پیوندهای هیدروژنی می توانند بین مولکول ها تشکیل شوند. علم شیمی. پیوند هیدروژنی بین مولکولی و درون مولکولی

معرفی

تعامل بین اتمی

خواص پیوندهای هیدروژنی

تابش الکترومغناطیسی

تابش لیزر

نتیجه

انرژی هیدروژن

معرفی

پیوند هیدروژنی- شکل ارتباط بین یک اتم الکترونگاتیو و یک اتم هیدروژن اچ، پیوند کووالانسی به اتم الکترونگاتیو دیگری دارد. اتم های الکترونگاتیو می توانند N، O یا F باشند. پیوندهای هیدروژنی می توانند بین مولکولی یا درون مولکولی باشند.

پیوند هیدروژنی اغلب به عنوان یک برهمکنش الکترواستاتیکی در نظر گرفته می‌شود که با اندازه کوچک هیدروژن افزایش می‌یابد که نزدیکی دوقطبی‌های متقابل را ممکن می‌سازد. سپس از این به عنوان نوعی پیوند دهنده-پذیرنده، یک برهمکنش غیر ظرفیتی بین اتم هیدروژن یاد می شود. اچ، با پیوند کووالانسی به یک اتم آگروه ها A-Hمولکول ها RA-Hو یک اتم الکترونگاتیو بیک مولکول دیگر (یا یک گروه عاملی از همان مولکول) BR". نتیجه چنین تعاملاتی پیچیده است RA-H BR"درجات مختلف پایداری، که در آن اتم هیدروژن به عنوان یک "پل" برای اتصال قطعات عمل می کند. R.A.و BR".

ویژگی های پیوند هیدروژنی که به دلیل آن به عنوان یک نوع جداگانه متمایز می شود، استحکام نه چندان زیاد، شیوع و اهمیت آن به ویژه در ترکیبات آلی و همچنین برخی از عوارض جانبی مرتبط با اندازه کوچک و عدم وجود اضافی است. الکترون ها در هیدروژن

در حال حاضر، در چارچوب تئوری اوربیتال‌های مولکولی، پیوند هیدروژنی به عنوان یک مورد خاص از پیوند کووالانسی با تغییر مکان چگالی الکترون در طول زنجیره‌ای از اتم‌ها و تشکیل پیوندهای چهار الکترونی سه مرکزی در نظر گرفته می‌شود. ، -H -).

پیوند هیدروژنی بین مولکولی و درون مولکولی

پیوند هیدروژنی- این برهمکنش بین دو اتم الکترونگاتیو از مولکولهای یکسان یا متفاوت از طریق یک اتم هیدروژن است: A-H ... B (خط نشان می دهد پیوند کووالانسی، سه نقطه - پیوند هیدروژنی).

پیوند هیدروژنی در اثر جاذبه الکترواستاتیک اتم هیدروژن (حامل بار مثبت δ+) به اتم عنصر الکترونگاتیو دارای بار منفی δ- ایجاد می شود. در بیشتر موارد، ضعیف تر از کووالانسی است، اما به طور قابل توجهی قوی تر از کشش معمول مولکول ها به یکدیگر در مواد جامد و مایع است. برخلاف فعل و انفعالات بین مولکولی، پیوند هیدروژنی دارای خواص جهت و اشباع است، بنابراین اغلب یکی از انواع پیوندهای شیمیایی کووالانسی در نظر گرفته می شود. می توان آن را با استفاده از روش اوربیتال مولکولی به عنوان یک پیوند دو الکترونی سه مرکزی توصیف کرد.

یکی از نشانه های پیوند هیدروژنی می تواند فاصله بین اتم هیدروژن و اتم دیگری باشد که آن را تشکیل می دهد. باید کمتر از مجموع شعاع این اتم ها باشد. رایج تر، پیوندهای هیدروژنی نامتقارن هستند که در آنها فاصله H ... B بزرگتر از A-B است. با این حال، در موارد نادر (هیدروژن فلوراید، برخی از اسیدهای کربوکسیلیک) پیوند هیدروژنی متقارن است. زاویه بین اتم ها در قطعه A-H ... B معمولا نزدیک به 180 درجه است. قوی ترین پیوندهای هیدروژنی با مشارکت اتم های فلوئور تشکیل می شود. در یک یون متقارن، انرژی پیوند هیدروژنی 155 کیلوژول بر مول است و با انرژی پیوند کووالانسی قابل مقایسه است. انرژی پیوندهای هیدروژنی بین مولکول های آب در حال حاضر به میزان قابل توجهی کمتر است (25 کیلوژول بر مول).

بخش اصلی

تعامل بین اتمی

نوعی پیوند بین اتم ها، واسط بین برهمکنش های بین اتمی ظرفیتی و غیر ظرفیتی. در مقابل. هنگامی که یک اتم H بین دو الکترون وجود دارد می تواند تشکیل شود. اتم ها - F، N یا O، و اتم هیدروژن با یک پیوند کووالانسی به یکی از این دو اتم متصل است.

Nature V. s. این است که چگالی الکترون روی خط پیوند O-H (N-H و غیره) به سمت الکترون منفی تر تغییر می کند. به اتم O (N و غیره). در این مورد، پروتون هیدروژن "لخت" است که به همگرایی الکترون ها کمک می کند. اتم های مولکول های همسایه در نتیجه مسافت O. . .O و N. .O در V. s. O-H. . .0 و N - H. .О تقریباً برابر با مجموع شعاع اتمی واندروالس است، یعنی el-منفی. اتم‌های کریستال‌ها طوری به هم نزدیک می‌شوند که انگار هیچ اتمی هیدروژن بین آنها وجود ندارد.

انرژی V. s. 1-1.5 مرتبه قدر کمتر از انرژی شیمیایی. پیوندها و 2-3 مرتبه بزرگتر از انرژی برهمکنش واندروالس غیر ظرفیتی. نایب. قوی V. s. مولکول‌های HF را در بین خود تشکیل می‌دهند که قادر به ترکیب در ساختارهای پلیمری H 2 F 2، H 3 F 3، H 4 F 4، H 6 F 5 و H 6 F 6 هستند (این دومی به ویژه پایدار است زیرا حلقه‌ای شکل است. و بنابراین، توسط V.s اضافی تثبیت می شود). B.s بسیار قوی (با انرژی ~30 کیلوژول بر مول) دایمر اسید فرمیک را که حتی در حالت بخار نیز پایدار است، تثبیت کنید. در آب مایع و جامد انرژی s. 20 کیلوژول بر مول است. V.s با انرژی تقریباً یکسانی مشخص می شوند. N-H. . .O و O-H. . .O در جمع مولکول های مهم بیولوژیکی - پروتئین ها، اسیدهای نوکلئیک، کربوهیدرات ها و غیره.

حضور V.s. به دلیل اصالت ساختار و فیزیکی. خواص آب و محلول های آبی کریستالی. ساختار یخی که در شرایط عادی وجود دارد، یک توری روباز B.S است که در آن تعداد زیادی حفره وجود دارد. هنگامی که یخ ذوب می شود، این حفره ها تا حدی با مولکول های آب پر می شوند و بنابراین چگالی آب بیشتر از چگالی یخ است.

در مقابل. می تواند نه تنها بین مولکولی باشد (همانطور که در مثال های بالا مورد بحث قرار گرفت)، بلکه درون مولکولی نیز باشد. داخل مولکولی V. s. یکی از اصلی هستند عواملی که ساختار کروی مولکول های پروتئین را تثبیت می کنند و عملکرد پروتئین ها را در سلول های زنده تعیین می کنند. آنها همچنین به طور قابل توجهی بر خواص چوب و کاغذ ساخته شده از الیاف سلولزی تأثیر می گذارند و مسئول ساختار منحصر به فرد مولکول های نوکلئیک K-T هستند.

خواص:

انرژی یک پیوند هیدروژنی به طور قابل توجهی کمتر از انرژی یک پیوند کووالانسی معمولی است (از 40 کیلوژول بر مول تجاوز نمی کند). با این حال، این انرژی برای ایجاد تداعی مولکول ها، یعنی ترکیب آنها به دایمرها یا پلیمرها کافی است. این ارتباط مولکول‌ها است که باعث دمای ذوب و جوش غیرعادی بالای موادی مانند فلورید هیدروژن، آب و آمونیاک می‌شود.

پیوندی از این نوع، اگرچه ضعیف تر از پیوندهای یونی و کووالانسی است، اما نقش بسیار مهمی در برهمکنش های درون مولکولی و بین مولکولی دارد. پیوندهای هیدروژنی تا حد زیادی تعیین می کنند مشخصات فیزیکیآب و بسیاری از مایعات آلی (الکل ها، اسیدهای کربوکسیلیک، آمیدها). اسیدهای کربوکسیلیک، استرها).

قدرت پیوند هیدروژنی (آنتالپی تشکیل کمپلکس) به قطبیت کمپلکس بستگی دارد و از ~ 6 کیلوژول بر مول برای مجتمع های مولکول های هیدروژن هالید با گازهای بی اثر تا 160 کیلوژول بر مول برای کمپلکس های یون مولکولی متغیر است. (AHB) ±; بله برای مجتمع (H 2 O H OH 2) +تحصیل کرده H2Oو H3O+- 132 کیلوژول بر مول در فاز گاز.

بر اساس مفاهیم مدرن، وجود پیوندهای هیدروژنی بین مولکول های آب منجر به پیدایش به اصطلاح خوشه ها یا مجتمع های آب می شود. ساده ترین مثال از چنین خوشه ای دیمر آب است:

انرژی پیوند هیدروژنی در یک دایمر آب 0.2 eV (≈ 5 kcal/mol) است که فقط یک مرتبه بزرگتر از انرژی مشخصه است. حرکت حرارتیدر دمای 300 K. در همان زمان، انرژی کووالانسی O-Hارتباطات 200 برابر انرژی حرارتی بیشتر است. بنابراین، پیوندهای هیدروژنی نسبتاً ضعیف و ناپایدار هستند: فرض بر این است که آنها به راحتی می توانند در نتیجه نوسانات حرارتی ایجاد و ناپدید شوند. این به ویژه منجر به این واقعیت می شود که آب را نه باید به عنوان "ساده"، بلکه به عنوان یک "مایع محدود" در نظر گرفت: آب به عنوان شبکه ای از مولکول های متصل شده توسط پیوندهای هیدروژنی نشان داده می شود.

تعامل بین اتمی- برهمکنش اتم هایی که در انرژی های یکسان یا متفاوت هستند. و ایالت های شارژ M.v. مشخص شده است انرژی پتانسیل(پتانسیل تعامل) F، بسته به موقعیت نسبیاتم های برهم کنش، به ویژه بسته به فاصله rبین هسته های آنها وقتی تعریف شد فاصله تعادلی r 0و سینتیک خیلی بزرگ نیست. انرژی اتم های آزاد در نتیجه M.c. ممکن است یک ماده شیمیایی کم و بیش پایدار ایجاد شود. ارتباط بین اتم ها، قدرت ساختار به نوع اتم ها بستگی دارد. اندازه گیری آن می تواند طول عمر مولکول و همچنین انرژی ماده شیمیایی باشد. ارتباطات

نایب، یک مورد ساده از M. v. - برخورد الاستیک اتم ها گازهای ایده آل، که در این مقاله مورد توجه قرار نخواهد گرفت (به برخوردهای اتمی مراجعه کنید) در موارد دیگر، M. c. به دلیل شرایط گوناگونی که اتم ها ممکن است در آن قرار بگیرند مبهم است. درونی آنها انرژی تنها به دلیل تأثیرات خارجی می تواند ده ها eV تغییر کند. تأثیراتی که قادر به درک و حفظ تأثیرات خارجی برای مدتی هستند. لایه های الکترونی اتم ها؛ چندین مرتبه‌های قدر طیفی از شبکه گاز و مقاطع عرضی فرآیندهای پیچیده‌تر دیگر را اشغال می‌کند، تقارن و فضاها و جهت‌گیری چگالی الکترونی پوسته‌های آنها متفاوت است. تمام این ویژگی های اتم ها به طور مستقیم قرن M. را تعیین می کند.

M.v. متصل در اصلی با ال استاتیک و المگن. نیروهای فعال بین اتم ها کمی نظریه کوانتوم M.v. علاوه بر این، با در نظر گرفتن اصل پائولی لازم است. T. o.، M. v. توسط آرایش و حرکت متقابل اتم های برهم کنش و قطعات آنها (الکترون ها یا توزیع شده در فضا) تعیین می شود. پوسته های الکترونیو خود هسته ها).

مواد شیمیایی (یا ظرفیتی) و فیزیکی (غیر ظرفیتی) M. v. اولین ها شامل مولکول های کووالانسی (یا همقطبی، تبادلی یا گیرنده دهنده)، یونی (یا هتروپولار) و فلزی است. دوم شامل van derwaals M. v.، از جمله el-static. برهمکنش های چند قطبی، قطبش (القاء و پراکندگی)، آهنرباهای نسبیتی. و المگن را به تأخیر انداخت. M.v. با توجه به انرژی و فضاها، مشخصه های واسط بین ظرفیتی و غیر ظرفیتی M. v.، M. v. نامیده می شود. پیوند هیدروژنی. شیمی. پیوندها بیش از یک مرتبه قدر قویتر از پیوندهای فیزیکی هستند (به ترتیب، واحدها دهها eV و دهمها واحدهای eV هستند). M.v. اتم های برانگیخته می توانند منجر به تشکیل مولکول های برانگیخته کوتاه مدت (مولکول های اگزایمر) شوند. این نمونه ای از اتصال قوی (~ 5 ولت) است، اما قوی نیست، یا بهتر بگوییم طولانی مدت نیست. این نوع M. v. گاهی اوقات آنها در طبیعت طنین انداز هستند.

معمولاً خاص M. v. شامل در درجات مختلفتفاوت انواع M. v.، و سهم هر M. v. ایجاد آن همیشه امکان پذیر نیست. این ممکن است به دلیل اعتیادهای نزدیک به آنها باشد Vاز جانب rبه عنوان مثال، برای چندین گونه M. v. در مسافت های طولانی V ~r -6. برخی از فیزیکی M.v. برای برهمکنش های بین مولکولی معمول تر است.

شیمیایی ام در. کووالانسی M. v. شخصیتی جهت دار، موضعی و شدید دارد. در طول تشکیل مواد شیمیایی پیوند کووالانسی اجتماعی شدن و تمرکز یک جفت الکترون روی آن وجود دارد اوربیتال مولکولی ، لبه دارای فاصله است. تثبیت نسبت به اتم های پیوند. در اوربیتال مشترک شکل‌گرفته، الکترون‌های مشترک می‌توانند در ابتدا به هر دو اتم (تشکیل H 2، N 2، O 2، و غیره) تعلق داشته باشند یا، زمانی که پیوند دهنده-گیرنده رخ می‌دهد، تنها به یکی از اتم‌ها - دهنده، در حالی که اوربیتال آزاد متعلق به اتم دوم - پذیرنده است. گروه های کاملی از اتم ها می توانند به عنوان دهنده یا پذیرنده عمل کنند. مولکول های دارای پیوند کووالانسی معمولاً قطبی هستند، یعنی دارای یک پست الکتریکی هستند. لحظه دوقطبی

در نتیجه تجزیه پردازش. نوع آزمایش و مکانیک کوانتومی مستقیم. محاسبات نشان داد که پتانسیل کووالانسی M.v. را می توان در فرم نشان داد

که در آن پارامترهای برازش مختصات حداقل پتانسیل است V 0و r 0 توسط اتم های برهم کنش خاص تعیین می شود. اولین عبارت در (1) با جاذبه همراه است ، دومی - با دافعه [V. Heitler (W. Heitler) و F. London (F. London)، 1927].

Ionic M.v. ناشی از جابجایی الکترون های ظرفیت یک اتم (آنیون) به اتم دیگر (کاتیون)، که بین آن الکتریسیته ساکن ایجاد می شود. جاذبه مثال ها پیوندهای یونی- M.v. در هالیدها فلزات قلیایی. این اتصالات موضعی و غیر اشباع نیستند. پتانسیل یونی M. توسط f-loy تعیین می شود

جایی که n = 6-9, t = 1 پارامترهای برازش باقی مانده به اتم های برهم کنش بستگی دارد. زیرا M.c کاملا یونی یا کووالانسی. برای ارزیابی مولفه یونی موجود نیست پیوند یونی-کووالانسیپارامتر الکترونگاتیوی اتم های عناصر را معرفی کنید که با نصف مجموع پتانسیل یونیزاسیون و میل الکترونی تعیین می شود. تفاوت در الکترونگاتیوی اتم های برهم کنش تقریباً برابر با کسر جزء یونی در M.v است.

فلز M.v. با عدم محلی سازی، اشباع نشدن و غیر جهت دار بودن پیوندها مشخص می شود و توسط برهمکنش گاز الکترونی اجتماعی شده با هسته یونی کریستالی تعیین می شود. سازه های. نایب، بیان شده توسط M. v. از این نوع در بلورهای فلزات و آلیاژها. پتانسیل فلزی M.v. با بیان مشخص می شود

جایی که الف، ب 1، ب 2، ب 3- برازش پارامترهای مشخص کننده یک قرن M. خاص.

فیزیکی (ون دروالز) M. v. به طور کامل تعامل اتم های گازهای نجیب، برخی آلی را توصیف کنید. ارتباطات و علاوه بر این، به تعاملات انواع دیگر کمک می کند. برقی تعامل چند قطبی منجر به به اصطلاح. جهت گیری به تعامل توصیف شده توسط

جایی که د 1، د 2- لحظات دوقطبی ذرات در حال تعامل. M.v. فقط به برهمکنش دوقطبی ها محدود نمی شود.

با این حال، M. v. شامل چهار قطبی و چند قطبی بیشتر است نظم بالاکوچک هستند و معمولاً می توان آنها را نادیده گرفت (آنها مشخصه برهمکنش های بین مولکولی هستند). نمونه هایی از اندرکنش چند قطبی - M. v. با مشارکت اتم ها و مولکول های برانگیخته.

قطبش M.v. در هنگام پلاریزاسیون رخ می دهد. جابجایی لایه های الکترونی اتم های برهم کنش؛ چنین M. v. را می توان به عنوان شکل ضعیف شده یک پیوند یونی خالص در نظر گرفت. قطبی شدن M.v. به القایی و پراکنده تقسیم می شوند. القاء اساساً انرژی برهمکنش اتم ها حالت همیشه با جاذبه مطابقت دارد و در حالت های الکترونیکی هیجان زده هم جذب و هم دافعه امکان پذیر است. توسط تابع Debye-Falkenhagen تعیین می شود

انرژی پراکنده به دلیل مکانیک کوانتومی صرف به وجود می آید. نوسانات چگالی الکترون که کلاسیک ندارند آنالوگ [وونگ، 1927]. اف لندن (1930) داد نظریه عمومینیروهای پراکندگی، که جاذبه بین اتم های گاز نجیب و دافعه را توضیح می دهد مسافت های کوتاه. F-la برای پراکنده M. قرن. از حل معادله شرودینگر با استفاده از روش تئوری اغتشاش به دست می آید:

جایی که v 1، v 2- مشخصه فرکانس های تحریک اتم های برهم کنش برای سیستم های پلاریزاسیون کروی متقارن. انرژی به صورت استاتیکی تعیین می شود. قطبی پذیری هااتم ها و پراکندگی - دینامیک. قطبش پذیری یا نیروهای نوسانگر انتقال کوانتومی.

میدان مغناطیسی نسبیتی مغناطیسی و الکترومغناطیسی تاخیری باید در فواصل زیاد بین اتم ها در نظر گرفته شود. کمک های این نوع M. c. با افزایش جرم اتم ها و با تحریک آنها (یعنی با افزایش اندازه و انرژی داخلی آنها) افزایش می یابد. محاسبه مستقیم نشان می دهد که M. v. ماگ نوع در فواصل قابل توجه می شود ~ (10-100) rب ( r B شعاع بور است) حتی برای اتم های هلیوم. مکانیسم تجلی الکترومغناطیسی تأخیر با عدم تطابق در جهت گیری متقابل دوقطبی ها در طول انتشار برهمکنش توضیح داده می شود.

در نظر گرفتن فعل و انفعالات اسپین، که باعث شکافتن فوق ریز خطوط طیفی می شود، در فواصل زیاد نیز ضروری است (برای اتم های هیدروژن در r > 10rب).

پیوند هیدروژنی می تواند درون مولکولی یا بین مولکولی باشد. محدوده انرژی پیوندهای H کل محدوده انرژی را پوشش می دهد. محدوده M.v. و به نواحی پیوندهای H قوی، متوسط و ضعیف تقسیم می شود. آنها نقش مهمی در بیولوژیک دارند. اتصالات و MH. بیوشیمی فرآیندها ویژگی پیوند H به این دلیل است که به دلیل شعاع کوچک آن (یک مرتبه کوچکتر از شعاع یون های دیگر)، یون H + قادر است به مناطق کوچکی بین اتم ها وارد شود. به عنوان مثال، ارتباط بین مولکول‌های آب از طریق پروتون‌ها تعیین می‌شود که همزمان با اکسیژن «خود» کووالانسی درونی مرتبط هستند. پیوند مولکولیو با اکسیژن مولکول های دیگر با پیوند بین مولکولی یونی (شکل 1).

روی میز 1 انرژی های اتصال و فواصل تعادل بین اتم های A و B، H و A را در هنگام تجزیه نشان می دهد. انواع M. v.

Excimer M. v. اتم های گازهای بی اثر (و برخی از عناصر دیگر، به عنوان مثال جیوه) در حالت برانگیخته، خواصی شبیه به خواص اتم های فلزات قلیایی از خود نشان می دهند. به طور خاص، آنها مولکول های excimer را با طول عمر 9-4*10 ثانیه (برای ArF) تا 4*10-6 ثانیه (برای Ar2) تشکیل می دهند.

ترکیبات حاوی اتم های هالوژن دارای انرژی اتصال نزدیک به مولکول های مربوطه هستند. روی میز شکل 2 فواصل تعادل r بین اتم ها و انرژی های تفکیک را نشان می دهد Dبرخی از مولکول های excimer و مولکول های مربوط به هالیدهای فلز قلیایی.

جدول 2.
مولکول ها		D، eV
Kr*F	2,27	5,54
RbF	2,27	5,80
Xe*F	2,49	5,30
CsF	2,35	5,66
Xe*Cl	2,94	4,53
CsCl	2,91	4,87
او*برادر	2,96	4,30
CsBr	3,07	4,71
او*من	3,31	4,08
CsI	3,35	4,39

T a b l. 3.
سیستم	V 0، meV
H-He	0,46	3,6
H-Ne	2,82	3,18
H-Ar	4,80	3,56
H-Kr	6,08	3,70
H-Xe	6,81	3,95
نه نه	0,93	2,965
ن-نه	3,62	3,102
ار-ار	12,10	3,76
Kr-Kr	17,00	4,03
Xe-Xe	24,20	4,36

در مولکول اگزایمر Ar 2 F، اتم ها به طور همزمان توسط انواع چیل یونی (فلوئور و آرگون برانگیخته) و کووالانسی (اتم های آرگون) به هم متصل می شوند. ارتباطات

به excimer M. v. همچنین باید شامل M.v رزونانس باشد. بین اتم های یکسان، که یکی از آنها برانگیخته است و بنابراین دارای یک پوسته الکترونی تغییر شکل یافته است. انواع M. v. به دلیل ویژگی های تغییر شکل چگالی لایه های الکترونی اتم های برهم کنش. عدد بزرگتفاوت موجود نمایش پتانسیل ها M. v. (فقط برای M. v. الاستیک چندین ده مورد از آنها وجود دارد) فقط تا حدی عمل را برآورده می کند، زیرا هیچ یک از توابع پیشنهادی جهانی نیست. مختلف V(R) یا بر حسب انواع اتم ها و یا با توجه به فواصل بین آنها یک منطقه کاربردی دارند یا به یک تعریف گره خورده اند. نوع آزمایش اولیه اطلاعات مقادیر پارامتر Vبا روشی برازش محاسبه می شوند که بهترین توافق را با ریاضی انتخاب شده فراهم می کند. مدل پدیده

یکی از جهانی ترین آنها اصلاحات بود. پتانسیل دانهام:

جایی که V 0 - عمق چاه پتانسیل؛ r 0 - مقدار تعادل جی، مربوط به حداقل است V ; b 0 , b p- پارامترهای برازش ثبات نسبتاً بیشتری وجود دارد مقادیر عددی V 0و r 0 هنگام رفتن به decom. ایده ها V. مشکل در تحلیل تقریب ها Vاین اغلب فرد را مجبور می کند که خود را به جدول های عددی یا گرافیکی محدود کند. ارائه V = V(r)، جایی که r i- فاصله بین اتمی و سایر مختصات موقعیت نسبی اتم های برهم کنش. در شکل شکل 2 پتانسیل بی بعد M.v را نشان می دهد. اتم های گاز نجیب یکسان در چنین مختصاتی قانون حالات متناظر کاملاً رعایت می شود. روی میز 3 مقادیر را نشان می دهد V 0و r 0 همچنین برای تفاوت. جفت اتم در سازندهای اتمی-مولکولی واقعی اصل افزایش دوتایی، که با آن پتانسیل M.v. برابر با مجموعپتانسیل‌های جفت همه شرکت‌کنندگان در قرن M. کاملاً برآورده نشده است، زیرا بارها را نمی‌توان نقطه‌ای در نظر گرفت، چگالی آن‌ها دارای یک توزیع مکانی-زمانی پیوسته است که توسط نیروهای خارجی آشفته می‌شود. و صاحب زمینه های. این اصل تقریباً فقط برای اصلاحات رعایت می شود. پتانسیل های جفت در این مورد، پتانسیل های جفتی نه از جفت های جدا شده از اشیاء متقابل، بلکه پتانسیل های آنها در شرایطی که تا حد امکان نزدیک به موارد مورد مطالعه است، گرفته می شود. تقریب پتانسیل افزودنی جفتی اغلب برای محاسبات تخمین استفاده می شود. بنابراین، بر اساس تحلیل. عباراتی برای پتانسیل M. v. دریافت کرد [J. K. Maxwell (J. S. Maxwell)، L. Boltzmann (L. Boltzmann)] عبارات صریح برای ضریب. انتشار، رسانایی حرارتی، ویسکوزیته (به هنر. گاز مراجعه کنید ) ، و بعد - ضریب. گسترش ویروسی مهندسی مکانیک کوانتومی محاسبات سیستم های واقعی (ساده ترین) با استفاده از آدیاباتیک انجام شد. تقریبی که حرکت هسته ها را در نظر می گیرد (کندتر از حرکت الکترون ها). با این حال، برای M. v. اتم ها به سرعت نسبت به یکدیگر حرکت می کنند، این تقریب قابل اجرا نیست. آدیاباتیک. تقریب زمانی معتبر است که زمان تعامل باشد a/v (a- اندازه سیستم، v- سرعت به حرکت اتم ها اشاره دارد) بسیار بیشتر از زمان انتقال بین ترم های سیستم برهم کنش (پارامتر ماسی). در فواصل دور در کوچک vبرای محاسبه M.v. سیستم های برانگیخته، یونیزه و دیگر گاهی اوقات از مجانبی استفاده می کنند. رویکرد حل معادله شرودینگر

برنج. 2. پتانسیل برهمکنش بی بعدی جفت های متقارن اتم های گاز نجیب. انحراف از قانون حالت های متناظر برای اتم های مختلف در عرض های مختلف خط نمودار قرار می گیرد.

برای مدت طولانی اعتقاد بر این بود که پتانسیل M. v. فقط به فاصله بین ذرات برهم کنش بستگی دارد، یعنی اندازه خود ذرات و جهت گیری متقابل آنها نادیده گرفته شد، اتم ها به صورت کروی متقارن در نظر گرفته شدند. در حال حاضر، پتانسیل های ناهمسانگرد برهمکنش های مولکولی در حال بررسی هستند که بیشتر برای برهمکنش های بین مولکولی مرتبط هستند، اما نقش مهمی برای برهمکنش های مولکولی دارند. گولاریزوف اتم ها در شکل شکل 3 وابستگی دمایی ضریب ویروسی دوم را نشان می دهد که ماهیت M.v را کنترل می کند. برای پلاریزه و غیرقطبی 3 او.

یکی از مظاهر ناهمسانگردی مولکولی، تشکیل مولکول ها و کریستال ها است.

برنج. 3. وابستگی دمایی ضریب ویروسی دوم که در(cm 3 /mol) برای پلاریزه و غیر قطبی 3 He.

وقتی بیشتر وارد می شوند سیستم های پیچیدهتقارن واحدهای ساختاری منفرد را می توان بسته به تقارن موقعیت آنها در مولکول ها و بلورهایی که تشکیل می دهند حفظ یا تغییر داد. این سوالات مطابق با اصل کوری و اصل حداقل انرژی تشکیل جدید حل می شوند. پتانسیل Vدر ساده ترین سیستم ها (اتم ها و یون های هیدروژن و هلیوم) را می توان از حل معادله شرودینگر تعیین کرد. در اکثریت قریب به اتفاق موارد Vبا حل به اصطلاح پیدا می شود مسائل معکوس با استفاده از مقادیر تجربی یافت شده که مستقیماً به آنها بستگی دارد V. نایب، مقادیر دقیق پتانسیل ها با استفاده از آزمایش به دست می آید. داده های پراکندگی پرتوهای مولکولی و اتمی; مقدار F نیز با استفاده از ضرایب ویروسی به‌دست‌آمده تجربی از طیف‌شناسی یافت می‌شود. داده های حاصل از محاسبات مدل خاص

تابش الکترومغناطیسی

تابش الکترومغناطیسی (امواج الکترومغناطیسی) - اختلال (تغییر حالت) یک میدان الکترومغناطیسی منتشر شده در فضا (یعنی میدان های الکتریکی و مغناطیسی در تعامل با یکدیگر).

در میان میدان های الکترومغناطیسی به طور کلی، که توسط بارهای الکتریکی و حرکت آنها ایجاد می شود، مرسوم است که بخشی از میدان های الکترومغناطیسی متناوب را به عنوان تشعشع طبقه بندی کنیم که قادر است در دورترین فاصله از منابع خود منتشر شود - بارهای متحرک، با کمترین فاصله کاهش می یابد.

تشعشعات الکترومغناطیسی به دو دسته تقسیم می شوند

· امواج رادیویی (شروع از امواج فوق طولانی)،

· اشعه مادون قرمز،

نور مرئی

· اشعه ماوراء بنفش،

· اشعه ایکس و سخت (تابش گاما) (به شکل زیر نگاه کنید).

تشعشعات الکترومغناطیسی تقریباً در همه محیط ها می توانند منتشر شوند. در خلاء (فضایی عاری از ماده و اجسام که امواج الکترومغناطیسی را جذب یا ساطع می کنند)، تابش الکترومغناطیسی بدون تضعیف در فاصله دلخواه منتشر می شود. مسافت های طولانی، اما در برخی موارد به خوبی در فضای پر از ماده پخش می شود (در حالی که رفتار خود را کمی تغییر می دهد).

تابش لیزر

تابش لیزر تابش الکترومغناطیسی است که در صورت اجبار ایجاد می شود. تحریک سیستم های کوانتومی لیزرها تشعشعات الکترومغناطیسی را در محدوده فرابنفش، مرئی و مادون قرمز با طول موج 0.2 تا 1000 میکرون تولید می کنند. L.i. در جوشکاری، برش، لحیم کاری، ایجاد سوراخ و سایر فرآیندهای پردازش فلزات، پلاستیک و سایر مصالح ساختمانی استفاده می شود. هنگام کار با سیستم های لیزر، بدن انسان در معرض اثرات خطرناک حرارت، نور و تأثیرات مکانیکی قرار می گیرد. و برقی عوامل. درجه آسیب به پارامترهای تابش لیزر بستگی دارد: انرژی، توان و چگالی انرژی تابش، مدت زمان و فرکانس پالس ها، طول موج، و غیره. تابش با شدت بالا منجر به آسیب به پوست، داخلی می شود. بافت ها و اندام ها اثر مخرب L.I. برای چشم ها خطر جدی ایجاد می کند.

برای محافظت در برابر L.I. مجموعه ای از سیستم های فنی، بهداشتی و بهداشتی باید استفاده شود. و سازمانی معیارهای به ویژه، نباید از حداکثر سطوح نوردهی مجاز تجاوز کرد. تاسیسات لیزری باید دارای وسایل حفاظتی باشند. سطوح اتاق و وسایل باید مات و رنگ شده باشد. در رنگ های تیره که بازتاب پرتوهای لیزر را حذف می کند. اپراتورهای تاسیسات لیزری باید از تجهیزات حفاظت فردی (لباس های ساخته شده از پارچه نخی یا کالیکو به رنگ سبز روشن یا رنگ آبی، دستکش، عینک ضد لیزر به رنگ سبز آبی یا نارنجی بسته به طول موج تابش لیزر).

نتیجه

برای هزاران سال، انرژی موجود در آب جاری، صادقانه به انسان خدمت کرده است. ذخایر آن در زمین عظیم است. بی دلیل نیست که برخی از دانشمندان بر این باورند که صحیح تر است که سیاره خود را نه زمین، بلکه آب بنامیم - از این گذشته، حدود سه چهارم سطح سیاره با آب پوشیده شده است. اقیانوس جهانی به عنوان یک انباشته کننده انرژی عظیم عمل می کند و بیشتر آن را از خورشید جذب می کند. امواج در اینجا می پاشند، جزر و مد جزر و مد می ریزد و جریان های اقیانوسی قدرتمندی پدید می آیند. رودخانه های قدرتمندی متولد می شوند که توده های عظیم آب را به دریاها و اقیانوس ها می برند. واضح است که بشریت در جستجوی انرژی نمی تواند از کنار چنین ذخایر عظیمی بگذرد.

انرژی هیدروژن

انرژی هیدروژن در سیاره ما می تواند بسیاری از مشکلات را در زمینه آسیب حل کند محیطو جایگزینی هیدروکربن ها، زیرا 3/4 آب در سیاره ما وجود دارد. برای گرفتن انرژی مکانیکیمی توانستیم استفاده کنیم موتورهای هیدروژنی (همان موتور احتراق داخلی، اما فقط از آب به جای بنزین یا گازوئیل استفاده کنید). جهت دیگر انرژی هیدروژن است سلول سوختی، تا حدودی یادآور سلول گالوانیکی است، فقط ماده (آب) از بیرون تامین می شود. امروزه تولید هیدروژن به انرژی بیشتری نیاز دارد که از طریق استفاده از آن به دست می آید، بنابراین نمی توان آن را یک منبع انرژی در نظر گرفت. این تنها وسیله ای برای ذخیره و تحویل انرژی است.

فهرست ادبیات استفاده شده

هیدروژن ساده ترین است عنصر شیمیاییدر جهان. اتم آن فقط از یک پروتون در هسته و یک الکترون تشکیل شده است. با وجود سادگی فیزیکی و شیمیایی آن، هیدروژن عنصر اصلی جهان است، به لطف آن ستارگان می سوزند و می درخشند، سیاره ما با آب پوشیده شده است و پیچیده ترین ترکیبات آلی باعث ایجاد شگفت انگیزترین پدیده در جهان شده است -.

در تماس با

ویژگی های ماده

در طبیعت، می توانید هیدروژن را در سایر عناصر جدول تناوبی در همه جا بیابید. بارزترین مثال چنین ترکیبی ماده ای است مانند.

هیدروژن دارای سه ایزوتوپ است:

پروتیوم H (اولین عنصر جدول تناوبی، هیدروژن آشنا برای همه ما)؛
دوتریوم (به اصطلاح هیدروژن سنگین، حاوی نه تنها یک پروتون، بلکه یک نوترون در هسته)؛
تریتیوم ایزوتوپ رادیواکتیو هیدروژن است که هسته آن از یک پروتون و دو نوترون تشکیل شده است.

پیوند هیدروژنی مشخصه و در اکثر آنها وجود دارد ترکیبات آلی. هنگامی که هیدروژن با کلر ترکیب می شود اسید پرکلریک، با اکسیژن آب و با نیتروژن تشکیل آمونیاک می دهد. این پدیده ها که در پایان قرن نوزدهم کشف شد، توسط شیمیدانان روسی M. Ilyinsky و N. Beketov کشف شد.

دانشمندان دریافته‌اند که گروهی از اتم‌های حاوی هیدروژن اغلب با یک اتم با بار منفی ارتباط پایداری ایجاد می‌کنند که می‌تواند بخشی از یک مولکول خاص باشد (حتی ممکن است همان یک مولکول باشد). این "جفت" اضافی پیوند هیدروژنی نامیده می شود.

ماهیت پدیده

بیایید تعریفی از پیوند هیدروژنی (h.s.) ارائه دهیم. این برهمکنش بین ذرات باردار منفی مولکول ها است که توسط یک اتم هیدروژن تحقق می یابد.

اگر یک خط نشان دهنده یک پیوند نوع کووالانسی و سه نقطه یک پیوند هیدروژنی باشد، می توانیم به طور نمادین v.s را نمایش دهیم. بین مولکول های A و B به این ترتیب: .

درک ماهیت این پدیده بین اتمی بسیار ساده است. یک اتم H دارای بارهای مثبت δ+ است؛ اگر در مسیر خود با یک بار منفی با بار δ− مواجه شود، با آن تماس الکترواستاتیکی پیدا می کند.

مهم!اغلب، v.s. در مقایسه با کووالانسی ها به طور قابل توجهی ضعیف تر است. با این حال، آنها بسیار قوی تر از جاذبه مولکولی استاندارد ذرات موجود در جامدات و مایعات هستند.

کووالانسی

علیرغم اینکه V.S. می تواند در دو ذره از یک جفت مولکول کاملا متفاوت رخ دهد، ماده شیمیایی هیدروژن یک پیوند مولکولی نیست. خاصیت جهت و اشباع یکی از صفات v.s است که آن را بسیار شبیه کووالانسی می کند. توجه داشته باشید که در بسیاری از نظریه ها، v.s. یک گونه محسوب می شود و این به هیچ وجه بر نتایج تأثیر نمی گذارد، بنابراین می توان این نظر را صحیح دانست. علاوه بر این، ماهیت V.S. بسیار نزدیک به کووالانسی

این را می توان به راحتی با استفاده از روش های سنتی نشان داد روش های شیمیاییکه اوربیتال های درون مولکول ها را محاسبه می کند. در این حساب، پیوندهای دو الکترونی سه مرکزی را نشان خواهد داد. یک بار دیگر، این ثابت می کند که طبقه بندی BC به عنوان یک رقم کووالانسی چیزی ضد علمی ندارد.

فرآیند آموزش

راه آموزش چیست. پیوندهای هیدروژنی بین اتم های الکترونگاتیو تشکیل می شود که یکی از آنها دارای یک جفت الکترون آزاد است.

متقاعد کننده ترین نشانه v.s. فاصله بین اتم H و اتم دوم است. مسئله این است که فاصله بین اتم ها کمتر از مجموع دو شعاع اتمی است. با وجود عدم تقارن مکرر (زمانی که در، فاصله بیش از فاصله است)، مجموع شعاع اتم ها همچنان از فاصله بین آنها بیشتر است.

بله، عدم تقارن در v.s. رایج است، اما طرح های متقارن نیز وجود دارد، مانند HF. زاویه بین اتم اول و دوم در سیستم نزدیک به 180 درجه است. با یادآوری هیدروژن فلوراید HF، باید توجه داشت که ترکیب با فلوئور یکی از قوی ترین ها است. HF یک یون از نوع متقارن است . انرژی ترکیبات هیدروژنی موجود در آن حدود 150 کیلوژول در یک مول است. پیوند کووالانسی هیدروژن فلوراید تقریباً یکسان است. در آب H 2 O w.s. بسیار کمتر - حدود 20 کیلوژول در هر مول.

اتصال ذرات از طریق هیدروژن در یافت می شود مقادیر زیاداتصالات مختلف پیوندهای شیمیایی اغلب بین فلوئور، نیتروژن و از آنجایی که دومی الکترونگاتیوترین عناصر هستند رخ می دهد. به ندرت بین کلر، گوگرد و سایر عناصر غیر فلزی یافت می شود.

مهم!نیتروژن و اکسیژن اساس زندگی هستند، این عناصر در غلظت های بالا در کربوهیدرات ها، پروتئین ها و اسید نوکلئیک یافت می شوند. اگر تماس قوی بین این مواد از طریق اتم H وجود نداشت، حیات روی زمین غیرممکن بود.

پیوند هیدروژنی بین مولکولی نوعی تشکیل ساختار قوی است که یک مولکول را از طریق اتم H به مولکول دیگر متصل می کند. یک مثال بارز اسید فرمیک است. این یک مولکول متشکل از دو یا چند مولکول ساده (دایمر) است.

هیدروژن درون مولکولی نوعی است که در آن اتم H یک حلقه اتصال درون یک مولکول است.

همین امر در مورد هیدروژن فلوراید که در آن یافت می شود نیز صدق می کند حالت گازی. این شامل ساختارهای پلیمری است که می تواند شامل چهار مولکول HF ساده باشد که از طریق هیدروژن به یکدیگر متصل شده اند.

نیازی به جستجوی نمونه هایی از ساختار بین مولکولی هیدروژن نیست: حلالیت گلوکز، فروکتوز و ساکارز در یک محلول آبی دقیقاً با کمک هیدروژن و خواص اتصال آن توضیح داده شده است. ساختارهای مولکولی موجودات زنده (مثلاً یک مولکول) حاوی میلیون ها ساختار پیچیده است که با هیدروژن پیوند دارند.

عملکرد اتصالات

چقدر مهمه نقش اجتماعیداده های اتصال بیایید به چندین ماده که به دلیل پیوند هیدروژنی وجود دارند نگاه کنیم. ما این مولکول ها را با آب مقایسه می کنیم. برای اینکه افکارمان منصفانه بماند، منحصراً غیر فلزات را برای مقایسه انتخاب می کنیم. این مواد را هیدروژن های کالکوژن می نامند.

مثلا تلوریم. ترکیب هیدروژنی H 2 Te در دمای 2- درجه می جوشد. در مورد سلنیوم، H 2 Se در دمای -42 درجه و گوگرد کالکوژن هیدروژن H 2 S در 60- درجه می جوشد. نکته شگفت انگیز این است که آب در +100 درجه به جوش می آید.

توجه!اگر آب وجود نداشت و اکسیژن چنین ویژگی های "پایدار" را نداشت، در آب و هوای موجود آب مایع روی زمین وجود نداشت. این نقطه جوش بالا نتیجه مستقیم پیوند هیدروژنی است.

"پیوند" اتم های اکسیژن با هیدروژن در تصویر زیر نشان داده شده است.

اما همین خواص شگفت انگیزآب تمام نمی شود همچنین باید ذوب شدن آن را به یاد داشته باشید. و دوباره پیوند هیدروژنی - به همین دلیل است که چگالی در طول ذوب شروع به افزایش می کند. وقتی یخ آب می شود، هر دهم اتصال هیدروژنیتجزیه می شود و باعث می شود مولکول های آب به یکدیگر نزدیک شوند.

انواع و خواص پیوندهای هیدروژنی

پیوند هیدروژنی. خودآمادگی برای آزمون دولتی واحد و سی تی در شیمی

نتیجه

تشکیل پیوندهای هیدروژنی بر اسیدیته مواد تأثیر می گذارد. به عنوان مثال، اسید هیدروفلوئوریک HF بسیار ضعیف است. با این حال، سایر اسیدهای هیدروهالیک بسیار قوی هستند. دلیل این امر این است که H به طور همزمان به دو اتم F متصل است و این فرصت جدا شدن را به آنها نمی دهد. به همین دلیل است که HF تنها اسیدی است که نمک اسید NaHF 2 را تشکیل می دهد.

2. تعیین پیوند هیدروژنی

پیوندی که بین اتم های هیدروژن یک مولکول و اتم یک عنصر به شدت الکترونگاتیو (O, N, F) یک مولکول دیگر ایجاد می شود پیوند هیدروژنی نامیده می شود.

ممکن است این سوال مطرح شود: چرا هیدروژن چنین پیوند شیمیایی خاصی را تشکیل می دهد؟

این با این واقعیت توضیح داده می شود که شعاع اتمی هیدروژن بسیار کوچک است. علاوه بر این، هنگامی که تنها الکترون خود را جابجا می کند یا به طور کامل اهدا می کند، هیدروژن بار مثبت نسبتا بالایی به دست می آورد، به همین دلیل هیدروژن یک مولکول با اتم های عناصر الکترونگاتیو که دارای بار منفی جزئی هستند که وارد ترکیب مولکول های دیگر می شود (HF ، H 2 O ، NH 3).

بیایید به چند نمونه نگاه کنیم. معمولا ما ترکیب آب را به تصویر می کشیم فرمول شیمیایی H 2 O. با این حال، این کاملا دقیق نیست. درست تر است که ترکیب آب را با فرمول (H2O)n نشان دهیم، که در آن n = 2،3،4، و غیره است. .

پیوندهای هیدروژنی معمولاً با نقطه نشان داده می شوند. این پیوند بسیار ضعیف تر از پیوندهای یونی یا کووالانسی است، اما قوی تر از برهمکنش های بین مولکولی معمولی است.

وجود پیوندهای هیدروژنی افزایش حجم آب را با کاهش دما توضیح می دهد. این به این دلیل است که با کاهش دما، مولکول ها قوی تر می شوند و در نتیجه چگالی "بسته بندی" آنها کاهش می یابد.

هنگام مطالعه شیمی ارگانیکسوال زیر نیز مطرح شد: چرا نقطه جوش الکل ها بسیار بالاتر از هیدروکربن های مربوطه است؟ این با این واقعیت توضیح داده می شود که پیوندهای هیدروژنی نیز بین مولکول های الکل تشکیل می شود.

افزایش نقطه جوش الکل ها نیز به دلیل بزرگ شدن مولکول های آنها اتفاق می افتد. پیوند هیدروژنی همچنین مشخصه بسیاری از ترکیبات آلی دیگر (فنل ها، اسیدهای کربوکسیلیک و غیره) است. از دروس شیمی آلی و زیست شناسی عمومیمشخص است که وجود پیوند هیدروژنی ساختار ثانویه پروتئین ها، ساختار مارپیچ دوگانه DNA، یعنی پدیده مکمل بودن را توضیح می دهد.

3. انواع پیوند هیدروژنی

دو نوع پیوند هیدروژنی وجود دارد: پیوندهای هیدروژنی درون مولکولی و بین مولکولی. اگر یک پیوند هیدروژنی بخش هایی از یک مولکول را با هم متحد کند، آنگاه ما از پیوند هیدروژنی درون مولکولی صحبت می کنیم. این به ویژه برای بسیاری از ترکیبات آلی صادق است. اگر پیوند هیدروژنی بین اتم هیدروژن یک مولکول و اتم غیر فلزی مولکول دیگر (پیوند هیدروژنی بین مولکولی) تشکیل شود، مولکول ها جفت ها، زنجیره ها، حلقه های نسبتاً قوی تشکیل می دهند. بنابراین، اسید فرمیک به شکل دایمرها در هر دو حالت مایع و گاز وجود دارد:

و گاز فلوراید هیدروژن حاوی مولکول های پلیمری است که تا چهار ذره HF را شامل می شود. پیوندهای قوی بین مولکول ها را می توان در آب، آمونیاک مایع و الکل ها یافت. تمام کربوهیدرات ها، پروتئین ها و اسیدهای نوکلئیک حاوی اتم های اکسیژن و نیتروژن لازم برای تشکیل پیوندهای هیدروژنی هستند. برای مثال مشخص است که گلوکز، فروکتوز و ساکارز در آب بسیار محلول هستند. نقش مهمی در این امر توسط پیوندهای هیدروژنی ایجاد شده در محلول بین مولکول های آب و گروه های متعدد OH کربوهیدرات ها ایفا می شود.

4. انرژی پیوند هیدروژنی

چندین روش برای توصیف پیوندهای هیدروژنی وجود دارد. معیار اصلی انرژی پیوند هیدروژنی است (R–X–H…B–Y) که هم به ماهیت اتم‌های X و B بستگی دارد و ساختار کلیمولکول های RXH و BY. در بیشتر موارد 10-30 کیلوژول بر مول است، اما در برخی موارد می تواند به 60-80 کیلوژول بر مول و حتی بیشتر برسد. بر اساس ویژگی های انرژی، پیوندهای هیدروژنی قوی و ضعیف را تشخیص می دهند. انرژی تشکیل پیوندهای هیدروژنی قوی 15-20 کیلوژول بر مول یا بیشتر است. اینها شامل پیوندهای O-H…O در آب، الکل ها، اسیدهای کربوکسیلیک، پیوندهای O-H…N، N-H…O و N-H…N در ترکیبات حاوی گروه های هیدروکسیل، آمید و آمین، به عنوان مثال در پروتئین ها هستند. انرژی تشکیل پیوندهای هیدروژنی ضعیف کمتر از 15 کیلوژول بر مول است. حد پایین انرژی پیوند هیدروژنی 4-6 کیلوژول بر مول است، به عنوان مثال، پیوندهای C-H…O در کتون ها، اترها، محلول آبیترکیبات آلی

قوی ترین پیوندهای هیدروژنی زمانی تشکیل می شوند که یک هیدروژن کوچک (اسید سخت) به طور همزمان به دو اتم کوچک و بسیار الکترونگاتیو (بازهای سخت) پیوند داده شود. انطباق مداری امکان برهمکنش های اسید و باز بهتر را فراهم می کند و منجر به پیوندهای هیدروژنی قوی تر می شود. یعنی تشکیل پیوندهای هیدروژنی قوی و ضعیف را می توان از منظر مفهوم اسیدها و بازهای سخت و نرم توضیح داد (اصل پیرسون، اصل LMCO).

انرژی پیوند H با افزایش بار مثبت اتم هیدروژن پیوند X-H و با افزایش پذیرش پروتون اتم B (بازی بودن آن) افزایش می یابد. اگرچه تشکیل پیوند هیدروژنی از منظر برهمکنش اسید-باز در نظر گرفته می‌شود، اما انرژی تشکیل کمپلکس‌های H به شدت با مقیاس اسیدیته و مقیاس بازی همبستگی ندارد.

تصویر مشابهی در مورد مرکاپتان ها و الکل ها مشاهده می شود. مرکاپتان ها اسیدهای قوی تری نسبت به الکل ها هستند، اما الکل ها پیوندهای قوی تری تشکیل می دهند. دلیل چنین ناهنجاری های ظاهری کاملاً قابل درک است اگر در نظر بگیریم که اسیدیته با مقدار pKa با توجه به نتایج طرح کامل برهمکنش اسید و باز (قبل از تشکیل یون های حل شده) و تشکیل یک مولکولی تعیین می شود. کمپلکس با پیوند H تنها اولین مرحله از این فرآیند است که شامل جدا شدن پیوند X- N نمی شود. در حلال های بی اثر، برهمکنش اسید و باز معمولاً در مرحله کمپلکس H متوقف می شود.

در مورد اساسی بودن ترکیبات آلی و توانایی آنها برای مشارکت در تشکیل پیوندهای H، تفاوت های زیادی نیز در اینجا مشاهده می شود. بنابراین، با همان توانایی تشکیل پیوندهای هیدروژنی، درجه بازی آمین ها 5 مرتبه بیشتر از پیریدین ها و 13 مرتبه قدر بیشتر از ترکیبات کربونیل جایگزین شده است.

بر اساس داده های تجربی، یک همبستگی خطی بین درجه انتقال بار و انرژی پیوندهای H بین مولکولی ایجاد شده است، که استدلال مهمی به نفع ماهیت دهنده-پذیرنده دومی است. عوامل استریک می توانند تأثیر قابل توجهی در تشکیل پیوندهای هیدروژنی داشته باشند. به عنوان مثال، فنل‌های جایگزین شده ارتو نسبت به متا و پارا ایزومرهای مربوطه کمتر مستعد خودتداعی هستند؛ ارتباط در 2،6-di-tert-butylphenol کاملاً وجود ندارد. با افزایش دما، تعداد کمپلکس‌های مولکولی در مخلوط کاهش می‌یابد و در فاز گاز بسیار کمتر دیده می‌شوند.

در ابتدای دوره، اشاره شد که پیوند هیدروژنی یک موقعیت میانی بین یک پیوند شیمیایی واقعی (ظرفیت) و برهمکنش بین مولکولی ضعیف را اشغال می کند. کجا نزدیک تر است؟ پاسخ مبهم است، زیرا دامنه ارتعاشات انرژی های پیوند H بسیار گسترده است. اگر ما در مورددر مورد پیوندهای هیدروژنی قوی که می تواند تأثیر قابل توجهی بر خواص مواد داشته باشد، پس آنها به پیوندهای شیمیایی واقعی نزدیکتر می شوند. و این نه تنها با انرژی نسبتاً بالای پیوند H تعیین می شود، بلکه با این واقعیت که در فضا قرار دارد، مشخص می شود؛ پل هیدروژنی شرکای "شخصی" خود را دارد. جهت عمل یک پیوند هیدروژنی نیز ثابت است، اگرچه به اندازه پیوندهای شیمیایی واقعی صلب نیست.

پیوند هیدروژنی از بین مولکولی. اگر تشکیل پیوندهای H به صورت طیفی تشخیص داده شود، اما هیچ نشانه ای از ارتباط وجود نداشته باشد، این نشانه واقعی ماهیت درون مولکولی پیوند هیدروژنی است. علاوه بر این، پیوند H بین مولکولی (و تظاهرات طیفی آن) در غلظت های پایین ماده در یک حلال خنثی ناپدید می شود، در حالی که پیوند H درون مولکولی در این شرایط دست نخورده باقی می ماند. هیدروژن...

یک مولکول و اتم های هیدروژن دیگری، نوع N-X(X F، O، N، Cl، Br، I است) به دلیل نیروهای جاذبه الکترواستاتیکی.

پیوند بین هیدروژن و یکی از این اتم ها کاملاً قطبی است زیرا ابر الکترونی پیوندی به سمت اتم الکترونگاتیو تر سوگیری دارد. هیدروژن در این حالت در انتهای مثبت دوقطبی قرار دارد. دو یا چند این دوقطبی با یکدیگر برهمکنش می‌کنند به طوری که هسته اتم هیدروژن یک مولکول (انتهای مثبت دوقطبی) توسط جفت الکترون تنها مولکول دوم جذب می‌شود. این رابطه در گازها، مایعات و جامدات خود را نشان می دهد.

نسبتا بادوام است. وجود پیوند هیدروژنی باعث افزایش پایداری مولکول های یک ماده و همچنین افزایش نقطه جوش و ذوب آنها می شود. تشکیل پیوندهای هیدروژنی نقش مهمی در سیستم های شیمیایی و بیولوژیکی دارد.

پیوندهای هیدروژنی می توانند درون و بین مولکولی باشند (شکل 14)؛ مولکول های کربوکسیلیک اسید در حلال های غیر قطبی به دلیل دو پیوند هیدروژنی بین مولکولی دیمر می شوند.

آ	ب

برنج. 14. تشکیل پیوند هیدروژنی: آ- درون مولکولی؛ ب- بین مولکولی

وجود مواد در حالت‌های مختلف تجمع نشان می‌دهد که بین ذرات (اتم‌ها، یون‌ها، مولکول‌ها) برهمکنش ناشی از نیروهای جاذبه واندروالسی وجود دارد. مهمترین و ویژگی متمایزاین نیروها جهانی بودن آنهاست، زیرا آنها بدون استثنا بین همه اتم ها و مولکول ها عمل می کنند.

پیوندهای هیدروژنی بر فیزیکی (نقطه جوش و غیره، فراریت، ویسکوزیته، ویژگی های طیفی) و خواص شیمیایی (اسیدی-بازی) ترکیبات.

پیوندهای هیدروژنی بین مولکولی باعث پیوند مولکول ها می شود که منجر به افزایش دمای جوش و ذوب ماده می شود. به عنوان مثال، اتیل الکل C 2 H 5 OH، با قابلیت ترکیب، در +78.3 درجه سانتیگراد و دی متیل اتر CH 3 OCH 3 که پیوند هیدروژنی تشکیل نمی دهد، فقط در دمای 24 درجه سانتیگراد می جوشد. فرمول مولکولیهر دو ماده C 2 H 6 O).

تشکیل پیوند H با مولکول های حلال حلالیت را بهبود می بخشد. بنابراین، متیل و اتیل الکل ها(CH 3 OH، C 2 H 5 OH)، با تشکیل پیوند H با مولکول های آب، به طور نامحدود در آن حل می شود.

پیوند هیدروژنی درون مولکولی تحت شرایط مساعد تشکیل شده است موقعیت مکانیدر مولکول گروه های مربوطه از اتم ها و به طور خاص بر خواص تاثیر می گذارد. به عنوان مثال، پیوند H در مولکول های اسید سالیسیلیک اسیدیته آن را افزایش می دهد.

پیوندهای هیدروژنی و تأثیر آنها بر خواص ماده

همچنین در حال حاضر این نظر وجود دارد که هیدروژن پیوند شیمیاییمی تواند ضعیف یا قوی باشد.

آنها از نظر انرژی و طول پیوند (فاصله بین اتم ها) با یکدیگر متفاوت هستند:

1. پیوندهای هیدروژنی ضعیف هستند. انرژی - 10-30 کیلوژول بر مول، طول پیوند - 30. همه مواد ذکر شده در بالا نمونه هایی از پیوندهای هیدروژنی معمولی یا ضعیف هستند.

2. پیوندهای هیدروژنی قوی هستند. انرژی - 400 کیلوژول / مول، طول - 23-24.

پیوندهای هیدروژنی در بسیاری از ترکیبات شیمیایی یافت می شود. آنها معمولاً بین اتم های فلوئور ، نیتروژن و اکسیژن (الکترونیگ ترین عناصر) بوجود می آیند ، کمتر - با مشارکت اتم های کلر ، گوگرد و سایر غیر فلزات. پیوندهای هیدروژنی قوی در مواد مایع مانند آب، هیدروژن فلوراید، اسیدهای معدنی حاوی اکسیژن، اسیدهای کربوکسیلیک، فنل ها، الکل ها، آمونیاک و آمین ها تشکیل می شوند. در طول تبلور، معمولاً پیوندهای هیدروژنی در این مواد حفظ می شود. بنابراین، ساختار بلوری آنها به شکل زنجیره ای (متانول)، لایه های دو بعدی مسطح (اسید بوریک) یا شبکه های سه بعدی فضایی (یخ) است.

اگر یک پیوند هیدروژنی بخش هایی از یک مولکول را با هم متحد کند، آنگاه ما از پیوند هیدروژنی درون مولکولی صحبت می کنیم. این به ویژه برای بسیاری از ترکیبات آلی صادق است (شکل 42). اگر پیوند هیدروژنی بین اتم هیدروژن یک مولکول و اتم غیر فلزی مولکول دیگر (پیوند هیدروژنی بین مولکولی) تشکیل شود، مولکول ها جفت ها، زنجیره ها، حلقه های نسبتاً قوی تشکیل می دهند. بنابراین، اسید فرمیک به شکل دایمرها در هر دو حالت مایع و گاز وجود دارد:

15) اتصال فلزی.

- فلزات خواصی را با هم ترکیب می کنند که مشترک بوده و با خواص دیگر مواد متفاوت است. چنین ویژگی هایی عبارتند از دمای ذوب نسبتاً بالا، توانایی بازتاب نور و هدایت حرارتی و الکتریکی بالا. این ویژگی ها به دلیل وجود در فلزات است نوع خاصاتصال - اتصال فلزی. اتصال فلزی- ارتباط بین یون های مثبت در کریستال های فلزی، به دلیل جذب الکترون هایی که آزادانه در کریستال حرکت می کنند، انجام می شود. اتم های فلزی با توجه به موقعیتی که در جدول تناوبی دارند، تعداد کمی الکترون ظرفیت دارند. این الکترون ها نسبتاً ضعیف به هسته خود متصل هستند و می توانند به راحتی از آنها جدا شوند. در نتیجه، یون های دارای بار مثبت و الکترون های آزاد در شبکه کریستالی فلز ظاهر می شوند. بنابراین، در شبکه کریستالی فلزات آزادی حرکت الکترون‌ها بسیار زیاد است: برخی از اتم‌ها الکترون‌های خود را از دست می‌دهند و یون‌های حاصل می‌توانند این الکترون‌ها را از "گاز الکترون" بپذیرند. در نتیجه، فلز مجموعه ای از یون های مثبت است که در موقعیت های خاصی قرار دارند شبکه کریستالیو تعداد زیادی الکترون نسبتاً آزادانه در میدان مراکز مثبت حرکت می کنند. این یک تفاوت مهم بین پیوندهای فلزی و پیوندهای کووالانسی است که جهت گیری دقیقی در فضا دارند. یک پیوند فلزی نیز از نظر استحکام با پیوند کووالانسی متفاوت است: انرژی آن 3-4 برابر کمتر از انرژی پیوند کووالانسی است. انرژی پیوند انرژی مورد نیاز برای شکستن یک پیوند شیمیایی در تمام مولکول‌هایی است که یک مول از یک ماده را تشکیل می‌دهند. انرژی پیوندهای کووالانسی و یونی معمولاً زیاد است و به مقادیری در حدود 100-800 کیلوژول بر مول می رسد.