Химические связи в молекулах обычно очень прочны, их энергия находится в пределах 100-150 кДж/моль. Кроме этого существуют так называемые водородные связи, прочность которых составляет 10-40 кДж/моль. Длина этих связей соответственно 270-230 пм. Водородной связью между атомами Эа и Эв называют взаимодействие, осуществляемое атомом водорода, соединенным с Эа или Эв химической связью.

Изображение водородной связи в общем случае имеет вид: Эа-Н…Эв. Очевидно, что во­дородная связь трех­центровая, так как в ее образовании принимают участие три атома. Для воз­никновения такой связи необходимо, чтобы атомы Эа иЭв обладали большой электроотрицательностью. Это атомы наи­более отрицательных элементов: азота (ОЭО = 3,0), кислорода (ОЭО = 3,5), фтора (ОЭО = 4,0) и хлора (ОЭО =3,0). Водо­родная связь образуется в результате комбинации ls-AO водо­рода и двух 2р-АО атомов Эа и Эв. 2р-орбитали ориентированы вдоль одной прямой. Поэтому водородная связь линейная. Водородную связь называют: 1) внутримолекулярной, если атомы Эа и Эв, соединенные этой связью, принадлежат одной и той же молекуле; 2) межмолекулярной, если атомы Эа и Эв в разных молекулах. Внутримолекулярные водородные связи играют важнейшую биологическую роль, так как определяют, например, спиральную структуру полимерных молекул белков. В белках - это связи N-Н…0 между аминокислотными остатками. Не менее важны межмолекулярные водородные связи. С их помощью соединены цепи нуклеиновых кислот, образующих двой­ную спираль. Здесь имеются два типа связей между нуклеино­выми основаниями N-H…N и N-Н…0. Средняя кинетическая энергия теплового движения молекул имеет значение порядка 3/2RT. При температуре человеческого тела 37 °С (310 К) это составляет около 4 кДж/моль. Прочность водородных связей находится в пределах 10-40 кДж/моль. Поэтому они достаточно прочны, чтобы выдерживать постоянные удары окружающих молекул и обеспечивать постоянство формы полимерных биологических структур. Вместе с тем при ударах активных молекул водородные связи периодически разрываются, затем вновь восстанавливаются, обеспечивая протекание раз­личных процессов жизнедеятельности. Рассмотренные примеры наглядно иллюстрируют более ши­рокий круг применения метода МО ЛКАО, чем метода ВС. Тем не менее метод ВС может успешно использоваться для прогно­зирования свойств и строения многих веществ и в том числе комплексных соединений.

Вопрос 37. Современное содержание понятия «комплексные соединения» (КС). Структура КС: центральный атом, лиганды, комплексный ион, внутренняя и внешняя сфера, координационное число центрального атома, дентатность лигандов.

Комплексные соединения - наиболее обширный и разнообразный класс соединений. В живых организмах присутствуют комплексные соединения биогенных металлов с белками, аминокислотами, порфиринами, нуклеиновыми кислотами, углеводами, макроциклическими соединениями. Важнейшие процессы жизнедеятельности протекают с участием комплексных соединений. Некоторые из них (гемоглобин, хлорофилл, гемоцианин, витамин В12 и др.) играют значительную роль в биохимических процессах. Многие лекарственные препараты содержат комплексы металлов. Например, инсулин (комплекс цинка), витамин В12 (комплекс кобальта), платинол (комплекс платины) и т.д. Комплексными соединениями называются соединения, существующие как в кристаллическом состоянии, так и в растворе, особенностью которых является наличие центрального атома, окруженного лигандами. Комплексные соединения можно рассматривать как сложные соединения высшего порядка, состоящие из простых молекул способных к самостоятельному существованию в растворе. Строение комплексных соединений, или просто комплексов, раскрыл швейцарский уче­ный А. Вернер в 1893 г. Многие положения его теории легли в основу современных представлений о структуре комплексов. В молекулах комплексных соединений выделяют центральный атом или ион М и непосредственно связанных с ним n-молекул (или ионов) L, называемых лигандами. Центральный атом с окружающими его лигандами образуют внутреннюю сферу комплекса MLn. В зависимости от соотношения суммарного заряда лигандов и комплексообразователя внутренняя сфера может иметь положительный заряд, например, 3+, либо отрицательный, например, 3-, или нулевой заряд, например, как для 0. Помимо лигандов в состав комплекса могут входить m других частиц X, непосредственно не связанных с центральным атомом. Частицы X образуют внешнюю сферу комплекса, они нейтрализуют заряд внутренней сферы, но не связаны с комплексообразователем ковалентно. Общая запись формулы комплексного соединения имеет вид: Xm, где М - центральный атом; L - лиганд; X - внешнесферная частица (молекула или ион); в квадратные скобки за­ключены частицы внутренней сферы. Комплексные со­единения часто называют координационными. Число п лигандов соответственно называется координационным числом, а внутрен­няя сфера - координационной. Центральный атом (комплексообразователь) – атом или ион, который занимает центральное положение в комплексном соединении. Центральный атом координирует лиганды, геометрически пра­вильно располагая их в пространстве. Роль комплексообразователя чаще всего выполняют частицы, имеющие свободные орбитали и достаточно большой положительный заряд ядра, а следовательно могут быть акцепторами электронов. Это катионы переходных элементов. Наиболее сильные комплексообразователи – элементы IВ и VIIIВ групп. Редко в качестве комплексообразователей выступают нейтральные атомы d–элементов и атомы неметаллов в различной степени окисления-. Число свободных атомных орбиталей, предоставляемых комплексообразователем, определяет его координационное число. Величина координационного числа зависит от многих факторов, но обычно она равна удвоенному заряду иона комплексообразователя. Наиболее прочные комплексы образуют d-элементы. Для жизне­деятельности человека особенно важны комплексные соединения Мп, Fe, Со, Си, Zn, Мо. Амфотерные p-элементы Al, Sn, Pb также обра­зуют различные комплексы. Биоген­ные s-элементы Na, К, Са, Mg могут образовывать непрочные комплекс­ные соединения с лигандами определенной структуры. Чаще всего комплексообразователем служит атом элемента в положительной степени окисления. Отрицательные условные ионы (т.е. атомы в отрицательной степени окисления) играют роль комплексообразователей сравнительно редко. Это, например, атом азота(-III) в катионе аммония + и т.п. Атом-комплексообразователь может обладать нулевой степенью окисления. Так, карбонильные комплексы никеля и железа, имеющие состав и , содержат атомы никеля(0) и железа(0). В комплексном ионе или нейтральном комплексе вокруг комплексообразователя координируются ионы, атомы или простые молекулы (L). Все эти частицы (ионы или молекулы), имеющие химические связи с комплексообразователем, называются лигандами (лиганды являются донорами электронных пар). В комплексных ионах 2- и 4- лигандами являются ионы Cl- и CN-, а в нейтральном комплексе лиганды – молекулы NH3 и ионы NCS-. Лиганды, как правило, не связаны друг с другом, и между ними действуют силы отталкивания. В отдельных случаях наблюдается межмолекулярное взаимодействие лигандов с образованием водородных связей. Лигандами могут быть различные неорганические и органические ионы и молекулы. Важнейшими лигандами являются ионы CN-, F- , Cl-, Br-, I-, NO2-, OH-, SO3S2-, C2O42-, CO32-, молекулы H2O, NH3, CO, карбамида (NH2)2CO. Важнейшей характеристикой комплексообразователя является количество химических связей, которые он образует с лигандами, или координационное число (КЧ). Эта характеристика комплексообразователя определяется главным образом строением его электронной оболочки и обусловливается валентными возможностями центрального атома или условного иона-комплексообразователя. Когда комплексообразователь координирует монодентатные лиганды, то координационное число равно числу присоединяемых лигандов. А число присоединяемых к комплексообразователю полидентатных лигандов всегда меньше значения координационного числа. Значение координационного числа комплексообразователя зависит от его природы, степени окисления, природы лигандов и условий (температуры, природы растворителя, концентрации комплексообразователя и лигандов и др.), при которых протекает реакция комплексообразования. Значение КЧ может меняться в различных комплексных соединениях от 2 до 8 и даже выше. Наиболее распространенными координационными числами являются 4 и 6. Элементы-комплексообразователи со степенью окисления +II (ZnII, PtII, PdII, CuII и др.) часто образуют комплексы, в которых проявляют координационное число 4, такие как 2+, 2-, 0. В аквакомплексах координационное число комплексообразователя в степени окисления +II чаще всего равно 6: 2+. Элементы-комплексообразователи, обладающие степенью окисления +III и +IV (PtIV, AlIII, CoIII, CrIII, FeIII), имеют в комплексах, как правило, КЧ 6. Например, 3+, 3-. Известны комплексообразователи, которые обладают практически постоянным координационным числом в комплексах разных типов. Таковы кобальт(III), хром(III) или платина(IV) с КЧ 6 и бор(III), платина(II), палладий(II), золото(III) с КЧ 4. Тем не менее большинство комплексообразователей имеет переменное координационное число. Например, для алюминия(III) возможны КЧ 4 и КЧ 6 в комплексах- и -. Чаще всего лиганд бывает связан с комплексообразователем через один из своих атомов одной двухцентровой химической связью. Такого рода лиганды получили название монодентатных . К числу монодентатных лигандов относятся все галогенид-ионы, цианид-ион, аммиак, вода и другие. Некоторые распространенные лиганды типа молекул воды H2O, гидроксид-иона OH-, тиоцианат-иона NCS-, амид-иона NH2-, монооксида углерода CO в комплексах преимущественно монодентатны, хотя в отдельных случаях (в мостиковых структурах) становятся бидентатными . Существует целый ряд лигандов, которые в комплексах являются практически всегда бидентатными. Это этилендиамин, карбонат-ион, оксалат-ион и т.п. Каждая молекула или ион бидентатного лиганда образует с комплексообразователем две химические связи в соответствии с особенностями своего строения:

Комплексные соединения. Теория Вернера. Роль в живом организме.

Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных ионов.

Химическая связь в комплексных соединениях (примеры).

В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и внешнесферными ионами ионная , связи между остальными частицами внешней сферы – межмолекулярные (в том числе и водородные). В большинстве комплексных частиц между центральным атомом и лигандами связи ковалентные . Все они или их часть образованы по донорно-акцепторному механизму (как следствие – с изменением формальных зарядов). В наименее прочных комплексах (например, в аквакомплексах щелочных и щелочноземельных элементов, а также аммония) лиганды удерживаются электростатическим притяжением. Связь в комплексных частицах часто называют донорно-акцепторной или координационной связью.

Окислительно-восстановительные реакции. Виды окислительно-восстановительных реакций.

Виды окислительно-восстановительных реакций:

1) Межмолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н 2 S + Cl 2 → S + 2HCl

2) Внутримолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

3) Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) - реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl

4) Репропорционирование - реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность.

Восстановители	Окислители
Металлы	Галогены
Водород	Перманганат калия(KMnO 4)
Уголь	Манганат калия (K 2 MnO 4)
Окись углерода (II) (CO)	Оксид марганца (IV) (MnO 2)
Сероводород (H 2 S)	Дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7)
Оксид серы (IV) (SO 2)	Хромат калия (K 2 CrO 4)
Сернистая кислота H 2 SO 3 и ее соли	Азотная кислота (HNO 3)
Галогеноводородные кислоты и их соли	Серная кислота (H 2 SO 4) конц.
Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4) 3	Оксид меди(II) (CuO)
Азотистая кислота HNO 2	Оксид свинца(IV) (PbO 2)
Аммиак NH 3	Оксид серебра (Ag 2 O)
Гидразин NH 2 NH 2	Пероксид водорода (H 2 O 2)
Оксид азота(II) (NO)	Хлорид железа(III) (FeCl 3)
Катод при электролизе	Бертоллетова соль (KClO 3)
Металлы	Анод при электролизе

Понятие водородная связь

Атом водорода, связанный с сильно электроотрицательным атомом (кислорода, фтора, хлора, азота) может взаимодействовать с неподеленной электронной парой другого сильно электроотрицательного атома этой или другой молекулы с образованием слабой дополнительной связи -- водородной связью. При этом может установиться равновесие

Рисунок 1.

Появление водородной связи предопределено исключительностью атома водорода. Атом водорода гораздо меньше, чем другие атомы. Электронное облако, образованное им и электроотрицательным атомом сильно смещено в сторону последнего. В результате ядро водорода остается слабоэкранированным.

Атомы кислорода гидроксильных групп двух молекул карбоновых кислот, спиртов или фенолов могут близко сходиться из-за образования водородных связей.

Положительный заряд ядра атома водорода и отрицательный заряд другого электроотрицательного атома притягиваются. Энергия их взаимодействия сопоставима с энергией прежней связи, поэтому протон оказывается связанным сразу с двумя атомами. Связь со вторым электроотрицательным атомом может быть более сильной, чем первоначальная связь.

Протон может передвигаться от одного электроотрицательного атома к другому. Энергетический барьер у такого перехода незначительный.

Водородные связи относятся к числу химических связей средней силы, но, если таких связей много, то они способствуют образованию прочных димерных или полимерных структур.

Пример 1

Образование водородной связи в $\alpha $-спиральной структуре дезоксирибонуклеиновой кислоты, алмазоподобная структура кристаллического льда и др.

Положительный конец диполя в гидроксильной группе находится у атома водорода, поэтому через водород может формироваться связь с анионами или электроотрицательными атомами, содержащими неподеленные электронные пары.

Практически во всех других полярных группах положительный конец диполя расположен внутри молекулы и поэтому является трудно доступным для связывания. У карбоновых кислот $(R=RCO)$, спиртов $(R=Alk)$, фенолов $(R=Ar)$ положительный конец диполя $OH$ находится снаружи молекулы:

Примеры нахождения положительного конца диполя $C-O, S-O, P-O$ внутри молекулы:

Рисунок 2. Ацетон, диметилсульфоксид (ДМСО), гексаметилфосфортриамид (ГМФТА)

Так как стерические препятствия отсутствуют, водородная связь образуется легко. Ее сила, в основном определяется тем, что она преимущественно имеет ковалентный характер.

Обычно наличие водородной связи обозначают пунктирной линией между донором и акцептором, например, у спиртов

Рисунок 3.

Как правило, расстояние между двумя атомами кислорода и водородной связи меньше суммы ван-дер-ваальсовых радиусов атомов кислорода. Должно присутствовать взаимное отталкивание электронных оболочек атомов кислорода. Однако силы отталкивания преодолеваются силой водородной связи.

Природа водородной связи

Природа водородной связи заключается в электростатическом и донорно -- акцепторном характере. Основную роль в формировании энергии водородной связи играет электростатическое взаимодействие. В образовании межмолекулярной водородной связи принимают участие три атома, которые располагаются почти на одной прямой, но расстояния между ними, при этом, различны. (исключение составляет связь $F-H\cdots F-$).

Пример 2

Для межмолекулярных водородных связей во льду $-O-H\cdots OH_2$ расстояние $O-H$ равно $0,097$ нм, а расстояние $H\cdots O$ равно $0,179$ нм.

Энергия большинства водородных связей лежит в пределах $10-40$ кДж/моль, а это намного меньше энергии ковалентной или ионной связи. Часто можно наблюдать, что прочность водородных связей возрастает с увеличением кислотности донора и основности акцептора протона.

Значение межмолекулярной водородной связи

Водородная связь играет существенную роль в проявлениях физико -- химических свойств соединения.

Водородные связи оказывают следующее влияние на соединения:

Внутримолекулярные водородные связи

В случаях, когда возможно замыкание шестичленного или пятичленного цикла, образуются внутримолекулярные водородные связи.

Наличие внутримолекулярных водородных связей в салициловом альдегиде и о-нитрофеноле является причиной отличия их физических свойств от соответствующих мета- и пара- изомеров.

$o$-Гидроксибензальдегид или салициловый альдегид $(A)$ и $o$-нитрофенол (Б) не образуют межмолекулярные ассоциаты, поэтому имеют более низкие температуры кипения. Они плохо растворимы в воде, так как не участвуют в образовании межмолекулярных водородных связей с водой.

Рисунок 5.

$o$-Нитрофенол является единственным из трех изомерных представителей нитрофенолов, который способен перегоняться с водяным паром. На этом свойстве основано его выделение из смеси изомеров нитрофенола, которая образуется в результате нитрования фенолов.

1) ориентационные (полярные молекулы вследствие электростатического взаимодействия разноименных концов диполей ориентируются с пространстве так, что отрицательные концы диполей одних молекул повернуты к положительным концам диполей других молекул)

2) индукционные (наблюдаются также и у веществ с полярными молекулами, но при этом оно обычно значительно слабее ориентационного. Полярная молекула может увеличивать полярность соседней молекулы. Иными словами, под влиянием диполя одной молекулы может увеличиваться диполь другой молекулы, а неполярная молекула может стать полярной)

3) дисперсионные (эти силы взаимодействуют между любыми атомами и молекулами независимо от их строения. Они вызываются мгновенными дипольными моментами, согласованно возникающими в большой группе атомов)

35. Водородная связь, ее биологическая роль.

36. Комплексные соединения. Теория Вернера. Роль в живом организме.

37. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных ионов.

38. Химическая связь в комплексных соединениях (примеры).

В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и внешнесферными ионами ионная , связи между остальными частицами внешней сферы –межмолекулярные (в том числе и водородные). В большинстве комплексных частиц между центральным атомом и лигандами связиковалентные . Все они или их часть образованы по донорно-акцепторному механизму (как следствие – с изменением формальных зарядов). В наименее прочных комплексах (например, в аквакомплексах щелочных и щелочноземельных элементов, а также аммония) лиганды удерживаются электростатическим притяжением. Связь в комплексных частицах часто называют донорно-акцепторной или координационной связью.

39. Окислительно-восстановительные реакции. Виды окислительно-восстановительных реакций.

Виды окислительно-восстановительных реакций:

1) Межмолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н 2 S + Cl 2 → S + 2HCl

2) Внутримолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

3) Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) - реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl

4) Репропорционирование - реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

40. Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность.

Восстановители	Окислители
	Галогены
	Перманганат калия(KMnO 4)
	Манганат калия (K 2 MnO 4)
Окись углерода (II) (CO)	Оксид марганца (IV) (MnO 2)
Сероводород (H 2 S)	Дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7)
Оксид серы (IV) (SO 2)	Хромат калия (K 2 CrO 4)
Сернистая кислота H 2 SO 3 и ее соли	Азотная кислота (HNO 3)
Галогеноводородные кислоты и их соли	Серная кислота (H 2 SO 4) конц.
Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4) 3	Оксид меди(II) (CuO)
Азотистая кислота HNO 2	Оксид свинца(IV) (PbO 2)
Аммиак NH 3	Оксид серебра (Ag 2 O)
Гидразин NH 2 NH 2	Пероксид водорода (H 2 O 2)
Оксид азота(II) (NO)	Хлорид железа(III) (FeCl 3)
Катод при электролизе	Бертоллетова соль (KClO 3)

введение

Интерес к олигомерам фторида водорода (димеру, тримеру) в последние десятилетия поистине велик. Объясняется это прежде всего той ролью, которую играет водородная связь при интерпретации, моделировании и прогнозировании свойств огромного класса веществ, представляющих непосредственный практический интерес (достаточно вспомнить о воде). Ассоциаты молекул фторида водорода рассматриваются как наиболее простые комплексы, компоненты которых удерживаются с помощью водородных связей, а димер (HF) 2 стоит первым в этом ряду.

Сейчас много известно о структуре димера фторида водорода по результатам экспериментальных исследований методами молекулярной спектроскопии и в газовой фазе, и в инертных средах матриц благородных газов. В последнем случае используется прием, позволяющий отделить интересующее соединение от других молекул инертным растворителем, например аргоном, чтобы предотвратить химические реакции или комплексообразование с другими частицами. По результатам этих исследований и был сделан вывод о стабильности соединения (HF) 2 и определены многие его параметры. Строение комплекса (HF) 2 в настоящее время изучают и теоретически методами компьютерного моделирования, причем предсказания теории претендуют на точность, вполне сопоставимую с экспериментальной.

ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР

Водородная связь

Представления об участии атома водорода в образовании двух химических связей (а не одной, как соответствовало бы его классической валентности) появились в конце XIX века (Ильинский, 1887 год) и начале XX века (Мур и Винмил, 1912 год; Хаггинс, 1919 год). Дальнейшее достаточно быстрое накопление экспериментальных данных, для объяснения которых эти представления оказались полезными, позволило не только привыкнуть к самому факту наличия водородной связи, но и дать некоторые разъяснения, по каким причинам она возникает, почему такого типа связь наиболее широко распространена именно для водородсодержащих соединений и не столь часто встречается у соединений, в которых соответствующие атомы водорода заменены на другие, например на атомы щелочных металлов .

Водородную связь относят к числу слабых химических взаимодействий. Энергия водородной связи обычно лежит в пределах от 10 до 30 кДж/моль, хотя иногда она достигает и сотен кДж/моль. Энергии обычных химических связей (ковалентных и ионных), как правило, заметно превышают 150 кДж/моль, достигая, например, для молекул азота или оксида углерода величин 900 кДж/моль и более . Тем не менее за последние полвека появилось четкое понимание исключительной роли слабых взаимодействий, прежде всего роли водородных связей в стабилизации конденсированных состояний многих простых молекулярных систем, например воды, фтороводорода, и, что самое существенное, в стабилизации биополимеров (нуклеиновых кислот, белков).

Водородные связи позволяют полимерным цепям соединяться в специфические трехмерные структуры, приобретающие при этом функциональную биологическую активность, структуры, с одной стороны достаточно прочные (за счет образования большого числа водородных связей), а с другой - достаточно чутко реагирующие на изменение внешних условий (например, приближение той или иной молекулы) именно из-за того, что эти взаимодействия являются слабыми. Разрыв таких связей лишает белки или нуклеиновые кислоты их биологических функций. Отсюда, в частности, видна исключительно важная роль водородных связей, которую они играют в биологических процессах на молекулярном уровне . Понятно и то важное значение исследований и понимания природы водородных связей, которым в последние время было уделено столь пристальное внимание ученых различных направлений.

Долгое время доминировала сугубо электростатическая точка зрения: атом водорода, образующий такую связь, обычно связан с достаточно хорошо выраженным электроотрицательным атомом, то есть атомом с высоким сродством к электрону, из-за чего электронная плотность на атоме водорода понижена по сравнению с плотностью изолированного атома водорода. Следовательно, суммарный электрический заряд на таком атоме оказывается положительным, что и позволяет атому взаимодействовать еще с одним электроотрицательным атомом. Такое взаимодействие с каждым из двух атомов, как правило, слабее взаимодействия с тем атомом, с которым атом водорода был соединен первоначально. Образование подобной связи с третьим и т. д. атомом практически оказывается невозможным из-за того, что начинает доминировать электростатическое отталкивание электроотрицательных атомов друг от друга . Современные расчеты показывают, однако, что суммарный заряд на атоме водорода, участвующем в образовании водородной связи, практически не меняется по сравнению с зарядом в мономерной молекуле, что говорит о том, какую заметную роль в образовании водородной связи должны играть поляризация, перераспределение электронного заряда в отдельных областях пространства.

В настоящее время интерпретация образования химической связи дается, как правило, на языке теории молекулярных орбиталей, то есть в предположении, что для описания электронной структуры молекулы достаточно хорошим является приближение, когда каждый электрон задается своей одноэлектронной функцией, своей орбиталью.

Общей причиной возникновения водородной связи, как, впрочем, и других выделяемых обычно типов химических связей, является главным образом электростатическое, кулоновское взаимодействие разноименных зарядов тех частиц, которые образуют молекулу. Правда, это взаимодействие отличается от того, которое встречается в классической теории, поскольку оно не определяется только лишь плотностью распределения положительного и отрицательного зарядов, а выражается более сложным образом с помощью волновых функций, определяющих состояния молекулярной системы . Поэтому естественно стремление найти некоторые более простые образы, которые давали бы возможность наглядно представить себе, как же все-таки образуется химическая связь.

Одно из таких представлений базируется на анализе перераспределения электронной плотности при образовании системы: увеличение электронной плотности в пространстве между ядрами ведет к усилению электростатического взаимодействия между электронами в этом пространстве и ядрами, что сопровождается, в свою очередь, понижением энергии системы .

Действительно, такое повышение электронной плотности должно сопровождаться ее понижением в других областях пространства и, следовательно, вклад в энергию от этих областей должен уменьшаться . Кроме того, электроны, находясь в сравнительно малой указанной области пространства, должны сильнее отталкиваться друг от друга, а потому энергия также должна возрастать.

Анализ изменений распределения электронной плотности - полезный способ выяснения того, что происходит при возникновении химической связи. Простые представления не всегда оказываются работоспособными. Так, в настоящее время известны молекулы, в которых при образовании химической связи не происходит увеличения электронной плотности в пространстве между ядрами и тем не менее химическая связь вполне реально существует .

Водородная связь по своему происхождению не представляет собой нечто отличающееся от того, что характерно для химических связей вообще. Ее определяют главным образом поляризация электронного распределения в мономерных звеньях (в общем случае в молекулах, образующих такую связь) и отличная от мономерных звеньев динамика колебательного движения атомов в водородно-связанном фрагменте. Пристальное внимание к изучению систем с водородными связями давно уже определяется не спецификой этой связи как таковой, а широкой распространенностью водородных связей, особенно в биологических объектах, и той важной ролью, которую они играют в биополимерах и жизненно важных процессах с их участием .