Какая связь оказывает влияние на физические свойства вещества
Ассоциация водородных соединений
Наличие межмолекулярной водородной связи приводит к более или менее выраженной ассоциации молекул, возможной в любом из трёх агрегатных состояний. Особенно часто происходит ассоциация молекул, содержащих ОН-группы —Н2О, Н2О2, спирты, фенолы, кислородсодержащие неорганические и органические кислоты(например, H2SO4 и HCOOH).Ассоциация имеет место в структурах некоторых кислых солей, например, у NaHCO3 и KH2PO4 ,а также в жидких фтороводороде, аммиаке и циановодороде. В результате ассоциации могут образовываться димеры, линейные или цепочечные полимерные частицы.
Установлено, что в газообразном HF существует несколько видов молекул (HF)n c n=1–6. Среди них молекула (HF)6 особенно устойчива благодаря образованию дополнительной водородной связи при замыкании кольца.
Молекулы HF и HCN в жидком состоянии ассоциированы в цепи вида: (рис.24 ).Фторид водорода в обычных условиях – бесцветная жидкость(tкип =19,5оС). Даже в состоянии газа фторид водорода состоит из смеси полимеров H2F2,H3F3,H4F4,H5F5,H6F6.Простые молекулы HF существуют лишь при температурах выше 90оС. У фтороводорода расстояния H– F и F…H, т.е. протон располагается посередине между ионами фтора.
.…H−C ≡N.…H −C≡ N….H− C≡ N….
Рис. 24Водородные связив HF и HCN
Молекула воды может образовывать четыре водородные связи, так как имеет два атома водорода и две несвязывающие электронные пары
(рис.25 ).
Рис.25 Водородные связи в Н2О
Энергия водородной связи для соединений кислорода с водородом
(13–29 кДж/моль) меньше, чем энергия ковалентной связи. И тем не менее, эта связь обусловливает существование в парах димерных молекул (Н2О)2 и муравьиной кислоты. В ряду сочетаний атомов НF, HO, HN, HCl, HS энергия водородной связи падает вследствие уменьшения электроотрицательности. Она также уменьшается с повышением температуры, поэтому вещества в парообразном состоянии проявляют водородную связь лишь в незначительной степени. В большей степени она характерна для веществ в жидком и твердом состояниях.
Тенденция к образованию водородных связей объясняет также строение гидратированного иона протона.Результаты экспериментов показывают что в воде протон присутствует как Н9О4+.Поэтому схему автопротолиза воды Н2О + Н2О = Н3О+ можно рассматривать лишь как чисто символическую. Ион Н9О4+ имеет пирамидальное строение.Центральный атом кислорода связан тремя сильными водородными связями с тремя молекулами воды(рис.26 ).
Рис.26 Строение иона Н9О4+
Аномалия температур плавления и кипения
Известно, что соединения водорода с сильно электроотрицательными неметаллами, такими как F, О, N, имеют аномально высокие температуры кипения. Температуры плавления и кипения соединений определяются энергией межмолекулярного взаимодействия: чем выше энергия взаимодействия, тем больше поглощённой энергии расходуется на преодоление сил сцепления, тем при более высоких температурах плавится и кипит вещество. Поэтому соединения, образующие прочные межмолекулярные водородные связи, обладают аномально высокими температурами плавления и кипения. Если в ряду Н2Тe – H2Se – H2S температура кипения закономерно уменьшается, то при переходе от H2S к Н2О наблюдается резкий скачок к увеличению этой температуры. Такая же картина наблюдается и в ряду галогеноводородных кислот. Это свидетельствует о наличии специфического взаимодействия между молекулами Н2О, молекулами HF—образование ассоциатов посредством межмолекулярных водородных связей. Благодаря водородным связям молекулы объединяются в димеры и полимеры. Такое взаимодействие должно затруднять отрыв молекул друг от друга, т.е. уменьшать их летучесть, а, следовательно, повышать температуру кипения соответствующих веществ (см. табл.2).
| Вещество | tплоС | tкипоС | Вещество | tплоС | tкипоС |
| H2O | 0,0 | 100,0 | HF | –83,1 | 19,5 |
| H2S | –85,5 | –60,7 | HCl | –112,0 | –84,9 |
| H2Se | –64,8 | –41,5 | HBr | –87,0 | –66,8 |
| H2Te | –49,0 | –2,0 | HI | –50,9 | –39,4 |
Табл.2 Температуры плавления и кипения водородных соединений
Р-элементов VI и VII групп.
Хотя водородные связи приблизительно в 20 раз менее прочные, чем ковалентные, но именно благодаря ним вода в обычных условиях является жидкостью или льдом, (а не газом). Водородные связи разрушаются только тогда, когда жидкая вода переходит в пар, но прочность водородной связи такова, что даже при 100оС доля разорванных водородных связей составляет лишь 20% к их общему количеству. Ассоциаты полностью разрушаются лишь при переходе воды в пар.
Прочностью ассоциатов объясняется аномально высокая теплоёмкость воды, поскольку при нагревании воды много энергии расходуется на разрыв водородных связей. При понижении температуры водородные связи восстанавливаются, освобождая энергию.
При температурах выше 0оС (но ниже температуры кипения) вода уже не имеет такую упорядоченную межмолекулярную структуру. В жидкой воде молекулы связаны между собой в отдельные агрегаты из нескольких молекул. Эти агрегаты могут свободно двигаться рядом друг с другом, образуя подвижную жидкость. Но при понижении температуры упорядоченность становится все больше и больше, а агрегаты — все крупнее. Наконец, образуется лед, который имеет именно такую упорядоченную структуру.
На рис 27 показан фрагмент структуры льда. В кристалле льда молекулы воды ориентируются таким образом, чтобы образовать максимальное число водородных связей. Каждый атом кислорода в этой структуре тетраэдрически связан с четырьмя другими атомами; между ними располагаются атомы водорода. Два из них соединены с данным атомом кислорода полярной ковалентной связью, два других — водородной связью,т.е. входят в состав других молекул Н2О. Таким образом, получается ажурная структура, далёкая от плотной упаковки. Вследствие этого лёд имеет небольшую плотность и значительную рыхлость. Любая молекула соединена тремя связями с молекулами своего слоя и лишь одной связью с соседним слоем. Поэтому слои легко перемещаются относительно друг друга. Каждый слой молекул состоит из шестичленных колец, которые, располагаясь друг над другом, образуют пустоты. Объем этих пустот больше, чем размер отдельной молекулы Н2О. Поэтому лед имеет меньшую плотность, чем жидкая вода и плавает на поверхности воды. Большинство же других веществ при замерзании увеличивает свою плотность.
При таянии льда рвётся лишь часть водородных связей, поэтому в жидкой воде сохраняются фрагменты структуры льда, между которыми находятся молекулы воды, не связанныве водородными связями. Эти молекулы заполняют пустоты, в результате плотность жидкой воды при ОоС выше, чем у льда, а объём воды жидкой по сравнению с объёмом тающего льда не возрастает как у других веществ, а уменьшается. При повышении температуры от ОоС до 4оС доля разорванных водородных связей и, следовательно, свободной воды, заполняющей пустоты, увеличивается; поэтому возрастает и плотность воды, которая достигает максимального значения при 4оС. При дальнейшем повышении температуры термическое расширение воды преобладает над уменьшением объёма обусловленного более высокой упаковкой и плотность воды уменьшается.
Рис.27 Окружение молекулы воды в структуре льда
Растворимость и другие свойства водородных соединений
Водородная связь весьма распространена и играет важную роль в процессах растворения, кристаллизации, электролитической диссоциации и других физико-химических процессах.
В водных растворах фтороводород находится в виде устойчивых димеров H2F2. При растворении в воде происходит процесс:
H2F2 + H2O = H3O+ + HF2– . В растворе содержатся также комплексные ионы H2F3–,H3F4– (в общем виде HnF–n+1).
Вследствие наличия водородной связи фтороводородная кислота ( в отличие от её аналогов( HCl,HBr и HI) не является сильной кислотой.
Константа кислотности HF в водном растворе Ка = 6,7 ∙ 10–4
Если вещество способно образовать водородные связи с молекулами растворителя, то оно обладает хорошей растворимостью. По этой причине неограниченно растворяются в воде: хлороводород, аммиак, фтористый водород, этиловый спирт и многие другие вещества.
Отсутствием влияния водородной связи объясняются случаи, когда полярные соединения не растворимы в полярном растворителе — воде. Так, полярный C2H5I хорошо растворяет неполярный нафталин, но сам не растворяется в воде.
Способностью к образованию водородных связей объясняется растворимость в воде некоторых белков. На поверхности белков находятся гидрофильные группы (–OH,–COOH,–NH2 и др.), которые посредством водородных связей присоединяют молекулы воды. Таким образом, каждая белковая молекула гидратирована. При разрыве водородных связей гидратная оболочка разрушается, и молекулы объединяются в более крупные агрегаты— белок выпадает в осадок. Это происходит, например, под действием солей щелочных металлов, спиртов, ацетона.
Внутримолекулярные водородные связи
Наряду с межмолекулярной водородной связью соединяющей отдельные молекулы существует и внутримолекулярная водородная связь, соединяющая атом водорода с каким-либо атомом той же молекулы. Особенно такая связь характерна для многих органических веществ (аминокислот, белков,амидов,многоатомных спиртов и др.).
Внутримолекулярная связь возникает, например, в молекулах салициловой кислоты и нитрофенола:
Салициловая кислота Нитрофенол
Рис.28 Водородные связи в салициловой кислоте и нитрофеноле
Эти связи часто образуются в хелатных комплексах, как, например, в бис(диметилглиоксимато)никелеII(см.рис.29).
Рис.29Бис(диметилглиоксимато) никель II
Водородные связи в значительной степени определяют устойчивость конформации белков. Внутримолекулярные водородные связи между группами >C=O и >N−H полипептидной цепи поддерживают
α–спиральную структуру белка. Межмолекулярные водородные связи двух полипептидных цепей определеяют образование слоистых белковых структур. Молекулы ДНК состоят из трёх частей: фосфатных групп, углеводных остатков(дезоксирибоза) и пуриновых и пиримидиновых оснований(аденин, цитозин, гуанин, тимин). Остов молекулы составляют чередующиеся углеводные и фосфатные остатки. С каждым углеводным о соединено пуриновое или пиримидиновое основание.Двойная спираль образуется за счёт того, что водородные связи между основаниями удерживают вместе две отдельные спирали.Основания ориентированы примерно перпендикулярно спирали.Каждое основание может образовать прочную связь только с одним из четырёх оснований, встречающихся в ДНК.Эта специфичность оснований составляет основу генетического кода.
Рис. 30Строение молекулы ДНК
Металлическая связь
В отличие от ковалентных и ионных соединений небольшое число валентных электронов в металлах одновременно связывают большое число атомных ядер. В металлах имеет место сильно делокализованная связь которая называется металлической. Эта связь является достаточно прочной, так как большинство металлов имеет высокую температуру плавления. Валентные электроны достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.
Источник
Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь
Внутримолекулярные химические связи
Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными.
Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов, в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.
Ключевое понятие здесь – ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ. Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.
Электроотрицательность χ – это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны. Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.
Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – фтор со значением 4.
Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль разность электроотрицательностей атомов, а она примерно одинакова в любой системе.
Если один из атомов в химической связи А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.
Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: ЭО(А)≈ЭО(В), то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А : В. Такая связь называется ковалентной неполярной.
Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная.
Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ΔЭО>2), то один из электронов практически полностью переходит к другому атому, с образованием ионов. Такая связь называется ионная.
Основные типы химических связей — ковалентная, ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.
Ковалентная химическая связь
Ковалентная связь – это химическая связь, образованная за счет образования общей электронной пары А:В. При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами) или атомов одного элемента.
Основные свойства ковалентных связей
- направленность,
- насыщаемость,
- полярность,
- поляризуемость.
Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.
Направленность связи характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45о, поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 108о28′.
Насыщаемость — это спосбность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется валентностью.
Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.
Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.
Ковалентная неполярная химическая связь
Существует 2 вида ковалентного связывания – ПОЛЯРНЫЙ и НЕПОЛЯРНЫЙ.
Пример. Рассмотрим строение молекулы водорода H2. Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Люьиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.
H. + .H = H:H
Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется ковалентной неполярной.
Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.
Дипольный момент неполярных связей равен 0.
Примеры: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.
Ковалентная полярная химическая связь
Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).
Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).
Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше полярность связи и тем больше дипольный момент. Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает прочность связи.
Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.
Примеры: HCl, CO2, NH3.
Механизмы образования ковалентной связи
Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:
1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:
А. + .В= А:В
2. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:
А: + B= А:В
При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару (донор), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары (акцептор). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.
Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей статье.
Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:
– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;
– в ионе аммония NH4+, в ионах органических аминов, например, в ионе метиламмония CH3-NH2+;
– в комплексных соединениях, химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na[Al(OH)4] связь между алюминием и гидроксид-ионами;
– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO3, NaNO3, в некоторых других соединениях азота;
– в молекуле озона O3.
Основные характеристики ковалентной связи
Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.
Кратность химической связи
Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении. Кратность связи достаточно легко можно определить из значения валентности атомов, образующих молекулу.
Например, в молекуле водорода H2 кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.
В молекуле кислорода O2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.
В молекуле азота N2 кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.
Длина ковалентной связи
Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А2 и В2:
Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов, образующих связь, или по кратности связи, если радиусы атомов не сильно отличаются.
При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.
Например. В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.
| Связь | Длина связи, нм |
| H-F | 0,092 |
| H-Cl | 0,128 |
| H-Br | 0,142 |
| H-I | 0,162 |
При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.
Например. В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.
| Связь | Длина связи, нм |
| С–С | 0,154 |
| С=С | 0,133 |
| С≡С | 0,120 |
Энергия связи
Мерой прочности химической связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.
Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.
Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.
Например, в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается, т.к. увеличивается длина связи.
Ионная химическая связь
Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов.
Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.
Пример. Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na+, с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:
+11Na )2)8)1 — 1e = +11Na+ )2)8
Пример. Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:
+17Cl )2 )8 )7 + 1e = +17Cl— )2 )8 )8
Обратите внимание:
- Свойства ионов отличаются от свойств атомов!
- Устойчивые ионы могут образовывать не только атомы, но и группы атомов. Например: ион аммония NH4+, сульфат-ион SO42- и др. Химические связи, образованные такими ионами, также считаются ионными;
- Ионную связь, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов);
Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na+Cl—, Na2+ SO42-.
Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи:
Металлическая химическая связь
Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку.
У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов. Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями.
Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы. Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь, т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями, вместе, создавая таким образом достаточно прочную металлическую кристаллическую решетку. При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.
Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия. Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляеются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами. Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные, индукционные и дисперсионные. Энергия межмолекулярных взаимодейстий намного меньше энергии химической связи.
Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.
Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. Водородные связи — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N. Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения.
Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость.
Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь. Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом, а также кислорода с водородом, в меньшей степени азота с водородом.
Водородные связи возникают между следующими веществами:
— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H2O (пар, лед, жидкая вода):
— раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;
— органические соединения, в которых связи O-H или N-H: спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.
Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение тепературы кипения.
Например, как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H2O-H2S-H2Se-H2Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.
А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61оС, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 оС. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20оС) вода является жидкостью по фазовому состоянию.
Источник