خانه » به پایان رساندن » اهمیت پیوند هیدروژنی در زیست شناسی چیست؟ پیوند هیدروژنی و نقش آن در سیستم های بیولوژیکی

اهمیت پیوند هیدروژنی در زیست شناسی چیست؟ پیوند هیدروژنی و نقش آن در سیستم های بیولوژیکی

پیوندهای شیمیایی در مولکول ها معمولاً بسیار قوی هستند، انرژی آنها در محدوده 100-150 کیلوژول بر مول است. علاوه بر این، پیوندهای به اصطلاح هیدروژنی وجود دارد که قدرت آنها 10-40 کیلوژول بر مول است. طول این اوراق به ترتیب 270-230 pm است. پیوند هیدروژنی بین اتم های Ea و Ev برهمکنشی است که توسط یک اتم هیدروژن متصل به Ea یا Ev توسط یک پیوند شیمیایی انجام می شود.

تصویر پیوند هیدروژنی در حالت کلی به شکل: Ea-H...Ev است. واضح است که پیوند هیدروژنی سه مرکزی است، زیرا سه اتم در تشکیل آن شرکت می کنند. برای ایجاد چنین پیوندی، لازم است اتم های Ea و Ev دارای الکترونگاتیوی بالایی باشند. اینها اتم های منفی ترین عناصر هستند: نیتروژن (OEO = 3.0)، اکسیژن (OEO = 3.5)، فلوئور (OEO = 4.0) و کلر (OEO = 3.0). یک پیوند هیدروژنی از ترکیب یک هیدروژن ls-AO و دو تشکیل می شود 2r-AOاتم های Ea و Ev. اوربیتال های 2p در امتداد یک خط مستقیم قرار گرفته اند. بنابراین پیوند هیدروژنی خطی است. پیوند هیدروژنی نامیده می شود: 1) درون مولکولی،اگر اتم های Ea و Ev که توسط این پیوند به هم متصل شده اند متعلق به یک مولکول باشند. 2) بین مولکولی،اگر اتم های Ea و Ev در مولکول های مختلف باشند. پیوندهای هیدروژنی درون مولکولی نقش حیاتی دارند نقش بیولوژیکیاز آنجایی که آنها، برای مثال، ساختار مارپیچی مولکول های پروتئین پلیمری را تعیین می کنند. در پروتئین ها، اینها پیوندهای N-H...0 بین باقی مانده های اسید آمینه هستند. پیوندهای هیدروژنی بین مولکولی اهمیت کمتری ندارند. با کمک آنها، زنجیره ای از اسیدهای نوکلئیک به هم متصل می شوند تا یک مارپیچ دوتایی تشکیل دهند. دو نوع پیوند بین بازهای هسته ای N-H...N و N-H...0 وجود دارد. میانگین انرژی جنبشی حرکت حرارتی مولکول ها در حد 3/2 است RT.در دمای بدن انسان 37 درجه سانتیگراد (310 کلوین) این حدود 4 کیلوژول بر مول است. قدرت پیوندهای هیدروژنی در محدوده 10-40 کیلوژول بر مول است. بنابراین، آنها به اندازه کافی قوی هستند تا در برابر ضربه های ثابت مولکول های اطراف مقاومت کنند و از ثابت ماندن شکل ساختارهای بیولوژیکی پلیمر اطمینان حاصل کنند. در همان زمان، هنگامی که مولکول های فعال برخورد می کنند، پیوندهای هیدروژنی به طور دوره ای شکسته می شوند، سپس دوباره بازسازی می شوند و از وقوع فرآیندهای مختلف زندگی اطمینان حاصل می شود. مثال های در نظر گرفته شده به وضوح طیف وسیع تری از کاربردهای روش MO LCAO را نسبت به روش BC نشان می دهند. با این وجود، روش BC را می توان با موفقیت برای پیش بینی خواص و ساختار بسیاری از مواد از جمله ترکیبات پیچیده استفاده کرد.

سوال 37. محتوای مدرن مفهوم "ترکیبات پیچیده" (CS). ساختار CS: اتم مرکزی، لیگاندها، یون کمپلکس، کره داخلی و خارجی، شماره هماهنگی اتم مرکزی، دندانه لیگاندها.

ترکیبات پیچیده گسترده ترین و متنوع ترین دسته از ترکیبات هستند. موجودات زنده حاوی ترکیبات پیچیده ای از فلزات بیوژنیک با پروتئین ها، اسیدهای آمینه، پورفیرین ها، اسیدهای نوکلئیک، کربوهیدرات ها و ترکیبات ماکروسیکلیک هستند. مهمترین فرآیندهای زندگی با مشارکت ترکیبات پیچیده رخ می دهد. برخی از آنها (هموگلوبین، کلروفیل، هموسیانین، ویتامین B12 و غیره) نقش بسزایی در فرآیندهای بیوشیمیایی دارند. زیاد داروهاحاوی کمپلکس های فلزی است. به عنوان مثال، انسولین (کمپلکس روی)، ویتامین B12 (کبالت کمپلکس)، پلاتینول (کمپلکس پلاتین) و غیره. اتصالات پیچیدهترکیباتی هستند که هم در حالت کریستالی و هم در محلول وجود دارند که ویژگی آنها وجود یک اتم مرکزی است که توسط لیگاندها احاطه شده است. ترکیبات پیچیده را می توان به عنوان ترکیبات پیچیده مرتبه بالاتر، متشکل از مولکول های ساده که قادر به وجود مستقل در محلول هستند، در نظر گرفت. ساختار ترکیبات پیچیده یا به سادگی کمپلکس ها توسط دانشمند سوئیسی A. Werner در سال 1893 کشف شد. بسیاری از مفاد نظریه او اساس را تشکیل دادند. ایده های مدرندر مورد ساختار مجتمع ها در مولکول های ترکیبات پیچیده، یک اتم مرکزی یا یون M و n-مولکول (یا یون) L وجود دارد که مستقیماً با آن مرتبط است که لیگاند نامیده می شود. اتم مرکزی با لیگاندهای اطراف تشکیل می شود کره درونیمجتمع MLn. بسته به نسبت بار کل لیگاندها و عامل کمپلکس کننده، کره داخلی می تواند بار مثبت داشته باشد، به عنوان مثال، 3+، یا یک بار منفی، به عنوان مثال، 3-، یا یک بار صفر، به عنوان مثال، همانطور که برای 0. علاوه بر لیگاندها، مجموعه ممکن است حاوی m ذرات X دیگر باشد که مستقیماً با اتم مرکزی مرتبط نیست. ذرات X تشکیل می شوند کره بیرونیپیچیده، بار کره داخلی را خنثی می کنند، اما به صورت کووالانسی به عامل کمپلکس کننده متصل نیستند. فرمول کلی یک ترکیب پیچیده به این شکل است: Xm که M اتم مرکزی است. L - لیگاند؛ X - ذره بیرونی کره (مولکول یا یون)؛ ذرات کره داخلی در براکت های مربع محصور شده اند. ترکیبات پیچیده را اغلب ترکیبات هماهنگی می نامند. بر این اساس تعداد n لیگاندها را عدد هماهنگی و کره داخلی را عدد هماهنگی می نامند. اتم مرکزی(عامل کمپلکس کننده) - اتم یا یونی که موقعیت مرکزی را در یک ترکیب پیچیده اشغال می کند. اتم مرکزی لیگاندها را هماهنگ می کند و آنها را از نظر هندسی درست در فضا قرار می دهد. نقش یک عامل کمپلکس کننده اغلب توسط ذراتی انجام می شود که دارای اوربیتال آزاد و بار هسته ای به اندازه کافی بزرگ هستند و بنابراین می توانند پذیرنده الکترون باشند. اینها کاتیونهای عناصر انتقالی هستند. قوی ترین عوامل کمپلکس کننده عناصر گروه های IB و VIIB هستند. به ندرت، اتم های خنثی عناصر d و اتم های غیر فلزات در درجات مختلف اکسیداسیون به عنوان عوامل کمپلکس کننده عمل می کنند. تعداد اوربیتال های اتمی آزاد ارائه شده توسط عامل کمپلکس، عدد هماهنگی آن را تعیین می کند. مقدار عدد هماهنگی به عوامل زیادی بستگی دارد، اما معمولاً برابر با دو برابر بار یون کمپلکس است. قوی ترین کمپلکس ها توسط عناصر d تشکیل می شوند. ترکیبات پیچیده منگنز، آهن، کبالت، مس، روی و مو برای زندگی انسان اهمیت ویژه ای دارند. عناصر p آمفوتریک Al، Sn، Pb نیز کمپلکس های مختلفی را تشکیل می دهند. عناصر بیوژنیک Na، K، Ca، Mg می توانند ترکیبات پیچیده شکننده ای را با لیگاندهای یک ساختار خاص تشکیل دهند. اغلب، عامل کمپلکس اتم یک عنصر در حالت اکسیداسیون مثبت است. یون های شرطی منفی (یعنی اتم ها در حالت اکسیداسیون منفی) نقش عوامل کمپلکس کننده را نسبتاً نادر بازی می کنند. این مثلاً اتم نیتروژن (-III) در آمونیوم + کاتیون و غیره است. اتم کمپلکس ممکن است حالت اکسیداسیون صفر داشته باشد. بنابراین، کمپلکس‌های کربونیل نیکل و آهن با ترکیب و دارای اتم‌های نیکل (0) و آهن (0) هستند. در یک یون پیچیده یا کمپلکس خنثی، یون ها، اتم ها یا مولکول های ساده (L) در اطراف عامل کمپلکس کننده هماهنگ می شوند. تمام این ذرات (یون یا مولکول) که دارای پیوند شیمیایی با عامل کمپلکس کننده هستند نامیده می شوند. لیگاندها(لیگاندها دهنده جفت الکترون هستند). در یونهای کمپلکس، لیگاندهای 2 و 4 یونهای Cl- و CN- هستند و در کمپلکس خنثی لیگاندها مولکولهای NH3 و یونهای NCS- هستند. لیگاندها، به عنوان یک قاعده، به یکدیگر متصل نیستند و نیروهای دافعه بین آنها عمل می کنند. در برخی موارد، برهمکنش بین مولکولی لیگاندها با تشکیل پیوندهای هیدروژنی مشاهده می شود. لیگاندها می توانند یون ها و مولکول های مختلف معدنی و آلی باشند. مهم ترین لیگاندها یون های CN-، F-، Cl-، Br-، I-، NO2-، OH-، SO3S2-، C2O42-، CO32-، مولکول های H2O، NH3، CO، اوره (NH2)2CO هستند. مهمترین ویژگی یک عامل کمپلکس کننده مقدار آن است پیوندهای شیمیایی، که با لیگاندها تشکیل می شود یا شماره هماهنگی(CC). این ویژگی یک عامل کمپلکس عمدتاً توسط ساختار پوسته الکترونیکی آن تعیین می شود و با قابلیت های ظرفیت اتم مرکزی یا یون کمپلکس معمولی تعیین می شود. هنگامی که عامل کمپلکس لیگاندهای تک دندانه را مختصات می کند، عدد هماهنگی برابر با تعداد لیگاندهای متصل است. و تعداد لیگاندهای polydentate متصل به عامل کمپلکس کننده همیشه کمتر از تعداد هماهنگی است. مقدار عدد هماهنگی یک عامل کمپلکس کننده به ماهیت آن، درجه اکسیداسیون، ماهیت لیگاندها و شرایط (دما، ماهیت حلال، غلظت عامل کمپلکس کننده و لیگاندها و غیره) بستگی دارد که تحت آن کمپلکس شدن است. واکنش رخ می دهد. مقدار CN ممکن است در موارد مختلف متفاوت باشد ترکیبات پیچیدهاز 2 تا 8 و حتی بالاتر. رایج ترین اعداد هماهنگی 4 و 6 هستند. عناصر کمپلکس با حالت اکسیداسیون +II (ZnII، PtII، PdII، CuII، و غیره) اغلب کمپلکس هایی را تشکیل می دهند که در آنها عدد هماهنگی 4 را نشان می دهند، مانند 2+، 2-. ، 0. در کمپلکس های آبی، تعداد هماهنگی عامل کمپلکس کننده در حالت اکسیداسیون +II اغلب 6: 2+ است. عناصر کمپلکس با حالت های اکسیداسیون +III و +IV (PtIV، AlIII، CoIII، CrIII، FeIII) در کمپلکس ها، به طور معمول، دارای CN 6 هستند. به عنوان مثال، 3+، 3-. کمپلکس‌کننده‌هایی شناخته شده‌اند که تعداد هماهنگی تقریباً ثابتی در کمپلکس‌ها دارند انواع متفاوت. اینها کبالت (III)، کروم (III) یا پلاتین (IV) با CN 6 و بور (III)، پلاتین (II)، پالادیوم (II)، طلا (III) با CN 4 هستند. با این حال، بیشتر عوامل کمپلکس کننده دارای یک عدد هماهنگی متغیر به عنوان مثال، برای آلومینیوم (III) CN 4 و CN 6 در مجتمع ها - و - امکان پذیر است. اغلب، لیگاند از طریق یکی از اتم‌هایش توسط یک پیوند شیمیایی دو مرکزی به عامل کمپلکس‌کننده متصل می‌شود. چنین لیگاندهایی نامیده می شوند تک دندانی. لیگاندهای تک دندانه شامل همه یون های هالید، یون های سیانید، آمونیاک، آب و غیره هستند. برخی لیگاندهای رایج مانند مولکول‌های آب H2O، یون هیدروکسید OH-، یون تیوسیانات NCS-، یون آمید NH2-، مونوکسید کربن CO در کمپلکس‌ها عمدتا تک دندانه هستند، اگرچه در برخی موارد (در ساختارهای پل) تبدیل می‌شوند. دوشاخه. تعدادی لیگاند وجود دارد که تقریباً همیشه در کمپلکس ها دوشاخه هستند. اینها اتیلن دی آمین، یون کربنات، یون اگزالات و غیره هستند. هر مولکول یا یون لیگاند دوتایی مطابق با ویژگی‌های ساختار خود دو پیوند شیمیایی با عامل کمپلکس‌کننده تشکیل می‌دهد:

اتصالات پیچیده نظریه ورنر نقش در یک موجود زنده

تفکیک ترکیبات پیچیده ثابت ناپایداری یونهای پیچیده

پیوند شیمیایی در ترکیبات پیچیده (مثال).

در ترکیبات پیچیده کریستالی با کمپلکس های باردار، ارتباط بین یون های پیچیده و بیرونی کره است یونی، اتصالات بین ذرات باقی مانده از کره خارجی - بین مولکولی(از جمله هیدروژنی). در بیشتر ذرات پیچیده پیوندهایی بین اتم مرکزی و لیگاندها وجود دارد کووالانسی. همه آنها یا بخشی از آنها بر اساس مکانیسم اهداکننده - پذیرنده (در نتیجه - با تغییر در هزینه های رسمی) شکل می گیرند. در کمپلکس‌های کم‌پایدار (مثلاً در کمپلکس‌های آبی عناصر قلیایی و قلیایی خاکی و همچنین آمونیوم)، لیگاندها توسط جاذبه الکترواستاتیکی نگه داشته می‌شوند. پیوند در ذرات پیچیده اغلب پیوند دهنده - گیرنده یا پیوند هماهنگ نامیده می شود.

واکنش های ردوکس انواع واکنش های ردوکس

انواع واکنش های ردوکس:

1) بین مولکولی- واکنش هایی که در آن اتم های اکسید کننده و کاهنده در مولکول های مواد مختلف یافت می شوند، به عنوان مثال:

H 2 S + Cl 2 → S + 2HCl

2) درون مولکولی- واکنش هایی که در آن اتم های اکسید کننده و کاهنده در مولکول های یک ماده یافت می شوند، به عنوان مثال:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

3) عدم تناسب(خودترمیمی-اکسیداسیون) - واکنش هایی که در آن یک عنصر هم به عنوان یک عامل اکسید کننده و هم به عنوان یک عامل کاهنده عمل می کند، به عنوان مثال:

Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl

4)تناسب مجدد- واکنش هایی که در آنها یک حالت اکسیداسیون از دو حالت مختلف اکسیداسیون یک عنصر به دست می آید، به عنوان مثال:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

مهمترین عوامل اکسید کننده و کاهنده. دوگانگی ردوکس

مرمت کننده ها	عوامل اکسید کننده
فلزات	هالوژن ها
هیدروژن	پرمنگنات پتاسیم (KMnO 4)
زغال سنگ	منگنات پتاسیم (K 2 MnO 4 )
مونوکسید کربن (II) (CO)	اکسید منگنز (IV) (MnO 2)
سولفید هیدروژن (H 2 S)	دی کرومات پتاسیم (K 2 Cr 2 O 7 )
اکسید گوگرد (IV) (SO2)	کرومات پتاسیم (K2CrO4)
اسید سولفور H 2 SO 3 و نمک های آن	اسید نیتریک (HNO 3)
اسیدهای هیدروهالیک و نمکهای آنها	اسید سولفوریک (H 2 SO 4 ) conc.
کاتیون های فلزی در حالت های اکسیداسیون کمتر: SnCl 2، FeCl 2، MnSO 4، Cr 2 (SO 4) 3	اکسید مس (II) (CuO)
اسید نیتروژن HNO 2	اکسید سرب (IV) (PbO2)
آمونیاک NH 3	اکسید نقره (Ag 2 O)
هیدرازین NH 2 NH 2	پراکسید هیدروژن (H 2 O 2)
اکسید نیتریک (II) (NO)	کلرید آهن (III) (FeCl 3)
کاتد در حین الکترولیز	نمک برتوله (KClO 3)
فلزات	آند در حین الکترولیز

مفهوم پیوند هیدروژنی

یک اتم هیدروژن متصل به یک اتم به شدت الکترونگاتیو (اکسیژن، فلوئور، کلر، نیتروژن) می‌تواند با جفت الکترون تک اتم الکترونگاتیو دیگری از این یا مولکول دیگر تعامل کند تا یک پیوند اضافی ضعیف - یک پیوند هیدروژنی ایجاد کند. در این صورت می توان تعادل برقرار کرد

تصویر 1.

ظاهر یک پیوند هیدروژنی با انحصار اتم هیدروژن از پیش تعیین شده است. اتم هیدروژن بسیار کوچکتر از اتم های دیگر است. ابر الکترونی تشکیل شده توسط آن و اتم الکترونگاتیو به شدت به سمت دومی جابجا می شود. در نتیجه، هسته هیدروژن محافظ ضعیفی باقی می ماند.

اتم های اکسیژن گروه های هیدروکسیل دو مولکولی اسیدهای کربوکسیلیک، الکل ها یا فنل ها ممکن است به دلیل تشکیل پیوندهای هیدروژنی به هم نزدیک شوند.

بار مثبت هسته اتم هیدروژن و بار منفی اتم الکترونگاتیو دیگر یکدیگر را جذب می کنند. انرژی برهمکنش آنها با انرژی پیوند قبلی قابل مقایسه است، بنابراین پروتون در آن واحد به دو اتم متصل می شود. پیوند به اتم الکترونگاتیو دوم ممکن است قوی تر از پیوند اصلی باشد.

یک پروتون می تواند از یک اتم الکترونگاتیو به اتم دیگر حرکت کند. مانع انرژی برای چنین انتقالی ناچیز است.

پیوندهای هیدروژنی از جمله پیوندهای شیمیایی با استحکام متوسط هستند، اما اگر چنین پیوندهایی زیاد باشد، در تشکیل ساختارهای دیمری یا پلیمری قوی نقش دارند.

مثال 1

تشکیل پیوند هیدروژنی در ساختار مارپیچ $\alpha $ اسید دئوکسی ریبونوکلئیک، ساختار الماس مانند یخ کریستالیو غیره.

انتهای مثبت دوقطبی در گروه هیدروکسیل در اتم هیدروژن است، بنابراین می توان پیوندی از طریق هیدروژن به آنیون ها یا اتم های الکترونگاتیو حاوی جفت های تک الکترون ایجاد کرد.

تقریباً در تمام گروه های قطبی دیگر، انتهای مثبت دوقطبی در داخل مولکول قرار دارد و بنابراین دسترسی برای اتصال دشوار است. در اسیدهای کربوکسیلیک $(R=RCO)$، الکل‌ها $(R=Alk)$، فنل‌ها $(R=Ar)$، انتهای مثبت دوقطبی $OH$ خارج از مولکول قرار دارد:

نمونه هایی از یافتن انتهای مثبت دوقطبی $C-O، S-O، P-O$ در داخل یک مولکول:

شکل 2. استون، دی متیل سولفوکسید (DMSO)، هگزا متیل فسفورتریامید (HMPTA)

از آنجایی که هیچ مانع فضایی وجود ندارد، تشکیل پیوند هیدروژنی آسان است. قدرت آن عمدتاً با این واقعیت تعیین می شود که عمدتاً طبیعت کووالانسی دارد.

به طور معمول، وجود پیوند هیدروژنی با یک خط نقطه چین بین دهنده و گیرنده نشان داده می شود، به عنوان مثال، در الکل ها.

شکل 3.

به طور معمول، فاصله بین دو اتم اکسیژن و یک پیوند هیدروژنی کمتر از مجموع شعاع واندروالس اتم‌های اکسیژن است. باید دافعه متقابل لایه های الکترونی اتم های اکسیژن وجود داشته باشد. با این حال، نیروهای دافعه با نیروی پیوند هیدروژنی غلبه می کنند.

ماهیت پیوند هیدروژنی

ماهیت پیوند هیدروژنی الکترواستاتیک و گیرنده دهنده است. نقش اصلی در تشکیل انرژی پیوند هیدروژنی توسط برهمکنش الکترواستاتیک ایفا می شود. سه اتم در تشکیل پیوند هیدروژنی بین مولکولی شرکت می کنند که تقریباً در یک خط مستقیم قرار دارند، اما فاصله بین آنها متفاوت است. (استثنا اتصال $F-H\cdots F-$ است).

مثال 2

برای پیوندهای هیدروژنی بین مولکولی در یخ، $-O-H\cdots OH_2$، فاصله $O-H$ $0.097$ نانومتر و فاصله $H\cdots O$ $0.179$ نانومتر است.

انرژی بیشتر پیوندهای هیدروژنی در محدوده 10-40 دلار کیلوژول بر مول قرار دارد و این انرژی بسیار کمتر از انرژی پیوند کووالانسی یا یونی است. اغلب می توان مشاهده کرد که استحکام پیوندهای هیدروژنی با اسیدیته دهنده و بازی پذیری پروتون افزایش می یابد.

اهمیت پیوند هیدروژنی بین مولکولی

پیوند هیدروژنینقش مهمی در تظاهرات فیزیکی ایفا می کند - خواص شیمیاییاتصالات

پیوندهای هیدروژنی اثرات زیر را بر روی ترکیبات دارند:

پیوندهای هیدروژنی درون مولکولی

در مواردی که بسته شدن یک حلقه شش یا پنج عضوی امکان پذیر باشد، پیوندهای هیدروژنی درون مولکولی تشکیل می شود.

وجود پیوندهای هیدروژنی درون مولکولی در سالیسیلیک آلدهید و اونیتروفنول دلیل تفاوت آنهاست. مشخصات فیزیکیاز مربوطه متاو جفت-ایزومرها

$o$-هیدروکسی بنزآلدئید یا سالیسیلیک آلدئید $(A)$ و $o$-نیتروفنل (B) پیوندهای بین مولکولی تشکیل نمی دهند، بنابراین آنها بیشتر دارند. دمای پایینغلیان. آنها در آب کم محلول هستند، زیرا در تشکیل پیوندهای هیدروژنی بین مولکولی با آب شرکت نمی کنند.

شکل 5.

$o$-نیتروفنول تنها یکی از سه نماینده ایزومری نیتروفنول ها است که قادر به تقطیر با بخار است. این خاصیت مبنای جداسازی آن از مخلوط ایزومرهای نیتروفنل است که در نتیجه نیتراسیون فنل ها ایجاد می شود.

1)گرایش(مولکول های قطبی به دلیل برهمکنش الکترواستاتیکی دوقطبی های مخالف، در فضا جهت گیری می کنند به طوری که انتهای منفی دوقطبی های برخی از مولکول ها به انتهای مثبت دوقطبی های مولکول های دیگر تبدیل می شود)

2)القاء(در موادی با مولکول های قطبی نیز مشاهده می شود، اما معمولاً بسیار ضعیف تر از مولکول جهتی است. یک مولکول قطبی می تواند قطبیت یک مولکول همسایه را افزایش دهد. به عبارت دیگر، تحت تأثیر دو قطبی یک مولکول، دو قطبی مولکول دیگر است. مولکول می تواند افزایش یابد و یک مولکول غیر قطبی می تواند قطبی شود)

3)پراکنده(این نیروها بین هر اتم و مولکولی، صرف نظر از ساختار آنها، برهمکنش می‌کنند. این نیروها توسط گشتاورهای دوقطبی آنی ایجاد می‌شوند که در گروه بزرگی از اتم‌ها به طور هماهنگ رخ می‌دهند)

35. پیوند هیدروژنی، نقش بیولوژیکی آن.

36. ترکیبات پیچیده. نظریه ورنر نقش در یک موجود زنده

37. تفکیک ترکیبات پیچیده. ثابت ناپایداری یونهای پیچیده

38. پیوند شیمیایی در ترکیبات پیچیده (مثال).

39. واکنش های ردوکس. انواع واکنش های ردوکس

انواع واکنش های ردوکس:

H 2 S + Cl 2 → S + 2HCl

2H 2 O → 2H 2 + O 2

3) عدم تناسب (خودترمیمی-اکسیداسیون) - واکنش هایی که در آن یک عنصر هم به عنوان یک عامل اکسید کننده و هم به عنوان یک عامل کاهنده عمل می کند، به عنوان مثال:

Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl

4)تناسب مجدد- واکنش هایی که در آنها یک حالت اکسیداسیون از دو حالت اکسیداسیون متفاوت یک عنصر به دست می آید، به عنوان مثال:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

40. مهمترین عوامل اکسید کننده و کاهنده. دوگانگی ردوکس

مرمت کننده ها	عوامل اکسید کننده
	هالوژن ها
	پرمنگنات پتاسیم (KMnO 4)
	منگنات پتاسیم (K 2 MnO 4 )
مونوکسید کربن (II) (CO)	اکسید منگنز (IV) (MnO 2)
سولفید هیدروژن (H 2 S)	دی کرومات پتاسیم (K 2 Cr 2 O 7 )
اکسید گوگرد (IV) (SO2)	کرومات پتاسیم (K2CrO4)
اسید سولفور H 2 SO 3 و نمک های آن	اسید نیتریک (HNO 3)
اسیدهای هیدروهالیک و نمکهای آنها	اسید سولفوریک (H 2 SO 4 ) conc.
کاتیون های فلزی در حالت های اکسیداسیون کمتر: SnCl 2، FeCl 2، MnSO 4، Cr 2 (SO 4) 3	اکسید مس (II) (CuO)
اسید نیتروژن HNO 2	اکسید سرب (IV) (PbO2)
آمونیاک NH 3	اکسید نقره (Ag 2 O)
هیدرازین NH 2 NH 2	پراکسید هیدروژن (H 2 O 2)
اکسید نیتریک (II) (NO)	کلرید آهن (III) (FeCl 3)
کاتد در حین الکترولیز	نمک برتوله (KClO 3)

معرفی

علاقه به الیگومرهای هیدروژن فلوراید (دایمرها، تریمرها) در دهه های اخیر واقعاً زیاد بوده است. این در درجه اول با نقش پیوند هیدروژنی در تفسیر، مدل‌سازی و پیش‌بینی خواص دسته عظیمی از مواد مورد علاقه مستقیم (فقط آب را به یاد داشته باشید) توضیح داده می‌شود. پیوندهای مولکول های هیدروژن فلوراید به عنوان ساده ترین کمپلکس ها در نظر گرفته می شوند که اجزای آنها توسط پیوندهای هیدروژنی در کنار هم نگه داشته می شوند و دایمر (HF) 2 اولین در این سری است.

امروزه بر اساس نتایج مطالعات تجربی با استفاده از طیف‌سنجی مولکولی و ساختار دیمر هیدروژن فلوراید اطلاعات زیادی در دست است. فاز گازو در محیط های بی اثر ماتریس های گاز نجیب. در مورد دوم، تکنیکی برای جداسازی ترکیب مورد نظر از مولکول های دیگر با یک حلال بی اثر، مانند آرگون، استفاده می شود. واکنش های شیمیایییا کمپلکس شدن با ذرات دیگر. بر اساس نتایج این مطالعات، در مورد پایداری ترکیب (HF) 2 نتیجه‌گیری شد و بسیاری از پارامترهای آن تعیین شد. ساختار مجتمع (HF) 2 در حال حاضر با استفاده از روش‌های مدل‌سازی کامپیوتری به صورت نظری مورد مطالعه قرار می‌گیرد و پیش‌بینی‌های نظری ادعا می‌کنند که دقتی کاملاً قابل مقایسه با آزمایشی دارند.

بررسی ادبیات

پیوند هیدروژنی

ایده مشارکت اتم هیدروژن در تشکیل دو پیوند شیمیایی (و نه یکی، همانطور که با ظرفیت کلاسیک آن مطابقت دارد) در ظاهر شد. اواخر نوزدهمقرن (ایلینسکی، 1887) و آغاز قرن بیستم (مور و وینمیل، 1912؛ هاگینز، 1919). انباشت نسبتاً سریع بیشتر داده‌های تجربی، که برای توضیح آن‌ها این ایده‌ها مفید بودند، این امکان را فراهم کرد که نه تنها به واقعیت وجود پیوند هیدروژنی عادت کنیم، بلکه توضیحاتی نیز در مورد آنچه چرا این نوع پیوند به طور خاص برای ترکیبات حاوی هیدروژن رایج است و در ترکیباتی که در آن اتم های هیدروژن مربوطه با اتم های دیگری مانند اتم های فلز قلیایی جایگزین می شوند، چندان رایج نیست.

پیوندهای هیدروژنی ضعیف در نظر گرفته می شوند فعل و انفعالات شیمیایی. انرژی پیوند هیدروژنی معمولاً بین 10 تا 30 کیلوژول بر مول است، اگرچه گاهی اوقات به صدها کیلوژول بر مول می رسد. انرژی پیوندهای شیمیایی معمولی (کووالانسی و یونی) معمولاً به طور قابل توجهی از 150 کیلوژول در مول فراتر می رود و به عنوان مثال برای مولکول های نیتروژن یا مونوکسید کربن به 900 کیلوژول در مول یا بیشتر می رسد. با این وجود، در طول نیم قرن گذشته، درک روشنی از نقش انحصاری برهمکنش‌های ضعیف، عمدتاً نقش پیوندهای هیدروژنی در تثبیت حالت‌های متراکم بسیاری از سیستم‌های مولکولی ساده، برای مثال آب، هیدروژن فلوراید، و مهم‌تر از همه، پدیدار شده است. در تثبیت بیوپلیمرها (اسیدهای نوکلئیک، پروتئین ها).

پیوندهای هیدروژنی به زنجیره های پلیمری اجازه می دهد تا به ساختارهای سه بعدی خاصی متصل شوند که فعالیت بیولوژیکی عملکردی دارند، ساختارهایی که از یک طرف بسیار قوی هستند (به دلیل تشکیل تعداد زیادیپیوندهای هیدروژنی) و از سوی دیگر، دقیقاً به این دلیل که این برهمکنش ها ضعیف هستند، نسبت به تغییرات شرایط خارجی (مثلاً نزدیک شدن به یک مولکول خاص) کاملاً حساس واکنش نشان می دهند. شکستن چنین پیوندهایی باعث محرومیت از پروتئین یا اسیدهای نوکلئیکعملکردهای بیولوژیکی آنها از اینجا، به ویژه، می توان نقش بسیار مهم پیوندهای هیدروژنی را که در فرآیندهای بیولوژیکی در سطح مولکولی بازی می کنند، مشاهده کرد. همچنین واضح است که اهمیت تحقیق و شناخت ماهیت پیوندهای هیدروژنی که اخیراً مورد توجه دانشمندان در زمینه های مختلف قرار گرفته است.

برای مدت طولانی، دیدگاه صرفاً الکترواستاتیک غالب بود: اتم هیدروژن که چنین پیوندی را تشکیل می دهد معمولاً با یک اتم الکترونگاتیو نسبتاً مشخص همراه است، یعنی اتمی با میل ترکیبی الکترونی بالا، به همین دلیل چگالی الکترون در اتم هیدروژن در مقایسه با چگالی اتم هیدروژن جدا شده کاهش می یابد. در نتیجه، بار الکتریکی کل روی چنین اتمی مثبت است، که به اتم اجازه می دهد با اتم الکترونگاتیو دیگری برهم کنش داشته باشد. چنین برهمکنشی با هر یک از دو اتم، به طور معمول، ضعیف تر از برهمکنش با اتمی است که اتم هیدروژن در ابتدا با آن متصل شده است. تشکیل چنین پیوندی با اتم سوم و غیره عملاً غیرممکن است زیرا دافعه الکترواستاتیکی اتم های الکترونگاتیو از یکدیگر شروع به تسلط می کند. با این حال، محاسبات مدرن نشان می‌دهد که بار کل اتم هیدروژن که در تشکیل پیوند هیدروژنی شرکت می‌کند، در مقایسه با بار موجود در یک مولکول مونومر عملاً بدون تغییر باقی می‌ماند، که نشان می‌دهد قطبش، توزیع مجدد بار الکترونیکی در هیدروژن چه نقش مهمی دارد. پیوند، باید در تشکیل یک پیوند هیدروژنی مناطق جداگانه ای از فضا بازی کند.

در حال حاضر، تفسیر تشکیل یک پیوند شیمیایی، به عنوان یک قاعده، به زبان تئوری اوربیتال های مولکولی ارائه می شود، یعنی با این فرض که برای توصیف ساختار الکترونیکی یک مولکول، تقریب زمانی که هر الکترون مشخص شده توسط تابع تک الکترونی آن، اوربیتال آن، به اندازه کافی خوب است.

دلیل کلی پیدایش پیوند هیدروژنی و همچنین انواع دیگر پیوندهای شیمیایی که معمولاً متمایز می شوند، عمدتاً برهمکنش الکترواستاتیکی کولن بارهای مخالف آن ذرات تشکیل دهنده مولکول است. درست است، این برهمکنش با آنچه در نظریه کلاسیک یافت می شود متفاوت است، زیرا تنها با چگالی توزیع بارهای مثبت و منفی تعیین نمی شود، بلکه با استفاده از توابع موجی که حالت های سیستم مولکولی را تعیین می کند، به روشی پیچیده تر بیان می شود. بنابراین، تلاش برای یافتن تصاویر ساده‌تری که امکان تجسم نحوه تشکیل پیوند شیمیایی را ممکن می‌سازد، طبیعی است.

یکی از این ایده‌ها مبتنی بر تجزیه و تحلیل توزیع مجدد چگالی الکترون در طول تشکیل یک سیستم است: افزایش چگالی الکترون در فضای بین هسته‌ها منجر به افزایش برهم‌کنش الکترواستاتیک بین الکترون‌های این فضا و هسته ها، که به نوبه خود با کاهش انرژی سیستم همراه است.

در واقع، چنین افزایشی در چگالی الکترون باید با کاهش در سایر مناطق فضا همراه باشد و بنابراین، سهم انرژی از این مناطق باید کاهش یابد. علاوه بر این، الکترون‌ها که در یک ناحیه نسبتاً کوچک مشخص از فضا قرار دارند، باید یکدیگر را با شدت بیشتری دفع کنند و بنابراین انرژی نیز باید افزایش یابد.

تجزیه و تحلیل تغییرات در توزیع چگالی الکترون روشی مفید برای پی بردن به اینکه چه اتفاقی در هنگام وقوع پیوند شیمیایی روی می‌دهد است. نمایش های ساده همیشه کار نمی کنند. بنابراین، مولکول‌هایی در حال حاضر شناخته شده‌اند که در آن‌ها، زمانی که پیوند شیمیایی تشکیل می‌شود، چگالی الکترونی در فضای بین هسته‌ها افزایش نمی‌یابد، و با این حال پیوند شیمیایی کاملاً واقعی وجود دارد.

پیوند هیدروژنی در منشأ خود چیزی متفاوت از آنچه که مشخصه پیوندهای شیمیایی به طور کلی است نیست. این عمدتاً با قطبش توزیع الکترونیکی در واحدهای مونومر (در حالت کلی، در مولکول هایی که چنین پیوندی را تشکیل می دهند) و دینامیک حرکت ارتعاشی اتم ها در یک قطعه پیوند هیدروژنی تعیین می شود که با واحدهای مونومر متفاوت است. توجه دقیق به مطالعه سیستم‌های دارای پیوند هیدروژنی مدت‌هاست که نه بر اساس ویژگی‌های این پیوند، بلکه به دلیل وقوع گسترده پیوندهای هیدروژنی، به ویژه در اشیاء بیولوژیکی، و نقش مهمی که آنها در پلیمرهای زیستی و حیات دارند، مشخص شده است. فرآیندهای مهمبا مشارکت آنها