Επικοινωνίες υδρογόνου - Αυτή είναι η αλληλεπίδραση μεταξύ των δύο ηλεκτρονευστικών ατόμων ενός ή ενός ή Διαφορετικά μόρια Μέσω ενός ατόμου υδρογόνου: Α-Η ... Σε (ένας ομοιοπολικός δεσμός υποδεικνύεται, τρία σημεία - δεσμός υδρογόνου).

Ένα από τα σημάδια του δεσμού υδρογόνου μπορεί να είναι η απόσταση μεταξύ του ατόμου υδρογόνου και του άλλου ατόμου, σχηματίζεται. Θα πρέπει να είναι μικρότερο από το άθροισμα των ακτίνων αυτών των ατόμων.

Εμφανίζονται, κατά κανόνα, μεταξύ των ατόμων φθορίου, αζώτου και οξυγόνου (τα πιο ηλεκτροριθμητικά στοιχεία), λιγότερο συχνά - με τη συμμετοχή χλωρίου, ατόμων θείου και άλλων μη μετάλλων. Ισχυροί δεσμοί υδρογόνου σχηματίζονται σε τέτοιες υγρές ουσίες όπως νερό, υδρογόνο φθορίου, ανόργανα οξέα που περιέχουν οξυγόνο, καρβοξυλικά οξέα, φαινόλους, αλκοόλες, αμμωνία, αμίνες. Όταν διατηρούνται συνήθως κρυστάλλωση, δεσμοί υδρογόνου σε αυτές τις ουσίες.

Εθισμός φυσικές ιδιότητες Ουσίες με μοριακή δομή στη φύση της διαμολλιακής αλληλεπίδρασης. Η επίδραση του δεσμού του υδρογόνου στις ιδιότητες των ουσιών.

Οι ενδομυϊκοί δεσμοί υδρογόνου καθορίζουν τη συσχέτιση μορίων, τα οποία οδηγούν σε αύξηση της θερμοκρασίας ζέσεως και τήξης. Για παράδειγμα, η αιθυλική αλκοόλη C2H5OH, ικανή να συσχετιστεί, βράζει στους + 78,3 ° C και ο διμεθυλαιθέρας του CH3OSN3, ο οποίος δεν σχηματίζει δεσμούς υδρογόνου, μόνο στους -24 ° C ( Μοριακός τύπος Και οι δύο ουσίες C2N6O).

Ο σχηματισμός των Ν-δεσμών με μόρια διαλύτη συμβάλλει στη βελτίωση της διαλυτότητας. Έτσι, οι μεθυλ και αιθυλικές αλκοόλες (CH3OH, C2N5Y), σχηματίζοντας Ν-δεσμούς με μόρια νερού, διαλύονται σε αυτό επ 'αόριστον.

Ο ενδομοριακός δεσμός υδρογόνου σχηματίζεται με μια ευνοϊκή χωρική θέση στο μόριο των αντίστοιχων ομάδων ατόμων και επηρεάζει ειδικά τις ιδιότητες. Για παράδειγμα, το N-δεσμό μέσα στο σαλικυλικό οξύ μόρια αυξάνει την οξύτότητά του. Οι δεσμοί υδρογόνου διαδραματίζουν έναν εξαιρετικά σημαντικό ρόλο στον σχηματισμό της χωρικής δομής των βιοπολυμερών (πρωτεϊνών, πολυσακχαριτών, νουκλεϊνικών οξέων), οι οποίες καθορίζουν σε μεγάλο βαθμό τις βιολογικές τους λειτουργίες.

Δυνάμεις της διαμολλιακής αλληλεπίδρασης (δύναμη Van der Waals). Την αλληλεπίδραση προσανατολισμού, επαγωγής και διασποράς.

Διαμολλιακή αλληλεπίδραση- Αλληλεπίδραση μεταξύ ηλεκτρικά ουδέτερων μορίων ή ατόμων.

ΠΡΟΣ ΤΗΝ van der waals Οι δυνάμεις περιλαμβάνουν αλληλεπιδράσεις μεταξύ διπόλων (μόνιμης και επαγόμενης). Το όνομα οφείλεται στο γεγονός ότι οι δυνάμεις αυτές είναι η αιτία της τροποποίησης της εσωτερικής πίεσης στην εξίσωση της κατάστασης του πραγματικού αερίου των Van der Waals. Αυτές οι αλληλεπιδράσεις προσδιορίζονται κυρίως από τις δυνάμεις που είναι υπεύθυνοι για το σχηματισμό της χωρικής δομής των βιολογικών μακρομορίων.

Προσανατολισμός: Πολικά μόρια στα οποία τα κέντρα βαρύτητας θετικών και αρνητικών φορτίων δεν συμπίπτουν, για παράδειγμα HCl, H2O, NH3, εστιάζονται με τέτοιο τρόπο ώστε να τελειώσει με αντίθετες χρεώσεις. Υπάρχει έλξη μεταξύ τους. (Ενέργεια Κύριο) εκφράζεται από τον λόγο:

E k \u003d -2 μ 1 μ 2 / 4π ε 0 R3,

Όπου τα μ1 και μ2 είναι οι χρονικές στιγμές αλληλεπίδρασης διπόλων, το R είναι η απόσταση μεταξύ τους. Το ελκυστικό διπόλιο-διπόλιο μπορεί να πραγματοποιηθεί μόνο όταν η ενέργεια της έλξης υπερβαίνει τη θερμική ενέργεια των μορίων. Αυτό συνήθως λαμβάνει χώρα σε στερεές και υγρές ουσίες. Η αλληλεπίδραση διπόλου-διπόλου εκδηλώνεται σε πολικά υγρά (νερό, υδρογόνο φθορίου).

Επαγωγή: Κάτω από τη δράση των φορτισμένων άκρων του πολικού μορίου, τα ηλεκτρονικά σύννεφα μη πολικών μορίων μετατοπίζονται προς ένα θετικό φορτίο και μακριά από το αρνητικό. Το μη πολικό μόριο γίνεται πολικό και τα μόρια αρχίζουν να προσελκύουν ο ένας τον άλλον, πολύ ασθενέστερα από δύο πολικά μόρια.

(Η ενέργεια Debee) καθορίζεται από την έκφραση:

E d \u003d -2 μm ma 2 γ / r 6,

όπου ο μΐ είναι η στιγμή της επαγόμενης διπόλου.

Η έλξη των σταθερών και επαγόμενων διπόλων είναι συνήθως πολύ αδύναμη, καθώς η πολωσιμότητα των μορίων των περισσότερων ουσιών είναι μικρή. Λειτουργεί μόνο σε πολύ χαμηλές αποστάσεις μεταξύ των διπόλων. Αυτός ο τύπος αλληλεπίδρασης εκδηλώνεται κυρίως στα διαλύματα πολικών ενώσεων σε μη πολικούς διαλύτες.

Διασπορά: Μπορεί επίσης να προσελκύονται μεταξύ μη πολικών μορίων. Τα ηλεκτρόνια που βρίσκονται σε σταθερή κίνηση μπορεί να αποδειχθούν ότι επικεντρώνονται στη μία πλευρά του μορίου, δηλαδή, ένα μη πολικό σωματίδιο θα γίνει πολικό. Αυτό προκαλεί την ανακατανομή των χρεώσεων σε γειτονικά μόρια και δημιουργούνται βραχυπρόθεσμες σχέσεις μεταξύ τους.

(Ενέργεια του Λονδίνου) δίνεται από τη σχέση:

E L \u003d -2 μ MMGR 2 γ 2 / R6,

όπου το μmgn είναι η στιγμή ενός στιγμιαίου διπόλου. Οι δυνάμεις της έλξης του Λονδίνου μεταξύ μη πολικών σωματιδίων (ατόμων, μορίων) είναι πολύ μικρές περιοχές. Οι ενεργειακές τιμές αυτής της έλξης εξαρτώνται από το μέγεθος των σωματιδίων και τον αριθμό των ηλεκτρονίων στις επαγόμενες διπόλες. Αυτές οι σχέσεις είναι πολύ αδύναμες - οι πιο αδύναμοι από όλες τις ενδομυϊκές αλληλεπιδράσεις. Ωστόσο, είναι το πιο ευπροσάρμοστο, καθώς προκύπτουν μεταξύ τυχόν μορίων.

Επικοινωνίες υδρογόνου(Η-επικοινωνία) είναι ένας ειδικός τύπος αλληλεπίδρασης μεταξύ ομάδων σε ικανοποιητικές αντιδράσεις, ενώ μία από τις ομάδες περιέχει ένα άτομο υδρογόνου επιρρεπή σε τέτοια αλληλεπίδραση. Ο δεσμός υδρογόνου είναι ένα παγκόσμιο φαινόμενο που καλύπτει όλη τη χημεία. Σε αντίθεση με τους συμβατικούς χημικούς δεσμούς, η n-σύνδεση δεν εμφανίζεται ως αποτέλεσμα της στοχοθετημένης σύνθεσης, αλλά εμφανίζεται σε κατάλληλες συνθήκες και εκδηλώνεται με τη μορφή διαμοριακών ή ενδομοριακών αλληλεπιδράσεων.

Χαρακτηριστικά δεσμών υδρογόνου.

Ένα χαρακτηριστικό γνώρισμα του δεσμού υδρογόνου είναι σχετικά χαμηλή αντοχή, η ενέργειά του είναι 5-10 φορές χαμηλότερη από την ενέργεια του χημικού δεσμού. Με την ενέργεια, καταλαμβάνει μια ενδιάμεση θέση μεταξύ των χημικών δεσμών και των αλληλεπιδράσεων Van der Waals, εκείνων που συγκρατούν μόρια σε μια στερεή ή υγρή φάση.

Στο σχηματισμό του N-Bond, η ηλεκτρονεκτιμότητα των ατόμων που εμπλέκονται στη σύνδεση διαδραματίζει καθοριστικό ρόλο - η ικανότητα καθυστέρησης των ηλεκτρονίων του χημικού ομολόγου από έναν εταίρο ατόμου που συμμετέχει σε αυτό το θέμα. Ως αποτέλεσμα, ένα μερικό αρνητικό φορτίο D- συμβαίνει στο άτομο και με αυξημένη ηλεκτρονεματοποίηση και ένας θετικός D + Atom-συνεργάτης είναι θετικός. Χημικές επικοινωνίες Ταυτόχρονα, πολώνει: και D- -D D +.

Το προκύπτον μερικό θετικό φορτίο στο άτομο υδρογόνου επιτρέπει την προσέλκυση ενός άλλου μορίου, που περιέχει επίσης ένα ηλεκτρονικό στοιχείο, έτσι, γίνονται ηλεκτροστατικές αλληλεπιδράσεις στο σχηματισμό της n-επικοινωνίας.

Τα τρία άτομα εμπλέκονται στον σχηματισμό των Ν-δεσμών, δύο ηλεκτρονευστικά (Α και Β) και του ατόμου υδρογόνου μεταξύ τους, η δομή μιας τέτοιας σχέσης μπορεί να παρουσιαστεί ως εξής: B ··· HD + -A D- (υδρογόνο Τα ομόλογα συνήθως δηλώνται από μια γραμμή σημείου). Το Atom A, που συνδέεται χημικά με το n, ονομάζεται δωρητής πρωτονίων (Lat. Donare - δώστε, θυσία) και B - ο δέκτης του (Lat. Δέκτης - δέκτης). Τις περισσότερες φορές, η αληθινή "δωρεά" δεν είναι και η Η παραμένει χημικά συσχετίζεται με Α.

Άτομα - Δότοι Α, προμηθεύοντας H Για το σχηματισμό Ν-συνδέσμων, όχι πολλοί, σχεδόν μόνο μόνο τρία: n, o και f, ταυτόχρονα ένα σύνολο ατόμων δέκτη Β είναι πολύ ευρύ.

Η ίδια η έννοια και ο όρος "επικοινωνία υδρογόνου" εισήγαγε τον V.Lothimer και R. Uerbush το 1920, για να εξηγήσει Υψηλές θερμοκρασίες Βραστό νερό, αλκοόλες, υγρό HF και κάποιες άλλες συνδέσεις. Συγκρίνοντας το σημείο βρασμού των σχετικών ενώσεων Η2Ο, Η2Α, Η2Α και η Η2 ΤΕ, παρατήρησαν ότι το πρώτο μέλος αυτής της σειράς - το νερό - βράζει πολύ υψηλότερα από ό, τι ακολουθείται από τα σχέδια που σχηματίστηκαν τα υπόλοιπα Μέλη μιας σειράς. Από αυτό το μοτίβο, το νερό πρέπει να βράσει στους 200 ° C χαμηλότερο από την παρατηρούμενη πραγματική τιμή.

Ακριβώς η ίδια απόκλιση παρατηρείται για αμμωνία σε μια σειρά σχετικών ενώσεων: NN3, Η3Ρ, Η3 ως, H3 SB. Το αληθινό σημείο βρασμού του (-33 ° C) είναι 80 ° C πάνω από την αναμενόμενη τιμή.

Όταν το υγρό βράζει, μόνο η αλληλεπίδραση Van der Waals, αυτά που συγκρατούν μόρια στην υγρή φάση καταστρέφονται. Εάν το σημείο βρασμού είναι απροσδόκητα υψηλό, επομένως, συνεπώς, τα μόρια συνδέονται επιπλέον κάποιες άλλες δυνάμεις. Σε αυτή την περίπτωση, αυτό είναι δεσμοί υδρογόνου.

Ομοίως, το αυξημένο σημείο βρασμού των αλκοολών (σε σύγκριση με τις ενώσεις που δεν περιέχουν ομαδοποίηση -όνη) είναι το αποτέλεσμα του σχηματισμού δεσμών υδρογόνου.

Επί του παρόντος, ένας αξιόπιστος τρόπος ανίχνευσης n ανακοινώσεις δίνουν φασματικές μεθόδους (πιο συχνά υπέρυθρη φασματοσκοπία). Τα φασματικά χαρακτηριστικά των ανθρώπινων ομάδων που σχετίζονται με τους δεσμούς υδρογόνου είναι αισθητά διαφορετικά από αυτές τις περιπτώσεις όταν αυτή η σύνδεση απουσιάζει. Επιπλέον, εάν οι δομικές μελέτες δείχνουν ότι η απόσταση μεταξύ των ατόμων Β-Ν είναι μικρότερη από την ποσότητα ακτίνας Van der Waals, πιστεύεται ότι δημιουργείται η παρουσία της σύνδεσης n.

Επιπρόσθετα Αυξημένη θερμοκρασία Οι δεσμοί υδρογόνου βρασμού εμφανίζονται επίσης στο σχηματισμό μιας κρυσταλλικής δομής μιας ουσίας, αυξάνοντας το σημείο τήξης του. Στην κρυσταλλική δομή του πάγου, οι Ν-δεσμοί σχηματίζουν ένα όγκο ματιών, ενώ τα μόρια νερού είναι διατεταγμένα έτσι ώστε τα άτομα υδρογόνου ενός μορίου κατευθύνονται στα άτομα οξυγόνου των παρακείμενων μορίων:

Το βορικό οξύ Β (ΟΗ) 3 έχει μια στρωματοποιημένη κρυσταλλική δομή, κάθε μόριο δεσμεύεται από δεσμούς υδρογόνου με τρία άλλα μόρια. Η συσκευασία των μορίων στο στρώμα σχηματίζει ένα μοτίβο παρκέ που συλλέγεται από εξάγωνα:

Οι περισσότερες οργανικές ουσίες δεν είναι διαλυτές στο νερό, όταν ένας τέτοιος κανόνας είναι σπασμένος, τότε, πιο συχνά, αυτό είναι το αποτέλεσμα της παρέμβασης των δεσμών υδρογόνου.

Το οξυγόνο και το άζωτο είναι οι κύριοι δωρητές των πρωτονίων, αναλαμβάνουν τη λειτουργία του ατόμου Α στην προηγουμένως θεωρηθεί triade b ··· Η D + -A D-. Συχνά λειτουργούν ως δέκτες (Atom B). Λόγω αυτού, ορισμένες οργανικές ουσίες που περιέχουν Ο και Ν στο ρόλο ενός ατόμου Β μπορούν να διαλυθούν σε νερό (ο ρόλος ενός ατόμου Α εκτελεί οξυγόνο νερού). Οι δεσμοί υδρογόνου μεταξύ οργανικής ύλης και νερού βοηθούν σε "αφαίρεση" μόρια οργανικής ύλης, μεταφράζοντάς το σε ένα υδατικό διάλυμα.

Υπάρχει ένας εμπειρικός κανόνας: αν Οργανικός Δεν περιέχει περισσότερα από τρία άτομα άνθρακα από ένα άτομο οξυγόνου, διαλύεται εύκολα σε νερό:

Το Benzol είναι πολύ ελαφρώς διαλυτό στο νερό, αλλά αν αντικαταστήσετε μία ομάδα CH σε n, λαμβάνουμε πυριδίνη C 5H 5N, το οποίο αναμιγνύεται με νερό σε οποιεσδήποτε σχέσεις.

Οι δεσμοί υδρογόνου μπορούν να εμφανιστούν σε μη υδατικά διαλύματα όταν συμβαίνει μερική θετική φόρτιση στο υδρογόνο και υπάρχει ένα μόριο που περιέχει έναν "καλό" δέκτη, ως ένα ουγικό κανόνα. Για παράδειγμα, το HCCl3 χλωροφόρμιο διαλύει λιπαρά οξέα και ακετυλένιο HCєCH διαλυτό σε ακετόνη:

Το γεγονός αυτό βρήκε μια σημαντική τεχνική εφαρμογή, το ακετυλένιο υπό πίεση είναι πολύ ευαίσθητο στις εύκολες διαταραχές και εύκολα εξερράγη και το διάλυμα του σε ακετόνη υπό πίεση είναι ασφαλές σε κυκλοφορία.

Τα ομόλογα υδρογόνου σε πολυμερή και βιοπολυμερή διαδραματίζουν σημαντικό ρόλο. Στην κυτταρίνη, το κύριο συστατικό των δρομολογίων ξύλου-υδροξυλίου τοποθετείται υπό τη μορφή πλευρικών ομάδων της αλυσίδας πολυμερούς που συλλέγονται από κυκλικά θραύσματα. Παρά την σχετικά αδύναμη ενέργεια κάθε μεμονωμένου Ν-δεσμού, η αλληλεπίδρασή τους σε όλο το μόριο πολυμερούς οδηγεί σε μια τέτοια ισχυρή διαμοριακή αλληλεπίδραση, η διάλυση της κυτταρίνης καθίσταται δυνατή μόνο όταν χρησιμοποιείτε έναν εξωτικό υψηλό πολικό διαλύτη - το αντιδραστήριο του Swisser (σύμπλεγμα αμμωνίας του υδροξειδίου του χαλκού).

Επικοινωνία υδρογόνου (n-επικοινωνία)- Πρόκειται για ένα δεσμό που σχηματίζεται από το πρωτονιωμένο άτομο υδρογόνου με ένα έντονα άτομο ηλεκτρονίων του ίδιου ή άλλου μορίου. Υπό κανονικές συνθήκες, το υδρογόνο σθένος είναι ίσο με 1 και είναι σε θέση να γενικεύεται με άλλα άτομα ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, σχηματίζοντας έναν ομοιοπολικό δεσμό: ένα άτομο υδρογόνου μπορεί να προσκολληθεί ένα ηλεκτρόνιο, σχηματίζοντας ένα ιόν υδριδίου H +.

Το άτομο υδρογόνου έχει ένα χαρακτηριστικό που το διακρίνει από όλα τα άλλα άτομα: εγκαταλείποντας το ηλεκτρόνιο, παραμένει υπό τη μορφή πυρήνα χωρίς ηλεκτρόνια, δηλ. Με τη μορφή σωματιδίου, διάμετρος, η οποία είναι χιλιάδες φορές μικρότερη από τη διάμετρο των υπόλοιπων ατόμων. Ελλείψει ηλεκτρόνων, το ιόν Η + δεν απωθείται από ηλεκτρονικά κελύφη άλλων ατόμων ή ιόντων, αλλά, αντίθετα, προσελκύει. Μπορεί να προσεγγίσει στενά άλλα άτομα, να αλληλεπιδράσει με τα ηλεκτρόνια τους και ακόμη και να ενσωματώσει τα ηλεκτρονικά τους κελύφη. Στα υγρά H + -YIONE, δεν διατηρείται κυρίως με τη μορφή ανεξάρτητου σωματιδίου και δεσμεύεται με μόρια δύο ουσιών: σε νερό με μόρια νερού, σχηματίζοντας ιόν Η3Ο +-ίριο υδροξαμόνιο. Με μόριο αμμωνίας - ΝΗ4 + -ϋιόμο αμμώνιο.

Συνδέεται με το άτομο ενός από τα πιο ηλεκτροριθμητικά στοιχεία: με ένα άτομο φθορίου, οξυγόνο, χλώριο και άζωτο, ένα άτομο υδρογόνου αποκτά ένα σχετικά υψηλό θετικό φορτίο που δεν υπερβαίνει το ένα. Δεδομένου ότι η χρέωση αυτή συγκεντρώνεται σε μια εξαιρετικά μικρή ατομική εστία, είναι πολύ κοντά σε ένα άλλο άτομο που φέρει αρνητικό φορτίο. Αυτό προκαλεί το σχηματισμό μίας μάλλον ισχυρής σύνδεσης διπόλου-διπόλου με την ενέργεια των 20-30 kJ / mol και πολλά άλλα. Ο δεσμός υδρογόνου συμβαίνει ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης μεταξύ των δύο ισχυρών πολικών δεσμών που ανήκουν σε διάφορα μόρια ή ένα και το ίδιο μόριο. Είναι ασθενέστερο από το συνηθισμένο Ομοιοπολική επικοινωνίαΗ ενέργεια του οποίου είναι περίπου 125-420 kJ / mol και μπορεί να ενισχυθεί λόγω της αμοιβαίας πόλωσης των δεσμών λόγω αυτών των χαρακτηριστικών του ατόμου υδρογόνου. Ο δεσμός υδρογόνου (η-επικοινωνία) δηλώνεται με X-N × × × x.

Ένα άτομο υδρογόνου που εμπλέκεται στον δεσμό υδρογόνου μπορεί να τοποθετηθεί ακριβώς στη μέση μεταξύ δύο ισχυρών αρνητικών ατόμων - μιας συμμετρικής θέσης ή μετατόπισης πιο κοντά σε αυτό, το οποίο έχει μεγαλύτερη ηλεκτρομετρική θέση - ασύμμετρη τοποθεσία.

Η ενέργεια του δεσμού του υδρογόνου είναι επαρκής έτσι ώστε με συμβατικές και μειωμένες θερμοκρασίες, να προκαλέσουν αξιοσημείωτη διάσπαση μορίων. Το υδρογόνο φθορίου ακόμη και κοντά στο σημείο βρασμού έχει μια μέση σύνθεση (HF) 4. Η ένωση οδηγεί σε ασυνήθιστα υψηλές θερμοκρασίες τήξης και βρασμού υδρογόνου φθορίου. Η ύπαρξη διμερούς Η2F2 εξηγεί το σχηματισμό άλατα οξέος τύπου KHF 2 × NaHF 2. Το γεγονός ότι το υδροφθορικό οξύ είναι αντίθετο από το υδροχλωρικό χλωριούχο υδροχλωρικό, το υδροχλωρικό βρωμίδιο και το οπαδόκερο, αντιπροσωπεύει Αδύνατο οξύ (K d \u003d 7 × 10-4) είναι επίσης συνέπεια της σύνδεσης των μορίων HF λόγω δεσμών υδρογόνου.

Παρουσία ασύμμετρου δεσμού υδρογόνου, η οποία συμβαίνει σε ενώσεις οξυγόνου και αζώτου, το υδρογόνο είναι ελαφρώς πιο κοντά σε ένα από τα δύο γειτονικά άτομα, εδώ Διαμολλιακή n-επικοινωνία. Κάθε μόριο H2O εμπλέκεται στον σχηματισμό δύο δεσμών Ν, έτσι ώστε ένα άτομο οξυγόνου να αποδειχθεί ότι σχετίζεται με τέσσερα άτομα υδρογόνου. Τα συσχετισμένα μόρια νερού σχηματίζουν μια χωρική δομή ανοιχτής εργασίας, όπου κάθε άτομο οξυγόνου βρίσκεται στο κέντρο των τετραεδρών και τα άτομα υδρογόνου βρίσκονται στις γωνίες.

Ανοιχτό χωρική δομή νερού

Η δομή του πάγου ανοίγματος εξηγεί τη μικρότερη πυκνότητα από το νερό. Όταν η τήξη, μέρος των n-Links είναι σχισμένο και η πυκνότητα του νερού αυξάνεται, επειδή Τα μόρια διατάσσονται πιο σφιχτά. Η εξέταση ακτίνων Χ έδειξε ότι για τα περισσότερα μόρια σε υγρό νερό, διατηρείται επίσης ένα τετραεδρικό περιβάλλον: η θέση των γειτονικών μορίων είναι σχεδόν η ίδια όπως στον κρυστάλλιο πάγου, και το επόμενο στρώμα επαναλαμβάνεται

κάποια απόκλιση από την καθορισμένη τάση. Η απόκλιση αυξάνεται καθώς το μόριο αφαιρείται. Για το νερό, η παρουσία "σχεδόν τάξης" χαρακτηρίζεται ως για άλλα υγρά και σε μικρότερο βαθμό, σε σύγκριση με άλλα υγρά, την παρουσία ενός "μεγάλου εύρους". Αυτό εξηγεί την παρουσία κρυσταλλικής δομής στο νερό.

Ιδιότητες νερού όπως μεγάλες τιμές θερμικής ικανότητας και εξάτμισης θερμότητας, ασυνήθιστα υψηλές θερμοκρασίες τήξης και βρασμού, υψηλή διηλεκτρική σταθερά - λόγω της οριοθέτησης των μορίων νερού με δεσμούς υδρογόνου. Χωρίς Ν-συνδέσμους t pp.v. \u003d -100 o c, t kip. Νερό \u003d -80 o C.

Οι δεσμοί υδρογόνου υπάρχουν σε υγρή αμμωνία. Το άτομο υδρογόνου που σχετίζεται με τον άνθρακα μπορεί να αποκτήσει την ικανότητα σχηματισμού ενός δεσμού υδρογόνου εάν το υπόλοιπο άνθρακα σθένος είναι κορεσμένο με υψηλά ηλεκτροενεργητικά άτομα ή αντίστοιχες ατομικές ομάδες, για παράδειγμα, χλωροφόρμιο (SNSL3), πενταχλωροαιθάνιο (CCI3-CLI2), δηλ. Η γειτονιά των ηλεκτροριθμητικών ατόμων μπορεί να ενεργοποιήσει το σχηματισμό δεσμών υδρογόνου στα άτομα CH-Group, αν και η ηλεκτροεπιβεβαίωση των ατόμων C και H είναι σχεδόν η ίδια. Αυτό εξηγεί την εμφάνιση Ν-συνδέσεων μεταξύ μορίων σε υγρό HCN, CHF 3, κλπ.

Ο δεσμός υδρογόνου είναι ιδιόμορφος με οποιεσδήποτε συγκεντρωτικές καταστάσεις της ουσίας. Σχηματίζεται μεταξύ του ίδιου και μεταξύ διαφορετικών μορίων, μεταξύ διαφορετικών τμημάτων του ίδιου μορίου - Ενδομοριακό δεσμό υδρογόνου. Η πιο συνηθισμένη είναι η n-σύνδεση μεταξύ μορίων που περιέχουν ομάδες υδροξυλίου -.

Εύκολοι αιθέρες με μεγαλύτερη μοριακή μάζα πιο πτητικών από τις αλκοόλες, αφού όλα τα άτομα υδρογόνου σχετίζονται με άτομα άνθρακα και δεν είναι ικανά να σχηματίζουν ομόλογα H.

Ο ρόλος των ομολόγων H στα βιοχημικά συστήματα είναι μεγάλη. Οι ιδιότητες των πρωτεϊνών και των νουκλεϊνικών οξέων οφείλονται σε μεγάλο βαθμό στην παρουσία δεσμών υδρογόνου. Το N-Bond διαδραματίζει μεγάλο ρόλο στις διαδικασίες διάλυσης. Τα δεσμοί υδρογόνου σε πρωτεϊνικά μόρια, νουκλεϊνικά οξέα και άλλες βιολογικά σημαντικές ενώσεις είναι ιδιαίτερα συχνές, οπότε αυτοί οι δεσμοί παίζουν σημαντικό ρόλο στη χημεία των διαδικασιών ζωής.