Sztárhírek
Hidrogénkötésű molekulapárok. Kémia. Hidrogénkötés egy vízmolekulában
Bevezetés
A különféle heteropoláris és homeopoláris kötések mellett létezik egy másik speciális kötéstípus is, amely az elmúlt két évtizedben egyre nagyobb figyelmet keltett a vegyészek részéről. Ez az úgynevezett hidrogénkötés. Kiderült, hogy egy hidrogénatom két elektronegatív atom (F, O, N, ritkábban Cl és S) között tud kötést kialakítani. Ismeretesek olyan esetek, amikor ezt a kötést egy szénatomhoz kapcsolódó hidrogénatom hozza létre HCX3 típusú vegyületekben, ahol X egy elektronegatív atom vagy csoport (például HCN-ben fluor-szénhidrogének). Bár jelenleg még nem teljesen tisztázott a hidrogénkötés természete, egy bizonyos elképzelés már kialakulhat róla.
Hidrogénkötés képződik elektronegatív atomok között, amelyek közül legalább az egyikben van szabad elektronpár, például:
A hidrogénkötés globális jelenség, amely az egész kémiát felöleli.
1. A hidrogénkötés lényege és természete
A hidrogénkötés első tudományos értelmezését 1920-ban W. Latimer és W. Rodebush adta, akik G. Lewis laboratóriumában dolgoztak, a kovalens kötések tanának megalapítója, a savak és bázisok elméletének szerzője, ill. az általánosított elektronpár fogalma, amely gyümölcsöző a szerves kémiában. A szerzők a víz különleges fizikai és kémiai tulajdonságainak okát egy hidrogénkötés jelenlétével magyarázták, melynek lényege az egyik molekula hidrogénatomjának kölcsönhatása egy másik molekula oxigénatomjának elektronpárjával. Ebben az esetben a hidrogénatom egyidejűleg két oxigénatomhoz kötődik kovalens és hidrogénkötéssel:
Az ezt követő idők során, egészen a mai napig, a hidrogénkötés értelmezésének alapvető megközelítése nem változott a megosztott proton fogalma megingathatatlan. A hosszú távú és intenzív kutatások lehetővé tették a vegyületek szerkezetének a H-kötések kialakulására való hajlamra gyakorolt hatásának tisztázását, tisztázták az utóbbiak elektron voltát, és megbízható módszereket találtak azonosításukra. És ami a legfontosabb, széles körű általánosításokat tettek a H-kötések anyagok fizikai és kémiai tulajdonságaira gyakorolt hatásának felmérésére. Butlerov „a szerkezet határozza meg a tulajdonságokat” tézise a H-kötés kialakulásának lehetőségét és annak adott tulajdonságokhoz való hozzájárulását figyelembe véve kerül feltárásra. Az alábbiakban a hidrogénkötés problémájával kapcsolatos kérdések tanulmányozásának végső anyaga található.
A modern terminológia szerint a hidrogénkötés kialakulása akkor következik be, amikor egy protondonor (Brønsted-sav, elektronakceptor) kölcsönhatásba lép egy proton akceptorral (bázis, elektrondonor). A tárgyalt folyamatok sematikus ábrázolásához jelöljük az A-H protondonor molekulát (és azokban az esetekben, amikor szükséges jelezni a hidrogénhez kovalens kötéssel kötött atom természetét, az R-X-H). A proton akceptort jelöljük: B (mind a bázis egészének, mind az atom szimbolikus jelölése magányos elektronpárral) vagy B-Y. Az elfogadott szimbolikát figyelembe véve a hidrogénkötés az egyik molekula X-H csoportja és egy másik molekula B atomja közötti nem vegyértékű kölcsönhatásként ábrázolható, melynek eredményeként egy stabil A-H...B komplex jön létre intermolekuláris hidrogénkötéssel. képződik, amelyben a hidrogénatom az A és B fragmenseket összekötő híd szerepét tölti be. Megjegyzendő, hogy eddig nem volt egyértelmű megközelítés arra vonatkozóan, hogy melyik konkrét kötést nevezzük hidrogénkötésnek. A legtöbb szerző a hidrogénkötés fogalmát a hidrogénatom és a B elektrondonor, azaz a H...B kötés között létrejövő járulékos kölcsönhatásként említi. Más szerzők a hidrogénkötés fogalmát a teljes X-H...B láncnak nevezik, vagyis az X és B atomok közötti kapcsolatot hidrogénhídon keresztül. A többségre összpontosítva a hidrogénkötés jellemzőit (hossz, energia) a H...B kötésre fogjuk utalni, felismerve, hogy az utóbbi kialakulása nem tehet mást, mint az X-H kovalens kötés állapotát.
A hidrogénkötések vizsgálatának korai szakaszában azt hitték, hogy hidrogénhíd csak nagy elektronegativitású (F, O, N) atomok között jön létre. Az elmúlt évtizedekben, amikor fejlettebb berendezések jelentek meg a kutatók kezében, az atomok - hidrogénkötő partnerek köre jelentősen bővült (Cl, S és néhány más). Az X atom lehet bármely olyan atom, amely elektronegatívabb, mint a hidrogénatom, és ez utóbbival szabályos kémiai kötést képez (például szénatom). Mind a magányos elektronpárokat tartalmazó atomok (egyes esetekben még argon és xenon), mind a π-kötésű vegyületek a hidrogénatom akceptorjaként működhetnek.
Ha figyelembe vesszük a potenciálisan H-kötés kialakítására képes vegyületek természetét, könnyen beláthatjuk, hogy a hidrogénkötés kialakulása egy sav-bázis kölcsönhatásként ábrázolható, amely meghatározza a protontranszfer első szakaszát a protolitikus reakciókban.
A-H+:BA-H…BA-…H-B + A- + HB+Ilyen kölcsönhatások savas oldatokban figyelhetők meg. Ha az A-H terméknek nincs kifejezett savassága, vagy megfelelő oldószer hiányában, a sav-bázis kölcsönhatás folyamata a molekuláris komplexum szakaszában leáll.
A H-kötések egyetemes elismerése ellenére a szakirodalomban nem alakult ki egységes álláspont e jelenség természetéről. A kérdés továbbra is vitatott. Mielőtt bemutatnánk a hidrogénkötések kialakulását meghatározó erők természetének modern szemléletét, megjegyezzük a folyamatot kísérő legjelentősebb kísérleti tényeket.
I. Hidrogénkötések kialakulásakor hő szabadul fel – ez a H-kötés energiájának termokémiai mértéke. Ezt a jellemzőt a hidrogénkötések tanulmányozására szolgáló spektrális módszerek kalibrálására használják.
II. A hidrogénkötés kialakításában részt vevő szomszédos atomok közötti távolság lényegesen kisebb, mint a van der Waals sugaraik összege. Így vízben az oxigénatomok távolsága az O-H...O rendszerben 0,276 nm. Ha feltételezzük, hogy az O-H kovalens kötés hossza 0,1 nm, akkor a H...O kötés hossza 0,176 nm lesz, azaz jelentősen (kb. 70%-kal) hosszabb, mint az ezen atomok közötti kovalens kötés . Ennek ellenére a H...O kötés lényegesen rövidebbnek bizonyul, mint a van der Waals sugarak összege, amelyek 0,12 nm, illetve 0,14 nm a hidrogén és az oxigén esetében. Az utolsó körülmény az egyik
Ez az egyik kritérium, amely a molekulák közötti hidrogénkötések kialakulását jelzi.
III. A hidrogénkötés megnöveli az X-H kötés hosszát, ami az infravörös spektrumban a megfelelő nyújtó rezgéssáv alacsonyabb frekvenciák felé történő eltolódásához vezet. Az infravörös spektroszkópiai módszer a hidrogénkötések vizsgálatának fő módszere.
IV. Ha hidrogénkötés képződik, az X-H kötés polaritása megnő, ami a molekulakomplex dipólusmomentumának növekedéséhez vezet az R-X-H és B-Y molekulák dipólusainak vektoros addíciójával kapott számított adatokhoz képest.
V. A hidrogénkötésben részt vevő protonokat kisebb elektronsűrűség jellemzi, ezért árnyékoltak, ami az 1H NMR spektrumban a megfelelő rezonanciajelek jelentős eltolódásához vezet egy gyenge mezőbe. A proton mágneses rezonancia az IR spektrumokkal együtt a legérzékenyebb a H-kötés kialakulására.
VI. Az intermolekuláris hidrogénkötéseknél a molekulakomplex ionpár sav-bázis egyensúlyának jobbra eltolódását észleltük az oldószer polaritásának növekedésével.Ezeken túlmenően a hidrogénkötések egyéb szerkezeti és spektroszkópiai jellemzőit is rögzítik, melyek egyrészt az utóbbiak azonosítására, másrészt elektronikus mivoltuk megfejtésére szolgálnak. Mivel hidrogénkötés csak akkor jön létre, ha egy hidrogénatom egy elektronegatív atomhoz kapcsolódik, korábban azt feltételezték, hogy a hidrogénkötés természete az R-X - d -H + d ...B típusú dipól-dipól kölcsönhatásra redukálódik. - d -Y, amit elektrosztatikus kölcsönhatásnak is neveznek. Ezt a feltevést támasztja alá az a tény, hogy a legerősebb hidrogénkötéseket a legtöbb elektronegatív elemhez kapcsolódó hidrogénatomok alkotják. A hidrogénkötés nagyobb erőssége a nem specifikus dipól-dipól kölcsönhatáshoz képest (kb. 10-szer) a hidrogénatom kis méretével magyarázható, aminek köszönhetően közelebb kerülhet a másik dipólushoz. A dipólusmodell megmagyarázza a hidrogénkötés lineáris geometriáját is, hiszen az atomok lineáris elrendezése esetén a vonzóerők maximálisak, a taszítóerők pedig minimálisak.
Azonban nem minden, a hidrogénkötések vizsgálatában rögzített kísérleti tény magyarázható csak a dipól-dipól kölcsönhatás alapján. A hidrogénkötés energiája és a kölcsönható molekulák dipólusmomentuma vagy polarizálhatósága között szabályos összefüggés nem észlelhető. A hidrogénkötések rövid hossza a van der Waals sugarak jelentős átfedésére utal. Egy egyszerű elektrosztatikus modell pedig nem veszi figyelembe a hullámfüggvények átfedését és az elektronsűrűség újraeloszlását, amikor a molekulák közelednek egymáshoz. Ezeket a problémákat úgy lehet megoldani, ha feltételezzük, hogy a hidrogénkötés részben kovalens természetű a B elektrondonor és az A-X-H elektronakceptor közötti donor-akceptor kölcsönhatás miatt. Az X atomon az elektronsűrűség növekedése egy közvetítőn – egy hidrogénhídon – keresztül történik. Ebben az esetben a hidrogénatom nem kötőpályájának részleges kitöltése megengedett.
Kémiai kötések nemcsak atomok, hanem molekulák között is kialakulnak. Az egyik ilyen típusú kommunikáció az hidrogén kötés, amely hidrogént tartalmazó molekulák és egy nagy elektronegativitású elem között keletkezik, amely kovalens poláris kötéssel kapcsolódik a hidrogénatomhoz (a megosztott elektronpár eltolódik egy elektronegatívabb atomra, és a hidrogénatom részlegesen pozitív töltésű lesz): HF; H2O; NH3; HCl; H 2 S és így tovább.
Koncepció elektronegativitás(a kémiai kötésekben lévő atomok elektronvonzó képessége) L. Pauling amerikai kémikus vezette be először 1932-ben a gyakorlatba. A vegyészek gyakran használják az elektronegativitás relatív értékeit, míg a különböző módszerekkel meghatározott elektronegativitás abszolút értékei némileg eltérnek egymástól. Általánosságban elmondható, hogy egyértelmű kapcsolat nyomon követhető a periódusos rendszerben - a kémiai elemek elektronegativitása periódusokban balról jobbra növekszik (az elem atomszámának növekedésével), csoportokban pedig felülről lefelé csökken.
A nemfémeknek van a legnagyobb elektronegativitása:
F - 3,98; O-3,44; Cl - 3,16; N - 3,04; Br - 2,96; I - 2,66; S - 2,58; C, Se - 2,55; H - 2,20.
Kémiai elemek elektronegativitásának táblázata(valós méretben lásd a táblázatot).
A hidrogénkötésben a donor szerepét egy elektronegatív elem tölti be, amely részleges negatív töltéssel és szabad elektronpárokkal rendelkezik; Az akceptor szerepe a hidrogénatomot illeti.
Hidrogénkötés nem jön létre olyan hidrogénvegyületekben, amelyeknek elektronegativitása közel áll a hidrogénéhez: CH 4 ; PH 3...
Kövessük nyomon a hidrogénkötés kialakulásának mechanizmusát egy vízmolekulában. Mivel az O-H kovalens kötés erősen poláris, a hidrogénatomon részlegesen pozitív, az oxigénatomon részlegesen negatív töltés képződik, ami a hidrogénelektron erős elmozdulásához vezet, miközben pályája gyakorlatilag szabad és az atom szabad elektronpárja kölcsönhatásba kezd vele egy másik vízmolekula oxigénje - ez egy hidrogénkötés, amelyben az egyik hidrogénatom két elektronegatív oxigénatom között helyezkedik el, amelyek közül az egyikhez kötődik kovalens kötés.
A hidrogénkötéseknek köszönhetően a molekulák egyesülhetnek munkatársai.
Azt kell mondani, hogy a hidrogénkötés erőssége megközelítőleg egy nagyságrenddel kisebb, mint a kovalens kötésé (10-100 kJ/mol energia elegendő a felbomlásához). Ennek ellenére azonban a hidrogénkötések jelentős hatással vannak a vegyületek olyan fizikai-kémiai tulajdonságaira, mint a forráspont, az olvadáspont és a vízben való oldhatóság. Például a hidrogénkötéssel rendelkező anyagok (víz, kis molekulatömegű alkoholok, ammónia stb.) meglehetősen magas forrásponttal rendelkeznek, mivel több hidrogénkötés felszakításához többletenergia szükséges.
Azok az anyagok, amelyek oldószermolekulákkal hidrogénkötést tudnak kialakítani, jól oldódnak. A hidrogénkötések a természetben is meglehetősen elterjedtek, gyakran megtalálhatók fehérjevegyületekben és nukleinsavakban. A szervezetben az anyagcsere folyamata során hidrogénkötések is képződnek és felbomlanak.
Természet
A hidrogénkötést gyakran elektrosztatikus kölcsönhatásnak tekintik, amelyet fokoz a hidrogén kis mérete, amely lehetővé teszi a kölcsönhatásban lévő dipólusok közelségét. Ezt azután donor-akceptor kötésnek nevezik, egy hidrogénatom közötti nem vegyértékű kölcsönhatásnak. 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.
Tulajdonságok
A hidrogénkötés energiája lényegesen kisebb, mint a hagyományos kovalens kötésé (nem haladja meg a 40 kJ/mol értéket). Ez az energia azonban elegendő ahhoz, hogy a molekulák asszociálódjanak, azaz dimerek vagy polimerek képződjenek. 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 a víz és számos szerves folyadék (alkoholok, karbonsavak, karbonsavamidok, észterek) fizikai tulajdonságait.
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.
Vízben
Grotthus mechanizmus
Nukleinsavakban és fehérjékben
A hidrogénkötés nagymértékben meghatározza az olyan biológiailag fontos anyagok tulajdonságait, mint a fehérjék és a nukleinsavak. Különösen a fehérje-, RNS- és DNS-molekulák másodlagos szerkezetű elemei (pl. α-hélixek, β-lemezek) és harmadlagos szerkezetűek stabilizálódnak hidrogénkötésekkel. Ezekben a makromolekulákban hidrogénkötések kötik össze ugyanannak a makromolekulának a részeit, ami azt eredményezi, hogy az egy meghatározott alakra gyűrődik. Például a DNS kettős spirális szerkezetét nagyrészt a hidrogénkötések jelenléte határozza meg, amelyek olyan nukleotidpárokat kapcsolnak össze, amelyek az egyik komplementer szálat a másikhoz kapcsolják.
Polimerekben
Sok polimert a gerincében lévő hidrogénkötések erősítenek meg. A szintetikus polimerek közül a legismertebb példa a nejlon, ahol a hidrogénkötések játszanak fő szerepet az anyag kristályosodásában. A hidrogénkötések a mesterségesen előállított polimerek (például cellulóz) szerkezetében is fontosak, és a természetben sokféle formában, például fában, pamutban és lenben.
Lásd még
Megjegyzések
Irodalom
- Kémiai Enciklopédia. Szovjet Enciklopédia, M., 1988
- V. V. Moszkva. Hidrogénkötés a szerves kémiában. Soros oktatási folyóirat, 11999, N 2, p.58-64
| Kémiai kötés | |||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|
|
|||||||
| Intermolekuláris kölcsönhatás |
|||||||
Wikimédia Alapítvány. 2010.
A hidrogén a világegyetem legegyszerűbb kémiai eleme. Atomja mindössze 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 legtöbb szerves vegyületben jelen van. 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.sz. egyik tulajdonsága, ami nagyon hasonlít a kovalenshez. Vegye figyelembe, 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 áll a kovalenshez.
Ez könnyen kimutatható hagyományos kémiai módszerekkel, 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 a v. 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 összekapcsolódása számos különböző vegyületben megtalálható. Kémiai kötések gyakran előfordulnak a fluor, a nitrogén és, mivel ez 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 találhatók a szénhidrátokban, fehérjékben és nukleinsavakban. 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 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 ezeknek a kapcsolatoknak a társadalmi szerepe? 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 a víz csodálatos tulajdonságai ezzel nem érnek véget. Emlékeznie kell az olvadására is. És ismét a hidrogénkötés - ez az oka annak, hogy a sűrűség az olvadás során növekedni kezd. A jég olvadásakor minden tizedik hidrogénkötés megsemmisül, 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.
Szerkezet hidrogén kötés egy példa segítségével elmagyarázzuk Önnek kölcsönhatás vízmolekulák egymás között.
A vízmolekula az dipól. Ez azzal magyarázható, hogy az atom hidrogén többhez kapcsolódik elektronegatív elem oxigén birtoklása, megtapasztalása hiba elektronokés ezért képes kölcsönhatásba kerül egy másik vízmolekula oxigénatomjával.
Ennek eredményeként kölcsönhatás felmerül hidrogén kötés (Rizs. 2.1):
2.1. A vízmolekulák közötti hidrogénkötés kialakulásának mechanizmusa
Ezt azzal magyarázzák hidrogén atom többhez kapcsolódik elektronegatív elem, amelynek magányos elektronpár(nitrogén, oxigén, fluor stb.), tesztek hiba elektronok, és ezért kölcsönhatásba léphet velük meg nem osztott egy elektronpár egy másik elektronegatív atom ez vagy egy másik molekulák.
Ennek eredményeként az is hidrogénkapcsolat, amely grafikusan van feltüntetve három pont(Rizs.):
Rizs. 2.2. A proton közötti hidrogénkötés kialakulásának mechanizmusa (H . δ + ) és több elektronegatív kénatom (:S δ - ), oxigén (:O δ - ) és nitrogén (:N δ - )
Ez a kapcsolat jelentős gyengébb egyéb kémiai kötések ( energia végzettsége 10-40 kJ/mol), és főként elektrosztatikus és donor-akceptor kölcsönhatások határozzák meg.
A hidrogénkötés lehet olyan intramolekuláris, így intermolekuláris.
2.1.4. Hidrofób kölcsönhatások
Mielőtt figyelembe vennénk a természetet hidrofób kölcsönhatás, be kell vezetni a „ hidrofil"és " hidrofób" funkcionális csoportok.
Azokat a csoportokat, amelyek vízmolekulákkal hidrogénkötést tudnak kialakítani, ún hidrofil.
Ezek a csoportok magukban foglalják poláris csoportok: aminocsoport (-N.H. 2 ) , karboxil(- COOH), karbonilcsoport(- CHO) És szulfhidril csoport ( - SH).
Általában, hidrofil jók a kapcsolatok oldódó vízben. !!! Ez annak a ténynek köszönhető, hogy a poláris csoportok képesek hidrogénkötéseket kialakítani a vízmolekulákkal .
Kinézet az ilyen kapcsolatokat kísérik energia felszabadítása, ezért van a tendencia az érintkezési felület maximális növekedése töltött csoportok és víz ( Rizs. 2.3):
Rizs. 2.3. Hidrofób és hidrofil kölcsönhatások kialakulásának mechanizmusa
Azokat a molekulákat vagy molekularészeket, amelyek nem képesek hidrogénkötést kialakítani vízzel, nevezzük hidrofób csoportok.
Ezek a csoportok magukban foglalják alkilÉs aromás radikálisok, akik nem polárisÉs ne hordd elektromos töltés.
Hidrofób csoportok – Rosszul vagy egyáltalán nem oldódó vízben.
Ezt azzal magyarázzák atomokÉs atomcsoportok tartalmazza hidrofób csoportok vannak elektromosan semlegesés ezért) nem tud forma hidrogénkötések vízzel.
!!! A hidrofób kölcsönhatások a nem poláris gyökök érintkezéséből származnak, amelyek nem képesek megszakítani a vízmolekulák közötti hidrogénkötéseket.
Ennek eredményeként vízmolekulákáltal kiszorítják felület hidrofil molekulák ( Rizs. 2.3).
2.1.5. Van der Waals interakciók.
A molekulákban is nagyon gyenge és rövid távú vonzó erők elektromosan semleges atomok és funkciós csoportok között.
Ezek az ún van der Waals interakciók.
Ezek kondicionáltak elektrosztatikus kölcsönhatásnegatív töltésű elektronok között egyatom és pozitív töltésű mag egy másikatom.
Mivel az atommagok árnyékolt körülvéve őket a sajátjukkal elektronok a szomszédos atomok magjaiból, majd a különböző atomok között keletkeznek van der Waals kölcsönhatás nagyon kicsi.
Mindezek interakciók típusai részt venni képződés, fenntartásaÉs stabilizáció térszerkezet ( konformáció) fehérje molekulák ( Rizs. 2.4):
Rizs. 2.4. A kovalens kötések és a gyenge nem kovalens kölcsönhatások kialakulásának mechanizmusa:1 - elektrosztatikus kölcsönhatások;2 - hidrogénkötések;3 - hidrofób kölcsönhatások,4 – diszulfid kötések
Erők, amelyek hozzájárulnak a fehérjék térszerkezetének kialakítása és stabil állapotban tartása, nagyon gyengék erők. Ezen erők energiája az 2-3 nagyságrenddel kisebb, mint a kovalens kötések energiája. Az egyes atomok és atomcsoportok között működnek.
A biopolimer (fehérje) molekulákban található nagyszámú atom azonban ahhoz a tényhez vezet, hogy ezeknek a gyenge kölcsönhatásoknak az összenergiája összevethető a kovalens kötések energiájával.
