Chemické vazby v molekulách jsou obvykle velmi pevné, jejich energie se pohybuje v rozmezí 100-150 kJ/mol. Kromě toho existují tzv. vodíkové vazby, jejichž síla je 10-40 kJ/mol. Délka těchto vazeb je respektive 270-230 pm. Vodíková vazba mezi atomy Ea a Ev je interakce prováděná atomem vodíku spojeným s Ea nebo Ev chemickou vazbou.

Obraz vodíkové vazby má v obecném případě tvar: Ea-H...Ev. Je zřejmé, že vodíková vazba je třícentrová, neboť na jejím vzniku se podílejí tři atomy. Aby k takové vazbě došlo, je nutné, aby atomy Ea a Ev měly vysokou elektronegativitu. Jedná se o atomy nejvíce negativních prvků: dusíku (OEO = 3,0), kyslíku (OEO = 3,5), fluoru (OEO = 4,0) a chloru (OEO = 3,0). Vodíková vazba je tvořena kombinací ls-AO vodíku a dvou 2r-AO atomy Ea a Ev. 2p orbitaly jsou orientovány podél jedné přímky. Proto je vodíková vazba lineární. Vodíková vazba se nazývá: 1) intramolekulární, pokud atomy Ea a Ev spojené touto vazbou patří do stejné molekuly; 2) intermolekulární, pokud jsou atomy Ea a Ev v různých molekulách. Intramolekulární vodíkové vazby hrají zásadní roli biologická role, protože určují například šroubovicovou strukturu molekul polymerních proteinů. V proteinech jsou to N-H...0 vazby mezi aminokyselinovými zbytky. Neméně důležité jsou mezimolekulární vodíkové vazby. S jejich pomocí se spojují řetězce nukleových kyselin do dvoušroubovice. Mezi nukleovými bázemi jsou dva typy vazeb N-H...N a N-H...0. Průměrná kinetická energie tepelného pohybu molekul je řádově 3/2 RT. Při teplotě lidského těla 37 °C (310 K) je to asi 4 kJ/mol. Síla vodíkových vazeb se pohybuje v rozmezí 10-40 kJ/mol. Jsou proto dostatečně pevné, aby vydržely neustálé dopady okolních molekul a zajistily, že tvar polymerních biologických struktur zůstane konstantní. Současně, když aktivní molekuly udeří, vodíkové vazby jsou periodicky přerušovány a poté znovu obnoveny, což zajišťuje výskyt různých životních procesů. Uvažované příklady názorně ilustrují širší rozsah aplikací metody MO LCAO než metody BC. Přesto lze metodu BC úspěšně použít k predikci vlastností a struktury mnoha látek, včetně komplexních sloučenin.

Otázka 37. Moderní obsah pojmu „komplexní sloučeniny“ (CS). Struktura CS: centrální atom, ligandy, komplexní iont, vnitřní a vnější sféra, koordinační číslo centrálního atomu, dentace ligandů.

Komplexní sloučeniny jsou nejrozsáhlejší a nejrozmanitější třídou sloučenin. Živé organismy obsahují komplexní sloučeniny biogenních kovů s proteiny, aminokyselinami, porfyriny, nukleovými kyselinami, sacharidy a makrocyklickými sloučeninami. Nejdůležitější životní procesy probíhají za účasti komplexních sloučenin. Některé z nich (hemoglobin, chlorofyl, hemocyanin, vitamin B12 atd.) hrají významnou roli v biochemických procesech. Mnoho léky obsahují kovové komplexy. Například inzulín (komplex zinku), vitamín B12 (komplex kobaltu), platinol (komplex platiny) atd. Složitá spojení jsou sloučeniny, které existují jak v krystalickém stavu, tak v roztoku, jejichž zvláštností je přítomnost centrálního atomu obklopeného ligandy. Komplexní sloučeniny lze považovat za komplexní sloučeniny vyššího řádu, skládající se z jednoduchých molekul schopných samostatné existence v roztoku. Strukturu komplexních sloučenin nebo jednoduše komplexů objevil švýcarský vědec A. Werner v roce 1893. Mnohá ​​ustanovení jeho teorie tvořila základ moderní nápady o struktuře komplexů. V molekulách komplexních sloučenin je centrální atom nebo iont M a s ním přímo spojené n-molekuly (nebo ionty) L, nazývané ligandy. Vzniká centrální atom s okolními ligandy vnitřní sféra komplex MLn. V závislosti na poměru celkového náboje ligandů a komplexotvorného činidla může mít vnitřní koule kladný náboj, například 3+, nebo záporný náboj, například 3-, nebo nulový náboj, například, jako pro 0. Kromě ligandů může komplex obsahovat m dalších částic X , které nejsou přímo spojeny s centrálním atomem. Částice tvoří X vnější sféra komplex, neutralizují náboj vnitřní koule, ale nejsou kovalentně vázány na komplexotvorné činidlo. Obecný vzorec komplexní sloučeniny má tvar: Xm, kde M je centrální atom; L - ligand; X - částice vnější sféry (molekula nebo iont); částice vnitřní koule jsou uzavřeny v hranatých závorkách. Komplexní sloučeniny se často nazývají koordinační sloučeniny. Počet n ligandů se podle toho nazývá koordinační číslo a vnitřní sféra se nazývá koordinační číslo. Centrální atom(komplexotvorné činidlo) - atom nebo iont, který zaujímá centrální pozici v komplexní sloučenině. Centrální atom koordinuje ligandy a umísťuje je geometricky správně v prostoru. Roli komplexotvorného činidla plní nejčastěji částice, které mají volné orbitaly a dostatečně velký kladný jaderný náboj, a proto mohou být akceptory elektronů. Jedná se o kationty přechodových prvků. Nejúčinnější komplexotvorná činidla jsou prvky skupin IB a VIIIB. Vzácně působí jako komplexotvorné látky neutrální atomy d-prvků a atomy nekovů v různém stupni oxidace. Počet volných atomových orbitalů poskytovaných komplexotvorným činidlem určuje jeho koordinační číslo. Hodnota koordinačního čísla závisí na mnoha faktorech, ale obvykle se rovná dvojnásobku náboje komplexotvorného iontu. Nejsilnější komplexy jsou tvořeny d-prvky. Pro život člověka jsou důležité zejména komplexní sloučeniny Mn, Fe, Co, Cu, Zn a Mo. Různé komplexy tvoří i amfoterní p-prvky Al, Sn, Pb. Biogenní s-prvky Na, K, Ca, Mg mohou tvořit křehké komplexní sloučeniny s ligandy určité struktury. Nejčastěji je komplexotvorným činidlem atom prvku v kladném oxidačním stavu. Negativní podmíněné ionty (tj. atomy v negativním oxidačním stavu) hrají roli komplexotvorných činidel poměrně zřídka. Jedná se např. o atom dusíku (-III) v kationtu amonium + atp. Atom tvořící komplex může mít nulový oxidační stav. Karbonylové komplexy niklu a železa, které mají složení a , tedy obsahují atomy niklu(0) a železa(0). V komplexním iontu nebo neutrálním komplexu jsou ionty, atomy nebo jednoduché molekuly (L) koordinovány kolem komplexotvorného činidla. Všechny tyto částice (ionty nebo molekuly), které mají chemické vazby s komplexotvorným činidlem, se nazývají ligandy(ligandy jsou donory elektronových párů). V komplexních iontech jsou 2- a 4- ligandy Cl- a CN- ionty a v neutrálním komplexu jsou ligandy molekuly NH3 a NCS- ionty. Ligandy na sebe zpravidla nejsou vázány a působí mezi nimi odpudivé síly. V některých případech je pozorována mezimolekulární interakce ligandů s tvorbou vodíkových vazeb. Ligandy mohou být různé anorganické a organické ionty a molekuly. Nejdůležitějšími ligandy jsou ionty CN-, F-, Cl-, Br-, I-, NO2-, OH-, SO3S2-, C2O42-, CO32-, molekuly H2O, NH3, CO, močovina (NH2)2CO. Nejdůležitější vlastností komplexotvorného činidla je množství chemické vazby, které tvoří s ligandy, popř koordinační číslo(CC). Tato charakteristika komplexotvorného činidla je určena především strukturou jeho elektronového obalu a je určena valenčními schopnostmi centrálního atomu nebo konvenčního komplexotvorného iontu. Když komplexotvorné činidlo koordinuje monodentátní ligandy, koordinační číslo se rovná počtu připojených ligandů. A počet polydentátních ligandů navázaných na komplexotvorné činidlo je vždy menší než koordinační číslo. Hodnota koordinačního čísla komplexotvorného činidla závisí na jeho povaze, stupni oxidace, povaze ligandů a podmínkách (teplota, povaha rozpouštědla, koncentrace komplexotvorného činidla a ligandů atd.), za kterých komplexace probíhá. dojde k reakci. Hodnota CN se může lišit komplexní sloučeniny od 2 do 8 a ještě výše. Nejběžnější koordinační čísla jsou 4 a 6. Komplexující prvky s oxidačním stavem +II (ZnII, PtII, PdII, CuII atd.) často tvoří komplexy, ve kterých vykazují koordinační číslo 4, např. 2+, 2- , 0. V akvakomplexech je koordinační číslo komplexotvorného činidla v oxidačním stavu +II nejčastěji 6:2+. Komplexující prvky s oxidačním stavem +III a +IV (PtIV, AlIII, CoIII, CrIII, FeIII) v komplexech mají zpravidla CN 6. Například 3+, 3-. Jsou známá komplexotvorná činidla, která mají v komplexech téměř konstantní koordinační číslo odlišné typy. Jedná se o kobalt(III), chrom(III) nebo platinu(IV) s CN 6 a bor(III), platinu(II), palladium(II), zlato(III) s CN 4. Většina komplexotvorných činidel má však variabilní koordinační číslo. Například pro hliník(III) jsou možné CN 4 a CN 6 v komplexech - a -. Nejčastěji je ligand spojen s komplexotvorným činidlem prostřednictvím jednoho z jeho atomů jedinou dvoustředovou chemickou vazbou. Takové ligandy se nazývají monodentátní. Monodentátní ligandy zahrnují všechny halogenidové ionty, kyanidové ionty, amoniak, vodu a další. Některé běžné ligandy, jako jsou molekuly vody H2O, hydroxidový ion OH-, thiokyanátový iont NCS-, amidový ion NH2-, oxid uhelnatý CO v komplexech, jsou převážně monodentátní, i když v některých případech (v přemosťujících strukturách) se stávají bidentátní. Existuje řada ligandů, které jsou v komplexech téměř vždy bidentátní. Jedná se o ethylendiamin, uhličitanový iont, oxalátový iont atd. Každá molekula nebo iont bidentátního ligandu tvoří dvě chemické vazby s komplexotvorným činidlem v souladu se znaky jeho struktury:

Složitá spojení. Wernerova teorie. Role v živém organismu.

Disociace komplexních sloučenin. Konstanta nestability komplexních iontů.

Chemická vazba v komplexních sloučeninách (příklady).

V krystalických komplexních sloučeninách s nabitými komplexy, spojení mezi komplexem a ionty vnější sféry iontový, spojení mezi zbývajícími částicemi vnější koule – intermolekulární(včetně vodíkových). Ve většině složitých částic existují vazby mezi centrálním atomem a ligandy kovalentní. Všechny nebo jejich část se tvoří podle mechanismu dárce-akceptor (v důsledku toho - se změnou formálních poplatků). V nejméně stabilních komplexech (například ve vodních komplexech prvků alkalických kovů a kovů alkalických zemin a také amonia) jsou ligandy drženy elektrostatickou přitažlivostí. Vazba v komplexních částicích se často nazývá vazba donor-akceptor nebo koordinační vazba.

Redoxní reakce. Typy redoxních reakcí.

Typy redoxních reakcí:

1) Mezimolekulární- reakce, při kterých se oxidační a redukující atomy nacházejí v molekulách různých látek, například:

H2S + Cl2 -> S + 2HCl

2) Intramolekulární- reakce, při kterých se oxidační a redukční atomy nacházejí v molekulách téže látky, například:

2H20 -> 2H2+02

3) Disproporcionalita(auto-oxidace-samo-léčení) - reakce, ve kterých stejný prvek působí jako oxidační činidlo i jako redukční činidlo, například:

Cl2 + H20 → HClO + HCl

4)Reproporcionace- reakce, ve kterých je jeden oxidační stav získán ze dvou různých oxidačních stavů téhož prvku, například:

NH4NO3 -> N20 + 2H20

Nejdůležitější oxidační a redukční činidla. Redoxní dualita.

Restaurátoři	Oxidační činidla
Kovy	Halogeny
Vodík	Manganistan draselný (KMnO 4)
Uhlí	Manganistan draselný (K 2 MnO 4)
oxid uhelnatý (CO)	Oxid manganatý (MnO 2)
Sirovodík (H 2 S)	Dichroman draselný (K 2 Cr 2 O 7)
Oxid sírový (SO2)	Chroman draselný (K 2 CrO 4)
Kyselina siřičitá H 2 SO 3 a její soli	Kyselina dusičná (HNO 3)
Halogenovodíkové kyseliny a jejich soli	Kyselina sírová (H 2 SO 4) konc.
Kovové kationty v nižších oxidačních stavech: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3	Oxid měďnatý (CuO)
Kyselina dusitá HNO 2	Oxid olovnatý (PbO2)
Amoniak NH3	Oxid stříbrný (Ag 2 O)
Hydrazin NH2NH2	Peroxid vodíku (H 2 O 2)
Oxid dusnatý (II) (NO)	Chlorid železitý (FeCl 3)
Katoda při elektrolýze	Bertholletova sůl (KClO 3)
Kovy	Anoda při elektrolýze

Koncept vodíkové vazby

Atom vodíku navázaný na silně elektronegativní atom (kyslík, fluor, chlor, dusík) může interagovat s osamoceným elektronovým párem jiného silně elektronegativního atomu té či jiné molekuly za vzniku slabé dodatečné vazby – vodíkové vazby. V tomto případě lze nastolit rovnováhu

Obrázek 1.

Vzhled vodíkové vazby je předurčen exkluzivitou atomu vodíku. Atom vodíku je mnohem menší než ostatní atomy. Elektronový mrak, který tvoří, a elektronegativní atom jsou silně posunuty směrem k druhému. V důsledku toho zůstává jádro vodíku slabě stíněné.

Atomy kyslíku hydroxylových skupin dvou molekul karboxylové kyseliny Alkoholy nebo fenoly mohou těsně konvergovat v důsledku tvorby vodíkových vazeb.

Kladný náboj na jádře atomu vodíku a záporný náboj na jiném elektronegativním atomu se vzájemně přitahují. Energie jejich interakce je srovnatelná s energií předchozí vazby, proto je proton vázán na dva atomy najednou. Vazba na druhý elektronegativní atom může být silnější než původní vazba.

Proton se může pohybovat z jednoho elektronegativního atomu na druhý. Energetická bariéra pro takový přechod je nevýznamná.

Vodíkové vazby patří mezi chemické vazby střední pevnosti, ale pokud je takových vazeb mnoho, pak přispívají k tvorbě silných dimerních nebo polymerních struktur.

Příklad 1

Vznik vodíkové vazby v $\alpha $-helikální struktuře deoxyribonukleové kyseliny, struktura podobná diamantu křišťálový led atd.

Kladný konec dipólu v hydroxylové skupině je na atomu vodíku, takže může být vytvořena vazba přes vodík k aniontům nebo elektronegativním atomům obsahujícím osamocené páry elektronů.

Téměř ve všech ostatních polárních skupinách je kladný konec dipólu umístěn uvnitř molekuly a je proto obtížně dostupný pro vazbu. U karboxylových kyselin $(R=RCO)$, alkoholů $(R=Alk)$, fenolů $(R=Ar)$ se kladný konec dipólu $OH$ nachází mimo molekulu:

Příklady nalezení kladného konce $C-O, S-O, P-O$ dipólu uvnitř molekuly:

Obrázek 2. Aceton, dimethylsulfoxid (DMSO), hexamethylfosfortriamid (HMPTA)

Protože neexistují žádné sterické překážky, snadno se tvoří vodíkové vazby. Jeho síla je dána především tím, že je převážně kovalentní povahy.

Typicky je přítomnost vodíkové vazby označena tečkovanou čarou mezi donorem a akceptorem, například v alkoholech

Obrázek 3

Typicky je vzdálenost mezi dvěma atomy kyslíku a vodíkovou vazbou menší než součet van der Waalsových poloměrů atomů kyslíku. Musí dojít k vzájemnému odpuzování elektronových obalů atomů kyslíku. Odpudivé síly jsou však překonány silou vodíkové vazby.

Povaha vodíkové vazby

Povaha vodíkové vazby je elektrostatická a donor-akceptorová. Hlavní roli při vzniku energie vodíkové vazby hraje elektrostatická interakce. Na vzniku mezimolekulární vodíkové vazby se podílejí tři atomy, které se nacházejí téměř na stejné přímce, ale vzdálenosti mezi nimi jsou různé. (výjimkou je spojení $F-H\cdots F-$).

Příklad 2

Pro mezimolekulární vodíkové vazby v ledu je $-O-H\cdots OH_2$ vzdálenost $O-H$ $0,097$ nm a vzdálenost $H\cdots O$ je $0,179$ nm.

Energie většiny vodíkových vazeb leží v rozmezí $10-40$ kJ/mol, a to je mnohem méně než energie kovalentní nebo iontové vazby. Často lze pozorovat, že síla vodíkových vazeb roste s kyselostí donoru a zásaditostí akceptoru protonů.

Význam mezimolekulární vodíkové vazby

Vodíková vazba hraje významnou roli v projevech fyzického - chemické vlastnosti spojení.

Vodíkové vazby mají na sloučeniny následující účinky:

Intramolekulární vodíkové vazby

V případech, kdy je možné uzavření šestičlenného nebo pětičlenného kruhu, vznikají intramolekulární vodíkové vazby.

Přítomnost intramolekulárních vodíkových vazeb v salicylaldehydu a o-nitrofenolu je důvodem jejich rozdílu fyzikální vlastnosti od příslušného meta- A pár- izomery.

$o$-Hydroxybenzaldehyd nebo salicylaldehyd $(A)$ a $o$-nitrofenol (B) netvoří mezimolekulární asociáty, proto mají více nízké teploty vařící. Jsou špatně rozpustné ve vodě, protože se nepodílejí na tvorbě mezimolekulárních vodíkových vazeb s vodou.

Obrázek 5.

$o$-Nitrofenol je jediný ze tří izomerních zástupců nitrofenolů, který je schopen destilace vodní párou. Tato vlastnost je základem pro jeho izolaci ze směsi izomerů nitrofenolu, která vzniká v důsledku nitrace fenolů.

1)orientace(polární molekuly jsou vlivem elektrostatické interakce protilehlých konců dipólů orientovány v prostoru tak, že záporné konce dipólů některých molekul jsou obráceny ke kladným koncům dipólů jiných molekul)

2)indukce(pozorováno i u látek s polárními molekulami, ale většinou je mnohem slabší než orientační. Polární molekula může zvýšit polaritu sousední molekuly. Jinými slovy, vlivem dipólu jedné molekuly se dipól druhé molekuly molekula se může zvětšit a nepolární molekula se může stát polární)

3)disperzní(tyto síly interagují mezi libovolnými atomy a molekulami, bez ohledu na jejich strukturu. Jsou způsobeny okamžitými dipólovými momenty, které se vyskytují ve shodě ve velké skupině atomů)

35. Vodíková vazba, její biologická úloha.

36. Komplexní sloučeniny. Wernerova teorie. Role v živém organismu.

37. Disociace komplexních sloučenin. Konstanta nestability komplexních iontů.

38. Chemická vazba v komplexních sloučeninách (příklady).

V krystalických komplexních sloučeninách s nabitými komplexy, spojení mezi komplexem a ionty vnější sféry iontový, spojení mezi zbývajícími částicemi vnější koule – intermolekulární(včetně vodíkových). Ve většině složitých částic existují vazby mezi centrálním atomem a ligandy kovalentní. Všechny nebo jejich část se tvoří podle mechanismu dárce-akceptor (v důsledku toho - se změnou formálních poplatků). V nejméně stabilních komplexech (například ve vodních komplexech prvků alkalických kovů a kovů alkalických zemin a také amonia) jsou ligandy drženy elektrostatickou přitažlivostí. Vazba v komplexních částicích se často nazývá vazba donor-akceptor nebo koordinační vazba.

39. Redoxní reakce. Typy redoxních reakcí.

Typy redoxních reakcí:

1) Mezimolekulární- reakce, při kterých se oxidační a redukční atomy nacházejí v molekulách různých látek, například:

H2S + Cl2 -> S + 2HCl

2) Intramolekulární- reakce, při kterých se oxidační a redukční atomy nacházejí v molekulách téže látky, například:

2H20 -> 2H2+02

3) Disproporcionalita (auto-oxidace-samo-léčení) - reakce, ve kterých stejný prvek působí jako oxidační činidlo i jako redukční činidlo, například:

Cl2 + H20 → HClO + HCl

4)Reproporcionace- reakce, ve kterých je jeden oxidační stav získán ze dvou různých oxidačních stavů téhož prvku, například:

NH4NO3 -> N20 + 2H20

40. Nejdůležitější oxidační činidla a redukční činidla. Redoxní dualita.

Restaurátoři	Oxidační činidla
	Halogeny
	Manganistan draselný (KMnO 4)
	Manganistan draselný (K 2 MnO 4)
oxid uhelnatý (CO)	Oxid manganatý (MnO 2)
Sirovodík (H 2 S)	Dichroman draselný (K 2 Cr 2 O 7)
Oxid sírový (SO2)	Chroman draselný (K 2 CrO 4)
Kyselina siřičitá H 2 SO 3 a její soli	Kyselina dusičná (HNO 3)
Halogenovodíkové kyseliny a jejich soli	Kyselina sírová (H 2 SO 4) konc.
Kovové kationty v nižších oxidačních stavech: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3	Oxid měďnatý (CuO)
Kyselina dusitá HNO 2	Oxid olovnatý (PbO2)
Amoniak NH3	Oxid stříbrný (Ag 2 O)
Hydrazin NH2NH2	Peroxid vodíku (H 2 O 2)
Oxid dusnatý (II) (NO)	Chlorid železitý (FeCl 3)
Katoda při elektrolýze	Bertholletova sůl (KClO 3)

úvod

Zájem o fluorovodíkové oligomery (dimery, trimery) je v posledních desetiletích skutečně velký. To se vysvětluje především úlohou, kterou hraje vodíková vazba při interpretaci, modelování a předpovídání vlastností obrovské třídy látek přímého praktického zájmu (vzpomeňte si jen na vodu). Asociáty molekul fluorovodíku jsou považovány za nejjednodušší komplexy, jejichž složky drží pohromadě vodíkové vazby a dimer (HF) 2 je první v této řadě.

V současné době je o struktuře fluorovodíkového dimeru známo mnoho na základě výsledků experimentálních studií využívajících molekulární spektroskopii a plynná fáze a v inertním prostředí matric vzácných plynů. V druhém případě se používá technika k oddělení sloučeniny zájmu od jiných molekul pomocí inertního rozpouštědla, jako je argon, aby se zabránilo chemické reakce nebo komplexace s jinými částicemi. Na základě výsledků těchto studií byl učiněn závěr o stabilitě sloučeniny (HF) 2 a bylo stanoveno mnoho jejích parametrů. Struktura komplexu (HF) 2 je v současné době teoreticky studována pomocí metod počítačového modelování a teoretické předpovědi tvrdí, že mají přesnost zcela srovnatelnou s experimentální.

PŘEHLED LITERATURY

Vodíková vazba

Myšlenka účasti atomu vodíku na tvorbě dvou chemických vazeb (a ne jedné, jak by odpovídalo jeho klasické valenci) se objevila v r. konec XIX století (Iljinský, 1887) a počátek 20. století (Moore a Winmil, 1912; Huggins, 1919). Další poměrně rychlé hromadění experimentálních dat, pro jejichž vysvětlení se tyto myšlenky ukázaly být užitečné, umožnilo nejen zvyknout si na samotnou skutečnost přítomnosti vodíkové vazby, ale také poskytnout některá vysvětlení toho, co z toho vyplývá, proč je tento typ vazby nejrozšířenější právě pro sloučeniny obsahující vodík a není tak běžný ve sloučeninách, ve kterých jsou odpovídající atomy vodíku nahrazeny jinými, jako jsou atomy alkalických kovů.

Vodíkové vazby jsou považovány za slabé chemické interakce. Energie vodíkové vazby se obvykle pohybuje od 10 do 30 kJ/mol, i když někdy dosahuje stovek kJ/mol. Energie běžných chemických vazeb (kovalentní a iontové) zpravidla výrazně přesahují 150 kJ/mol, dosahují např. 900 kJ/mol i více pro molekuly dusíku nebo oxidu uhelnatého. Nicméně během posledního půlstoletí se objevilo jasné pochopení výlučné role slabých interakcí, především role vodíkových vazeb při stabilizaci kondenzovaných stavů mnoha jednoduchých molekulárních systémů, například vody, fluorovodíku a především , při stabilizaci biopolymerů (nukleové kyseliny, proteiny).

Vodíkové vazby umožňují polymerním řetězcům spojovat se do specifických trojrozměrných struktur, které získávají funkční biologickou aktivitu, struktur, které jsou na jedné straně dosti pevné (vzhledem k tvorbě velké číslo vodíkové vazby), a na druhou stranu reagují poměrně citlivě na změny vnějších podmínek (například přiblížení konkrétní molekuly) právě proto, že tyto interakce jsou slabé. Rozbití takových vazeb zbavuje proteiny resp nukleové kyseliny jejich biologické funkce. Zejména odtud je vidět nesmírně důležitá role vodíkových vazeb, kterou hrají v biologických procesech na molekulární úrovni. Je také zřejmé, že význam výzkumu a pochopení podstaty vodíkových vazeb, kterému se v poslední době věnuje tak velká pozornost vědců z různých oborů.

Dlouhou dobu bylo dominantní čistě elektrostatické hledisko: atom vodíku tvořící takovou vazbu je obvykle spojen s docela dobře definovaným elektronegativním atomem, tedy atomem s vysokou elektronovou afinitou, díky čemuž se elektronová hustota na atom vodíku je redukován ve srovnání s hustotou izolovaného atomu vodíku. V důsledku toho se celkový elektrický náboj na takovém atomu ukáže jako kladný, což umožňuje atomu interagovat s jiným elektronegativním atomem. Taková interakce s každým z obou atomů je zpravidla slabší než interakce s atomem, se kterým byl atom vodíku původně spojen. Vytvoření takové vazby s třetím atd. atomem se ukazuje jako prakticky nemožné vzhledem k tomu, že začíná převládat elektrostatické odpuzování elektronegativních atomů od sebe. Moderní výpočty však ukazují, že celkový náboj na atomu vodíku podílejícího se na tvorbě vodíkové vazby zůstává prakticky nezměněn ve srovnání s nábojem v molekule monomeru, což ukazuje, jakou významnou roli hraje polarizace, redistribuce elektronového náboje ve vodíku. vazba, by měla hrát při tvorbě vodíkové vazby oddělené oblasti prostoru.

V současné době se výklad vzniku chemické vazby podává zpravidla v jazyce teorie molekulárních orbitalů, tedy za předpokladu, že pro popis elektronové struktury molekuly je třeba přiblížit, kdy je každý elektron specifikovaný jeho jednoelektronovou funkcí, jeho orbital, je dostatečně dobrý.

Obecným důvodem vzniku vodíkové vazby, stejně jako jiných typů chemických vazeb, které se obvykle rozlišují, je především elektrostatická, coulombovská interakce opačných nábojů těch částic, které tvoří molekulu. Je pravda, že tato interakce se liší od interakce v klasické teorii, protože není určena pouze hustotou distribuce kladných a záporných nábojů, ale je vyjádřena složitějším způsobem pomocí vlnových funkcí, které určují stavy molekulárního systému. Proto je přirozené snažit se najít nějaké jednodušší obrázky, které by umožnily vizualizovat, jak vzniká chemická vazba.

Jedna z těchto myšlenek je založena na analýze redistribuce elektronové hustoty během tvorby systému: zvýšení elektronové hustoty v prostoru mezi jádry vede ke zvýšení elektrostatické interakce mezi elektrony v tomto prostoru a jader, což je naopak doprovázeno poklesem energie systému.

Takové zvýšení hustoty elektronů by skutečně mělo být doprovázeno poklesem v jiných oblastech vesmíru, a proto by se příspěvek k energii z těchto oblastí měl snížit. Kromě toho by se elektrony, které jsou v relativně malé specifikované oblasti prostoru, měly navzájem silněji odpuzovat, a proto by se měla také zvyšovat energie.

Analýza změn v distribuci hustoty elektronů je užitečný způsob, jak zjistit, co se stane, když dojde k chemické vazbě. Jednoduché reprezentace ne vždy fungují. V současnosti jsou tedy známy molekuly, u kterých při vzniku chemické vazby nedochází k nárůstu elektronové hustoty v prostoru mezi jádry, a přesto chemická vazba zcela reálně existuje.

Vodíková vazba se ve svém původu neliší od toho, co je charakteristické pro chemické vazby obecně. Je určena především polarizací elektronové distribuce v monomerních jednotkách (obecně v molekulách tvořících takovou vazbu) a dynamikou vibračního pohybu atomů ve fragmentu s vodíkovou vazbou, který je odlišný od monomerních jednotek. Velká pozornost ke studiu systémů s vodíkovými vazbami již dlouho není určována specifiky této vazby jako takové, ale rozšířeným výskytem vodíkových vazeb, zejména v biologických objektech, a důležitou rolí, kterou hrají v biopolymerech a životě. důležité procesy s jejich účastí.