رابطة الهيدروجين هو التفاعل بين ذرتين كهربائيتين لواحد أو جزيئات مختلفة من خلال ذرة الهيدروجين: A - H ... B (يشير الشريط إلى رابطة تساهمية ، ثلاث نقاط - رابطة هيدروجينية).

يمكن أن تكون إحدى علامات الرابطة الهيدروجينية هي المسافة بين ذرة الهيدروجين وذرة أخرى تشكلها. يجب أن يكون أقل من مجموع أنصاف أقطار هذه الذرات.

تحدث ، كقاعدة عامة ، بين ذرات الفلور والنيتروجين والأكسجين (العناصر الأكثر كهربيًا) ، في كثير من الأحيان - بمشاركة الكلور والكبريت وغير ذلك من المواد اللافلزية. تتكون الروابط الهيدروجينية القوية في المواد السائلة مثل الماء وفلوريد الهيدروجين والأحماض غير العضوية المحتوية على الأكسجين والأحماض الكربوكسيلية والفينولات والكحول والأمونيا والأمينات. أثناء التبلور ، عادة ما يتم الاحتفاظ بالروابط الهيدروجينية في هذه المواد.

الاعتماد الخصائص الفيزيائية المواد ذات التركيب الجزيئي على طبيعة التفاعل بين الجزيئات. تأثير الروابط الهيدروجينية على خواص المواد.

تؤدي الروابط الهيدروجينية بين الجزيئات إلى ارتباط الجزيئات ، مما يؤدي إلى زيادة درجة حرارة غليان وانصهار المادة. على سبيل المثال ، يغلي الكحول الإيثيلي C2H5OH ، القادر على الارتباط ، عند + 78.3 درجة مئوية ، وثنائي ميثيل الأثير CН3ОСН3 ، الذي لا يشكل روابط هيدروجينية ، فقط عند -24 درجة مئوية ( الصيغة الجزيئية كلا المواد C2H6O).

يحسن تكوين روابط H مع جزيئات المذيبات قابلية الذوبان. لذا ، فإن كحول الميثيل والإيثيل (CH3OH ، C2H5OH) ، الذي يشكل روابط H مع جزيئات الماء ، يذوب فيه إلى أجل غير مسمى.

تتشكل الرابطة الهيدروجينية داخل الجزيئية بترتيب مكاني مناسب لمجموعات الذرات المقابلة في الجزيء وتؤثر بشكل خاص على الخصائص. على سبيل المثال ، تزيد رابطة H داخل جزيئات حمض الساليسيليك من حموضته. تلعب الروابط الهيدروجينية دورًا مهمًا للغاية في تكوين التركيب المكاني للبوليمرات الحيوية (البروتينات ، السكريات ، الأحماض النووية) ، والتي تحدد وظائفها البيولوجية إلى حد كبير.

قوى التفاعل الجزيئي (قوى فان دير فال). تفاعلات التوجيه والحث والتشتت.

التفاعل بين الجزيئات- التفاعل بين الجزيئات أو الذرات المحايدة كهربائياً.

إلى فان دير فال تشمل القوى التفاعلات بين ثنائيات الأقطاب (ثابتة ومستحثة). يأتي الاسم من حقيقة أن هذه القوى هي سبب تصحيح الضغط الداخلي في معادلة الحالة لغاز فان دير فال الحقيقي. تحدد هذه التفاعلات بشكل أساسي القوى المسؤولة عن تكوين التركيب المكاني للجزيئات البيولوجية.

اتجاه: الجزيئات القطبية التي لا تتطابق فيها مراكز جاذبية الشحنات الموجبة والسالبة ، على سبيل المثال ، HCl ، H2O ، NH3 ، يتم توجيهها بطريقة تقترب من نهايات الشحنات المعاكسة. ينشأ الجاذبية بينهما. (طاقة كيسوم) يتم التعبير عنها بالنسبه:

ه К \u003d 2 μ 1 μ 2 / 4π ε 0 ص 3 ،

حيث μ1 و μ2 هما اللحظات ثنائية القطب لثنائيات القطب المتفاعلة ، r هي المسافة بينهما. لا يمكن إجراء التجاذب ثنائي القطب إلا عندما تتجاوز طاقة الجذب الطاقة الحرارية للجزيئات ؛ يحدث هذا عادة في المواد الصلبة والسائلة. يتجلى تفاعل ثنائي القطب ثنائي القطب في السوائل القطبية (الماء ، فلوريد الهيدروجين).

الحث: تحت تأثير الأطراف المشحونة للجزيء القطبي ، يتم إزاحة السحب الإلكترونية للجزيئات غير القطبية باتجاه الشحنة الموجبة وبعيدًا عن السالب. يصبح الجزيء غير القطبي قطبيًا ، وتبدأ الجزيئات في جذب بعضها البعض ، فقط أضعف بكثير من جزيئين قطبين.

(طاقة ديباي) تتحدد بالتعبير:

ED \u003d −2 μ nav 2 γ / r 6 ،

حيث μ nav هي لحظة ثنائي القطب المستحث.

عادة ما يكون جاذبية ثنائيات الأقطاب الدائمة والمستحثة ضعيفة للغاية ، لأن قابلية الاستقطاب لجزيئات معظم المواد منخفضة. إنه يعمل فقط على مسافات صغيرة جدًا بين ثنائيات الأقطاب. يتجلى هذا النوع من التفاعل بشكل رئيسي في محاليل المركبات القطبية في المذيبات غير القطبية.

مشتت: يمكن أن يحدث الجذب أيضًا بين الجزيئات غير القطبية. قد تتركز الإلكترونات ، التي تكون في حالة حركة ثابتة ، للحظة على جانب واحد من الجزيء ، أي أن الجسيم غير القطبي سيصبح قطبيًا. يؤدي هذا إلى إعادة توزيع الشحنات في الجزيئات المجاورة ، ويتم إنشاء روابط قصيرة المدى بينهما.

(طاقة لندن) مقدمة من:

E Л \u003d −2 μ mn 2 2 / r 6 ،

حيث μ mn هي لحظة ثنائي القطب اللحظي. إن قوى الجذب اللندنية بين الجسيمات غير القطبية (الذرات والجزيئات) قصيرة المدى للغاية. تعتمد قيم طاقة هذا الجذب على حجم الجسيمات وعدد الإلكترونات في ثنائيات الأقطاب المستحثة. هذه الروابط ضعيفة للغاية - أضعف التفاعلات بين الجزيئات. ومع ذلك ، فهي الأكثر عالمية ، لأنها تنشأ بين أي جزيئات.

الرابطة الهيدروجينية(H-bond) هو نوع خاص من التفاعل بين المجموعات التفاعلية ، بينما تحتوي إحدى المجموعات على ذرة هيدروجين عرضة لمثل هذا التفاعل. الرابطة الهيدروجينية هي ظاهرة عالمية تشمل جميع الكيمياء. على عكس الروابط الكيميائية العادية ، لا تظهر الرابطة H كنتيجة للتوليف المستهدف ، ولكنها تنشأ نفسها في ظل ظروف مناسبة وتتجلى في شكل تفاعلات بين الجزيئات أو داخل الجزيئات.

ملامح الرابطة الهيدروجينية.

السمة المميزة للرابطة الهيدروجينية هي قوتها المنخفضة نسبيًا ، طاقتها أقل من 5-10 مرات من طاقة الرابطة الكيميائية. من حيث الطاقة ، فإنها تحتل موقعًا وسيطًا بين الروابط الكيميائية وتفاعلات فان دير فال ، تلك التي تحمل الجزيئات في المرحلة الصلبة أو السائلة.

في تكوين الرابطة H ، يلعب الدور الحاسم الكهربية للذرات المشاركة في الرابطة - القدرة على سحب إلكترونات الرابطة الكيميائية من الذرة - الشريك المشارك في هذه الرابطة. نتيجة لذلك ، تنشأ شحنة سالبة جزئية د على الذرة A مع زيادة كهرسلبية ، وعلى الذرة الشريكة - موجب d + ، رابطة كيميائية في هذه الحالة ، يكون الاستقطاب: A d-H d +.

تسمح الشحنة الموجبة الجزئية الناتجة على ذرة الهيدروجين لها بجذب جزيء آخر ، يحتوي أيضًا على عنصر كهرسلبي ، وبالتالي ، فإن التفاعلات الكهروستاتيكية تجعل الحصة الرئيسية في تكوين رابطة H.

تشارك ثلاث ذرات في تكوين رابطة H ، واثنتان كهربائيتان (A و B) وذرة هيدروجين H تقع بينهما ، ويمكن تمثيل بنية هذه الرابطة على النحو التالي: B H d + -A d- (عادةً ما يتم الإشارة إلى الرابطة الهيدروجينية بخط منقط ). يُسمى Atom A ، المرتبط كيميائيًا بـ H ، مانح البروتون (التبرع اللاتيني - العطاء والتبرع) ، و B - متقبله (متقبل لاتيني - متقبل). في أغلب الأحيان ، لا يوجد "تبرع" حقيقي ، ويظل H مرتبطًا كيميائيًا بـ A.

لا يوجد الكثير من الذرات - المانحون A ، يزودون H لتشكيل روابط H ، عمليًا ثلاثة فقط: N و O و F ، في نفس الوقت ، مجموعة الذرات المستقبلة B واسعة جدًا.

تم تقديم المفهوم ذاته ومصطلح "رابطة الهيدروجين" بواسطة W. Latimer و R. Rodebusch في عام 1920 ، من أجل شرح نقاط غليان الماء والكحول والسائل HF وبعض المركبات الأخرى. بمقارنة نقاط غليان المركبات ذات الصلة H 2 O و H 2 S و H 2 Se و H 2 Te ، لفتوا الانتباه إلى حقيقة أن العنصر الأول في هذه السلسلة - الماء - يغلي بدرجة أعلى بكثير مما يليه من الانتظام الذي يشكل الباقي أعضاء السلسلة. من هذا النمط ، يتبع ذلك أن الماء يجب أن يغلي 200 درجة مئوية أقل من القيمة الحقيقية المرصودة.

لوحظ نفس الانحراف تمامًا للأمونيا في سلسلة من المركبات ذات الصلة: NH 3 ، H 3 P ، H 3 As ، H 3 Sb. نقطة الغليان الحقيقية (-33 درجة مئوية) أعلى بـ 80 درجة مئوية مما كان متوقعًا.

عندما يغلي السائل ، يتم تدمير تفاعلات van der Waals فقط ، تلك التي تحمل الجزيئات في المرحلة السائلة. إذا كانت نقاط الغليان مرتفعة بشكل غير متوقع ، فإن الجزيئات بالتالي مرتبطة ببعض القوى الإضافية الأخرى. في هذه الحالة ، هذه روابط هيدروجينية.

وبالمثل ، فإن زيادة نقطة غليان الكحول (بالمقارنة مع المركبات التي لا تحتوي على مجموعة -OH) هي نتيجة تكوين روابط هيدروجينية.

في الوقت الحاضر ، توفر الطرق الطيفية (غالبًا التحليل الطيفي بالأشعة تحت الحمراء) طريقة موثوقة للكشف عن روابط H. تختلف الخصائص الطيفية لمجموعات AN المرتبطة بالهيدروجين بشكل ملحوظ عن تلك الحالات التي لا توجد فيها مثل هذه الرابطة. بالإضافة إلى ذلك ، إذا أظهرت الدراسات الهيكلية أن المسافة بين ذرات B - H أقل من مجموع نصف قطر فان دير فالس ، فيُعتبر أن وجود الرابطة H. قد تم إثباته.

بالإضافة إلى زيادة نقطة الغليان ، تظهر روابط الهيدروجين نفسها أيضًا أثناء تكوين التركيب البلوري للمادة ، مما يزيد من نقطة انصهارها. في التركيب البلوري للجليد ، تشكل روابط H شبكة كبيرة الحجم ، بينما يتم ترتيب جزيئات الماء بطريقة يتم فيها توجيه ذرات الهيدروجين لجزيء واحد نحو ذرات الأكسجين للجزيئات المجاورة:

يحتوي حمض البوريك B (OH) 3 على بنية بلورية متعددة الطبقات ، كل جزيء مرتبط بالهيدروجين مع ثلاثة جزيئات أخرى. تشكل تعبئة الجزيئات في طبقة نمط باركيه ، مُجمَّع من أشكال سداسية:

معظم المواد العضوية غير قابلة للذوبان في الماء ، عندما يتم انتهاك هذه القاعدة ، يكون هذا في أغلب الأحيان نتيجة لتداخل الروابط الهيدروجينية.

يعتبر الأكسجين والنيتروجين المتبرعين الرئيسيين للبروتونات ؛ حيث يقومان بوظيفة الذرة A في ثالوث B ··· H d + -A d- الذي كان يعتبر سابقًا. هم ، في أغلب الأحيان ، يعملون كقبول (ذرة ب). نتيجة لذلك ، يمكن لبعض المواد العضوية التي تحتوي على O و N في دور الذرة B أن تذوب في الماء (يلعب دور الذرة A بواسطة أكسجين الماء). تساعد الروابط الهيدروجينية بين المادة العضوية والماء على "تفكيك" جزيئات المادة العضوية وتحويلها إلى محلول مائي.

هناك قاعدة عامة: إذا المواد العضوية لا يحتوي على أكثر من ثلاث ذرات كربون لكل ذرة أكسجين ، ثم يذوب بسهولة في الماء:

البنزين قابل للذوبان بشكل طفيف في الماء ، ولكن إذا استبدلت مجموعة CH واحدة بـ N ، نحصل على بيريدين C 5 H 5 N ، وهو قابل للامتزاج بالماء بأي نسبة.

يمكن أن تظهر الروابط الهيدروجينية أيضًا في المحاليل غير المائية ، عندما تنشأ شحنة موجبة جزئية على الهيدروجين ، ويكون الجزيء الذي يحتوي على متقبل "جيد" ، وهو الأكسجين عادةً ، قريبًا. على سبيل المثال ، يذيب الكلوروفورم HCCl 3 الأحماض الدهنية ، والأسيتيلين HCєCH قابل للذوبان في الأسيتون:

وجدت هذه الحقيقة تطبيقات تقنية مهمة ، الأسيتيلين تحت الضغط حساس جدًا للصدمات الخفيفة وينفجر بسهولة ، ومحلول الأسيتون تحت الضغط آمن في التعامل معه.

تلعب الروابط الهيدروجينية في البوليمرات والبوليمرات الحيوية دورًا مهمًا. في السليلوز ، المكون الرئيسي للخشب ، توجد مجموعات الهيدروكسيل في شكل مجموعات جانبية لسلسلة بوليمر مجمعة من شظايا دورية. على الرغم من الطاقة الضعيفة نسبيًا لكل رابطة H فردية ، فإن تفاعلها في جميع أنحاء جزيء البوليمر يؤدي إلى تفاعل قوي بين الجزيئات بحيث يصبح حل السليلوز ممكنًا فقط عند استخدام مذيب غريب للغاية - كاشف شفايتزر (مركب الأمونيا من هيدروكسيد النحاس).

رابطة الهيدروجين (H- بوند)هي رابطة تتكون من ذرة هيدروجين بروتونية وذرة سالبة كهربائياً من نفس الجزيء أو جزيء آخر. في ظل الظروف العادية ، يكون تكافؤ الهيدروجين 1 ، وهو قادر على ربط زوج إلكترون واحد مع ذرات أخرى ، وتشكيل رابطة تساهمية: يمكن لذرة الهيدروجين أن تربط الإلكترون ، وتشكل أيون الهيدريد H +

تتمتع ذرة الهيدروجين بخاصية تميزها عن جميع الذرات الأخرى: التخلي عن الإلكترون ، ويبقى على شكل نواة بدون إلكترونات ، أي. على شكل جسيم ، قطره أصغر بآلاف المرات من قطر الذرات الأخرى. في حالة عدم وجود الإلكترونات ، لا يتم صد أيون H + بواسطة غلاف الإلكترون للذرات أو الأيونات الأخرى ، ولكنه على العكس من ذلك ينجذب ؛ يمكن أن تقترب من ذرات أخرى ، وتتفاعل مع إلكتروناتها ، وحتى تتسلل إلى غلافها الإلكتروني. في السوائل ، لا تبقى أيونات H + في معظمها كجسيم مستقل ، ولكنها ترتبط بجزيئات من مادتين: في الماء مع جزيئات الماء ، وتشكيل H 3 O + أيون الهيدرونيوم ؛ مع جزيء الأمونيا - NH 4 + - أيون الأمونيوم.

كونها مرتبطة بذرة من أكثر العناصر كهرسلبية: الفلور والأكسجين والكلور والنيتروجين ، تكتسب ذرة الهيدروجين شحنة موجبة عالية نسبيًا ، لا تتجاوز واحدًا. نظرًا لأن هذه الشحنة تتركز في نواة ذرية صغيرة جدًا ، فهي قريبة جدًا من ذرة أخرى تحمل شحنة سالبة. يؤدي هذا إلى تكوين رابطة قوية إلى حد ما ثنائي القطب ثنائي القطب بطاقة 20-30 كيلوجول / مول وأكثر. تنشأ الرابطة الهيدروجينية نتيجة التفاعل بين ثنائي القطب لرابطتين قطبيتين بقوة تنتمي إلى جزيئات مختلفة أو نفس الجزيء. إنها أضعف من المعتاد الرابطة التساهميةتبلغ طاقتها حوالي 125-420 كيلوجول / مول ويمكن تعزيزها بسبب الاستقطاب المتبادل للروابط بسبب السمات المشار إليها لذرة الهيدروجين. يتم الإشارة إلى الرابطة الهيدروجينية (رابطة H) بواسطة Х-Н × ЧЧЧЧ.

يمكن أن توجد ذرة الهيدروجين المشاركة في الرابطة الهيدروجينية بالضبط في المنتصف بين ذرتين سلبيتين بشدة - ترتيب متماثل ، أو يمكن أن تقترب من تلك التي لديها طاقة كهربائية كبيرة - ترتيب غير متماثل.

طاقة رابطة الهيدروجين كافية لإحداث تفكك ملحوظ للجزيئات في درجات الحرارة العادية والمنخفضة. حتى بالقرب من نقطة الغليان ، يحتوي فلوريد الهيدروجين على تركيبة متوسطة (HF) 4. ينتج عن الارتباط درجات انصهار وغليان عالية بشكل غير طبيعي لفلوريد الهيدروجين. يفسر وجود ثنائي H 2 F 2 تشكيل أملاح حمضية من نوع KHF 2 × NaHF 2. حقيقة أن حمض الهيدروفلوريك ، على عكس حمض الهيدروكلوريك والهيدروبروميك وحمض الهيدرويودك ، هو حمض ضعيف (K d \u003d 7 × 10-4) - هو أيضًا نتيجة لترابط جزيئات HF بسبب الروابط الهيدروجينية.

في ظل وجود رابطة هيدروجينية غير متماثلة ، والتي تحدث في مركبات الأكسجين والنيتروجين ، يقع الهيدروجين بالقرب من إحدى الذرتين المتجاورتين ، هنا رابطة H بين الجزيئات... يشارك كل جزيء H2O في تكوين روابط H2 ، بحيث ترتبط ذرة الأكسجين بأربع ذرات هيدروجين. تشكل جزيئات الماء المرتبطة بنية مكانية مخرمة ، حيث توجد كل ذرة أكسجين في وسط رباعي الوجوه ، وتقع ذرات الهيدروجين في الزوايا.

هيكل مكاني مخرم للمياه

يوضح الهيكل المخرم للجليد أن كثافته أقل من كثافة الماء. أثناء الذوبان ، ينكسر جزء من روابط H وتزداد كثافة الماء ، لأن تكون الجزيئات أكثر كثافة. أظهرت دراسة بالأشعة السينية أنه بالنسبة لمعظم الجزيئات في الماء السائل ، يتم أيضًا الحفاظ على بيئة رباعي السطوح: ترتيب الجزيئات المجاورة هو نفسه تقريبًا كما في بلورة الجليد ، وفي الطبقة التالية يتكرر

بعض الانحراف عن الترتيب المحدد ؛ يزداد الانحراف مع المسافة من الجزيء المأخوذ. يتميز الماء بوجود "ترتيب قصير المدى" وكذلك بالنسبة للسوائل الأخرى ، وبدرجة أقل ، مقارنة بالسوائل الأخرى ، وجود "ترتيب بعيد المدى". هذا ما يفسر وجود بنية بلورية في الماء.

خصائص الماء مثل القيم العالية للسعة الحرارية وحرارة التبخر ، ونقاط الانصهار والغليان العالية بشكل غير طبيعي ، وثابت العزل الكهربائي المرتفع بسبب ارتباط جزيئات الماء بواسطة روابط الهيدروجين. بدون روابط H ، ذوبان الماء \u003d -100 درجة مئوية ، الماء المغلي \u003d -80 درجة مئوية.

روابط الهيدروجين موجودة في الأمونيا السائلة. يمكن لذرة الهيدروجين المرتبطة بالكربون أن تكتسب القدرة على تكوين رابطة هيدروجينية إذا كانت التكافؤات الأخرى للكربون مشبعة بذرات كهربية قوية أو مجموعات ذرية مقابلة ، على سبيل المثال ، الكلوروفورم (CHCl 3) ، خماسي كلورو الإيثان (CCl 3 -CHCl 2) ، أي يمكن أن يؤدي قرب الذرات الكهربية إلى تنشيط تكوين رابطة هيدروجينية عند ذرات مجموعات CH ، على الرغم من أن الكهربية الكهربية لذرات C و H هي نفسها تقريبًا. هذا ما يفسر ظهور روابط H بين الجزيئات في السائل HCN ، CHF 3 ، إلخ.

الرابطة الهيدروجينية متأصلة في أي حالة كلية للمادة. يتشكل بين نفس الجزيئات المختلفة وبين أجزاء مختلفة من نفس الجزيء - رابطة الهيدروجين داخل الجزيئية... الأكثر شيوعًا هو الرابطة H بين الجزيئات التي تحتوي على مجموعات OH - الهيدروكسيل.

تعتبر الإيثرات ذات الكتلة المولية الأعلى أكثر تطايرًا من الكحول ، حيث أن جميع ذرات الهيدروجين في الإيثرات مرتبطة بذرات الكربون ولا يمكنها تكوين روابط H.

دور رابطة H في الأنظمة الكيميائية الحيوية عظيم. تعود خصائص البروتينات والأحماض النووية إلى حد كبير إلى وجود رابطة هيدروجينية. تلعب رابطة H دورًا مهمًا في عمليات الذوبان. تنتشر الروابط الهيدروجينية بشكل خاص في جزيئات البروتينات والأحماض النووية والمركبات الأخرى المهمة بيولوجيًا ، لذلك تلعب هذه الروابط دورًا مهمًا في كيمياء العمليات الحيوية.