностными характеристиками: она в несколько раз ниже, чем у остальных подобных взаимодействий. Это позволяет ей существовать промежуточным звеном между основными химическими связями (ковалентной, ионной и металлической) и силами притяжения и отталкивания Ван-дер-Ваальса, стремящимися удержать частицы в твёрдом или жидком состоянии. Кристаллические решётки с молекулами в узлах — характерная особенность веществ с водородной связью. Примеры можно привести различные:

• вода H2O в виде льда;
• кристаллы йода I;
• хлор Cl;
• бром Br;
• диоксид углерода CO2 в форме «сухого льда»;
• твёрдый аммиак NH3;
• конденсированная органика (метан CH4, бензол C6H6, фенол C6H5OH, нафталин C10H8, различные белки).

Механизм образования водородной связи считается смешанным — одновременно электростатическим и донорно-акцепторным. Решающая роль в этом принадлежит повышению электроотрицательности одного атома (A), позволяющей оттягивать в свою сторону электронную пару другого атома (H), принимающего участие в этом взаимодействии. В результате:

• первый атом приобретает частично отрицательный заряд (d-);
• второй участник заряжается положительно (d+);
• происходит поляризация химической связи (Аd-) — (Hd+).

Образовавшиеся атомы водорода, заряд которых частично положителен, обладают способностями притягивать другие молекулы, содержащие электроотрицательные группы. Эти электростатические взаимодействия и обуславливают появление Н-связей, для формирования которых необходимы три обязательных элемента:

• атом-донор протона;
• атом-акцептор протона;
• атом водорода Н.

Такое донорство в обычных условиях никогда не осуществляется на все 100%. Атом-донор остается химически связанным с водородом. Графически это обозначается в виде линии из точек, указывающей, что сила взаимодействия слабее ковалентной связи. Схема записи структуры выглядит следующим образом: Б ··· Нd+ — Аd-.

Только три химических элемента полностью проявляют донорские способности, и их атомы поставляют протоны для образования Н-связей: азот (N), кислород (O) и фтор (F). В атомах-акцепторах недостатка не наблюдается. Низкомолекулярным соединениям H-связь придаёт способность в обычных условиях иметь жидкое агрегатное состояние, как это происходит у этанола (C2H5OH), метанола (CH3OH) и воды (H2O), или становиться сжижающимися при охлаждении газами — аммиаком (NH3) и гидрофторидом (HF).

Металлическая связь

Данный тип связи образуется в металлах.

У атомов всех металлов на внешнем электронном слое присутствуют электроны, имеющие низкую энергию связи с ядром атома. Для большинства металлов, энергетически выгодным является процесс потери внешних электронов.

Ввиду такого слабого взаимодействия с ядром эти электроны в металлах весьма подвижны и в каждом кристалле металла непрерывно происходит следующий процесс:

То есть по кристаллу металла «носятся» электроны, отсоединяясь от одного атома металла, образуя из него катион, присоединяясь к другому катиону, образуя нейтральный атом. Такое явление получило название “электронный ветер”, а совокупность свободных электронов в кристалле атома неметалла назвали “электронный газ”. Подобный тип взаимодействия между атомами металлов назвали металлической связью.

Природа явления

Дадим определение водородной связи (в.с.). Это взаимодействие между отрицательно заряженными частицами молекул, реализованным атомом водорода.

Если чертой обозначить связь ковалентного типа, а тремя точками — водородную, то символически можно отобразить в.с. между молекулами А и В таким образом:

Природу данного межатомного явления понять довольно просто. Атом Н несет положительные заряды δ+, если он встречает на своем пути заряженный отрицательно и обладающий зарядом δ−, то вступает с ним в электростатический контакт.

Чаще всего в.с. заметно слабее по сравнению с ковалентными. Однако они намного крепче, чем стандартное молекулярное притяжение частиц, свойственное твердым и жидким телам.

Ковалентность

Несмотря на то, что в.с. может протекать в рамках двух частиц пары совершенно разных молекул, водородная химическая не является молекулярной связью. Свойство направления и насыщения — одно из качеств в.с., которое делает ее очень похожей на ковалентную. Отметим, что во многих теориях, в.с. считается видом ковалентной связи и это совершенно никак не влияет на результаты, поэтому можно считать данное мнение корректным. Более того, сама природа в.с. очень близка к ковалентной.

Это можно легко продемонстрировать при помощи традиционных химических методов, рассчитывающих орбитали внутри молекул. В этом исчислении она будет представлять собой трехцентровые двухэлектронные связи. В очередной раз это доказывает, что отнесение ВС к разновидности ковалентной не несет ничего антинаучного.

Кратко о химических связях

Итак, самое главное. Химической связью называют взаимодействие атомов, причиной которого является стремление системы приобрести устойчивое состояние. Во время взаимодействия свободные внешние электроны атомов объединяются в пары либо внешний электрон одного атома переходит к другому.

Образование химической связи сопровождается выделением энергии. Эта энергия растет с увеличением количества образованных электронных пар и с сокращением расстояния между ядрами атомов.

Основные виды химических связей: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная. В отличие от всех остальных водородная ближе к молекулярным связям, поскольку может быть как внутри молекулы, так и между разными молекулами.

Как определить тип химической связи:

• Ковалентная полярная связь образуется в молекулах неметаллов между атомами со сходной ЭО.

• Ковалентная неполярная связь имеет место между атомами с разной ЭО.

• Ионная связь ведет к образованию и взаимному притяжению ионов. Она происходит между атомами металла и неметалла.

• Металлическая связь бывает только между атомами металлов. Это взаимодействие положительных ионов в кристаллической решетке и свободных отрицательных электронов. Масса рассеянных по всему объему свободных электронов представляет собой «электронное облако».

• Водородная связь появляется при условии, что есть атом с высокой ЭО и атом водорода, связанный с другой электроотрицательной частицей ковалентной связью.

Химическая связь и строение молекулы: типом химической связи определяется кристаллическая решетка вещества: ионная, металлическая, атомная или молекулярная.

Функция соединений

Насколько важна социальная роль данных связей. Рассмотрим несколько веществ, которые существуют благодаря водородному соединению. Мы будем сравнивать эти молекулы с водой. Чтобы наши размышления были честными, мы будем выбирать для сравнения исключительно неметаллы. Эти вещества называются халькогеноводородами.

Например, теллур. Водородное соединение H2Te кипит при температуре -2 градуса. Что касается, селена, то H2Se кипит при температуре -42 градуса, а серный халькогеноводород H2S кипит при -60 градусах. Поразительно то, что вода кипит при +100 градусах.

Внимание! Если бы не было в.с., а кислород не обладал настолько цепкими качествами, при существующем климате на Земле не существовало бы воды в жидком состоянии. Такая высокая температура кипения непосредственное следствие водородной связи

Сцепление атомов кислорода с водородом показано на следующем изображении.

Водородная связь

Но на этом удивительные свойства воды не заканчиваются. Следует также помнить о ее плавлении. И снова водородная связь именно из-за нее при плавлении плотность начинает расти. При таянии льда, каждое десятое водородное соединение разрушается, из-за чего молекулы воды приближаются друг к другу.

Типы и свойства водородной связи.

Водородная связь. Самоподготовка к ЕГЭ и ЦТ по химии

Типы кристаллических решёток

Чтобы получить вещество, а не просто набор молекул, необходимо частицы «запаковать» в своеобразный каркас – кристаллическую решётку.

Представьте перед собой геометрическую фигуру – куб, в вершинах будут находиться частицы, условно соединённые между собою.

Существует прямая зависимость между строением атома и типом кристаллической решётки.

Обратите внимание, что соединения с ковалентной неполярной связью образованные частицами-молекулами, которые запакованы в молекулярную кристаллическую решётку. Чаще всего это будут соединения по температурному режиму низкокипящие и летучие

Это известные вам вещества как кислород О2, хлор Cl2, бром Br2.

Ковалентная полярная химическая связь также характерна для молекулярных соединений. Сюда входят как органические: сахароза, спирты, метан так и неорганические соединения: кислоты, аммиак, оксиды неметаллов. Существование их бывает как в жидком (Н₂О), твёрдом (сера) так и газообразном виде (СО₂).

В узлах атомной кристаллической решётки находятся отдельные атомы, между которыми существует ковалентная неполярная связь. Атомная кристаллическая решётка свойственна алмазу. На данный момент это самое твёрдое вещество. Данный тип связи характерен для вещества, покрывающего значительную часть нашей планеты, это –SiO₂ (песок) и карборунд SiC, имеющий похожие свойства с алмазом.

Ионная связь между атомами образует кристаллическую решётку, в узлах которой будут находиться катионы и анионы. Это строение объединяет между собой целый класс неорганических соединений солей, состоящих с катионов металлов и анионов кислотного остатка. Характерными особенностями этих веществ будут высокие температуры, при которых они плавятся и кипят.

Металлическая связь имеет металлическую кристаллическую решётку. В её строении можно провести параллель с ионной решёткой. В узлах будут размещаться атомы и ионы, а между ними электронный газ, состоящий из мигрирующих электронов от атома к электрону.

Обобщая данные сведения, можем сделать вывод, зная состав и строение, можем прогнозировать свойства и наоборот.

Итак, из вышесказанного сделаем вывод.

В какой структуре белка появляются водородные связи?

Водородные связи укрепляют белки и нуклеиновые кислоты во вторичной и третичной структурах. Они позволяют макромолекулам принимать определенную форму. Биологическое значение водородной связи заключается в образовании спиральных структур нуклеиновой кислоты ДНК, которая обеспечивается попарным расположением нуклеотидов. 

В белках есть два варианта образования связей между:

1. пептидными группами;
2. боковыми радикалами полярных аминокислот. 

Водородные связи формируются с помощью ван-дер-ваальсовых сил разноименных полюсов диполя. Первичная структура белков образуется с помощью пептидных связей. Пространственная структура основывается на водородных и ионных связях, ван-дер-ваальсовых силах, гидрофобных взаимодействиях. Водородные связи пептидных групп образуют вторичную структуру белков. Формирование третичной и четвертичной структур осуществляется водородными связями, образующимися между радикалами полярных аминокислот, ионными взаимодействиями, ван-дер-ваальсовыми силами, гидрофобными взаимодействиями. 

Что мы узнали?

Между атомами водорода и атомами неметаллов возникает водородная связь, основанная на электростатическом взаимодействии атомов. Это частный случай ковалентной полярной связи, характеризующийся взаимодействием водорода и атомов с высокой электроотрицательностью. Связь бывает двух типов: межмолекулярная, возникающая между молекулами вещества, и внутримолекулярная, возникающая между водородом и атомом другого элемента в одной молекуле. Водородная связь присуща неорганическим и органическим веществам.

• Учебно познавательный текст о птицах своего края 4 класс кратко

    

• Отношение россии с другими странами на данный момент кратко

    

• История создания цемента кратко

    

• Горная порода лабрадорит кратко

    

• Генри бессемер биография кратко

Процесс образования

Каков способ образования. Образуются водородные связи между электроотрицательными атомами, один из которых имеет свободную электронную пару.

Самым убедительным признаком в.с. является дистанция между атомом Н и вторым атомом. Все дело в том, что дистанция между атомами меньше, чем сумма двух атомарных радиусов. Не смотря на часто встречающуюся асимметрию (когда в  , дистанция   превышает расстояние ) все равно сумма радиусов атомов больше, чем расстояние между ними.

Да, асимметрия в в.с. встречается часто, однако существуют и симметричные конструкции, например HF. Угол между первым и вторым атомом в системе  приближен к 180 градусам. Вспоминая фтороводороды HF, следует заметить, что соединение с фтором одно из самых крепких. HF представляет собой ион симметричного типа . В нем энергия водородных соединений составляет порядка 150 килоджоулей в одном моле. Ковалентная связь фтороводорода приблизительно такая же. В воде Н2О в.с. значительно меньше около 20 килоджоулей на моль.

Соединение частиц через водород найдено в большом количестве различных соединений. Химическая связь часто возникает между фтором, азотом и кислородом, так как последние являются самыми электроотрицательными элементами. Редко обнаруживается между хлором, серой и прочими элементами, не являющимися металлами.

Важно! Азот и кислород основа жизни, эти элементы содержатся в особо высокой концентрации в углеводах, белках и нуклеиновой кислоте. Если бы между этими веществами не было прочного контакта через атом Н, жизнь на Земле была бы невозможна

Межмолекулярная водородная связь разновидность образования крепкой структуры, связывающей через атом Н одну молекулу с другой. Ярким примером является муравьиная кислота. Она представляет собой молекулу, состоящую из двух или более простых молекул (димер).

Внутримолекулярная ВС разновидность, при которой атом Н является связующим звеном в рамках одной молекулы.

То же самое относится к фтороводороду, который находится в газообразном состоянии. Он содержит такие полимерные структуры, которые могут состоять из четырех простых молекул НF, объединенных друг с другом через водород.

Примеры водородной межмолекулярной конструкции искать не приходится: растворимость глюкозы, фруктозы, сахарозы в водном растворе объясняются именно при помощи водорода и его соединительным свойствам. Молекулярные структуры живых организмов (молекула ДНК, например) содержат миллионы сложных конструкций, связанных водородом.

π-эффекты

π-эффекты можно разбить на множество категорий, включая π-π взаимодействия, катион-π и анион-π взаимодействия, и полярно-π-взаимодействия. В общем, π-эффекты связаны с взаимодействиями молекул с π-системами сопряженных молекул, таких как бензол.

π – π взаимодействие

π – π взаимодействия связаны с взаимодействием между π-орбиталями молекулярной системы. Высокая поляризуемость ароматических колец приводит к дисперсионным взаимодействиям, что является основным вкладом в так называемые штабелирование эффекты. Они играют важную роль во взаимодействии азотистых оснований, например. в ДНК. Для простого примера, бензольное кольцо с его полностью сопряженный π-облако, будет взаимодействовать двумя основными способами (и одним второстепенным) с соседним бензольным кольцом посредством π – π взаимодействия (см. рисунок 3). Два основных способа соединения бензольных стопок лицом к лицу с энтальпия ~ 2 ккал / моль, и смещенный (или сложенный со скольжением), с энтальпией ~ 2,3 ккал / моль. Конфигурация сэндвича не так устойчива к взаимодействию, как две ранее упомянутые, из-за высокого электростатического отталкивания электронов на π-орбиталях.

Рис. 3. Различные способы межмолекулярного взаимодействия бензола

Однако обратите внимание, что конфигурация сэндвича не является благоприятным взаимодействием по сравнению со смещением или стыковкой.

Катион – π и анион – π взаимодействие

Рисунок 4

Катион – пи взаимодействия включают положительный заряд катион взаимодействуя с электронами в π-системе молекулы. Это взаимодействие на удивление сильное (в некоторых контекстах такое же или более сильное, чем водородная связь), и имеет множество потенциальных применений в химических сенсорах. Например, натрий ион может легко сидеть на π-облаке молекулы бензола, с C₆ симметрия (см. рисунок 4).

Взаимодействия анион-π очень похожи на взаимодействия катион-π, но имеют обратный характер. В этом случае анион находится на бедной электронами π-системе, что обычно устанавливается путем размещения электроноакцепторных заместителей на сопряженной молекуле.

Рисунок 5.

Полярный – π

Полярно-π-взаимодействия включают молекулы с постоянными диполями (например, вода), взаимодействующие с квадрупольным моментом π-системы (например, в бензоле (см. Рисунок 5). Хотя эти взаимодействия не так сильны, как π-взаимодействие катионов, они могут быть довольно сильными (~ 1-2 ккал / моль) и обычно участвуют в сворачивании белков и кристалличности твердых веществ, содержащих как водородные связи, так и π-системы. Фактически, любая молекула с донором водородной связи (водород, связанный с сильно электроотрицательным атомом) будет иметь благоприятные электростатические взаимодействия с богатой электронами π-системой сопряженной молекулы.

Страницы

• Главная страница
• ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
• 1.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 2.1 Вещества. Атомы
• 2.2 Размеры атомов
• 2.3 Молекулы. Химические формулы
• 2.4 Простые и сложные вещества
• 2.5 Валентность элементов
• 2.6 Моль. Молярная масса
• 2.7 Закон Авогадро
• 2.8 Закон сохранения массы веществ
• 2.9 Вывод химических формул
• 3.1 Строение атома. Химическая связь
• 3.2 Строение атома
• 3.4 Строение электронной оболочки атома
• 3.5 Периодическая система химических элементов
• 3.6 Зависимость свойств элементов
• 3.7 Химическая связь и строение вещества
• 3.8 Гибридизация орбиталей
• 3.9 Донорно-акцепторный механизм образования
• 3.10 Степени окисления элементов
• 4.1 Классификация химических реакций
• 4.2 Тепловые эффекты реакций
• 4.3 Скорость химических реакций
• 4.4 Необратимые и обратимые реакции
• 4.5 Общая классификация химических реакций
• НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 5.1 Растворы. Электролитическая диссоциация
• 5.2 Количественная характеристика состава растворов
• 5.3 Электролитическая диссоциация
• 5.4 Диссоциация кислот, оснований и солей
• 5.5 Диссоциация воды
• 5.6 Реакции обмена в водных растворах электролитов
• 5.7 Гидролиз солей
• 6.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 6.2 Кислоты, их свойства и получение
• 6.3 Амфотерные гидроксиды
• 6.4 Соли, их свойства и получение
• 6.5 Генетическая связь между важнейшими классами
• 6.6 Понятие о двойных солях
• 7.1 Металлы и их соединения
• 7.2 Электролиз
• 7.3 Общая характеристика металлов
• 7.4 Металлы главных подгрупп I и II групп
• 7.5 Алюминий
• 7.6 Железо
• 7.7 Хром
• 7.8 Важнейшие соединения марганца и меди
• 8.1 Неметаллы и их неорганические соединения
• 8.2 Водород, его получение
• 8.3 Галогены. Хлор
• 8.4 Халькогены. Кислород
• 8.5 Сера и ее важнейшие соединения
• 8.6 Азот. Аммиак. Соли аммония
• 8.7 Оксиды азота. Азотная кислота
• 8.8 Фосфор и его соединения
• 8.9 Углерод и его важнейшие соединения
• 8.10 Кремний и его важнейшие соединения
• ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 9.1 Основные положения органической химии. Углеводороды
• 9.2 Электронные эффекты заместителей в органических соединениях
• 9.3 Предельные углеводороды (алканы)
• 9.3.1 Насыщенные УВ. Метан
• 9.4 Понятие о циклоалканах
• 9.5 Непредельные углеводороды
• 9.6 Диеновые углеводороды (алкадиены)
• 9.7 Алкины
• 9.8 Ароматические углеводороды
• 9.9 Природные источники углеводородов
• 10.1 Кислородсодержащие органические соединения
• 10.2 Фенолы
• 10.3 Альдегиды
• 10.4 Карбоновые кислоты
• 10.5 Сложные эфиры. Жиры
• 10.6 Понятие о поверхностно-активных веществах
• 10.7 Углеводы
• 11.1 Амины. Аминокислоты
• 11.2 Белки
• 11.3 Понятие о гетероциклических соединениях
• 11.4 Нуклеиновые кислоты
• 12.1 Высокомолекулярные соединения
• 12.2 Синтетические волокна

Функция соединений

Рассмотрим несколько веществ, которые существуют благодаря водородному соединению. Мы будем сравнивать эти молекулы с водой. Чтобы наши размышления были честными, мы будем выбирать для сравнения исключительно неметаллы. Эти вещества называются халькогеноводородами.

Например, теллур. Водородное соединение H₂Te кипит при температуре -2 градуса. Что касается, селена, то H₂Se кипит при температуре -42 градуса, а серный халькогеноводород H₂S кипит при -60 градусах. Поразительно то, что вода кипит при +100 градусах.

Если бы не было в.с., а кислород не обладал настолько «цепкими» качествами, при существующем климате на Земле не существовало бы воды в жидком состоянии. Такая высокая температура кипения — непосредственное следствие водородной связи.

«Сцепление» атомов кислорода с водородом показано на следующем изображении:

Но на этом удивительные свойства воды не заканчиваются. Следует также помнить о ее плавлении. И снова водородная связь — именно из-за нее при плавлении плотность начинает расти. При таянии льда, каждое десятое водородное соединение разрушается, из-за чего молекулы воды приближаются друг к другу.

Типы и свойства водородной связи:

Водородная связь. Самоподготовка к ЕГЭ и ЦТ по химии:

Образования водородной связи влияют на кислотность веществ. К примеру, плавиковая кислота НF является достаточно слабой. При этом другие галогеноводородные кислоты довольно сильны. Причина этого в том, что Н соединен сразу с двумя атомами F, а это не дает им возможности отцепиться. Именно благодаря этому, НF- единственная кислота, образующая кислую соль NaHF₂.

Образование водородной связи

При возникновении подходящих условий водородная связь возникает самопроизвольно.

Какие же условия приводят к возникновению водородной связи?

Можно предположить, что в любом ряду веществ с молекулами одинаковой формы и полярности температуры плавления и кипения должны повышаться прямо пропорционально возрастанию молекулярной массы, однако существуют некоторые несоответствия.

На следующем рисунке приведены кривые зависимости температуры кипения гидридов элементов 6 группы от молекулярной массы.

зависимость температуры кипения и температуры плавления от молекулярной массы соединений

Так, для гидридов элементов 6 группы наблюдается последовательное увеличение температур кипения и плавления с увеличением молекулярной массы (номера периода), но из этой закономерности выпадает вода.

В 5 группе аномально высокие температуры кипения и плавления наблюдаются у аммиака NH₃, а в 7 группе – у HF, по сравнению с гидридами элементов соответствующих групп.

Почему вода, аммиак и фтороводород имеют аномально высокие температуры кипения и плавления?

Это связано с присутствием в воде, аммиаке и фтороводороде водородных связей.

Механизм образования водородной связи, вследствие электростатического притяжения атомов — электростатический. Но частично он также носит донорно–акцепторный характер.

Образуемые соединения имеют большую полярность, возникает диполь. Атом водорода находится на положительном конце диполя. Этот диполь может взаимодействовать с неподеленной электронной парой кислорода (и азота, и фтора), который принадлежит другой или этой же молекуле. Таким образом, донором электронной пары являются атомы F, O или N, а акцептором — атомы водорода.

Графически, на рисунках, водородная связь обозначается тремя точками:

Природа явления

Дадим определение водородной связи (в.с.). Это взаимодействие между отрицательно заряженными частицами молекул, реализованным атомом водорода.

Если чертой обозначить связь ковалентного типа, а тремя точками водородную, то символически можно отобразить в.с. между молекулами А и В таким образом: .

Природу данного межатомного явления понять довольно просто. Атом Н несет положительные заряды δ+, если он встречает на своем пути заряженный отрицательно и обладающий зарядом δ−, то вступает с ним в электростатический контакт.

Важно! Чаще всего в.с. заметно слабее по сравнению с ковалентными

Однако они намного крепче, чем стандартное молекулярное притяжение частиц, свойственное твердым и жидким телам.

Ковалентность

Несмотря на то, что в.с. может протекать в рамках двух частиц пары совершенно разных молекул, водородная химическая не является молекулярной связью. Свойство направления и насыщения одно из качеств в.с., которое делает ее очень похожей на ковалентную. Отметим, что во многих теориях, в.с. считается видом ковалентной связи и это совершенно никак не влияет на результаты, поэтому можно считать данное мнение корректным. Более того, сама природа в.с. очень близка к ковалентной.

Это можно легко продемонстрировать при помощи традиционных химических методов, рассчитывающих орбитали внутри молекул. В этом исчислении она будет представлять собой трехцентровые двухэлектронные связи. В очередной раз это доказывает, что отнесение ВС к разновидности ковалентной не несет ничего антинаучного.

Водородная связь

Понятие водных кластеров

Земля — чемпион по содержанию воды среди других планет Солнечной системы. Моря и океаны, реки и озёра, средние глубины которых достигают 6 тыс. метров, занимают 70% земной поверхности, а в областях полюсов сосредоточились огромные запасы влаги в виде снегов и льдов.

Трудно переоценить влияние воды на возникновение и существование жизни на нашей планете. Это связано с особенностями, нехарактерными для соединений, считающихся её близкими аналогами. Только вода находится в жидком и твёрдом состоянии при условиях, в которых водородные соединения серы или селена с большей атомной массой становятся газообразными.

Присутствие H-связей в молекулах воды обуславливает образование водных кластеров или комплексов, а димеры воды служат их простейшими примерами. Энергия их водородных связей ненамного больше энергии броуновского движения при нормальных условиях, но сильно отличается от мощности ковалентных связей в гидроксильных группах, а они в 200 раз превышают тепловые показатели. Вода из простой жидкости превращается в сложную, «связанную» сетью H-связей, хотя они относительно слабы и неустойчивы, самопроизвольно возникают и исчезают при температурных изменениях.

Кристаллическая структура льда имеет объёмную сетку из этих связей, и молекулы H2O расположены так, чтобы атомы водорода одних молекул оказывались направленными к атомам кислорода соседей. В ледяном кристалле между молекулами обязательно присутствуют пустоты, их объёмы немного превышают размеры отдельных молекул воды. Именно благодаря таким «карманам» плотность льда меньше, чем у его жидкой фазы, а гигантские айсберги остаются дрейфовать на поверхности, в то время как замерзание большинства других веществ существенно увеличивает их плотность.

Водородные связи сообщают воде уникальную характеристику, обеспечивающую существование разнообразных форм жизни в областях, где окружающие температуры опускаются ниже нуля. Если на минуту представить, что лёд начнёт тонуть в воде, то моря зимой рано или поздно промёрзнут до самого дна, и рыбы будут обречены на вымирание. Люди могли бы растапливать лёд для получения живительной влаги, но это потребует больших энергозатрат.

Ещё одно проявление H-связей — голубая окраска чистой воды в её толще. Колебание одной молекулы воды вызывает движение соседних частиц, соединенных с ней водородными связями. Красные лучи из состава солнечного спектра будут расходоваться на поддержание этих колебаний, поскольку больше всего соответствуют им энергетически. Происходит фильтрация красных лучей — их энергия поглощается и рассеивается в виде тепла колеблющимися молекулами.

Металлическая связь

Металлы существуют в разных цветах: чёрные (железо), красные (медь), жёлтые (золото), серые (серебро), плавятся при разных температурах. Однако их всех объединяет наличие блеска, твёрдости, электропроводимости.

Металлическая связь имеет черты сходства с ковалентной неполярной. Металлы бедны электронами на внешнем уровне, поэтому при образовании связи, они не способны притягивать на себя их, для них свойственна отдача. Так как атомный радиус в металлах большой, это даёт возможность легко оторваться электронам, образовав катионы.

Me — ne = Men+

Электроны постоянно перемещаются от атома к иону и наоборот. Сами катионы можно сравнить с айсбергами, окружёнными отрицательными частицами.

Схема металлической связи