Інтерактивний перелік. Почніть вводити потрібне слово.

ЗВ'ЯЗОК

ЗВ'ЯЗОК, -і, про зв'язок, у зв'язку та у зв'язку, ж.

1. (У зв'язку). Відношення взаємної залежності, обумовленості, спільності між чимось. С. теорії та практики. Причинна с.

2. (У зв'язку). Тісне спілкування між ким-чим-н. Дружня с. Зміцнювати міжнародні зв'язки.

3. (У зв'язку та у зв'язку). Любовні стосунки, співжиття. Любовна с. Бути у зв'язку з ким-н.

4. мн. ч. Близьке знайомство з ким-н., що забезпечує підтримку, заступництво, вигоду. Мати зв'язки у впливових колах. Великі зв'язки.

5. (У зв'язку). Повідомлення з ким-чим-н., а також засоби, які дають можливість зноситися, повідомлятися. Космічна с. Жива с.(через зв'язкових). Повітряна с. Міжміська телефонна с.

6. (У зв'язку). Галузь народного господарства, що стосується засобів такого повідомлення (пошта, телеграф, телефон, радіо), а також сукупності таких засобів, зосереджені у відповідних установах. Служба зв'язку. Працівники зв'язку.

7. (У зв'язку), зазвичай багато. ч. Частина будівельної конструкції, що поєднує її основні елементи (спец.).

У зв'язку з чим, прийменник з тб. п. внаслідок чого-н., через що-н., будучи обумовлено чим-н. Запізнення у зв'язку із заметами.

У зв'язку з тим що, союз з тієї причини що, на підставі того, що. Поцікавився, у зв'язку з тим, що потрібні точні відомості.

ЗВ'ЯЗОКце, що таке ЗВ'ЯЗОК, значення слова ЗВ'ЯЗОК, синоніми до ЗВ'ЯЗОК, походження (етимологія) ЗВ'ЯЗОК, ЗВ'ЯЗОКнаголос, форми слова в інших словниках

+ ЗВ'ЯЗОК– Т.Ф. Єфремова Новий словникросійської. Тлумачно-словотворчий

ЗВ'ЯЗОК це

зв'язок

ж.

а) Взаємні відносини між ким-л., чим-л.

б) Спільність, взаєморозуміння, внутрішня єдність.

а) Спілкування з ким-л.

б) Любовні стосунки, співжиття.

3) Відносини між ким-л., Що створюють взаємну залежність, обумовленість.

4) Послідовність, узгодженість, стрункість (у думках, викладі тощо).

5) Можливість спілкування з ким-л., чим-л. на відстані.

6) Кошти, з допомогою яких здійснюється спілкування з відривом.

7) Сукупність установ, які забезпечують засобами спілкування з відривом (телеграф, пошта, телефон, радіо).

а) З'єднання, скріплення чогось-л.

б) Зчеплення, взаємне тяжіння (молекул, атомів, електронів тощо).

+ ЗВ'ЯЗОК- Сучасний тлумачний словниквид. «Велика Радянська Енциклопедія»

ЗВ'ЯЗОК це

ЗВ'ЯЗОК

1) передача та прийом інформації за допомогою різних технічних засобів. Відповідно до характеру застосовуваних засобів зв'язку поділяється на поштову (див. Пошта) та електричну (див. Електрозв'язок).2) Галузь народного господарства, що забезпечує передачу та прийом поштових, телефонних, телеграфних, радіо- та ін. У СРСР 1986 налічувалося 92 тис. підприємств зв'язку; відправлено 8,5 млрд. листів, 50,3 млрд. газет та журналів, 248 млн. посилок, 449 млн. телеграм; кількість телефонних апаратів загальної телефонної мережі становило 33,0 млн. з сер. 60-х. в СРСР впроваджується Єдина автоматизована мережа зв'язку (ЕАСС).3) Зв'язок військовий забезпечується Військами зв'язку. Зв'язки класифікують за об'єктами пізнання, за формами детермінізму (однозначні, імовірнісні та кореляційні), за їх силою (жорсткі та корпускулярні), за характером результату, що дає зв'язок (зв'язок породження, зв'язок перетворення), за напрямом дії (прямі та зворотні), за типом процесів, які визначає даний зв'язок(зв'язок функціонування, зв'язок розвитку, зв'язок управління), за змістом, що є предметом зв'язку (зв'язок, що забезпечує перенесення речовини, енергії чи інформації).

+ ЗВ'ЯЗОК- Малий академічний словникросійської мови

ЗВ'ЯЗОК це

зв'язок

І, предл.про зв'язок, у зв'язку та у зв'язку, ж.

Взаємні відносини між ким-чем-л.

Зв'язок між промисловістю та сільським господарством. Зв'язок науки та виробництва. Торгові зв'язки. Господарський зв'язок районів. Родинні зв'язки.

Взаємна залежність, обумовленість.

Причинний зв'язок.

Ми хочемо тільки сказати, що всі науки знаходяться між собою в тісному зв'язку і що міцні придбання однієї науки повинні не залишатися безплідними для інших.Чернишевський, Граматичні нотатки. В. Класовського.

Зв'язок творчості Петрова-Водкіна з традиціями давньоруського живопису очевидна.

Л. Мочалов, Неповторність таланту.

Узгодженість, стрункість, послідовність (у поєднанні думок, у викладі, мовленні).

Думки заважали в його голові, і слова не мали жодного зв'язку.Пушкін, Дубровський.

У думках недостатньо послідовності, і, коли я викладаю їх на папері, мені щоразу здається, що я втратив чуття до їхнього органічного зв'язку.Чехов, Нудна історія.

Близькість з ким-л., внутрішнє єдність.

Між ними виріс той невидимий зв'язок, який не висловлювався словами, а тільки відчувався.Мамин-Сибіряк, Привалівські мільйони.

Коли письменник глибоко відчуває свій кровний зв'язок із народом - це дає красу та силу йому.М. Горький, Лист Д. Н. Мамину-Сибіряку, 18 жовт. 1912.

Спілкування (дружнє чи ділове), зносини з ким-чем-л.

Підтримувати зв'язок із ким-л. Зав'язати зв'язки у літературному світі.

(Іван Іванович та Іван Никифорович) перервали всі зв'язки, тим часом як раніше були відомі за найнерозлучніших друзів!Гоголь, Повість у тому, як посварився Іван Іванович з Іваном Никифоровичем.

Були встановлені зв'язки Дроздова з однією з революційних організацій, здійснено арешти.М. Горький, Розповідь про героя.

Любовні стосунки; співжиття.

(Матвій) вступив у зв'язок з однією міщанкою та мав від неї дитину.Чехов, Вбивство.

(Софія:) Яке ти маєш право говорити про мою невірність?.. У тебе були десятки зв'язків.М. Горький, Останні.

|| мн. год.(зв'язку, -їй).

Близьке знайомство із впливовими особами, що може забезпечити підтримку, заступництво.

Добрий Б. зважився прилаштувати вітчима. Він уже тоді мав великі зв'язкиі негайно почав просити та рекомендувати свого бідного товариша.Достоєвський, Неточка Незванова.

Завдяки зв'язкам покійного батька-інженера я був зарахований до Михайлівського училища.Перцов, З автобіографії.

Повідомлення, зносини з ким-чем-л. за допомогою різних засобів.

У каюті за допомогою переговорної труби командир міг тримати зв'язок із містком, а по телефону – з будь-яким відділенням корабля.Новіков-Прибій, Капітан 1-го рангу.

Мороз був серед кінних, виділених для зв'язку зі взводами під час бою.Фадєєв, Розгром.

Тепер залишався лише один шлях зв'язку – через Волгу.Симонов, Дні та ночі.

|| тех.

Передача та прийом інформації за допомогою спеціальних засобів.

5. зазвичай із визначенням.

Засоби, за допомогою яких здійснюються зносини та передача інформації.

Радіотелефонний зв'язок. Телеграфний зв'язок. Диспетчерський зв'язок.

Вночі зв'язківці артилерійського полкузуміли провести до танка телефонний зв'язок.В. Кожевніков, Сім днів.

Сукупність установ, що обслуговують технічними засобамиспілкування на відстані (телеграф, пошта, телефон, радіо).

Працівники зв'язку.

|| Військовий.

Служба, що забезпечує спілкування між військовими підрозділами(за допомогою телефону, радіо, посильних тощо).

Начальником розвідки та зв'язку став Архіп Хромков.Марків, Строгови.

Зі штабу армії прибув офіцер зв'язку з терміновим пакетом.Поповкін, Сім'я Рубанюк.

З'єднання, скріплення чогось л.

Зв'язок каменів та цегли за допомогою глини.

У Троїцькому соборі для зв'язку кутів він уводить у кладку будівлі залізо.Пілявський, Роботи В. П. Стасова в Ленінграді.

Зчеплення, взаємне тяжіння (молекул, атомів, електронів тощо).

Зв'язок електронів із ядром.

Пристосування, що зв'язує, що скріплює частини якогось л. будівлі чи споруди; скріпа.

Це була величезна декоративна майстерня - купол, переплетений зверху залізними кроквами та зв'язками.А. Н. Толстой, Єгор Абозов. логічність, зв'язковість, безперервність, складність, послідовність, стрункість, взаємодія, з'єднання, зчленування, конкатенація, зчеплення, комунікація, засіб спілкування, зносини, спілкування, контакт, асоціація, стосунки, відношення, залежність, привязка, узи, роман, сполучна ланка, союз, причинність, паблік рілейшнз, томба, інтимні стосунки, інтрига, співвідношення, дуплекс, пуповина, зносини, бондинг, релігія, співжиття, паратаксис, сполучна нитка, спадкоємність, спайка, взаємопов'язаність, кореляція, обумовленість, зв'язки, кревність, замазка, скріпа, амури, інтрижка, нитка, пошта, повідомлення, квадруплекс. Ant. розрізненість

Хімічний зв'язок

Всі взаємодії, що призводять до поєднання хімічних частинок (атомів, молекул, іонів тощо) у речовини поділяються на хімічні зв'язки та міжмолекулярні зв'язки (міжмолекулярні взаємодії).

Хімічні зв'язки- Зв'язки безпосередньо між атомами. Розрізняють іонний, ковалентний та металевий зв'язок.

Міжмолекулярні зв'язки- Зв'язок між молекулами. Це водневий зв'язок, іон-дипольний зв'язок (за рахунок утворення цього зв'язку відбувається, наприклад, утворення гідратної оболонки іонів), диполь-дипольний (за рахунок утворення цього зв'язку поєднуються молекули полярних речовин, наприклад, в рідкому ацетоні) та ін.

Іонний зв'язок- Хімічний зв'язок, утворений за рахунок електростатичного тяжіння різноіменно заряджених іонів. У бінарних з'єднаннях (з'єднаннях двох елементів) вона утворюється у разі, коли розміри зв'язуваних атомів сильно відрізняються один від одного: одні атоми великі, інші маленькі - тобто одні атоми легко віддають електрони, а інші схильні їх приймати (зазвичай це атоми елементів, що утворюють типові метали та атоми елементів, що утворюють типові неметали); електронегативність таких атомів також сильно відрізняється.
Іонний зв'язок ненаправлений і не насичений.

Ковалентний зв'язок- Хімічний зв'язок, що виникає за рахунок утворення загальної пари електронів. Ковалентний зв'язок утворюється між маленькими атомами з однаковими чи близькими радіусами. Необхідна умова- Наявність неспарених електронів у обох зв'язуваних атомів (обмінний механізм) або неподіленої пари в одного атома і вільної орбіталі в іншого (донорно-акцепторний механізм):

а)	H · + · H H:H	H-H	H 2	(Одна загальна пара електронів; H одновалентний);
б)		NN	N 2	(три загальні пари електронів; N тривалентний);
в)		H-F	HF	(одна загальна пара електронів; H і F одновалентні);
г)			NH 4+	(чотири загальні пари електронів; N чотиривалентний)

За кількістю загальних електронних пар ковалентні зв'язки поділяються на
• прості (одинарні)- одна пара електронів,
• подвійні- Дві пари електронів,
• потрійні- Три пари електронів.

Подвійні та потрійні зв'язки називаються кратними зв'язками.

За розподілом електронної щільностіміж зв'язуваними атомами ковалентний зв'язок поділяється на неполярнуі полярну. Неполярний зв'язок утворюється між однаковими атомами, полярний - між різними.

Електронегативність- міра здатності атома речовині притягувати себе загальні електронні пари.
Електронні пари полярних зв'язків зміщені у бік електронегативних елементів. Саме усунення електронних пар називається поляризацією зв'язку. часткові (надлишкові) заряди, що утворюються при поляризації, позначаються + і -, наприклад: .

За характером перекриття електронних хмар ("орбіталей") ковалентний зв'язок ділиться на -зв'язок і -зв'язок.
-Зв'язок утворюється за рахунок прямого перекривання електронних хмар (вздовж прямої, що з'єднує ядра атомів);

Ковалентний зв'язок має спрямованість і насичуваність, а також поляризується.
Для пояснення та прогнозування взаємного спрямування валентних зв'язківвикористовують модель гібридизації.

Гібридизація атомних орбіталейта електронних хмар- передбачуване вирівнювання атомних орбіталей за енергією, а електронних хмар за формою при утворенні атомом ковалентних зв'язків.
Найчастіше зустрічається три типи гібридизації: sp-, sp 2 та sp 3-гібридизація. Наприклад:
sp-гібридизація - в молекулах C 2 H 2 BeH 2 CO 2 (лінійна будова);
sp 2-гібридизація - в молекулах C 2 H 4 , C 6 H 6 BF 3 (плоска трикутна форма);
sp 3 -гібридизація - в молекулах CCl 4 SiH 4 CH 4 (тетраедрична форма); NH 3 (пірамідальна форма); H 2 O (кутова форма).

Металевий зв'язок- хімічний зв'язок, утворений за рахунок усуспільнення валентних електронів всіх атомів металевого кристала, що зв'язуються. В результаті утворюється єдина електронна хмара кристала, яка легко зміщується під дією електричної напруги- Звідси висока електропровідність металів.
Металевий зв'язок утворюється в тому випадку, коли атоми, що зв'язуються, великі і тому схильні віддавати електрони. Прості речовини з металевим зв'язком - метали (Na, Ba, Al, Cu, Au та ін), складні речовини - інтерметалеві сполуки (AlCr 2 , Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 та ін.).
Металевий зв'язок не має спрямованості насичуваності. Вона зберігається у розплавах металів.

Водневий зв'язок - міжмолекулярний зв'язок, Утворена за рахунок часткового акцептування пари електронів високоелектронегативного атома атомом водню з великим позитивним частковим зарядом Утворюється в тих випадках, коли в одній молекулі є атом з неподіленою парою електронів та високою електронегативністю (F, O, N), а в іншій - атом водню, пов'язаний сильно полярним зв'язком з одним з таких атомів. Приклади міжмолекулярних водневих зв'язків:

H-O-H ··· OH 2 , H-O-H ··· NH 3 , H-O-H ··· F-H, H-F ··· H-F.

Внутрішньомолекулярні водневі зв'язки існують у молекулах поліпептидів, нуклеїнових кислот, білків та ін.

Мірою міцності будь-якого зв'язку є енергія зв'язку.
Енергія зв'язку- Енергія необхідна для розриву даного хімічного зв'язку в 1 моле речовини. Одиниця вимірів – 1 кДж/моль.

Енергії іонного та ковалентного зв'язку - одного порядку, енергія водневого зв'язку- На порядок менше.

Енергія ковалентного зв'язку залежить від розмірів зв'язуваних атомів (довжини зв'язку) та від кратності зв'язку. Чим менше атоми і більша кратність зв'язку, тим більша її енергія.

Енергія іонного зв'язку залежить від розмірів іонів та їх зарядів. Чим менше іони і більше їх заряд, тим більша енергія зв'язку.

Будова речовини

За типом будови всі речовини поділяються на молекулярніі немолекулярні. Серед органічних речовинпереважають молекулярні речовини, серед неорганічних – немолекулярні.

За типом хімічного зв'язку речовини поділяються на речовини з ковалентними зв'язками, речовини з іонними зв'язками (іонні речовини) та речовини з металевими зв'язками (метали).

Речовини з ковалентними зв'язками можуть бути молекулярними та немолекулярними. Це суттєво позначається на їхніх фізичних властивостях.

Молекулярні речовини складаються з молекул, пов'язаних між собою слабкими міжмолекулярними зв'язками, до них відносяться: H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , Br 2 , S 8 , P 4 та інші прості речовини; CO 2 , SO 2 , N 2 O 5 , H 2 O, HCl, HF, NH 3 , CH 4 , C 2 H 5 OH, органічні полімерита багато інших речовин. Ці речовини не мають високої міцності, мають низькі температуриплавлення та кипіння, не проводять електричний струмдеякі з них розчиняються у воді або інших розчинниках.

Немолекулярні речовини з ковалентними зв'язками або атомні речовини(алмаз, графіт, Si, SiO 2 , SiC та інші) утворюють дуже міцні кристали (виняток - шаруватий графіт), вони нерозчинні у воді та інших розчинниках, мають високі температури плавлення та кипіння, більшість з них не проводить електричний струм (крім графіту , що володіє електропровідністю, і напівпровідників - кремнію, германію та ін.)

Усі іонні речовини, звісно, ​​є немолекулярними. Це тверді тугоплавкі речовини, розчини та розплави яких проводять електричний струм. Багато з них розчиняються у воді. Слід зазначити, що в іонних речовинах, кристали яких складаються зі складних іонів, є ковалентні зв'язки, наприклад: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-), (NH 4 +)(NO 3-) і т. д. Ковалентними зв'язками пов'язані атоми, у тому числі складні іони.

Метали (речовини з металевим зв'язком)дуже різноманітні за своїми фізичними властивостями. Серед них є рідина (Hg), дуже м'які (Na, K) та дуже тверді метали(W, Nb).

Характерними фізичними властивостями металів є їхня висока електропровідність (на відміну від напівпровідників, зменшується зі зростанням температури), висока теплоємність і пластичність (у чистих металів).

У твердому стані майже всі речовини складаються із кристалів. За типом будови та типом хімічного зв'язку кристали ("кристалічні грати") ділять на атомні(кристали не молекулярних речовинз ковалентним зв'язком), іонні(кристали іонних речовин), молекулярні(кристали молекулярних речовин з ковалентним зв'язком) та металеві(Кристали речовин з металевим зв'язком).

Завдання та тести на тему "Тема 10. "Хімічний зв'язок. Будова речовини"."

• Типи хімічного зв'язку - Будова речовини 8-9 клас

  Уроків: 2 Задань: 9 Тестів: 1

• Завдань: 9 Тестів: 1

Пропрацювавши цю тему, Ви повинні засвоїти наступні поняття: хімічний зв'язок, міжмолекулярний зв'язок, іонний зв'язок, ковалентний зв'язок, металевий зв'язок, водневий зв'язок, простий зв'язок, подвійний зв'язок, потрійний зв'язок, кратні зв'язки, неполярний зв'язок, полярний зв'язок, електронегативність, поляризація зв'язку, - і зв'язок, гібридизація атомних орбіталей, енергія зв'язку.

Ви повинні знати класифікацію речовин за типом будови, за типом хімічного зв'язку, залежність властивостей простих і складних речовинвід типу хімічного зв'язку та типу "кристалічної решітки".

Ви повинні вміти: визначати тип хімічного зв'язку в речовині, тип гібридизації, складати схеми утворення зв'язків, користуватися поняттям електронегативності, рядом електронегативностей; знати як змінюється електронегативність у хімічних елементіводного періоду, та однієї групи для визначення полярності ковалентного зв'язку.

Переконавшись, що все необхідне засвоєно, переходьте до виконання завдань. Бажаємо успіхів.

Рекомендована література:

• О. С. Габрієлян, Г. Г. Лисова. Хімія 11 кл. М., Дрофа, 2002.
• Р. Е. Рудзітіс, Ф. Г. Фельдман. Хімія 11 кл. М., Просвітництво, 2001.

Електронегативність – здатність атомів зміщувати у свій бік електрони при утворенні хімічного зв'язку. Це поняття запроваджено американським хіміком Л. Полінгом (1932 р.). Електронегативність характеризує здатність атома даного елементапритягувати себе загальну електронну пару в молекулі. Величини електронегативності, визначені у різний спосіб, відрізняються один від одного. У навчальній практицінайчастіше користуються не абсолютними, а відносними значеннямиелектронегативності. Найбільш поширеною є шкала, в якій електронегативність всіх елементів порівнюються з електронегативністю літію , прийнятої за одиницю.

Серед елементів груп IA – VIIA:

електронегативність зі збільшенням порядкового номера, як правило, у періодах збільшується («зліва направо»), а групах - зменшується («згори донизу»).

Закономірності зміни електронегативності серед елементів d-блоку мають значно складніший характер.

Елементи з високою електронегативністю, атоми яких мають велику спорідненість до електрона і високу енергіюіонізації, тобто схильні до приєднання електрона або зміщення пари електронів, що зв'язують у свій бік, називаються неметалами.

До них відносяться: водень, вуглець, азот, фосфор, кисень, сірка, селен, фтор, хлор, бром та йод. По ряду ознак до неметал відносять також особняком варту групублагородних газів (гелій-радон).

До металів належить більшість елементів Періодичної системи.

Для металів характерні низька електронегативність, тобто низькі значення енергії іонізації та спорідненості до електрона. Атоми металів або віддають електрони атомам неметалів, або змішають від себе пари електронів, що зв'язують. Метали відрізняються характерним блиском, високою електричною провідністю та гарною теплопровідністю. Вони здебільшого мають міцність і ковкість.

Такий набір фізичних властивостей, що відрізняють метали від неметалів, пояснюється особливим типом зв'язку, що існує у металах. Всі метали мають чітко виражені кристалічні грати. У її вузлах поруч із атомами перебувають катіони металів, тобто. атоми, що втратили електрони. Ці електрони утворюють узагальнену електронну хмару, так званий електронний газ. Ці електрони перебувають у силовому полі багатьох ядер. Такий зв'язок називається металевим. Вільна міграція електронів за обсягом кристала та обумовлює особливі фізичні властивості металів.

До металів відносяться всі d та f-елементи. Якщо з Періодичної системи подумки виділити лише блоки s- та p-елементів, тобто елементи групи А та провести діагональ з лівого верхнього кутав правий нижній кут, то виявиться, що неметалеві елементи розташовуються в правій сторонівід цієї діагоналі, а металеві – у лівій. До діагоналі примикають елементи, які не можна однозначно віднести ні до металів, ні до неметалів. До цих проміжних за властивостями елементів відносяться: бор, кремній, германій, миш'як, сурма, селен, полоній та астат.

Уявлення про ковалентний та іонний зв'язок зіграли важливу рольу розвитку уявлень про будову речовини, проте створення нових фізико-хімічних методівдослідження тонкої структуриречовини та їх використання показали, що феномен хімічного зв'язку значно складніший. В даний час вважається, що будь-який гетероатомний зв'язок є одночасно і ковалентним, і іонним, але в різних співвідношеннях. Таким чином вводиться поняття про ковалентну та іонну складових гетероатомного зв'язку. Чим більше різницяв електронегативності атомів, що зв'язуються, тим більше полярність зв'язку. За різниці більше двох одиниць переважаючої практично завжди є іонна складова. Порівняємо два оксиди: оксид натрію Na 2 O та оксид хлору(VII) Cl 2 O 7 . У оксиді натрію частковий заряд на атомі кисню становить -0,81, а оксиді хлору -0,02. Це фактично означає, що зв'язок Na-O на 81% є іонним і на 19% - ковалентним. Іонна складова зв'язку Cl-O дорівнює лише 2%.

Список використаної літератури

1. Попков В. А., Пузаков С. А. Загальна хімія: підручник. – М.: ГЕОТАР-Медія, 2010. – 976 с.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [с. 35-37]
2. Волков, А.І., Жарський, І.М.Великий хімічний довідник/ А.І. Волков, І.М. Жарський. - Мн.: Сучасна школа, 2005. – 608 з ISBN 985-6751-04-7.

Лекція для вчителів

Хімічну зв'язок (надалі – зв'язок) можна з'ясувати, як взаємодія двох чи кількох атомів, у результаті якого утворюється хімічно стійка багатоатомна мікросистема (молекула, кристал, комплекс та інших.).

Вчення про зв'язок займає центральне місце у сучасній хімії, оскільки хімія як така починається там, де закінчується ізольований атом і починається молекула. По суті, всі властивості речовин обумовлені особливостями зв'язків у них. Головна відмінність хімічного зв'язку з інших видів взаємодії між атомами у тому, що її утворення визначається зміною стану електронів у молекулі проти вихідними атомами.

Теорія зв'язку має дати відповіді на низку питань. Чому утворюються молекули? Чому одні атоми вступають у взаємодію, а інші – ні? Чому атоми з'єднуються у певних співвідношеннях? Чому атоми розташовуються у просторі певним чином? І, нарешті, треба розрахувати енергію зв'язку, його довжину та інші кількісні характеристики. Відповідність теоретичних уявлень експериментальним даним має розглядатися як критерій істинності теорії.

Існує два основних методи опису зв'язку, які дозволяють відповісти на поставлені питання. Це методи валентних зв'язків (ВС) та молекулярних орбіталей (МО). Перший наочніший і простий. Другий більш суворий і універсальний. Через більшу наочність основну увагу тут буде приділено методу ЗС.

Квантова механіка дозволяє описати зв'язок, виходячи із найзагальніших законів. Хоча розрізняють п'ять видів зв'язку (ковалентний, іонний, металевий, водневий і зв'язок міжмолекулярної взаємодії), зв'язок єдиний за своєю природою, а відмінності між її видами - відносні. Суть зв'язку в кулонівській взаємодії, в єдності протилежностей – тяжіння та відштовхування. Розподіл зв'язку на види та відмінність у методах її опису вказує швидше не на різноманітність зв'язку, а на недостатність знань про неї на етапі розвитку науки.

У цій лекції буде розглянуто матеріал, що відноситься до таких тем, як енергія хімічного зв'язку, квантово-механічна модель ковалентного зв'язку, обмінний та донорно-акцепторний механізми утворення ковалентного зв'язку, збудження атомів, кратність зв'язку, гібридизація атомних орбіталей, електронегативність елементів та полярність , Поняття методу молекулярних орбіталей, хімічна зв'язок у кристалах.

Енергія хімічного зв'язку

Відповідно до принципу найменшої енергії, внутрішня енергіямолекули в порівнянні з сумою внутрішніх енергій атомів, що її утворюють, повинна знижуватися. Внутрішня енергія молекули включає суму енергій взаємодії кожного електрона з кожним ядром, кожного електрона з кожним іншим електроном, кожного ядра з кожним ядром. Тяжіння має превалювати над відштовхуванням.

Найважливішою характеристикою зв'язку є енергія, що визначає її міцність. Мірою міцності зв'язку може бути як кількість енергії, що витрачається на її розрив (енергія дисоціації зв'язку), так і величина, яка при підсумовуванні з усіх зв'язків дає енергію утворення молекули з елементарних атомів. Енергія розриву зв'язку завжди позитивна. Енергія освіти зв'язку за величиною та сама, але має негативний знак.

Для двоатомної молекули енергія зв'язку чисельно дорівнює енергії дисоціації молекули на атоми та освіти молекули з атомів. Наприклад, енергія зв'язку в молекулі НВr дорівнює кількості енергії, що виділяється у процесі Н + Вr = НВr. Очевидно, що енергія зв'язку НВr більша за кількість енергії, що виділяється при утворенні НВr з газоподібного молекулярного воднюта рідкого брому:

1/2Н 2 (р.) + 1/2Вr 2 (ж.) = НBr (р.),

на величину енергії випаровування 1/2 моль Вr 2 і величини енергій розкладання 1/2 моль Н 2 і 1/2 моль Вr 2 на вільні атоми.

Квантово-механічна модель ковалентного зв'язку методом валентних зв'язків на прикладі молекули водню

У 1927 р. рівняння Шредінгера було вирішено для молекули водню німецькими фізиками В.Гейтлером та Ф.Лондоном. Це була перша вдала спроба застосування квантової механіки для вирішення проблем зв'язку. Їхня робота заклала основи методу валентних зв'язків, або валентних схем (ВС).

Результати розрахунку можна подати графічно як залежностей сил взаємодії між атомами (рис. 1, а) і енергії системи (рис. 1, б) від відстані між ядрами атомів водню. Ядро одного з атомів водню помістимо на початок координат, а ядро ​​другого наближаємо до ядра першого атома водню вздовж осі абсцис. Якщо спини електронів антипаралельні, сили тяжіння (див. рис. 1, а, крива I) та сили відштовхування (крива II) будуть наростати. Результуюча цих сил представлена ​​кривою ІІІ. Спочатку переважають сили тяжіння, потім відштовхування. Коли відстань між ядрами дорівнює r 0 = 0,074 нм, сила тяжіння врівноважується силою відштовхування. Рівноваги сил відповідає мінімальна енергія системи (див. рис. 1, б, крива IV) і, отже, найбільш стійкий стан. Глибина «потенційної ями» є енергією зв'язку Е 0 Н–Н у молекулі Н 2 при абсолютному нулі. Вона становить 458 кДж/моль. Однак при реальних температурах на розрив зв'язку потрібна дещо менша енергія Е Н–Н, яка за 298К (25 °С) дорівнює 435 кДж/моль. Різниця цих енергій у молекулі Н2 є енергією коливань атомів водню (Е кіль = Е 0 Н–Н – Е Н–Н = 458 – 435 = 23 кДж/моль).

Мал. 1. Залежність сил взаємодії атомів (а) та енергії системи (б)
від відстані між ядрами атомів у молекулі Н 2

При зближенні двох атомів водню, що містять електрони з паралельними спинами, енергія системи постійно збільшується (див. рис. 1 б, крива V) і зв'язок не утворюється.

Таким чином квантово-механічний розрахунок дав кількісне пояснення зв'язку. За наявності пари електронів протилежних спинів електрони рухаються у полі обох ядер. Між ядрами з'являється область з високою щільністюелектронної хмари – надлишкової негативного заряду, що стягує позитивно заряджені ядра. З квантово-механічного розрахунку випливають положення, що є основою методу ЗС:

1. Причиною зв'язку є електростатична взаємодія ядер та електронів.
2. Зв'язок утворюється електронною парою із антипаралельними спинами.
3. Насичуваність зв'язку зумовлена ​​утворенням електронних пар.
4. Міцність зв'язку пропорційна ступеню перекривання електронних хмар.
5. Спрямованість зв'язку зумовлена ​​перекриттям електронних хмар у області максимальної електронної густини.

Обмінний механізм утворення ковалентного зв'язку за методом ЗС. Спрямованість та насичуваність ковалентного зв'язку

Одним із найважливіших понять методу ЗС є валентність. Чисельне значення валентності у методі ЗС визначається числом ковалентних зв'язків, які атом утворює з іншими атомами.

Розглянутий для молекули Н 2 механізм утворення зв'язку парою електронів з антипаралельними спинами, що належали до утворення зв'язку різним атомам, називається обмінним. Якщо враховувати лише обмінний механізм, то валентність атома визначається числом його неспарених електронів.

Для молекул складніших, ніж Н 2 , принципи розрахунку залишаються постійними. До утворення зв'язку призводить взаємодія пари електронів із протилежними спинами, але з хвильовими функціями однакового знака, що підсумовуються. Результатом цього є збільшення електронної щільності в області перекриття електронних хмар та стягування ядер. Розглянемо приклади.

У молекулі фтору F 2 зв'язок утворена 2р-орбіталями атомів фтору:

Найбільша щільність електронної хмари у 2р-орбіталі у бік осі симетрії. Якщо неспарені електрони атомів фтору перебувають у 2р х -орбіталях, зв'язок здійснюється у бік осі х (рис. 2). На 2р y - і 2р z-орбіталях знаходяться неподілені електронні пари, які не беруть участі у освіті зв'язків (на рис. 2 заштриховані). Надалі такі орбіталі зображати не будемо.

Мал. 2. Утворення молекули F 2

У молекулі фтороводню НF зв'язок утворена 1s-орбіталлю атома водню і 2р х -орбіталлю атома фтору:

Спрямованість зв'язку у цій молекулі визначається орієнтацією 2рх-орбіталі атома фтору (рис. 3). Перекривання відбувається у напрямку осі симетрії x. Будь-який інший варіант перекриття енергетично менш вигідний.

Мал. 3. Утворення молекули НF

Більш складні d-і f-орбіталі також характеризуються напрямками максимальної електронної щільності вздовж осей їхньої симетрії.

Таким чином, спрямованість – одна з основних властивостей ковалентного зв'язку.

Спрямованість зв'язку добре ілюструє приклад молекули сірководню Н 2 S:

Оскільки осі симетрії валентних 3р-орбіталей атома сірки взаємно перпендикулярні, слід очікувати, що молекула Н 2 S повинна мати кутову структуру з кутом між зв'язками S–Н 90° (рис. 4). Справді, кут близький до розрахункового та дорівнює 92°.

Мал. 4. Утворення молекули Н2S

Вочевидь, що кількість ковалентних зв'язків неспроможна перевищувати числа утворюють зв'язку електронних пар. Однак насичуваність як властивість ковалентного зв'язку означає також, що якщо атом має деяку кількість неспарених електронів, всі вони повинні брати участь в утворенні ковалентних зв'язків.

Ця властивість пояснюється принципом найменшої енергії. При утворенні кожного додаткового зв'язку виділяється додаткова енергія. Тому всі валентні можливості реалізуються повністю.

Дійсно, стійка молекула Н 2 S, а не НS де є нереалізований зв'язок (неспарений електрон позначають точкою). Частинки, що містять неспарені електрони, називають вільними радикалами. Вони надзвичайно реакційноздатні та вступають у реакції з утворенням сполук, що містять насичені зв'язки.

Порушення атомів

Розглянемо валентні можливості щодо обмінному механізмудеяких елементів 2-го та 3-го періодів періодичної системи.

Атом берилію на зовнішньому квантовому рівні містить два спарені 2s-електрони. Неспарених електронів немає, тому берилій повинен мати нульову валентність. Однак у з'єднаннях він двовалентний. Це можна пояснити збудженням атома, що полягає в переході одного з двох 2s-електронів на 2р-підрівень:

При цьому витрачається енергія збудження Е*, що відповідає різниці енергій 2р- та 2s-підрівнів.

При збудженні атома бору його валентність збільшується від 1 до 3:

а у атома вуглецю – від 2 до 4:

На погляд може здатися, що порушення суперечить принципу найменшої енергії. Однак у результаті збудження виникають нові, додаткові зв'язки, рахунок чого енергія виділяється. Якщо ця енергія, що додатково виділяється більше, ніж витрачена на збудження, принцип найменшої енергії в кінцевому підсумку виконується. Наприклад, у молекулі метану СН 4 середня енергія зв'язку С–Н становить 413 кДж/моль. На збудження витрачається енергія Е* = 402 кДж/моль. Виграш енергії за рахунок утворення двох додаткових зв'язків становитиме:

D E = E дод.св - Е * = 2413 - 402 = 424 кДж / моль.

Якщо принцип найменшої енергії не дотримується, тобто E дод.< Е*, то возбуждение не происходит. Так, энергетически невыгодным оказывается возбуждение атомов элементов 2-го периода за счет перехода электронов со второго на третий квантовый уровень.

Наприклад, кисень з цієї причини лише двовалентний. Однак електронний аналог кисню – сірка – має великі валентні можливості, оскільки на третьому квантовому рівні є 3d-підрівень, а різниця енергії між 3s-, 3р- та 3d-підрівнями незрівнянно менша, ніж між другим і третім квантовими рівнями атома кисню:

З цієї причини елементи 3-го періоду – фосфор і хлор – виявляють змінну валентність на відміну їх електронних аналогів у 2-му періоді – азоту і фтору. Порушенням на відповідний підрівень можна пояснити освіту хімічних сполукелементів VIIIа групи 3-го та наступних періодів. У гелію та неону (1-й та 2-й періоди), що мають завершений зовнішній квантовий рівень, хімічних сполук не виявлено, і тільки вони є істинно інертними газами.

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку

Пара електронів з антипаралельними спинами, що утворює зв'язок, може бути отримана не тільки за обмінним механізмом, що передбачає участь електронів обох атомів, але й за іншим механізмом, який називається донорно-акцепторним: один атом (донор) надає для утворення зв'язку неподілену пару електронів, а інший (акцептор) – вакантний квантовий осередок:

Результат з обох механізмів виходить однаковий. Часто освіту зв'язку можна пояснити і тим, і іншим механізмом. Наприклад, молекулу НF можна отримати не тільки в газовій фазі з атомів за обмінним механізмом, як показано вище (див. рис. 3), а й у водному розчині з іонів Н + і F – за донорно-акцепторним механізмом:

Без сумнівів, молекули, отримані за різними механізмами, невиразні; зв'язки цілком рівноцінні. Тому правильніше не виділяти донорно-акцепторну взаємодію в особливий виглядзв'язку, а вважати його лише особливим механізмом утворення ковалентного зв'язку.

Коли хочуть підкреслити механізм утворення зв'язку саме за донорно-акцепторним механізмом, його позначають у структурних формулах стрілкою від донора до акцептора (D® А). В інших випадках такий зв'язок не виділяють та позначають рисочкою, як і за обмінним механізмом: D–А.

Зв'язки в іоні амонію, що утворюється за реакцією: NH 3 + H + = NH 4 + ,

виражаються наступною схемою:

Структурну формулу NН 4+ можна представити як

.

Друга форма запису краща, оскільки відображає експериментально встановлену рівноцінність всіх чотирьох зв'язків.

Освіта хімічного зв'язку по донорно-акцепторному механізму розширює валентні можливості атомів: валентність визначається як числом неспарених електронів, а й числом неподілених електронних пар і вакантних квантових осередків, що у освіті зв'язків. Так, у наведеному прикладі валентність азоту дорівнює чотирьом.

Донорно-акцепторний механізм успішно використовується для опису зв'язку в комплексних сполуках за методом ЗС.

Кратність зв'язку. s- та p -Зв'язки

Зв'язок між двома атомами може здійснюватися як однієї, а й кількома електронними парами. Саме числом цих електронних пар і визначається методі ВС кратність – одне з властивостей ковалентного зв'язку. Наприклад, у молекулі етану З 2 Н 6 зв'язок між атомами вуглецю одинарна (одноразова), у молекулі етилену З 2 Н 4 – подвійна, а молекулі ацетилену З 2 Н 2 – потрійна. Деякі характеристики цих молекул наведено у табл. 1.

Таблиця 1

Зміна параметрів зв'язку між атомами C залежно від її кратності

Зі збільшенням кратності зв'язку, як і слід очікувати, зменшується її довжина. Кратність зв'язку збільшується дискретно, тобто в ціле число разів, тому, якби всі зв'язки були однакові, енергія також збільшилася б у відповідне число разів. Однак, як видно з таблиці. 1, енергія зв'язку зростає менш інтенсивно, ніж кратність. Отже, зв'язки нерівноцінні. Це можна пояснити різницею геометричних методів перекривання орбіталей. Розглянемо ці відмінності.

Зв'язок, утворений перекриттям електронних хмар по осі, що проходить через ядра атомів, називається s-зв'язком.

Якщо у зв'язку бере участь s-орбіталь, то може утворитися лише s -зв'язок (рис. 5, а, б, в). Звідси вона і отримала свою назву, тому що грецька буква s є синонімом латинської s.

За участю в освіті зв'язку р-орбіталі (рис. 5, б, г, д) і d-орбіталі (рис. 5, в, д, е) перекриття по s-типу здійснюється у напрямку найбільшої щільностіелектронних хмар, що і є найбільш енергетично вигідним. Тому при утворенні зв'язку такий спосіб завжди реалізується насамперед. Отже, якщо зв'язок одинарний, то це обов'язково s -зв'язок, якщо кратна, то один із зв'язків неодмінно s-зв'язок.

Мал. 5. Приклади s-зв'язків

Однак із геометричних міркувань зрозуміло, що між двома атомами може бути лише одна s -зв'язок. У кратних зв'язках другий і третій зв'язки повинні бути утворені іншим геометричним способом перекривання електронних хмар.

Зв'язок, утворений перекриттям електронних хмар по обидва боки від осі, що проходить через ядра атомів, називається p-зв'язком. Приклади p -Зв'язки наведені на рис. 6. Таке перекриття енергетично менш вигідне, ніж по s -Типу. Воно здійснюється периферійними частинами електронних хмар із меншою електронною щільністю. Збільшення кратності зв'язку означає освіту p -зв'язків, які мають меншу енергію порівняно з s -зв'язком. У цьому є причина нелінійного збільшення енергії зв'язку проти збільшенням кратності.

Мал. 6. Приклади p-зв'язків

Розглянемо утворення зв'язків у молекулі N 2 . Як відомо, молекулярний азот хімічно дуже інертний. Причиною цього є утворення дуже міцного потрійного зв'язку NеN:

Схему перекривання електронних хмар наведено на рис. 7. Один із зв'язків (2рх-2рх) утворений по s-типу. Дві інші (2рz-2рz, 2рy-2рy) - по p-типу. Для того щоб не захаращувати малюнок, зображення перекривання 2рy-хмар винесено окремо (рис. 7, б). Для отримання загальної картини рис. 7, а і 7 б слід поєднати.

На перший погляд може здатися, що s -зв'язок, обмежуючи зближення атомів, не дає можливості перекривання орбіталей по p -Типу. Однак зображення орбіталі включає лише певну частку (90%) електронної хмари. Перекриття відбувається периферійною областю, що знаходиться поза таким зображенням. Якщо уявити орбіталі, що включають велику частку електронної хмари (наприклад, 95%), їх перекривання стає очевидним (див. штрихові лінії на рис. 7, а).

Мал. 7. Утворення молекули N 2

Далі буде

В.І.Єлфімов,
професор Московського
державного відкритого університету

Винятково велике значенняу біологічних системах має особливий тип міжмолекулярної взаємодії, водневий зв'язок, що здійснюється між атомами водню, хімічно з'єднаними в одній молекулі, та електронегативними атомами F, О, N, Cl, S, що належать іншій молекулі. Поняття «водневий зв'язок» було введено вперше у 1920 р. Латімером і Родебушем для пояснення властивостей води та інших асоційованих речовин. Розглянемо окремі приклади такого зв'язку.

У п. 5.2 йшлося про молекулу піридину і було зазначено, що атом азоту в ній має два зовнішні електрони з антипаралельними спинами, які не беруть участі в утворенні хімічного зв'язку. Ця «вільна» або «неподілена» пара електронів притягуватиме протон і утворюватиме з ним хімічний зв'язок. При цьому молекула піридину перейде в іонний стан. Якщо є дві піридинові молекули, то вони змагатимуться у захопленні протона, у результаті утвориться з'єднання

у якому трьома точками позначено новий типміжмолекулярної взаємодії, яка називається водневим зв'язком. У цьому поєднанні протон знаходиться ближче до лівого атома азоту. З таким же успіхом протон може виявитися ближчим до правого атома азоту. Отже, потенційна енергія протона як функція відстані до правого або лівого атома азоту при фіксованій відстані між ними (приблизно ) повинна бути кривою з двома мінімумами. Квантовомеханічний розрахунок такої кривої, проведений Рейном та Харрісом, наведено на рис. 4.

Квантовомеханічну теорію водневого зв'язку А-Н ... на основі донорно-акцепторних взаємодій одним з перших розвивав Н. Д. Соколов. Причиною зв'язку є перерозподіл електронної щільності між атомами А і В, що викликається протоном. Коротко кажуть, що відбувається узагальнення «неподіленої пари» електронів. Насправді ж

Мал. 4. Потенційна крива енергії протона залежно від відстані між атомами азоту двох піридинових молекул.

утворенні потенційних кривих водневого зв'язку беруть участь і інші електрони молекул, хоча й меншою мірою (див. нижче).

Енергія типових водневих зв'язків варіює в межах від 013 до 031 эВ. Вона значно менше енергії хімічних ковалентних зв'язків, але значно менше енергії вандерваальсовых взаємодій.

Найбільш простим міжмолекулярним комплексом, утвореним водневим зв'язком, є комплекс. лінійну структуру. Відстань між атомами фтору 2,79 А. Розтавання між атомами в полярній молекулі дорівнює 0,92 А. При утворенні комплексу виділяється енергія близько 0,26 еВ.

З допомогою водневого зв'язку утворюється димер води з енергією зв'язку близько 0,2 еВ. Ця енергія дорівнює приблизно двадцятій частині енергії ковалентного зв'язку ВІН. Відстань між двома атомами кисню в комплексі дорівнює приблизно 2,76 А. Воно менше сум вандерваальсових радіусів атомів кисню, що дорівнює 3,06 А. На рис. 5 вказано розраховану у роботі зміну електронної густини атомів води при утворенні комплексу. Ці розрахунки підтверджують, що при утворенні комплексу змінюється розподіл електронної густини навколо всіх атомів молекул, що реагують.

Про роль всіх атомів у встановленні водневих зв'язків у комплексі можна судити також із взаємного впливу двох водневих зв'язків між азотистими основами, тиміном та аденіном, що входять до складу подвійної спіралі молекули ДНК. Розташування мінімумів потенційних кривих протонів у двох зв'язках відображає їхню взаємну кореляцію (рис. 6).

Поряд із звичайним або слабким водневим зв'язком, утвореним воднем з виділенням енергії, меншою 1 еВ, і характеризується потенційною енергією з двома мінімумами, водень утворює деякі комплекси з великим енерговиділенням. Наприклад, при створенні комплексу виділяється енергія, що дорівнює 2,17 еВ. Такий тип взаємодії називають сильною

Мал. 5. Зміна електронної щільності біля атомів у комплексі, утвореному водневими зв'язками із двох молекул води.

Заряд електрона прийнято рівним одиниці. У вільній молекулі води заряд 10 електронів розподілений так, що біля атома кисню знаходиться заряд 8,64, а у атомів водню

Мал. 6. Водневі зв'язки між азотистими основами: а - тиміном (Т) і аденіпом (А), що входять до складу молекул ДНН (стрілками вказані місця приєднання основ до ланцюгів молекул цукру і фоофорної кислоти); - потенційні криві водневих зв'язків; Про - кисень; - водень; - вуглець; - азот.

водневим зв'язком. При утворенні комплексів із сильним водневим зв'язком істотно змінюється зміна молекул. Потенційна енергія протона має один порівняно плоский мінімум, розташований приблизно у центрі зв'язку. Тому протон легко зміщується. Легка зміщення протона під впливом зовнішнього поляобумовлює велике значення поляризуемості комплексу.

Сильна воднева зв'язок не проявляється у біологічних системах. Що ж до слабкого водневого зв'язку, то він має вирішальне значенняу всіх живих організмах.

Винятково велика рольводневого зв'язку в біологічних системах обумовлена ​​насамперед тим, що вона визначає вторинну структурубілків, що має основне значення для всіх життєвих процесів; за допомогою водневих звірів утримуються пари основ у молекулах ДНК і забезпечується їх стійка структурау вигляді подвійних спіралей, і, нарешті, водневий зв'язок відповідальна за вельми незвичайні властивості води, важливі для існування живих систем.

Вода одна із основних компонентів всього живого. Організми тварин майже дві третини складаються з води. Людський ембріон протягом першого місяця містить близько 93% води. Біг води не було б жигні. Вода служить основним середовищем, у якому відбуваються біохімічні реакції у клітині. Вона утворює рідку частину крові та лімфи. Вода необхідна травлення, оскільки розщеплення вуглеводів, білків і жирів відбувається із приєднанням молекул води. Вода виділяється у клітині при побудові білків із амінокислот. Фізіологічні

Мал. 7. Структура льоду. Кожна молекула води з'єднана водневими зв'язками (три точки) з чотирма молекулами води, що у вершинах тетраедра.

Мал. 8. Водневий зв'язок у димері та «лінійний» водневий зв'язок

властивості біополімерів та багатьох надмолекулярних структур (зокрема, клітинних мембран) дуже суттєво залежать від їх взаємодії з водою.

Розглянемо деякі властивості води. Кожна молекула води має великий електричним моментом. Внаслідок високої електронегативності атомів кисню молекула води може утворювати водневі зв'язки з однією, двома, трьома та чотирма іншими молекулами води. В результаті виходять порівняно стійкі димери та інші полімерні комплекси. У середньому кожна молекула у рідкій воді має чотири сусіди. Склад та структура міжмолекулярних комплексів залежать від температури води.

Найбільш упорядковану структуру має кристалічна вода (лід) при нормальному тиску та температурі нижче нуля градусів Цельсія. Кристали її мають гексагональну структуру. До елементарного осередку входять чотири молекули води. Структура осередку зображена на рис. 7. Навколо центрального атома кисню розповсюджень у вершинах правильного тетраедрана відстанях 2,76 А чотири інші атоми кисню. Кожна молекула води з'єднана із сусідніми чотирма водневими зв'язками. При цьому кут між ОН-зв'язками в молекулі наближається до тетраедричного значення 109,1°. У вільній молекулі він дорівнює приблизно 105°.

Структура льоду нагадує структуру алмазу. Однак у алмазі між атомами вуглецю діють хімічні сили. Кристал алмазу - це велика молекула. Кристали льоду відносяться до молекулярних кристалів. Молекули в кристалі зберігають переважно свою індивідуальність і утримують один одного водневими зв'язками.

Мал. 9. Експериментальне значенняусунення інфрачервоної частоти коливань у воді при утворенні водневого зв'язку під кутом.

Ґрати льоду дуже пухкі і містять багато «порожнеч», оскільки число найближчих молекул води в кожної молекули (координаційне число) дорівнює лише чотирьом. При розплавленні грати льоду частково руйнуються, одночасно заповнюються деякі порожнечі і щільність води стає більше щільностільоду. Це одна з основних аномалій води. При подальшому нагріванні до 4° процес ущільнення триває. При нагріванні вище 4 ° С зростає амплітуда ангармонічних коливань, зменшується число асоційованих молекулу комплексах (роях) та щільність води зменшується. За грубими оцінками до складу роїв при кімнатній температурівходить близько 240 молекул, при 37 ° С - близько 150, при 45 і 100 ° С відповідно 120 і 40.

Внесок водневого зв'язку у повну енергію міжмолекулярних взаємодій (11,6 ккал/моль) становить близько 69%. Внаслідок водневих зв'язків температури плавлення (0°С) та кипіння (100°С) води суттєво відрізняються від температур плавлення та кипіння інших молекулярних рідин, між молекулами яких діють лише вандерваальсові сили. Наприклад, для метану ці значення відповідно дорівнюють-186 і -161° С.

У рідкій воді поряд із залишками тетраедричної структури льоду є лінійні та циклічні димери та інші комплекси, що містять 3, 4, 5, 6 і більше молекул. Істотно, що залежно від числа молекул у циклі змінюється кут Р, утворений між зв'язком ВІН та водневим зв'язком (рис. 8). У димері цей кут дорівнює 110°, п'ятичленному кільці 10°, а шестичленном кільці і гексагональної структурі льоду він близький до кулю («лінійний» водневий зв'язок).

Виявляється, що найбільша енергіяодного водневого зв'язку відповідає куту Енергія водневого зв'язку пропорційна (правило Бадгера - Бауера) зміщення частоти валентних інфрачервоних коливань групи ВІН в молекулі води та порівняно з частотою коливань вільної молекули. Максимальне усунення спостерігається у разі «лінійного» водневого зв'язку. У молекулі води у разі частота зменшується на , а частота - на . На рис. 9 наведено графік залежності відношення зміщення

частоти до максимального зміщення від кута. Отже, цей графік також характеризує залежність енергії водневого зв'язку від кута . Така залежність є проявом кооперативного характеру водневого зв'язку.

Були багаторазові спроби теоретичного обчислення структури та властивостей води при обліку водневих зв'язків та інших міжмолекулярних взаємодій. Згідно статистичної фізики термодинамічні властивостісистеми взаємодіючих молекул, що знаходиться в об'ємі V при постійному тиску Р у статистичній рівновазі з термостатом, визначаються через статистичну сумустанів

Тут V – обсяг системи; до - постійна Больцмана; Т - абсолютна температура; означає, що треба взяти слід від статистичного оператора, що стоїть у фігурних дужках, де Н - квантовий оператор енергії всієї системи. Цей оператор дорівнює суміоператорів кінетичної енергії поступального та обертального рухівмолекул та оператора потенційної енергіївзаємодії всіх молекул.

Якщо відомі всі власні функції та повний спектр енергій Е, оператора Н, то (6.2) набуває вигляду

Тоді вільна енергія Гіббса G системи при тиску Р та температурі Т визначається простим виразом

Знаючи гиббсовскую вільну енергію, знаходимо повну енергію об'єм .

На жаль, внаслідок складного характерувзаємодій між молекулами у воді (анізотропні дипольні молекули, водневі зв'язки, що призводять до комплексів змінного складу, в яких енергія водневих зв'язків сама залежить від складу та структури комплексу тощо) ми не можемо записати оператор Н у явному вигляді. Тому доводиться вдаватися до дуже великих спрощень. Так, Наметі та Шерага обчислили статистичну суму, виходячи з того, що можна врахувати лише п'ять енергетичних станів молекул у комплексах відповідності.

з кількістю утворених ними водневих зв'язків (0, 1, 2, 3, 4) із сусідніми молекулами. За допомогою цієї моделі їм навіть вдалося показати, що щільність води максимальна при 4 ° С. Однак надалі самі автори критикували розвинену ними теорію, так як вона не описувала багато експериментальних фактів. З іншими спробами теоретичних розрахунків структури води можна познайомитися в огляді Бен-Наїма та Стіллінгера.

Внаслідок дипольного характеру молекул води та великої роліводневих зв'язків винятково важливу роль відіграють і взаємодії молекул води з іонами та нейтральними молекулами у живих організмах. Взаємодії, що призводять до гідратації іонів та особливого типувзаємодій, що дістали назву гідрофобних та гідрофільних, будуть розглянуті у наступних розділах цього розділу»

Говорячи про роль води в біологічних явищах, слід зазначити, що всі живі організми успішно пристосувалися до певної величини водневого зв'язку між молекулами . Про це свідчить той факт, що заміна молекулами важкої води дуже істотно впливає на біологічні системи. Зменшується розчинність полярних молекул, зменшується швидкість проходження нервового імпульсу, порушується робота ферментів, уповільнюється зростання бактерій і грибів і т. д. Можливо, всі ці явища пов'язані з тим, що воднева взаємодія між молекулами сильніша, ніж взаємодія між молекулами більше значенняводневого зв'язку між молекулами важкої води вказує бояче висока температураїї плавлення (3,8 ° С) і велика теплота плавлення (1,51 ккал/моль). Для нормальної води теплота плавлення 1,43 ккал/моль.