VANDENILIO TILTŲ SUJUNGIMAS: PAGRINDINĖS SAVYBĖS - CHEMIJA - 2025

Nurodo vandenilio jungtis yra elektrostatinis traukos tarp dviejų polinių grupių, kuri atsiranda, kai vandenilio atomas (H), sumontuotų ant labai elektriškai neigiamą atomą traukos, spaudžiantis elektrostatinio lauko electronegatively įkrautas atomas kitą šalia.

Fizikoje ir chemijoje yra jėgų, kurios sukuria sąveiką tarp dviejų ar daugiau molekulių, įskaitant traukos ar atstūmimo jėgas, kurios gali veikti tarp šių ir kitų šalia esančių dalelių (tokių kaip atomai ir jonai). Šios jėgos vadinamos tarpmolekulinėmis jėgomis.

Dvi molekulės per keturias vandenilio jungtis savaime susirenka į dimerų kompleksą.

Tarpmolarinės jėgos yra silpnesnio pobūdžio nei tos, kurios jungia molekulės dalis iš vidaus (vidinės molekulės jėgos).

Tarp patrauklių tarpmolekulinių jėgų yra keturi tipai: jonų-dipolių jėgos, dipolio-dipolio jėgos, van der Waalso jėgos ir vandenilio jungtys.

Vandenilio jungimosi charakteristikos

Vandenilis jungiasi tarp „donoro“ atomo (elektronegatyvaus, turinčio vandenilį) ir „receptoriaus“ (elektronegatyvaus be vandenilio).

Paprastai jis sukuria energiją nuo 1 iki 40 Kcal / mol, todėl ši trauka yra žymiai stipresnė nei ta, kuri įvyko van der Waals sąveikoje, tačiau silpnesnė už kovalentinius ir joninius ryšius.

Paprastai jis įvyksta tarp molekulių, turinčių atomus, tokius kaip azotas (N), deguonis (O) arba fluoras (F), nors tai taip pat pastebima su anglies (C) atomais, kai jie yra prijungti prie labai elektroneigiamų atomų, kaip ir chloroformo ( CHCl ₃ ).

Kodėl vyksta sąjunga?

Šis susirišimas įvyksta todėl, kad, prisijungęs prie labai elektroneigiamo atomo, vandenilis (mažas atomas, paprastai turintis neutralų krūvį) įgyja dalinai teigiamą krūvį, dėl kurio jis pradeda traukti kitus elektronegatyvius atomus į save.

Iš čia atsiranda jungtis, kuri, nors ir negali būti klasifikuojama kaip visiškai kovalentinė, jungia vandenilį ir jo elektroneigiamąjį atomą prie šio kito atomo.

Pirmieji šių jungčių egzistavimo įrodymai buvo pastebėti atlikus tyrimą, kurio metu buvo išmatuoti virimo taškai. Pastebėta, kad ne visi jie padidėjo dėl molekulinės masės, kaip buvo tikėtasi, tačiau buvo tam tikrų junginių, kuriems virti reikėjo aukštesnės temperatūros, nei prognozuota.

Nuo čia pradėta stebėti vandenilinių ryšių buvimą elektronegatyviose molekulėse.

Ryšio ilgis

Svarbiausia vandenilio jungtyje išmatuoti savybė yra jo ilgis (kuo jis ilgesnis, tuo silpnesnis), matuojamas angstroma (Å).

Savo ruožtu šis ilgis priklauso nuo jungties stiprumo, temperatūros ir slėgio. Toliau aprašoma, kaip šie veiksniai daro įtaką vandenilio jungties stiprumui.

Obligacijų stiprumas

Pats jungties stipris priklauso nuo slėgio, temperatūros, jungties kampo ir aplinkos (kuriai būdinga vietinė dielektrinė konstanta).

Pavyzdžiui, tiesinės geometrijos molekulėms jungtis yra silpnesnė, nes vandenilis yra toliau nuo vieno atomo nei nuo kito, tačiau griežtesniais kampais ši jėga didėja.

Temperatūra

Ištirta, kad vandenilio jungtys yra linkusios formuotis žemesnėje temperatūroje, nes sumažėjęs tankis ir padidėjęs molekulinis judėjimas aukštesnėje temperatūroje sukelia vandenilio jungčių susidarymo sunkumus.

Ryšiai gali laikinai ir (arba) visam laikui nutrūkti, kylant temperatūrai, tačiau svarbu atkreipti dėmesį, kad jungtys taip pat daro junginius didesnį atsparumą virimui, kaip tai daroma su vandeniu.

Slėgis

Kuo didesnis slėgis, tuo didesnis vandenilio jungties stipris. Taip atsitinka todėl, kad esant aukštesniam slėgiui, molekulės atomai (tokie kaip lede) labiau sutankės ir tai padės sumažinti atstumą tarp jungties komponentų.

Tiesą sakant, ši vertė yra beveik tiesinė, tiriant ledus grafike, kur įvertinamas slėgio metu nustatytas jungties ilgis.

Vandenilio tilto sujungimas vandenyje

Vandeniliu sujungta vandens molekulė.

Vandens molekulė (H ₂ O) laikoma puikiu vandenilio jungimosi pavyzdžiu: kiekviena molekulė gali sudaryti keturis potencialius vandenilio ryšius su šalia esančiomis vandens molekulėmis.

Kiekvienoje molekulėje yra puikus kiekis teigiamai įkrautų vandenilių ir nesurištų elektronų porų, leidžiančių joms visiems prisijungti prie vandenilio.

Štai kodėl vanduo turi aukštesnę virimo temperatūrą nei kitos molekulės, tokios kaip amoniakas (NH ₃ ) ir vandenilio fluoridas (HF).

Pirmojo atveju azoto atomas turi tik vieną laisvą elektronų porą, ir tai reiškia, kad amoniako molekulių grupėje nėra pakankamai laisvų porų, kad būtų patenkinti visų vandenilių poreikiai.

Sakoma, kad kiekvienai amoniako molekulei susidaro vienas vandenilio ryšys ir kiti H atomai yra „iššvaistomi“.

Fluoro atveju yra gana vandenilio deficitas ir elektronų poros yra „iššvaistomos“. Vėlgi, vandenyje yra tinkamas kiekis vandenilio ir elektronų porų, todėl ši sistema nepriekaištingai jungiasi.

Vandenilio ryšys DNR ir kitose molekulėse

Baltymuose ir DNR taip pat gali būti stebimas vandenilio ryšys: DNR atveju dviguba spiralės forma atsiranda dėl vandenilio jungčių tarp jos bazinių porų (statybinių blokų, sudarančių spiralę), kurie leidžia šios molekulės yra atkartojamos ir gyvybė, kaip mes žinome, egzistuoja.

Baltymų atveju vandenilis sudaro ryšius tarp deguonies ir amido vandenilio; Atsižvelgiant į padėtį, kurioje jis atsiranda, susidarys skirtingos baltymų struktūros.

Vandenilio ryšiai taip pat yra natūraliuose ir sintetiniuose polimeruose bei organinėse molekulėse, kuriose yra azoto, o kitos tokio tipo jungties molekulės vis dar tiriamos chemijos pasaulyje.

Nuorodos

1. Vandenilio ryšys. (sf). Vikipedija. Gauta iš en.wikipedia.org
2. „Desiraju“, GR (2005). Indijos mokslo institutas, Bangaloras. Gauta iš „ipc.iisc.ernet.in“
3. Mishchuk, NA, ir Goncharuk, VV (2017). Dėl fizinių vandens savybių pobūdžio. Khimiya i Tekhnologiya Vody.
4. Chemija, WI (sf). Kas yra chemija. Gauta iš „whatischemistry.unina.it“
5. Chemguide. (sf). „ChemGuide“. Gauta iš chemguide.co.uk