Водневий зв'язок

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Приклад міжмолекулярного водневого зв'язку у димерному комплексі, отриманому самозбіркою
Внутрішньомолекулярний водневий зв'язок в ацетилацетоні допомагає стабілізувати енольний таутомер

Водне́вий зв'язо́к — різновид хімічного зв'язку, що реалізується за донорно-акцепторним механізмом між двома ковалентно зв'язаними атомами з великим значенням електронегативності (О, N, F) за посередництвом атома Гідрогену Н.

Загальний опис[ред.ред. код]

Водневий зв'язок є прикладом трицентрового чотириелектронного зв'язку.

Прослідковується певна аналогія між водневим та ковалентним зв'язком. Зокрема, водневий зв'язок є направленим та насичуваним, що вказує на його резонансну природу (на противагу електростатичній природі йонного зв'язку). Висувається припущення, що йон H+ завдяки своїм унікальним властивостям (він фактично є єдиною частинкою — протоном) виступає аналогом електронної пари в класичному ковалентному зв'язку, тільки з протилежним знаком.

За величиною енергії він на порядок слабший за ковалентний зв'язок. Наприклад, у рідкій воді енергія розриву водневого зв'язку становить 23 кДж/моль, для порівняння енергія розриву ковалентного O—H зв'язку — 470 кДж/моль[1].

Розрізняють міжмолекулярний та внутрішньомолекулярний водневий зв'язок.

Водневий зв'язок є важливим для органічної хімії. Завдяки водневому зв'язку вода (головний розчинник у неорганічній хімії та біохімії) має високу температуру плавлення і кипіння. Водневий зв'язок з'єднує подвійну спіраль ДНК (носія генетичної інформації), а також відповідає за формування вторинної і третинної структури білків.

Із встановленням наявності водневого зв'язку в структурі речовини пов'язані певні труднощі, оскільки атом водню важко локалізувати за допомогою стандартного рентгеноструктурного аналізу через його надзвичайно малу відносну масу. Існує кілька критеріїв встановлення водневого зв'язку:

1) структурний (за скороченими відстанями між електронегативними атомами та характерними валентними кутами);

2) спектроскопічний (за низькочастотним зсувом та уширенням смуг поглинання в ІЧ спектрах, що відповідають зв'язкам E-H; за уширенням піків в 1H ЯМР спектрах).

В останні роки крім класичного водневого зв'язку виділяють слабкий водневий зв'язок, сильний водневий зв'язок та симетричний водневий зв'язок.

Розрiзняють внутрi- та мiжмолекулярнi водневi зв’язки. Часто їх розглядають як частковий випадок координацiйного зв’язку, де акцептором електронної пари виступає протонiзований значною мірою атомH, що зв’язується з електронегативними атомамиN, P, O, S, Hlg, відомі також інші водневі зв’язки. Напр., C–H…C=C, N-H…N, P–H…P, O–H…O, S–H…S, Hlg–H…Hlg (галоген). Енергія дисоціації таких зв’язків змінюється в широких межах CH…O чи OH…C=C (2 — 20 кДж моль-1), OH…O (20 — 40 кДж моль-1), йонний водневий зв’язок(40 — 190 кДж моль-1). Типовими довжинами таких зв’язків є: NH…O 1.80 до 2.00 A, OH…O дещо коротший (1.60 до1.80 A).

Встановлено, що найсильнішим є лінійний водневий зв’язок — атом H та обидва акцепторні атоми знаходяться на одній лінії.

Асиметричний водневий зв'язок[ред.ред. код]

Водневий зв’язок X.…H….Y мiж атомом H, зв'язаним хімiчним зв’язком з електронегативним атомом X, та атомом Y, що є також електронегативним, у випадку, коли віддалі X.…H та H….Y є різними. Це зокрема водневі зв’язки у воді, карбонових кислотах.

Внутрімолекулярний водневий зв’язок[ред.ред. код]

Водневий зв’язок, в якому атом H є зв’язаним з двома (найчастiше) гетероатомами однiєї молекули. У ненасичених системах атом H може замикати 6π-псевдоароматичну електронну оболонку, виступаючи в системі елетронодефiцитним мiстком — такi ароматичнi H-зв’язки особливо стабiльнi та часто надають речовині особливих властивостей, пр., аномальні Стоксові зсуви в люмінофорах.

Примітки[ред.ред. код]

  1. Nelson D.L., Cox M.M. (2008). Lehninger Principles of Biochemistry (вид. 5th). W. H. Freeman. с. 44. ISBN 978-0-7167-7108-1. 

Література[ред.ред. код]

  • Тлумачний термінологічний словник з органічної та фізико-органічної хімії / Укладачі Й. Опейда, О. Швайка. Київ: Наукова думка, 1997. 532 с.