4.3. Водневий зв’язок

Водневий зв’язок пояснюється здатністю атома гідроґену сполученого з атомом сильно електронеґативного елемента (F, O, N, у меншій мірі Cl та S), утворювати ще один хімічний зв’язок із електронеґативним елементом. Утворення водневого зв’язку зумовлене дуже малим розміром досить поляризованого атома гідроґену в сполуці. При утворенні полярного ковалентного зв’язку між атомами гідроґену та атомами з високою електронеґативністю електронна хмара атома гідроґену сильно зсувається до атома електронеґативного елемента. У підсумку атом електронеґативного елемента набуває значного ефективного від’ємного заряду, а ядро атома гідроґену (протон) майже втрачає електронну хмару. Між протоном гідроґену та від’ємно зарядженим атомом ковалентно-полярної молекули виникає електростатична взаємодія, яка й зумовлює утворення водневого зв’язку. Окрім того, виникнення водневого зв’язку зумовлює також донорно-акцепторна взаємодія, оскільки атом гідроґену має вакантну орбіталь, а атом електронеґативного елемента – неподілену електронну пару (чи пари). У графічних формулах водневий зв’язок позначається трьома крапками. У твердому, рідкому і навіть газоподібному станах молекули фтороводню асоційовані у зигзагоподібні ланцюги:

F F F

H H H H H H

F F F F

що зумовлено водневими зв’язками. Кут між зв’язками HFH дорівнює 134^о. Як показує визначення густини пари, навіть при температурі, близькій до точки кипіння, середній склад фтороводню приблизно відповідає формулі (HF)₄. Асоціація молекул спричинює аномально високі температури плавлення й кипіння фтороводню порівняно з водневими сполуками інших елементів головної підґрупи сьомої ґрупи. Енерґія водневого зв’язку становить 8 – 40 кДж/моль і за міцністю дещо перевищує енергію вандерваальсової взаємодії, проте набагато менша за енергію ковалентного зв’язку.

Енерґія водневого зв’язку зменшується зі збільшенням температури. Водневий зв’язок відіграє важливу роль при асоціації молекул, кристалізації, розчиненні, утворенні кристалогідратів, електролітичні дисоціації, у хімії органічних сполук, особливо вуглеводів, білків, нуклеїнових кислот.

Водневий зв’язок може виникати не лише між атомами різних молекул, а й між атомами однієї молекули, що особливо характерно для орґанічних речовин. Одним із типових прикладів може служити внутрішньо-молекулярний водневий зв’язок у молекулі орто-нітрофенолу:

N----- O

О

Н

O

4.4. ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК У МЕТАЛАХ

Наявність вільних електронів визначає всю сукупність власти­востей речовин у металічному стані: високу електро- і тепло­провідність; позитивний температурний коефіцієнт електроопору, здатність добре відбивати світлові хвилі (що зумовлює їхній ха­рактерний блиск і непрозорість), високу пластичність (ковкість), термоелектронну емісію, явище фотоефекту, магнітні властивості та ін.

На відміну від ковалентних і йонних сполук у металах невелике число електронів одночасно зв'язує велике число атомних ядер. Узагальненням валентних електронів металевий зв'язок дещо нагадує ковалентний. Проте у металів узагальнені електрони не належать окремим парам атомів, вони повністю делокалізовані. Цим пояснюється відсутність просторової напрямленості та наси­ченості металевого зв'язку. Делокалізація валентних електронів є наслідком багатоцентрового характеру металічного зв'язку й причиною високої електро- та теплопровідності металів.

Отже, металевий зв'язок є багатоцентровим хімічним зв'язком з дефіцитом електронів і базується на узагальненні зовнішніх електронів атомів. Тому він характерний лише для конденсованого стану речовини. У газуватому стані атоми всіх речовин, у тому числі й металів, зв'язані між собою тільки ковалентним зв'язком.