A molekulák között hidrogénkötések alakulhatnak ki. Kémia. Intermolekuláris és intramolekuláris hidrogénkötés

Bevezetés

Interatomikus kölcsönhatás

A hidrogénkötések tulajdonságai

Elektromágneses sugárzás

Lézersugárzás

Következtetés

Hidrogén energia

BEVEZETÉS

Hidrogén kötés-egy elektronegatív atom és egy hidrogénatom közötti asszociációs forma H, kovalens kötéssel egy másik elektronegatív atomhoz. Az elektronegatív atomok lehetnek N, O vagy F. A hidrogénkötések lehetnek intermolekulárisak vagy intramolekulárisak.

A hidrogénkötést gyakran elektrosztatikus kölcsönhatásnak tekintik, amelyet fokoz a hidrogén kis mérete, amely lehetővé teszi a kölcsönhatásban lévő dipólusok közelségét. Ezt azután úgy beszélik, mint egyfajta donor-akceptor kötést, egy hidrogénatom közötti nem vegyértékű kölcsönhatást. H, kovalens kötéssel egy atomhoz A csoportok A-H molekulák RA-Hés egy elektronegatív atom B egy másik molekula (vagy ugyanazon molekula funkcionális csoportja) BR". Az ilyen kölcsönhatások eredménye komplexek RA-H BR" különböző fokú stabilitás, amelyben a hidrogénatom a töredékeket összekötő „hídként” működik R.A.És BR".

A hidrogénkötés sajátosságai, amelyek miatt külön típusként különböztetjük meg, a nem túl nagy szilárdsága, elterjedtsége és jelentősége, különösen a szerves vegyületekben, valamint néhány mellékhatás, amely a kis mérethez és a kiegészítő hiányához kapcsolódik. elektronok a hidrogénben.

Jelenleg a molekuláris pályák elméletének keretein belül a hidrogénkötést a kovalens kötés speciális esetének tekintik, az elektronsűrűség atomlánc mentén történő delokalizációjával és háromközpontú négyelektronos kötések kialakulásával (pl. , -H -).

Intermolekuláris és intramolekuláris hidrogénkötés

Hidrogén kötés- ez a kölcsönhatás két azonos vagy különböző molekula elektronegatív atomja között egy hidrogénatomon keresztül: A-H ... B (a vonal azt jelzi kovalens kötés, három pont - hidrogénkötés).

A hidrogénkötést egy (δ+ pozitív töltést hordozó) hidrogénatom elektrosztatikus vonzása okozza egy δ− negatív töltésű elektronegatív elem atomjához. A legtöbb esetben gyengébb, mint a kovalens, de lényegesen erősebb, mint a szilárd és folyékony anyagokban szokásos molekulák egymáshoz való vonzódása. Az intermolekuláris kölcsönhatásoktól eltérően a hidrogénkötés irányított és telítettségi tulajdonságokkal rendelkezik, ezért gyakran a kovalens kémiai kötések egyik típusának tekintik. A molekuláris orbitális módszerrel háromközpontú kételektronos kötésként írható le.

A hidrogénkötés egyik jele lehet a hidrogénatom és az azt alkotó másik atom közötti távolság. Kisebbnek kell lennie, mint ezen atomok sugarainak összege. Gyakoribbak az aszimmetrikus hidrogénkötések, amelyekben a H távolság ... B nagyobb, mint A-B. Ritka esetekben azonban (hidrogén-fluorid, egyes karbonsavak) a hidrogénkötés szimmetrikus. Az A-H fragmentum atomjai közötti szög ... B általában közel 180 o. A legerősebb hidrogénkötések fluoratomok részvételével jönnek létre. Egy szimmetrikus ionban a hidrogénkötés energiája 155 kJ/mol, és összemérhető a kovalens kötés energiájával. A vízmolekulák közötti hidrogénkötések energiája már érezhetően alacsonyabb (25 kJ/mol).

FŐ RÉSZ

Interatomikus kölcsönhatás

Egyfajta kötés az atomok között, köztes a vegyérték és a nem vegyértékû interatomi kölcsönhatások között. V. s. akkor jöhet létre, ha két elektron között H atom van. atomok - F, N vagy O, és a hidrogénatom e két atom egyikéhez kovalens kötéssel kapcsolódik.

Természet V. s. az, hogy az O-H (N-H stb.) kötésvonalon az elektronsűrűség elektronnegatívabbra tolódik el. az O atomhoz (N stb.). Ebben az esetben a hidrogén proton „csupasz”, ami hozzájárul az elektronok konvergenciájához. szomszédos molekulák atomjai. Az O. távolság eredményeként. .O és N. . .O a V. s. O-H. . .0 és N - H. . .О közelítőleg egyenlőnek bizonyul a van der Waals-féle atomi sugarak összegével, azaz el-negatív. A kristályok atomjai közelebb kerülnek egymáshoz, mintha nem is lenne közöttük hidrogénatom.

Energia V. s. 1-1,5 nagyságrenddel kevesebb, mint a kémiai energia. kötéseket és 2-3 nagyságrenddel magasabb, mint a nem vegyértékű van der Waals kölcsönhatás energiája. Naib. erős V. s. HF molekulákat képeznek egymás között, amelyek képesek a H 2 F 2, H 3 F 3, H 4 F 4, H 6 F 5 és H 6 F 6 polimer szerkezetekké egyesülni (ez utóbbi különösen stabil, mert gyűrű alakú és ezért további V. s. stabilizálja). Nagyon erős B.s. (egyenként ~30 kJ/mol energiával) stabilizálja a hangyasav dimert, amely gőz állapotban is stabil. Folyékony és szilárd vízben az s energiája. ~20 kJ/mol. A V. s.-t megközelítőleg azonos energia jellemzi. N-H. . .O és O-H. . .O többes számban biológiailag fontos molekulák - fehérjék, nukleinsavak, szénhidrátok stb.

A jelenléte V. s. a szerkezet eredetisége és a fizikai. a víz és a vizes oldatok tulajdonságai. Kristályos. A normál körülmények között létező jég szerkezete áttört B.S. háló, amelyben nagyszámú üreg található. Amikor a jég elolvad, ezek az üregek részben megtelnek vízmolekulákkal, ezért a víz sűrűsége nagyobb, mint a jég sűrűsége.

V. s. nemcsak intermolekuláris lehet (mint a fentebb tárgyalt példákban), hanem intramolekuláris is. Intramolekuláris V. s. az egyik fő a fehérjemolekulák globuláris szerkezetét stabilizáló tényezők, amelyek meghatározzák a fehérjék működését az élő sejtekben; jelentősen befolyásolják a cellulózszálakból készült fa és papír tulajdonságait is, és felelősek a nukleinsav K-T molekulák egyedi szerkezetéért.

TULAJDONSÁGOK:

A hidrogénkötés energiája lényegesen kisebb, mint a hagyományos kovalens kötésé (nem haladja meg a 40 kJ/mol értéket). Ez az energia azonban elegendő a molekulák asszociációjához, azaz dimerekké vagy polimerekké való egyesüléséhez. Molekulák társulása okozza az anyagok, például a hidrogén-fluorid, a víz és az ammónia abnormálisan magas olvadáspontját és forráspontját.

Az ilyen típusú kötés, bár gyengébb, mint az ionos és kovalens kötések, mégis nagyon fontos szerepet játszik az intra- és intermolekuláris kölcsönhatásokban. A hidrogénkötések nagymértékben meghatározzák fizikai tulajdonságok víz és sok szerves folyadék (alkoholok, karbonsavak, amidok). karbonsavak, észterek).

A hidrogénkötés erőssége (a komplexképződés entalpiája) a komplex polaritásától függ, és ~ 6 kJ/mol hidrogén-halogenid molekulák inert gázokkal alkotott komplexei esetén 160 kJ/mol ion-molekuláris komplexek esetén. (AHB) ±; igen, a komplexumhoz (H 2 O H OH 2) + művelt H2OÉs H3O+- 132 kJ/mol gázfázisban.

A modern elképzelések szerint a vízmolekulák közötti hidrogénkötések jelenléte úgynevezett vízklaszterek vagy komplexek kialakulásához vezet. Az ilyen klaszter legegyszerűbb példája a vízdimer:

A vízdimerben a hidrogénkötés energiája 0,2 eV (≈ 5 kcal/mol), ami csak egy nagyságrenddel nagyobb a karakterisztikus energiánál hőmozgás 300 K hőmérsékleten. Ugyanakkor az energia kovalens O-H a kommunikáció 200-szor több hőenergia. Így a hidrogénkötések viszonylag gyengék és instabilok: feltételezhető, hogy könnyen keletkezhetnek és eltűnhetnek a hőingadozások következtében. Ez különösen oda vezet, hogy a vizet nem „egyszerűnek”, hanem „kötött folyadéknak” kell tekinteni: a vizet hidrogénkötésekkel összekapcsolt molekulák hálózataként ábrázolják.

INTERATOMIKUS KÖLCSÖNÖS- azonos vagy eltérő energiájú atomok kölcsönhatása. és töltésállapotok. M.v. jellemzett helyzeti energia(kölcsönhatási potenciál) F, attól függően relatív pozíció kölcsönható atomok, különösen a távolság függvényében r magjuk között. Amikor meghatározzák egyensúlyi távolság r 0és nem túl nagy kinetika. szabad atomok energiái az M. c. eredményeként. többé-kevésbé stabil vegyi anyag keletkezhet. az atomok közötti kapcsolat, a szerkezet erőssége az atomok típusától függ; mértéke lehet a molekula élettartama, valamint a vegyi anyag energiája. kommunikáció.

Naib, az M. v. egyszerű esete - atomok rugalmas ütközése ideális gázok, amelyet ebben a cikkben nem veszünk figyelembe (lásd: Atomütközések). Más esetekben az M. c. kétértelmű, mivel az atomok különféle körülmények között találhatják magukat. A belsőjük az energia csak külső hatások hatására változhat több tíz eV-tal. olyan hatások, amelyek képesek érzékelni és egy ideig megtartani a külső hatásokat. atomok elektronhéjai; számos nagyságrendek egy sor gázhálót és más, összetettebb folyamatok keresztmetszeti tartományát foglalják el, héjaik szimmetriája, terei és elektronsűrűségének orientációja eltérő. Az atomok mindezen jellemzői közvetlenül meghatározzák a M. századot.

M.v. főbe csatlakozik el-statikussal és el-magn. atomok között ható erők. Mennyiségi kvantum elmélet M.v. ezen túlmenően a Pauli-elvet figyelembe véve. T. o., M. v. a kölcsönhatásban lévő atomok és töredékeik (elektronok vagy térben elosztott) kölcsönös elrendezése és mozgása határozza meg elektronhéjakés maguk a magok).

Létezik kémiai (vagy vegyérték) és fizikai (nem vegyérték) M. v. Az elsők közé tartoznak a kovalens (vagy homopoláris, cserélő vagy donor-akceptor), ionos (vagy heteropoláris) és fémmolekulák. A második tartalmazza van der Waals M. v., beleértve az el-static. multipólusok kölcsönhatásai, polarizáció (indukció és diszperzió), relativisztikus mágnesek. és késleltetett el-magn. M.v. Energia szerint és terek, jellemzők a vegyérték és a nem vegyérték között M. v., az M. v., ún. hidrogén kötés. Chem. a kötések több mint egy nagyságrenddel erősebbek, mint a fizikaiak (illetve az egységek tízes eV, a tizedek pedig az eV egységek). M.v. gerjesztett atomok rövid életű gerjesztett molekulák (excimer molekulák) kialakulásához vezethetnek. Ez egy példa egy erős (~5 eV), de nem erős, vagy inkább nem tartós kapcsolatra. Ez a fajta M. v. néha rezonáns jellegűek.

Általában konkrét M. v. tartalmazza változó mértékben diff. típusú M. v., és összefügg az egyes M. v. nem mindig lehet megállapítani; ennek oka lehet a hozzájuk közel álló függőség V tól től r például többnek faj M. v. nagy távolságokon V ~r -6. Néhány fizikai M.v. jellemzőbb az intermolekuláris kölcsönhatásokra.

Vegyi M. in. Kovalens M. v. irányított, lokalizált és intenzív karakterű. A kémiai képződés során kovalens kötés van egy elektronpár szocializációja és koncentrációja molekuláris pálya , a szélén vannak szóközök. rögzítés a kötőatomokhoz képest. A kialakult közös pályán a megosztott elektronok kezdetben mindkét atomhoz tartozhattak (H 2, N 2, O 2 stb. kialakulása), vagy donor-akceptor kötés esetén csak az egyik atomhoz - a donorhoz, míg a szabad pálya a második atomhoz – az akceptorhoz – tartozik. Az atomok teljes csoportja szolgálhat donorként vagy akceptorként. A kovalens kötésekkel rendelkező molekulák általában polárisak, azaz elektromos pólusúak. dipólmomentum.

A feldolgozás eredményeként bomlás. fajta kísérletek és közvetlen kvantummechanika. számításokból kiderült, hogy a kovalens M potenciálja v. formában ábrázolható

ahol az illesztési paraméterek a minimális potenciál koordinátái V 0És r 0-t meghatározott kölcsönható atomok határoznak meg. Az (1)-ben szereplő első kifejezés a vonzáshoz, a második a taszításhoz kapcsolódik [V. Heitler (W. Heitler) és F. London (F. London), 1927].

Ionic M.v. az egyik atom vegyértékelektronjainak (anion) másikra (kation) való eltolódása okozza, amelyek között statikus elektromosság keletkezik. vonzerő. Példák ionos kötések- M.v. halogenidekben alkálifémek. Ezek a kapcsolatok nem lokalizáltak és telítetlenek. Ionos M. potenciál. f-loy határozza meg

Ahol n = 6-9, t = 1; a fennmaradó illeszkedési paraméterek a kölcsönhatásban lévő atomoktól függenek. Mivel tisztán ionos vagy kovalens M. c. nem létezik az ionos komponens értékelésére ionos-kovalens kötés bevezetni az elemek atomjainak elektronegativitásának paraméterét, amelyet az ionizációs potenciál és az elektronaffinitás összegének fele határoz meg. A kölcsönható atomok elektronegativitásának különbsége megközelítőleg megegyezik az ionos komponens hányadával az M.v.

Fém M.v. A kötések lokalizálatlansága, telítetlensége és irányítatlansága jellemzi, és a szocializált elektrongáz kölcsönhatása határozza meg a kristály ionos magjával. szerkezetek. Naib, kifejezve M. v. ilyen típusú fémek és ötvözetek kristályaiban. Fém potenciál M.v. kifejezés határozza meg

Ahol a, b 1, b 2, b 3- egy adott M. századot jellemző illeszkedési paraméterek.

Fizikai (van der Waals) M. v. teljesen leírni a kölcsönhatást atomok nemesgázok, néhány szerves. kapcsolatokat, és emellett hozzájárulnak más típusú interakciókhoz. Elektromos multipólusok kölcsönhatása vezet az ún. által leírt interakcióhoz való orientáció

Ahol d 1, d 2- kölcsönható részecskék dipólusmomentumai. M.v. nem korlátozódik csak a dipólusok kölcsönhatására.

Azonban M. v. a kvadrupólusokat és a multipólusokat inkább bevonva magasrendű kicsik és általában elhanyagolhatók (az intermolekuláris kölcsönhatásokra jellemzőek). Példák multipólusok kölcsönhatására - M. v. gerjesztett atomok és molekulák részvételével.

Polarizáció M.v. polarizáció során fordul elő. kölcsönható atomok elektronhéjának elmozdulása; ilyen M. v. egy tisztán ionos kötés gyengített formájának tekinthető. Polarizáció M.v. indukciósra és diszperzívre oszlanak. Indukció az atomok kölcsönhatási energiája alapvetően. az állapot mindig a vonzásnak felel meg, és gerjesztett elektronikus állapotokban a vonzás és a taszítás egyaránt lehetséges; a Debye-Falkenhagen függvény határozza meg

A diszperzív energia a tisztán kvantummechanika következtében keletkezik. az elektronsűrűség ingadozásai, amelyek nem rendelkeznek klasszikus analóg [Wong, 1927]. F. London (1930) adta általános elmélet diszperziós erők, amelyek a nemesgáz atomok közötti vonzást és a taszítást azzal magyarázták rövid távolságok. F-la szórványos M. századra. a Schrödinger-egyenlet perturbációelméleti módszerrel történő megoldásából származik:

Ahol v 1 , v 2- jellemző kölcsönható atomok gerjesztési frekvenciái. Gömbszimmetrikus polarizációs rendszerekhez. az energiát statikusan határozzák meg. polarizálhatóságok atomok, és diszperzió - dinamika. a kvantumátmenetek polarizálhatósága vagy oszcillátorerői.

Relativisztikus mágneses és késleltetett elektromágneses mágneses terek. atomok közötti nagy távolságok esetén figyelembe kell venni. Az ilyen típusú hozzájárulások M. c. az atomok tömegének növekedésével és gerjesztésével (azaz méretük és belső energiájuk növekedésével) növekednek. A közvetlen számítás azt mutatja, hogy M. v. mag. típus távolságból észrevehetővé válik ~ (10-100) r B ( r B a Bohr-sugár) még hélium atomokra is. Az elektromágneses megnyilvánulási mechanizmusa A késést a dipólusok kölcsönös orientációjának eltérése magyarázza a kölcsönhatás terjedése során.

A spektrumvonalak hiperfinom hasadását okozó spin kölcsönhatások figyelembevétele nagy távolságokon is szükségesnek bizonyul (hidrogénatomoknál r > 10r B).

A hidrogénkötés lehet intramolekuláris vagy intermolekuláris. A H-kötések energiatartománya lefedi a teljes energiatartományt. tartomány M.v. és erős, közepes és gyenge H-kötésű régiókra oszlik. Fontos szerepet játszanak a biol. kapcsolatok és MH. biochem. folyamatokat. A H kötés sajátossága abból adódik, hogy kis sugara miatt (nagyságrenddel kisebb, mint más ionok sugarai) a H + ion képes bejutni az atomok közötti kis területekre. Például a vízmolekulák közötti kapcsolatot protonok határozzák meg, amelyek egyidejűleg kapcsolódnak a benne lévő kovalens „saját” oxigénjéhez. molekuláris kötésés más molekulák oxigénjével ionos intermolekuláris kötéssel (1. ábra).

táblázatban Az 1. ábra az A és B, H és A atomok közötti kötési energiákat és egyensúlyi távolságokat mutatja bomláskor. típusai M. v.

Excimer M. v. Az inert gázok atomjai (és bizonyos más elemek, például a Hg) gerjesztett állapotban hasonló tulajdonságokat mutatnak, mint az alkálifémek atomjai. Különösen excimer molekulákat képeznek, amelyek élettartama 4*10-9 s (ArF esetén) 4*10-6 s (Ar 2 esetén) között van.

a halogénatomokat tartalmazó vegyületek kötési energiája közel áll a megfelelő molekulákéhoz. táblázatban A 2. ábra az atomok és a disszociációs energiák közötti r egyensúlyi távolságokat mutatja D bizonyos excimer molekulák és az alkálifém-halogenidek megfelelő molekulái.

asztal 2.
Molekulák		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
Ő*Br	2,96	4,30
CsBr	3,07	4,71
Ő*I	3,31	4,08
CsI	3,35	4,39

T a b l. 3.
Rendszer	V 0 , meV
H-Ő	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
Nem nem	0,93	2,965
Ne-Ne	3,62	3,102
Ar-Ar	12,10	3,76
Kr-Kr	17,00	4,03
Xe-Xe	24,20	4,36

Az excimer Ar 2 F molekulában az atomok egyidejűleg kötődnek ionos (fluor és gerjesztett argon) és kovalens (argon atomok) ciltípusokkal. kommunikáció.

Az excimerhez M. v. rezonáns M. v. azonos atomok között, amelyek közül az egyik gerjesztett, ezért deformált elektronhéjjal rendelkezik. Változatos M. v. kölcsönható atomok elektronhéjak sűrűségének deformációjának sajátosságai miatt. Nagy szám meglévő diff. potenciálok reprezentációi M. v. (csak az elasztikus M. v.-re van több tucat) csak részben elégíti ki a gyakorlatot, mivel a javasolt függvények egyike sem univerzális. Különféle V(R) rendelkeznek alkalmazhatósági zónával vagy az atomok típusai szerint, vagy a köztük lévő távolságok szerint, vagy definícióhoz kötődnek. az elsődleges kísérlet típusa. információ. Paraméterértékek V olyan illesztési módszerrel számítják ki, amely a legjobb egyezést adja a kiválasztott matematikával. a jelenség modellje.

Az egyik leguniverzálisabbnak a módosítások bizonyultak. Dunham potenciál:

Ahol V 0 - potenciál kút mélysége; r 0 - egyensúlyi érték G, a minimumnak megfelelő V ; b 0 , b p- illeszkedési paraméterek. Viszonylag nagyobb a stabilitás számértékek V 0És r 0, amikor dekom. ötleteket V. Analitikai nehézségek közelítések V Ez gyakran arra kényszeríti az embert, hogy korlátozza magát a numerikus táblázatos vagy grafikus ábrákra. bemutatás V = V(r), Ahol r i- az atomközi távolság és a kölcsönható atomok egymáshoz viszonyított helyzetének egyéb koordinátái. ábrán. A 2. ábra az M. v dimenzió nélküli potenciálját mutatja. azonos nemesgáz atomok. Az ilyen koordinátákon a megfelelő állapotok törvénye tökéletesen betartható. táblázatban 3 mutatja az értékeket V 0És r 0 a különbséghez is. atompárok. Valós atomi-molekuláris képződményekben a páronkénti additivitás elve, amellyel az M. v. egyenlő az összeggel A M. század összes résztvevőjének párpotenciálja nem teljesül szigorúan, mivel a töltések nem tekinthetők pontszerűnek, sűrűségük folyamatos tér-időbeli eloszlású, külső erők által megzavarva. és saját mezőket. Ezt az elvet megközelítőleg csak a módosításoknál követjük. párpotenciálok. Ebben az esetben a páros potenciálokat nem az egymásra ható objektumok izolált párjainak veszik fel, hanem azok potenciálját olyan körülmények között, amelyek a lehető legközelebb állnak a vizsgálthoz. A páronkénti additív potenciál közelítést gyakran használják becslési számításokhoz. Szóval analitika alapján. kifejezések az M. potenciáljára v. kapott [J. K. Maxwell (J. S. Maxwell), L. Boltzmann (L. Boltzmann)] explicit kifejezések az együtthatóra. diffúzió, hővezető képesség, viszkozitás (lásd Art. Gas ) , és később - együttható. víruskiterjesztések. Kvantumgépészet Valós (legegyszerűbb) rendszerek számításait adiabatikus módszerrel végeztem. olyan közelítés, amely figyelembe veszi az atommagok mozgását (lassabb, mint az elektronok mozgása). Azonban az M. v. egymáshoz képest gyorsan mozgó atomok esetében ez a közelítés nem alkalmazható. Adiabatikus. a közelítés akkor érvényes, amikor az interakciós idő a/v (a- rendszer mérete, v- a sebesség az atomok mozgására utal) sokkal nagyobb, mint a kölcsönható rendszer feltételei közötti átmeneti idő (Massey-paraméter). Nagy távolságokon kicsiben v számítani M.v. gerjesztett, ionizált és más rendszerek néha aszimptotikust használnak. A Schrödinger-egyenlet megoldásának megközelítése.

Rizs. 2. Nemesgáz atomok szimmetrikus párjainak dimenzió nélküli kölcsönhatási potenciálja. A különböző atomokra vonatkozó megfelelő állapotok törvényétől való eltérések a gráfvonal különböző szélességeibe illeszkednek.

Sokáig azt hitték, hogy az M. v. csak a kölcsönható részecskék távolságától függ, azaz maguknak a részecskéknek a méretét és kölcsönös orientációját figyelmen kívül hagyták, az atomokat gömbszimmetrikusnak tekintették. Jelenleg a molekuláris kölcsönhatások anizotróp lehetőségeit veszik figyelembe, amelyek fontosabbak az intermolekuláris kölcsönhatások szempontjából, de fontos szerepet játszanak a molekuláris kölcsönhatásokban is. gularizov. atomok. ábrán. A 3. ábra a második viriális együttható hőmérsékletfüggését mutatja, amely az M. v. polarizált és polarizálatlan 3 He.

A molekuláris anizotrópia egyik megnyilvánulása a molekulák és kristályok képződése.

Rizs. 3. A második viriális együttható hőmérsékletfüggése BAN BEN(cm 3 /mol) polarizált és nem polarizált 3 He esetében.

Amikor többet lépnek be összetett rendszerek az egyes szerkezeti egységek szimmetriája megtartható vagy változtatható attól függően, hogy az általuk képződött molekulákban és kristályokban mekkora helyzetük szimmetriája. Ezeket a kérdéseket a Curie-elv és az új formáció minimális energiájának elve alapján oldjuk meg. Lehetséges V a legegyszerűbb rendszerekben (hidrogén és hélium atomjai és ionjai) a Schrödinger-egyenlet megoldásából határozható meg. Az esetek túlnyomó többségében V megoldásával találjuk meg az ún inverz problémák kísérletileg talált mennyiségek felhasználásával, amelyek közvetlenül függenek V. Naib, a potenciálok pontos értékeit kísérletekkel kapjuk meg. diszperziós adatok molekuláris és atomnyalábok; az F értékét a spektrokonikusból empirikusan kapott viriális együtthatók segítségével is megtaláljuk. bizonyos modellszámításokból származó adatok.

ELEKTROMÁGNESES SUGÁRZÁS

Elektromágneses sugárzás (elektromágneses hullámok) - térben terjedő elektromágneses tér (vagyis egymással kölcsönhatásba lépő elektromos és mágneses mező) zavara (állapotváltozása).

Az elektromos töltések és mozgásuk által generált elektromágneses terek közül általában sugárzásnak szokás minősíteni a váltakozó elektromágneses tereknek azt a részét, amely a forrásaitól a legtávolabb terjedni képes - mozgó, távolsággal leglassabban gyengülő töltéseket.

Az elektromágneses sugárzást a

· rádióhullámok (az ultrahosszúaktól kezdve),

· infravörös sugárzás,

látható fény

· ultraibolya sugárzás,

· Röntgen- és kemény (gamma-sugárzás) (lásd alább, lásd még az ábrát).

Az elektromágneses sugárzás szinte minden környezetben terjedhet. Vákuumban (anyagtól és elektromágneses hullámokat elnyelő vagy kibocsátó testektől mentes térben) az elektromágneses sugárzás csillapítás nélkül terjed tetszőleges távolságra. hosszútáv, de bizonyos esetekben meglehetősen jól terjed az anyaggal teli térben (miközben kissé megváltoztatja viselkedését).

LÉZERSUGÁRZÁS

A lézersugárzás olyan elektromágneses sugárzás, amely kényszer hatására következik be. kvantumrendszerek gerjesztése. A lézerek ultraibolya, látható és infravörös tartományban 0,2-1000 mikron hullámhosszú elektromágneses sugárzást generálnak. L.i. hegesztéshez, vágáshoz, forrasztáshoz, lyukak készítéséhez és egyéb fémek, műanyagok és egyéb építőanyagok feldolgozására szolgáló eljárásokhoz. A lézerrendszerek működtetése során az emberi test veszélyes hő-, fény- és mechanikai hatásoknak van kitéve. és elektromos tényezőket. A károsodás mértéke a lézersugárzás paramétereitől függ: az energia, a sugárzás teljesítménye és energiasűrűsége, az impulzusok időtartama és gyakorisága, hullámhossz stb. A nagy intenzitású besugárzás a bőr belső károsodásához vezet. szövetek és szervek. Az L.I. károsító hatása. komoly veszélyt jelent a szemre.

L.I. elleni védelem érdekében. műszaki, egészségügyi és higiéniai rendszerek komplexét kell alkalmazni. és szervezeti intézkedéseket Különösen a megengedett legnagyobb expozíciós szintet nem szabad túllépni. A lézeres berendezéseket védőberendezésekkel kell ellátni. A helyiség és a berendezés felületének mattnak és festettnek kell lennie. sötét színekben, amelyek kizárják a lézersugarak visszaverődését. A lézeres berendezések kezelőinek egyéni védőfelszerelést kell használniuk (pamutból vagy kalikonból készült köpeny, világoszöld, ill kék szín, kesztyűk, kék-zöld vagy narancssárga színű antilézer szemüvegek a lézersugárzás hullámhosszától függően).

KÖVETKEZTETÉS

Évezredek óta az áramló vízben rejlő energia hűségesen szolgálta az embert. Földi készletei óriásiak. Nem ok nélkül gondolják egyes tudósok, hogy helyesebb lenne bolygónkat nem Földnek, hanem Víznek nevezni - elvégre a bolygó felszínének körülbelül háromnegyedét víz borítja. A Világóceán hatalmas energiaakkumulátorként szolgál, a Napból érkező energia nagy részét elnyeli. Itt csobbannak a hullámok, apályok és dagályok, és erős óceáni áramlatok keletkeznek. Hatalmas folyók születnek, amelyek hatalmas víztömegeket szállítanak a tengerekbe és óceánokba. Nyilvánvaló, hogy az emberiség az energia után kutatva nem tudott elmenni ilyen gigantikus tartalékok mellett.

Hidrogén energia

A hidrogénenergia bolygónkon számos problémát megoldhatna a károk terén környezetés a szénhidrogének pótlása, hiszen bolygónkon 3/4 víz van. Megszerzéséért mechanikus energia használhatnánk Hidrogén motorok ( ugyanaz a belső égésű motor, de csak vizet használjon benzin vagy dízel helyett). A hidrogénenergia másik iránya az Benzintank, némileg galvanikus cellára emlékeztet, kívülről csak az anyagot (víz) látjuk el. Ma a hidrogén előállítása több energiát igényel, mint amennyit a felhasználásával nyerni lehet, így nem tekinthető energiaforrásnak. Ez csak egy eszköz az energia tárolására és szállítására.

Felhasznált irodalom jegyzéke

A hidrogén a legegyszerűbb kémiai elem az Univerzumban. Atomja csak egy protonból és egy elektronból áll az atommagban. Fizikai és kémiai egyszerűsége ellenére a hidrogén az univerzum fő eleme, ennek köszönhetően égnek és világítanak a csillagok, bolygónkat víz borítja, és a legösszetettebb szerves vegyületek okozták az Univerzum legcsodálatosabb jelenségét -.

Kapcsolatban áll

Az anyag jellemzői

A természetben mindenhol megtalálható a hidrogén a periódusos rendszer más elemeiben. Az ilyen vegyület legszembetűnőbb példája egy olyan anyag, mint pl.

A hidrogénnek három izotópja van:

protium H (a periódusos rendszer legelső eleme, a hidrogén, amelyet mindannyian ismerünk);
deutérium (az úgynevezett nehéz hidrogén, amely nemcsak protont, hanem neutront is tartalmaz az atommagban);
A trícium a hidrogén radioaktív izotópja, amelynek magja egy protonból és két neutronból áll.

A hidrogénkötés jellemző és a legtöbbnél jelen van szerves vegyületek. Amikor a hidrogén klórral egyesül, perklórsavat, oxigénnel vizet, nitrogénnel ammóniát képez. Ezeket a 19. század végén felfedezett jelenségeket M. Iljinszkij és N. Beketov orosz kémikusok fedezték fel.

A tudósok azt találták, hogy egy hidrogént tartalmazó atomcsoport leggyakrabban stabil asszociációt hoz létre egy negatív töltésű atommal, amely egy adott molekula része lehet (lehet, hogy akár ugyanannak is). Ezt a további „csatolást” hidrogénkötésnek nevezik.

A jelenség természete

Adjuk meg a hidrogénkötés definícióját (h.s.). Ez a molekulák negatív töltésű részecskéi közötti kölcsönhatás, amelyet egy hidrogénatom valósít meg.

Ha egy vonal kovalens típusú kötést, három pont pedig hidrogénkötést jelöl, akkor szimbolikusan megjeleníthetjük a v.s. az A és B molekulák között így: .

Ennek az interatomikus jelenségnek a természete meglehetősen egyszerű megérteni. Egy H atom δ+ pozitív töltést hordoz, ha útközben egy δ− töltésű negatív töltésűvel találkozik, elektrosztatikusan érintkezik vele.

Fontos! Leggyakrabban v.s. észrevehetően gyengébbek a kovalensekhez képest. Azonban sokkal erősebbek, mint a szilárd anyagokban és folyadékokban található részecskék szokásos molekuláris vonzása.

Kovalencia

Annak ellenére, hogy V.S. Egy teljesen különböző molekulapár két részecskéjén belül előfordulhat, a hidrogénkémiai vegyület nem molekuláris kötés. Az irány és a telítettség tulajdonsága a v.s. egyik tulajdonsága, ami nagyon hasonlít a kovalenshez. Megjegyzendő, hogy sok elméletben a v.s. fajnak számít, és ez egyáltalán nem befolyásolja az eredményeket, így ez a vélemény helyesnek tekinthető. Sőt, maga a V.S. nagyon közel van a kovalenshez.

Ez könnyen kimutatható a hagyományos segítségével kémiai módszerek, amelyek a molekulákon belüli pályákat számítják ki. Ebben a számításban háromközpontú, kételektronos kötéseket fog képviselni. Ez ismét azt bizonyítja, hogy a BC kovalens fajták közé sorolása nem hordoz semmi tudományelleneset.

Oktatási folyamat

Mi a nevelés módja. Az elektronegatív atomok között hidrogénkötések jönnek létre, amelyek közül az egyikben van egy szabad elektronpár.

A legmeggyőzőbb jele v.s. a H atom és a második atom távolsága. A helyzet az, hogy az atomok közötti távolság kisebb, mint két atomsugár összege. A gyakori aszimmetria ellenére (amikor a távolság meghaladja a távolságot), az atomok sugarainak összege még mindig nagyobb, mint a köztük lévő távolság.

Igen, aszimmetria v.s. gyakori, de vannak szimmetrikus kialakítások is, mint például a HF. A rendszerben az első és a második atom közötti szög közel 180 fok. Emlékezve a hidrogén-fluoridra, meg kell jegyezni, hogy a fluor vegyület az egyik legerősebb. A HF szimmetrikus típusú ion . A benne lévő hidrogénvegyületek energiája körülbelül 150 kilojoule egy mólban. A hidrogén-fluorid kovalens kötése megközelítőleg azonos. Vízben H 2 O w.s. sokkal kevesebb - körülbelül 20 kilojoule mólonként.

A részecskék hidrogénen keresztüli kapcsolata megtalálható Nagy mennyiségű különféle kapcsolatokat. Kémiai kötések gyakran előfordulnak a fluor, a nitrogén és, mivel az utóbbiak a leginkább elektronegatív elemek. Ritkán előfordul a klór, a kén és más nemfémes elemek között.

Fontos! A nitrogén és az oxigén az élet alapja, ezek az elemek különösen nagy koncentrációban a szénhidrátokban, fehérjékben és nukleinsavban találhatók meg. Ha nem lenne erős kapcsolat ezek között az anyagok között a H atomon keresztül, lehetetlen lenne az élet a Földön.

Az intermolekuláris hidrogénkötés egy olyan erős szerkezetű formáció, amely a H atomon keresztül összeköti az egyik molekulát a másikkal. Egy szembetűnő példa a hangyasav. Ez egy olyan molekula, amely két vagy több egyszerű molekulából (dimer) áll.

Az intramolekuláris hidrogén olyan típus, amelyben a H atom összekötő láncszem egy molekulán belül.

Ugyanez vonatkozik a hidrogén-fluoridra is, amely megtalálható gáz halmazállapotú. Polimer szerkezeteket tartalmaz, amelyek négy egyszerű HF-molekulából állhatnak, amelyek hidrogénen keresztül kapcsolódnak egymáshoz.

Nem kell példákat keresni a hidrogén intermolekuláris felépítésére: a glükóz, a fruktóz és a szacharóz vizes oldatban való oldhatóságát pontosan a hidrogén segítségével és annak kötő tulajdonságaival magyarázzák meg. Az élő szervezetek molekuláris szerkezete (például egy molekula) több millió összetett szerkezetet tartalmaz, amelyek hidrogénnel kötődnek.

Kapcsolatok funkció

Mennyire fontos társadalmi szerep kapcsolati adatok. Nézzünk meg néhány olyan anyagot, amely a hidrogénkötés miatt létezik. Ezeket a molekulákat a vízzel fogjuk összehasonlítani. Gondolataink igazságosságának megőrzése érdekében kizárólag nem fémeket választunk összehasonlításra. Ezeket az anyagokat kalkogén-hidrogéneknek nevezzük.

Például tellúr. A H 2 Te hidrogénvegyület -2 fokos hőmérsékleten forr. Ami a szelént illeti, a H 2 Se -42 fokon, a kénes kalkogén hidrogén H 2 S pedig -60 fokon forr. A csodálatos dolog az, hogy a víz +100 fokon forr.

Figyelem! Ha nem lenne víz, és az oxigénnek nem lenne ilyen „szívós” tulajdonsága, akkor a jelenlegi éghajlat mellett nem lenne folyékony víz a Földön. Ez a magas forráspont a hidrogénkötés közvetlen következménye.

Az oxigénatomok „kötése” hidrogénnel a következő képen látható.

De ennyi csodálatos tulajdonságok nem fogy a víz. Emlékeznie kell az olvadására is. És ismét a hidrogénkötés - ez az oka annak, hogy a sűrűség az olvadás során növekedni kezd. Amikor a jég elolvad, minden tizedik hidrogén csatlakozás lebomlik, aminek következtében a vízmolekulák közelebb kerülnek egymáshoz.

A hidrogénkötések típusai és tulajdonságai.

Hidrogén kötés. Önfelkészülés az egységes államvizsgára és a CT-re kémiából

Következtetés

A hidrogénkötések kialakulása befolyásolja az anyagok savasságát. Például a hidrogén-fluorid meglehetősen gyenge. Más halogenidsavak azonban meglehetősen erősek. Ennek az az oka, hogy H egyszerre két F atomhoz kapcsolódik, és ez nem ad lehetőséget a leválásra. Ennek köszönhető, hogy a HF az egyetlen sav, amely a NaHF 2 savsót képezi.

2. Hidrogénkötés meghatározása

Azt a kötést, amely egy molekula hidrogénatomjai és egy másik molekula erősen elektronegatív elemének (O, N, F) atomja között jön létre, hidrogénkötésnek nevezzük.

Felmerülhet a kérdés: miért hoz létre a hidrogén ilyen sajátos kémiai kötést?

Ez azzal magyarázható, hogy a hidrogén atomsugara nagyon kicsi. Ezenkívül az egyetlen elektronjának kiszorítása vagy teljes adományozása során a hidrogén viszonylag nagy pozitív töltést kap, aminek következtében az egyik molekula hidrogéne kölcsönhatásba lép az elektronegatív elemek atomjaival, amelyek részleges negatív töltéssel rendelkeznek, amely más molekulák összetételébe kerül (HF). , H20, NH3) .

Nézzünk néhány példát. Általában a víz összetételét ábrázoljuk kémiai formula H 2 O. Ez azonban nem teljesen pontos. Helyesebb lenne a víz összetételét a (H 2 O)n képlettel jelölni, ahol n = 2,3,4 stb. Ez azzal magyarázható, hogy az egyes vízmolekulák hidrogénkötéseken keresztül kapcsolódnak egymáshoz .

A hidrogénkötéseket általában pontokkal jelöljük. Sokkal gyengébb, mint az ionos vagy kovalens kötések, de erősebb, mint a hagyományos intermolekuláris kölcsönhatások.

A hidrogénkötések jelenléte magyarázza a víztérfogat növekedését a hőmérséklet csökkenésével. Ez annak köszönhető, hogy a hőmérséklet csökkenésével a molekulák megerősödnek, és ezért csökken a „csomagolásuk” sűrűsége.

Tanuláskor szerves kémia Felmerült a következő kérdés is: miért magasabbak az alkoholok forráspontjai, mint a megfelelő szénhidrogéneké? Ez azzal magyarázható, hogy az alkoholmolekulák között hidrogénkötések is kialakulnak.

Az alkoholok forráspontjának növekedése a molekuláik megnagyobbodása miatt is bekövetkezik. A hidrogénkötés sok más szerves vegyületre is jellemző (fenolok, karbonsavak stb.). Szerves kémia tanfolyamokból és általános biológia Ismeretes, hogy a hidrogénkötés jelenléte magyarázza a fehérjék másodlagos szerkezetét, a DNS kettős hélixének szerkezetét, vagyis a komplementaritás jelenségét.

3. A hidrogénkötés típusai

Kétféle hidrogénkötés létezik: intramolekuláris és intermolekuláris hidrogénkötés. Ha egy hidrogénkötés egy molekula részeit egyesíti, akkor intramolekuláris hidrogénkötésről beszélünk. Ez különösen igaz számos szerves vegyületre. Ha az egyik molekula hidrogénatomja és egy másik molekula nemfém atomja között hidrogénkötés jön létre (molekulák közötti hidrogénkötés), akkor a molekulák meglehetősen erős párokat, láncokat, gyűrűket alkotnak. Így a hangyasav folyékony és gáz halmazállapotú dimerek formájában is létezik:

a hidrogén-fluorid gáz pedig legfeljebb négy HF részecskét tartalmazó polimer molekulákat tartalmaz. A molekulák közötti erős kötések vízben, folyékony ammóniában és alkoholokban találhatók. Minden szénhidrát, fehérje és nukleinsav tartalmazza a hidrogénkötések kialakulásához szükséges oxigén- és nitrogénatomokat. Ismeretes például, hogy a glükóz, a fruktóz és a szacharóz jól oldódik vízben. Ebben fontos szerepet játszanak a vízmolekulák és a szénhidrátok számos OH-csoportja között oldatban képződő hidrogénkötések.

4. Hidrogénkötés energiája

A hidrogénkötések jellemzésére többféle megközelítés létezik. A fő kritérium a hidrogénkötés energiája (R–X–H…B–Y), amely mind az X, mind a B atomok természetétől függ, ill. általános szerkezet RXH és BY molekulák. Többnyire 10-30 kJ/mol, de egyes esetekben elérheti a 60-80 kJ/mol-t és még ennél is magasabb értéket. Energetikai jellemzőik alapján megkülönböztetünk erős és gyenge hidrogénkötéseket. Az erős hidrogénkötések képződésének energiája 15-20 kJ/mol vagy több. Ide tartoznak az O–H…O kötések vízben, alkoholok, karbonsavak, O–H…N, N–H…O és N–H…N kötések hidroxil-, amid- és amincsoportokat tartalmazó vegyületekben, például fehérjékben. A gyenge hidrogénkötések képződési energiája kisebb, mint 15 kJ/mol. A hidrogénkötések energiájának alsó határa 4-6 kJ/mol, például C-H…O kötések ketonokban, éterekben, vizes oldatok szerves vegyületek.

A legerősebb hidrogénkötések akkor jönnek létre, ha egy kis hidrogén (kemény sav) egyidejűleg két kicsi, erősen elektronegatív atomhoz (kemény bázishoz) kötődik. Az orbitális megfelelőség jobb sav-bázis kölcsönhatást tesz lehetővé, és erősebb hidrogénkötéseket eredményez. Azaz az erős és gyenge hidrogénkötések kialakulása a kemény és lágy savak és bázisok (Pearson-elv, LMCO-elv) szemszögéből magyarázható.

A H-kötés energiája növekszik az X-H kötés hidrogénatomján lévő pozitív töltés növekedésével és a B-atom proton akceptorképességének (bázikusságának) növekedésével. Bár a hidrogénkötés kialakulását a sav-bázis kölcsönhatás szempontjából vizsgáljuk, a H-komplexek képződési energiája nincs szoros összefüggésben sem a savassági, sem a bázikussági skálával.

Hasonló kép figyelhető meg a merkaptánok és alkoholok esetében is. A merkaptánok erősebb savak, mint az alkoholok, de az alkoholok erősebb asszociációkat alkotnak. Az ilyen látszólagos anomáliák oka teljesen érthető, ha figyelembe vesszük, hogy a savasságot a pKa-érték határozza meg a sav-bázis kölcsönhatás teljes sémája (a szolvatált ionok képződése előtt), és egy molekulaképződés eredménye szerint. A H-kötéssel kialakított komplex csak az első szakasza ennek a folyamatnak, amely nem jár együtt az X- N kötés hasításával. Inert oldószerekben a sav-bázis kölcsönhatás általában a H-komplex szakaszban megáll.

Ami a szerves vegyületek bázikusságát és a H-kötések kialakításában való részvételi képességét illeti, itt is nagy különbségek figyelhetők meg. Így azonos hidrogénkötés-képző képesség mellett az aminok bázikussági foka 5 nagyságrenddel magasabb, mint a piridinek, és 13 nagyságrenddel magasabb, mint a szubsztituált karbonilvegyületeké.

Kísérleti adatok alapján lineáris összefüggést állapítottak meg a töltésátvitel mértéke és az intermolekuláris H-kötések energiája között, ami fontos érv az utóbbi donor-akceptor jellege mellett. A szterikus tényezők jelentős hatással lehetnek a hidrogénkötések kialakulására. Például az orto-szubsztituált fenolok kevésbé hajlamosak az önasszociációra, mint a megfelelő meta- és para-izomerek; a 2,6-di-terc-butil-fenolban az asszociáció teljesen hiányzik. A hőmérséklet növekedésével a keverékben lévő molekuláris komplexek száma csökken, és sokkal kevésbé gyakoriak a gázfázisban.

A kurzus elején megállapították, hogy a hidrogénkötés egy köztes pozíciót foglal el a valódi (valencia) kémiai kötés és a gyenge intermolekuláris kölcsönhatás között. Hol van közelebb? A válasz nem egyértelmű, mivel a H-kötés energiáinak rezgési tartománya meglehetősen széles. Ha arról beszélünk az erős hidrogénkötésekről, amelyek jelentős hatással lehetnek az anyagok tulajdonságaira, akkor ezek közelebb állnak a valódi kémiai kötésekhez. És ezt nemcsak a H-kötés meglehetősen magas energiája határozza meg, hanem az is, hogy a térben lokalizálódik, a hidrogénhídnak megvannak a maga „személyes” partnerei. A hidrogénkötés hatásiránya is rögzített, bár nem olyan merev, mint a valódi kémiai kötéseknél.

Hidrogénkötés intermolekulárisból. Ha spektrálisan detektálják a H-kötések képződését, de az asszociációnak nincs jele, ez a hidrogénkötés intramolekuláris természetének valódi jele. Ezenkívül az intermolekuláris H-kötés (és annak spektrális megnyilvánulása) eltűnik az anyag alacsony koncentrációinál semleges oldószerben, miközben az intramolekuláris H-kötés ilyen körülmények között érintetlen marad. Hidrogén...

Egyik molekula és egy másik hidrogénatomja, típusú N-X(X jelentése F, O, N, Cl, Br, I) az elektrosztatikus vonzási erők miatt.

A hidrogén és az egyik ilyen atom közötti kötés meglehetősen poláris, mivel a kötő elektronfelhő az elektronegatívabb atom felé torzul. A hidrogén ebben az esetben a dipólus pozitív végén található. Két vagy több ilyen dipólus kölcsönhatásba lép egymással úgy, hogy az egyik molekula hidrogénatomjának magját (a dipólus pozitív végét) vonzza a második molekula magányos elektronpárja. Ez a kapcsolat gázokban, folyadékokban és szilárd anyagokban nyilvánul meg.

Viszonylag tartós. A hidrogénkötés jelenléte az anyag molekuláinak stabilitásának növekedését, valamint forráspontjuk és olvadáspontjuk növekedését okozza. A hidrogénkötések kialakítása fontos szerepet játszik mind a kémiai, mind a biológiai rendszerekben.

A hidrogénkötések lehetnek intra- és intermolekulárisak (14. ábra), a karbonsavmolekulák nem poláris oldószerekben két intermolekuláris hidrogénkötés hatására dimerizálódnak.

A	b

Rizs. 14. Hidrogénkötés kialakulása: A- intramolekuláris; b- intermolekuláris.

A különböző halmazállapotú anyagok létezése azt jelzi, hogy a részecskék (atomok, ionok, molekulák) között van der Waals vonzási erők hatására kölcsönhatás lép fel. A legfontosabb és jellegzetes tulajdonsága Ezek az erők az egyetemességük, mivel kivétel nélkül minden atom és molekula között hatnak.

A hidrogénkötések befolyásolják a fizikai (forráspont stb., illékonyságot, viszkozitást, spektrális jellemzők) és a vegyületek kémiai (sav-bázis) tulajdonságait.

Intermolekuláris hidrogénkötések molekulák asszociációját okozzák, ami az anyag forráspontjának és olvadáspontjának emelkedéséhez vezet. Például a asszociációra képes etil-alkohol C 2 H 5 OH +78,3°C-on, a hidrogénkötéseket nem képző dimetil-éter CH 3 OCH 3 pedig csak 24°C-on forr ( molekuláris képlet mindkét anyag C 2 H 6 O).

A H-kötések kialakulása oldószermolekulákkal javítja az oldhatóságot. Tehát a metil és etil-alkoholok(CH 3 OH, C 2 H 5 OH), vízmolekulákkal H-kötéseket képezve korlátlanul oldódik benne.

Intramolekuláris hidrogénkötés kedvező körülmények között alakult ki térbeli elhelyezkedés a megfelelő atomcsoportok molekulájában és specifikusan befolyásolja a tulajdonságokat. Például a szalicilsavmolekulákban lévő H-kötés növeli a savasságot.

A hidrogénkötések és hatásuk az anyag tulajdonságaira

Jelenleg is létezik olyan vélemény, hogy a hidrogén kémiai kötés lehet gyenge vagy erős.

Energiában és kötéshosszban (az atomok közötti távolság) különböznek egymástól:

1. A hidrogénkötések gyengék. Energia - 10-30 kJ/mol, kötéshossz - 30. A fent felsorolt anyagok mindegyike normál vagy gyenge hidrogénkötések példája.

2. A hidrogénkötések erősek. Energia - 400 kJ/mol, hossza - 23-24.

A hidrogénkötések számos kémiai vegyületben megtalálhatók. Általában a fluor-, nitrogén- és oxigénatomok (a leginkább elektronegatív elemek) között keletkeznek, ritkábban - klór-, kén- és más nemfémek atomjainak részvételével. Erős hidrogénkötések képződnek olyan folyékony anyagokban, mint a víz, a hidrogén-fluorid, az oxigéntartalmú szervetlen savak, a karbonsavak, a fenolok, az alkoholok, az ammónia és az aminok. A kristályosítás során ezekben az anyagokban általában megmaradnak a hidrogénkötések. Ezért kristályszerkezetük láncok (metanol), lapos kétdimenziós rétegek (bórsav) vagy térbeli háromdimenziós hálózatok (jég) formáját öltik.

Ha egy hidrogénkötés egy molekula részeit egyesíti, akkor intramolekuláris hidrogénkötésről beszélünk. Ez különösen igaz sok szerves vegyületre (42. ábra). Ha az egyik molekula hidrogénatomja és egy másik molekula nemfém atomja között hidrogénkötés jön létre (molekulák közötti hidrogénkötés), akkor a molekulák meglehetősen erős párokat, láncokat, gyűrűket alkotnak. Így a hangyasav folyékony és gáz halmazállapotú dimerek formájában is létezik:

15) Fém csatlakozás.

- A fémek olyan tulajdonságokat kombinálnak, amelyek közösek és különböznek más anyagok tulajdonságaitól. Ilyen tulajdonságok a viszonylag magas olvadási hőmérséklet, a fényvisszaverő képesség, valamint a magas hő- és elektromos vezetőképesség. Ezek a tulajdonságok a fémekben való létezésnek köszönhetőek speciális típus csatlakozás - fém csatlakozás. Fém csatlakozás- kommunikáció a fémkristályokban lévő pozitív ionok között, a kristályban szabadon mozgó elektronok vonzása miatt. A periódusos rendszerben elfoglalt helyük szerint a fématomoknak kevés vegyértékelektronja van. Ezek az elektronok meglehetősen gyengén kötődnek az atommagjukhoz, és könnyen elszakadhatnak tőlük. Ennek eredményeként a fém kristályrácsában pozitív töltésű ionok és szabad elektronok jelennek meg. Ezért a fémek kristályrácsában nagy az elektronok mozgási szabadsága: az atomok egy része elveszíti elektronjait, és a keletkező ionok ezeket az elektronokat fel tudják venni az „elektrongázból”. Ennek következtében a fém bizonyos pozíciókban lokalizált pozitív ionok sorozata kristályrács, valamint a pozitív centrumok terén viszonylag szabadon mozgó nagyszámú elektron. Ez egy fontos különbség a fémes kötések és a kovalens kötések között, amelyek szigorú térbeli orientációval rendelkeznek. A fémkötés erősségében is különbözik a kovalens kötéstől: energiája 3-4-szer kisebb, mint a kovalens kötésé. A kötés energiája az az energia, amely egy kémiai kötés felszakításához szükséges minden olyan molekulában, amely egy mól anyagot alkot. A kovalens és ionos kötések energiái általában magasak, és 100-800 kJ/mol nagyságrendűek.