2.6. Водородная связь

Водородная связь – особый тип межмолекулярного взаимодействия. Атомы водорода, которые ковалентно связаны с атомом элемента, имеющего высокое значение электроотрицательности (чаще всего F, O, N, а также Cl, S и C), несут на себе относительно высокий эффективный заряд. Вследствие этого такие атомы водорода могут электростатически взаимодействовать с атомами указанных элементов. Так, атом Н^+ одной молекулы воды ориентируется и соответственно взамодействует (что показано тремя точками) с атомом О^- другой молекулы воды:

В твердой воде (лед) каждый атом О тетраэдрически окружен четырьмя атомами Н (два их них связаны ковалентно, два других – электростатически); получается соответствующая кристаллическая решетка льда. В жидкой воде практически отсутствуют свободные молекулы Н₂О, которые за счет электростатического взаимодействия указанного типа объединяются в агрегаты.

Связи, образуемые атомом Н, находящимся между двумя атомами электроотрицательных элементов, называются водородными:

- + -

А - Н  В

Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи (150 – 400 кДж/моль). Для соединений фтора она достигает порядка 40 кДж/моль. Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул соответствующих соединений в жидком состоянии, например, в жидком фтороводороде НF (рис. 26).

Рис. 26. Агрегация молекул НF за счет водородных связей

Длина водородной связи также меньше длины ковалентной связи. Так в полимере (HF)_n длина связи F - H = 0,092 нм, а связи F∙∙∙H = 0,14 нм. У воды длина связи O - H = 0,096 нм, а связи O ∙∙∙ H = 0,177нм.

Образование межмолекулярных водородных связей приводит к существенному изменению свойств веществ: повышению вязкости, диэлектрической постоянной, температур кипения и плавления.

2.7. Поляризация связи и дипольный момент

Электронная плотность в молекулах распределяется в зависимости от электроотрицательности (ЭО) атомов, образующих молекулу. Симметричное расположение зоны повышенной электронной плотности можно объяснить тем, что одинаковые атомы в молекуле, обладающие одной и той же электроотрицательностью, в равной степени действуют на электронную плотность и она располагается симметрично относительно ядер двух атомов. Атомы, имеющие разные значения электроотрицательности, различно влияют на электронную плотность, и при этом она смещается из симметричного положения ближе к тому атому, у которого ЭО больше.

Смещение электронной плотности к атому с большей ЭО получило название поляризации.

Молекулы, образованные атомами, имеющими одинаковую ЭО, являются электросимметричными, т.е. у них “центры тяжестей” положительных и отрицательных зарядов совпадают. Такие молекулы получили название ковалентных неполярных (например, H₂, Cl₂) , а связь в них называется ковалентной неполярной связью.

Молекулы, в которых имеет место поляризация, характеризуются электрической асимметрией, у таких молекул “центры тяжести” положительных и отрицательных зарядов не совпадают.

По этой причине распределение электронной плотности вдоль связи асимметрично, а следовательно, атом более электроотрицательного элемента приобретает отрицательный эффективный заряд (обозначение ), а атом-партнер –положительный эффективный заряд (обозначение ).

Ковалентные связи между атомами, несущими некоторый эффективный заряд, называются полярными ковалентными связями, а молекулы - ковалентно-полярными.

Пример. В молекуле HCl распределение электронной плотности вдоль связи H – Cl таково, что электрический “центр тяжести” отрицательного заряда смещен к атому Cl, а “центр тяжести” положительного заряда – к атому Н. В результате на атомах хлора и водорода возникают эффективные заряды Н- Cl.

Полярные молекулы являются диполями, т.е. системами, состоящими из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов, находящихся на некотором расстоянии один от другого. Полярной является молекула воды Н₂О.

Расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов называется длиной диполя . Полярность молекулы характерзуется величиной ее дипольного момента ,который равен векторной сумме дипольных моментов связей, имеющихся в молекуле. Дипольный момент связи равен произведение длины диполя на величину электрического заряда :

.

Длина диполя имеет значение порядка диаметра атома, т.е. 10^-8см, а величина заряда электрона 1,6 • 10^-19Кл. Дипольный момент выражают в дебаях и обозначают буквой D. В системе единиц СИ дипольный момент измеряется в кулон - метрах (Кл∙м):

1D = 3,3∙10^-30 Кл·м.

Например, в ряду галогеноводородов с уменьшением разности ЭО атомов, образующих молекулу, дипольный момент убывает:

HCl	HBr	HI
= 1,04	=0,79	=0,39

Дипольный момент двухатомных молекул равен дипольному моменту связи. Если связь неполярная, то и молекула неполярна.

В многоатомных молекулах дипольный момент молекулы равен векторной сумме дипольных моментов отдельных связей. Например, молекула СО₂(О^-= С^+= О^-) - неполярна, хотя связи С = О полярны, так как О ← С → О и суммарный дипольный момент молекулы равен нулю.

Молекула SO₂полярна, дипольный момент= 1,61D.

Полярность молекулы зависит не только от наличия в ней полярных связей, но и от геометрической формы молекулы. В рассмотренных примерах молекула СО₂имеет линейное строение, а молекулаSO₂– угловое строение.