Введення
Крім різних гетерополярность і гомеополярних зв'язків, існує ще один особливий вид зв'язку, який в останні два десятиліття привертає все більшу увагу хіміків. Це так звана воднева зв'язок. Виявилося, що атом водню може утворювати зв'язок між двома електронегативними атомами (F, О, N, рідше Сl і S). Відомі випадки, коли цей зв'язок утворює водневий атом, пов'язаний з атомом вуглецю в сполуках типу НСХ3, де X - електронегативний атом або група (наприклад, в HCN, фторуглеводородов). Хоча в даний час природа водневого зв'язку ще до кінця не з'ясована, однак певне уявлення про неї вже можна скласти.
Водневий зв'язок утворюється між атомами електронегативними, з яких хоча б один має вільну електронну пару, наприклад:
Водневий зв'язок - глобальне явище, що охоплює всю хімію.
1. Сутність і природа водневого зв'язку
Першу наукове трактування водневого зв'язку дали в 1920 році В. Латімер і В. Родебуш, що працювали в лабораторії Г. Льюїса, основоположника вчення про ковалентного зв'язку, автора теорії кислот і основ і плідною в органічній хімії концепції узагальненої електронної пари. Причину особливих фізичних і хімічних властивостей води автори пояснювали наявністю водневого зв'язку, сутність якої полягає у взаємодії атома водню однієї молекули з електронною парою атома кисню іншої молекули. При цьому атом водню стає одночасно пов'язаним з двома атомами кисню ковалентного і водневої зв'язком:
За весь наступний час аж до наших днів не змінився принциповий підхід до трактування водневого зв'язку, концепція неподіленого протона залишилася непорушною. Тривалі та інтенсивні дослідження дозволили уточнити вплив структури з'єднань на схильність до утворення Н-зв'язків, внесена певна ясність в електронну природу останніх, знайдені надійні методи їх ідентифікації. А головне - зроблені широкі узагальнення з оцінки впливу Н-зв'язків на фізичні і хімічні властивості речовин. Бутлеровскій теза "структура визначає властивості" розкривається з урахуванням можливості утворення Н-зв'язку та її внеску в конкретні властивості. Нижче представлений підсумковий матеріал з вивчення питань, пов'язаних з проблемою водневого зв'язку.
За сучасною термінологією, освіта водневого зв'язку настає при взаємодії протонодонора (кислоти Бренстеда, електроноакцептора) з протоноакцептором (підставою, електронодонором). Для схематичного подання обговорюваних процесів молекулу протонодонора позначимо А-Н (а для випадків, коли необхідно вказати природу атома, ковалентно зв'язаного з воднем, RXH). Протоноакцептор позначимо: В (символічне позначення як підстави в цілому, так і атома з неподеленной парою електронів) або BY. З урахуванням прийнятої символіки водневу зв'язок можна представити як невалентних взаємодія між групою Х-Н однієї молекули і атомом В іншій, в результаті якого утворюється стійкий комплекс А-Н ... В з міжмолекулярної водневим зв'язком, в якому атом водню грає роль містка, що з'єднує фрагменти А і В. Відзначимо, що до теперішнього часу немає однозначного підходу, яку конкретно зв'язок називати водневої. Більшість авторів до поняття водневого зв'язку відносять додаткове взаємодія, що виникає між атомом водню і електронодонором В, тобто зв'язок Н ... В. Інші автори до поняття водневого зв'язку відносять весь ланцюжок Х-Н ... В, тобто зв'язок між атомами Х і В через водневий місток. Орієнтуючись на більшість, характеристики водневого зв'язку (довжина, енергія) будемо відносити до зв'язку Н ... В, усвідомлюючи, що освіта останньої не може не позначитися на стані ковалентного зв'язку Х-Н.
На ранніх етапах вивчення водневого зв'язку вважали, що водневий місток утворюється тільки між атомами з високою електронегативність (F, O, N). В останні десятиліття, коли в руках дослідників з'явилося більш досконале обладнання, коло атомів - партнерів по водневого зв'язування значно розширено (Cl, S і деякі інші). Як атома Х може фігурувати будь атом, більш електронегативний в порівнянні з атомом водню і утворює з останнім звичайну хімічну зв'язок (наприклад, атом вуглецю). У ролі акцептора атома водню можуть виступати як атоми з неподіленими парами електронів (в окремих випадках навіть аргон і ксенон), так і сполуки, що мають π-зв'язку.
Розглянувши природу сполук, потенційно здатних до утворення Н-зв'язку, легко переконуємося, що освіта водневого зв'язку може бути представлено як кислотно-основна взаємодія, що визначає першу стадію переносу протона при протолитических реакціях.
AH +: BA-H ... BA-... HB + A-+ HB +
Такі взаємодії спостерігаються в розчинах кислот. Коли ж продукт А-Н не володіє вираженою кислотністю або при відсутності відповідного розчинника процес кислотно-основної взаємодії зупиняється на стадії молекулярного комплексу.
Незважаючи на загальне визнання Н-зв'язків, в літературі так і не сформувалося єдиної точки зору на природу цього явища. Питання до цих пір продовжує залишатися дискусійним. Перш ніж викласти сучасний погляд на природу сил, що обумовлюють утворення водневих зв'язків, відзначимо найважливіші експериментальні факти, які супроводжують цей процес.
I. При утворенні водневих зв'язків виділяється теплота - термохімічна міра енергії Н-зв'язку. Цю характеристику використовують для калібрування спектральних методів вивчення водневих зв'язків.
II. Відстань між сусідніми атомами, які беруть участь в утворенні водневого зв'язку, значно менше суми їх ван-дер-ваальсових радіусів. Так, у воді відстань між атомами кисню в системі О-Н ... О становить 0,276 нм. Якщо прийняти, що довжина ковалентного зв'язку О-Н дорівнює 0,1 нм, то довжина зв'язку Н ... О складе 0,176 нм, тобто вона значно (приблизно на 70%) длиннее ковалентного зв'язку між цими атомами. Проте зв'язок Н ... О виявляється значно коротше суми ван-дер-ваальсових радіусів, що становлять для водню і кисню відповідно 0,12 і 0,14 нм. Остання обставина є од-
ним із критеріїв, що вказують на освіту між молекулами водневих зв'язків.
III. Водневий зв'язок збільшує довжину зв'язку Х-Н, що призводить до зміщення відповідної смуги валентних коливань в ІЧ-спектрі в бік більш низьких частот. Метод ІЧ-спектроскопії є головним методом вивчення водневого зв'язку.
IV. При утворенні водневого зв'язку полярність зв'язку Х-Н зростає, що приводить до підвищення дипольного моменту молекулярного комплексу в порівнянні з розрахунковими даними, отриманими шляхом векторного додавання диполів молекул RXH і BY.
V. Протони, що беруть участь в водневого зв'язку, характеризуються нижчою електронної щільністю, тому вони деекраніруются, що призводить до істотного зсуву відповідних резонансних сигналів у спектрах ЯМР 1 Н в слабке поле. Протонний магнітний резонанс поряд з ІЧ-спектрами є найбільш чутливим до утворення Н-зв'язку.
VI. Для міжмолекулярних водневих зв'язків виявлено зсув кислотно-лужної рівноваги молекулярний комплекс іонна пара вправо при підвищенні полярності розчинника.
Крім зазначених фіксуються й інші структурні та спектроскопічні особливості водневих зв'язків, які використовуються, з одного боку, для ідентифікації останніх, а з іншого - в розшифровці їх електронної природи. Так як воднева зв'язок виникає тільки в тому випадку, якщо атом водню пов'язаний з електронегативний атомом, то раніше передбачалося, що природа водневого зв'язку зводиться до диполь-дипольному взаємодії типу RX - d-H + d ... B - d-Y, яке ще називають електростатичною взаємодією. Таке припущення підкріплюється тим фактом, що найбільш міцні водневі зв'язки утворюються атомами водню, пов'язаними з найбільш електронегативними елементами. Більш високу міцність водневого зв'язку в порівнянні з неспецифічним диполь-дипольним взаємодією (приблизно в 10 раз) можна пояснити маленьким розміром атома водню, завдяки чому він може ближче підійти до іншого диполя. Дипольна модель пояснює також лінійну геометрію водневої зв'язку, тому що при лінійному розташуванні атомів сили тяжіння максимальні, а сили відштовхування мінімальні.
Однак не всі експериментальні факти, що фіксуються при вивченні водневих зв'язків, можна пояснити виходячи лише з диполь-дипольного взаємодії. Не вдається помітити ніякої закономірної залежності між енергією водневого зв'язку і дипольним моментом або поляризуемостью взаємодіючих молекул. Невелика довжина водневих зв'язків свідчить про суттєве перекривання ван-дер-ваальсових радіусів. А проста електростатична модель не враховує перекривання хвильових функцій, перерозподілу електронної щільності при зближенні молекул. Вирішити ці питання можна, припустивши, що воднева зв'язок носить частково ковалентний характер за рахунок донорно-акцепторної взаємодії електронодонора В з електоноакцептором А-Х-Н. Підвищення електронної щільності на атомі Х відбувається через посередника - водневий місток. При цьому допускається часткове заповнення несвязивающей орбіталі атома водню.
Таким чином, Н-зв'язки утворюються в результаті одночасного прояву наступних сил: електростатичного взаємодії та переносу заряду. Квантово-хімічні розрахунки показують, що основний внесок вносить перша складова. У водневих зв'язках, що значно відрізняються за енергетичними характеристиками, співвідношення цих внесків також змінюється. Є й інші пояснення природи водневого зв'язку, які не отримали загального визнання.
Закінчуючи розгляд питання про природу Н-зв'язку, можна зазначити, що хіміку-практику легше визнати існування цього феномена, чим пояснити його природу. Різноманіття водневих зв'язків є причиною відсутності єдиного підходу до їх трактуванні. Важко навіть уявити собі, що природу водневих зв'язків у діфторід-аніоні (FHF) - і в системі С-H ... Cl можна пояснити з єдиних позицій. Одна з труднощів закладена в природі головної дійової особи - атома водню, який не може мати на зовнішній оболонці більше двох електронів. Тому концепція двухкоордінірованного атома водню сприймається неоднозначно. Швидше за все, єдиного підходу до пояснення природи Н-зв'язку і не буде. Буде створена якась узагальнююча модель, що враховує внесок різних за природою сил, тобто значно розширений варіант того, що ми маємо нині.
2. Визначення водневого зв'язку
Зв'язок, який утвориться між атомів водню однієї молекули і атомом сильно електронегативного елементу (O, N, F) іншої молекули, називається водневим зв'язком.
Може виникнути питання: чому саме водень утворює таку специфічну хімічну зв'язок?
Це пояснюється тим, що атомний радіус водню дуже малий. Крім того, при зміщенні або повній віддачі свого єдиного електрона водень набуває порівняно високий позитивний заряд, за рахунок якого водень однієї молекули взаємодіє з атомами електронегативних елементів, що мають частковий негативний заряд, що виходить до складу інших молекул (HF, H 2 O, NH 3) .
Розглянемо деякі приклади. Зазвичай ми зображуємо склад води хімічною формулою H 2 O. Однак це не зовсім точно. Правильніше було б склад води позначати формулою (H 2 O) n, де n = 2,3,4 і т. д. Це пояснюється тим, що окремі молекули води пов'язані між собою за допомогою водневих зв'язків.
Водневу зв'язок прийнято позначати точками. Вона набагато слабша, ніж іонна або ковалентний зв'язок, але більш сильна, ніж звичайне міжмолекулярної взаємодії.
Наявність водневих зв'язків пояснює збільшення об'єму води при пониженні температури. Це пов'язано з тим, що при зниженні температури відбувається зміцнення молекул і тому зменшується щільність їх «упаковки».
При вивченні органічної хімії виникало і таке питання: чому температури кипіння спиртів набагато вище, ніж відповідних вуглеводнів? Пояснюється це тим, що між молекулами спиртів теж утворюються водневі зв'язки.
Підвищення температури кипіння спиртів відбувається також внаслідок укрупнення їх молекул. Водневий зв'язок характерна і для багатьох інших органічних сполук (фенолів, карбонових кислот та ін.) З курсів органічної хімії і загальної біології відомо, що наявністю водневого зв'язку пояснюється вторинна структура білків, будова подвійної спіралі ДНК, тобто явище комплементарності.
3. Види водневого зв'язку
Існує два види водневого зв'язку внутримолекулярная і міжмолекулярних водневі зв'язку. Якщо воднева зв'язок об'єднує частини однієї молекули, то говорять про внутрішньомолекулярної водневого зв'язку. Це особливо характерно для багатьох органічних сполук. Якщо ж воднева зв'язок утворюється між атомом водню однієї молекули і атомом неметалла іншої молекули (міжмолекулярних воднева зв'язок), то молекули утворюють досить міцні пари, ланцюжки, кільця. Так, мурашина кислота і в рідкому і в газоподібному стані існує у вигляді димерів:
а газоподібний фтороводород містять полімерні молекули, які включають до чотирьох частинок HF. Міцні зв'язки між молекулами можна знайти у воді, рідкому аміаку, спиртах. Необхідні для утворення водневих зв'язків атоми кисню та азоту містять всі вуглеводи, білки, нуклеїнові кислоти. Відомо, наприклад, що глюкоза, фруктоза і сахароза чудово розчиняються у воді. Не останню роль в цьому відіграють водневі зв'язки, що утворюються в розчині між молекулами води і численними OH-групами вуглеводів.
4. Енергія водневого зв'язку
Існують декілька підходів до характеристики водневих зв'язків. Основний критерій - це енергія водневого зв'язування (R-X-H ... B-Y), яка залежить як від природи атомів Х і В, так і загального будови молекул RXH і BY. Здебільшого вона становить 10-30 кДж / моль, але в деяких випадках може досягати 60-80 кДж / моль і навіть вище. За енергетичними характеристиками розрізняють сильні і слабкі водневі зв'язки. Енергія освіти сильних водневих зв'язків становить 15-20 кДж / моль і більше. До них відносять зв'язку О-H ... О в воді, спиртах, карбонових кислотах, зв'язку О-Н ... N, N-H ... O і N-H ... N у з'єднаннях, що містять гідроксильні, амідні і амінні групи, наприклад в білках. Слабкі водневі зв'язки мають енергію освіти менше 15 кДж / моль. Нижньою межею енергії водневого зв'язку є 4-6 кДж / моль, наприклад зв'язку С-Н ... О в кетонах, ефірах, водних розчинах органічних сполук.
Найбільш міцні водневі зв'язки утворюються у випадках, коли маленький водень (жорстка кислота) одночасно пов'язаний з двома малими за розміром сильно електронегативними атомами (жорсткі основи). Орбітальний відповідність забезпечує краще кислотно-основна взаємодія і призводить до утворення більш міцних водневих зв'язків. Тобто утворення сильних і слабких водневих зв'язків можна пояснити з позицій концепції жорстких і м'яких кислот і основ (принцип Пірсона, принцип ЖМКО).
Енергія Н-зв'язку зростає із збільшенням позитивного заряду на атомі водню зв'язку Х-Н і з підвищенням протоноакцепторності атома В (його основності). Хоча освіту водневої зв'язку розглядається з позицій кислотно-основної взаємодії, однак енергія утворення Н-комплексів нестрого корелюється як зі шкалою кислотності, так і зі шкалою основності.
Подібна картина спостерігається і в разі меркаптанів і спиртів. Меркаптани є більш сильними кислотами, ніж спирти, однак більш міцні асоціати утворюють спирти. Причина таких здаються аномалій цілком зрозуміла, якщо врахувати, що кислотність визначаться величиною pКа за результатами повної схеми кислотно-основної взаємодії (до утворення сольватовані іонів), а утворення молекулярного комплексу з Н-зв'язком тільки перший етап цього процесу, не передбачає розриву зв'язку Х- Н. У інертних розчинниках кислотно-основна взаємодія зазвичай зупиняється на стадії Н-комплексу.
Що стосується основності органічних сполук та їх здатності приймати участь в утворенні Н-зв'язку, то тут теж спостерігаються великі відмінності. Так, при одній і тій же здатності до утворення водневих зв'язків ступінь основності амінів на 5 порядків вище, ніж у піридинів, і на 13 порядків вище, ніж у заміщених карбонільних сполук.
На основі експериментальних даних встановлена лінійна кореляція між ступенем переносу заряду і енергією міжмолекулярних Н-зв'язків, що є важливим аргументом на користь донорно-акцепторної природи останніх. Істотний вплив на освіту водневої зв'язку можуть надавати стерические фактори. Наприклад, орто-заміщені феноли менш схильні до самоассоціаціі, ніж відповідні мета-і пара-ізомери, повністю відсутня асоціація у 2,6-ді-трет .- бутілфенола. З підвищенням температури кількість молекулярних комплексів у суміші зменшується, і вони значно рідше зустрічаються в газовій фазі.
На початку курсової було відзначено, що воднева зв'язок займає проміжне положення між істинною (валентної) хімічної зв'язком і слабким міжмолекулярним взаємодією. Куди ближче? Відповідь неоднозначний, оскільки діапазон коливань енергій Н-зв'язків досить широкий. Якщо ж мова йде про сильні водневих зв'язках, здатних впливати на властивості речовин, то вони ближче до істинних хімічним зв'язкам. І це визначається не тільки досить високою енергією Н-зв'язку, а й тим, що він розташований в просторі, водневий місток має своїх "персональних" партнерів. Напрямок дії водневого зв'язку також фіксоване, хоча і не настільки жорстко, як для істинних хімічних зв'язків.
5. Водневі зв'язку з властивості органічних сполук
Водневий зв'язок виникає при взаємодії кислотних Х-Н та основних В груп, що належать одній або різним молекулам. При об'єднанні однакових молекул утворюються асоціати, об'єднання різних молекул прийнято називати молекулярними комплексами (Н-комплексами). Такі взаємодії складають самий великий клас Н-зв'язків, званих міжмолекулярними водневими зв'язками. Міжмолекулярні взаємодії не обмежуються утворенням бінарних комплексів, а можуть приводити до структур з множинними зв'язками (вода, фтористий водень, спирти, феноли, аміди, поліпептиди, білки). Міжмолекулярні водневі зв'язки можуть призводити до утворення ланцюгів, кілець або просторових сіток. Аналогічні освіти зберігаються і в кристалах.
Якщо Н-зв'язування настає в результаті взаємодії кислотного і основного фрагментів всередині однієї молекули, то утворюються зв'язку називають внутрішньомолекулярними. З'єднання з такими зв'язками складають іншу велику групу сполук з водневим зв'язком. Природно, що утворення внутрішньомолекулярних водневих зв'язків можливо, якщо структура молекули допускає просторове зближення фрагментів Х-Н і В до довжини водневого зв'язку. Можливість утворення внутрішньомолекулярної водневого зв'язку не є перешкодою для освіти і міжмолекулярних водневих зв'язків. Як приклад розглянемо ізомерні орто-і парагідроксібензальдегіди. Саліциловий альдегід (орто-ізомер) здатний до утворення як внутрішньо-, так і міжмолекулярних водневих зв'язків, тоді як для пара-ізомеру положення взаємодіючих груп допускає освіту тільки міжмолекулярних водневих зв'язків
Експериментально досить легко відрізнити внутрішньомолекулярні водневу зв'язок від міжмолекулярної. Якщо спектрально фіксується освіта Н-зв'язків, а ознак асоціації ні, це вірне вказівку на внутрішньомолекулярні характер водневого зв'язку. Крім того, міжмолекулярних Н-зв'язок (і її спектральне прояв) зникає при низькій концентрації речовини в нейтральному розчиннику, тоді як внутримолекулярная Н-зв'язок у цих умовах зберігається.
Водневі зв'язки впливають на перерозподіл електронної щільності в молекулах, що не може не відбитися на властивості речовин. У разі слабких водневих зв'язків зміна електронної щільності протікає в основному в межах фрагмента Х-Н ... В. Зі збільшенням енергії водневого зв'язку перерозподіл електронної щільності зачіпає всі атоми молекул, що входять в молекулярний комплекс, що в кінцевому підсумку призводить до глибоких змін фізичних і хімічних властивостей речовин. На властивості органічних сполук роблять значний вплив як внутрішньо-, так і міжмолекулярні водневі зв'язки. Вплив останніх, особливо на фізичні властивості, є більш суттєвим, так як міжмолекулярні взаємодії призводять до збільшення молекулярної маси з усіма витікаючими наслідками.
Тепер спробуємо орієнтовно оцінити, наскільки широко представлені водневі зв'язки в органічній хімії. Всі органічні сполуки за самим рідкісним винятком містять водень, тобто є кислотами Бренстеда, а найбільш часто входять до їх складу елементи-органогени (O, N, S, галогени) містять неподілені пари електронів і можуть виступати в якості основних центрів. Враховуючи зазначене, можна сказати, що більшість органічних сполук потенційно здатне до утворення водневих зв'язків. За структурною формулою (природа взаємодіючих груп і їх взаємне розташування) можна передбачити силу водневих зв'язків та їх характер (внутрішньо-чи міжмолекулярні). При оцінці взаємного впливу атомів в молекулах обов'язково враховуються можливість утворення водневих зв'язків та їх подальший вплив на швидкість, механізм і напрямок реакцій. Оцінити вплив середовища (розчинника) на хід хімічного процесу часто стає можливим лише з урахуванням утворення водневих зв'язків. Таким чином, підготовка грамотного хіміка неможлива без оволодіння всім комплексом питань, пов'язаних з водневим зв'язком.
Розглянемо декілька найбільш характерних прикладів впливу водневих зв'язків на властивості органічних сполук. Перш за все це так звані прототропние процеси - перетворення, пов'язані з перенесенням протона. Відомо, що енольних структури (гідроксильна група знаходиться при вуглеці з кратною зв'язком = С-ОН) є нестійкими і в органічній хімії часто такі формули беруть у квадратні дужки як вказівку на їх нереальність, гіпотетичність. У той же час β-дикетонами та інші 1,3-дікарбонільние сполуки здатні існувати у двох формах: кетони та енольной. Для ацетооцтового ефіру ці перетворення можуть бути представлені схемою
Освіта енергетично менш вигідною енольной форми пояснюється як формуванням системи зв'язаних зв'язків С = С-С = О, що завжди є стабілізуючим фактором, так і тією обставиною, що між енольними гідроксилом і карбонільним киснем утворюється внутримолекулярная воднева зв'язок, що знижує вільну енергію енольной форми як шляхом "закріплення" атома водню у більш електронегативного елемента, так і в результаті подовження ланцюга сполучення (Н-зв'язок включена в кругову ланцюг сполучення). З урахуванням водневих зв'язків не тільки пояснюють реальність енольной структури, а й кількість цієї форми в таутомерних системі. На стан кето-енольной рівноваги великий вплив робить природа розчинника. Максимальна кількість енольной форми відзначається в нейтральних неполярних розчинниках (вуглеводні). У водних розчинах кількість енольной форми незначно, так як вода конкурентно утворює з карбонільним киснем міжмолекулярні водневі зв'язки, руйнуючи стабілізуючі енольной форму внутрішньомолекулярні водневі зв'язки.
Карбонові кислоти, як і спирти, можуть брати участь в утворенні Н-зв'язків як в ролі Н-донорів, так і Н-акцепторів. У першому випадку кислотність знижується, у другому зростає. Це яскраво проявляється при іонізації двоосновний кислот: перша константа дисоціації (K 1) аномально велика, а друга (K 2) аномально мала. Для пояснення спостережуваних експериментальних результатів крім електронних ефектів велика роль надається вкладом Н-зв'язків. У вихідній структурі Н-зв'язок сильно активує карбоксильну групу, що виступає в ролі Н-акцептора. У утворився на першій стадії дисоціації моноаніоне утворюється міцна внутримолекулярная Н-зв'язок, різко знижує кислотність другий карбоксилу:
Для карбонових кислот характерне утворення Н-комплексів і асоціатів псевдоцікліческой структури:
Міжмолекулярні зв'язки, що виникають між молекулами карбонових кислот, настільки міцні, що навіть у газоподібному стані димерную структури частково зберігаються. До речі, освіта димера карбонової кислоти допомагає дати відповідь на давнє запитання, що більшою мірою визначає міцність водневого зв'язку - кислотність групи Х-Н або основность фрагмента В. Оцтова кислота (pK a = 4,7) по кислотності на кілька порядків поступаючись трихлороцтової ( pK a = 0,6), тим не менш утворює більш міцний димер. Основність протоноакцептора має пріоритет перед кислотністю протонодонора.
Відомо, що гемінальние дігідроксіпроізводние є нестабільними сполуками - дегідратіруясь легко перетворюються на відповідні альдегіди чи кетони. Хлоральгідрат є одним з небагатьох прикладів, коли структура гем-Діола є стабільною. І причину цього пояснюють як сильним негативним індукційним ефектом (-I-ефект) тріхлорметільной групи, так і наявністю внутрішньомолекулярних Н-зв'язків:
Не маючи можливості зупинитися на інших прикладах впливу водневої зв'язку на властивості органічних сполук, наведемо таблицю порівняльних характеристик прояви між-і внутрішньомолекулярних Н-зв'язків (табл. 1 (по [1])).
Освіта внутрішньо-і міжмолекулярних водневих зв'язків може істотно впливати на хід та швидкість хімічних реакцій. На жаль, незважаючи на значну кількість робіт, присвячених цьому питанню, широких узагальнень, які мали б передбачувану силу, не було. У найзагальніших рисах показано, що швидкість реакцій може зменшуватися або збільшуватися залежно від того, як при утворенні Н-зв'язку буде перерозподілятися електронна щільність в реакційних центрах молекули. Такі питання, як природа проміжних продуктів або активованого комплексу, зміна термодинамічних функцій, вплив сусідніх груп, не отримали належного розвитку. Більш визначено дана оцінка ролі розчинника.
Відомо багато емпіричних підходів. Так, в реакціях алкілування сполук, що містять зв'язку О-Н, S-H, N-H, введення в реакційне середовище фториду калію (фторид-аніон F-є найефективнішим протоноакцептором) значно збільшує швидкості реакцій і виходи продуктів алкілування. Велика роль водневим зв'язкам відводиться в реакціях, що проводяться в розчинниках, здатних утворювати Н-зв'язки як з вихідними сполуками, так і з продуктами їх взаємодії.
Висновок
Представлена інформація про водневого зв'язку вказує на її широку поширеність і різноманіття умов, в яких вона може виникати. Опис природи Н-зв'язків є менш суворим, ніж, наприклад, трактування валентних хімічних зв'язків. Не існує навіть загальноприйнятого визначення Н-зв'язків. У той же час реальне існування водневих зв'язків та їх здатність впливати на структуру і властивості речовин загальновизнані і давно прийняті на озброєння хіміками-практиками.
Роль водневих зв'язків у живої матерії визначається не тільки тим, що без Н-зв'язків не можна собі уявити структуру білків (носіїв життя) або подвійну спіраль нуклеїнових кислот. Без водневих зв'язків зовсім іншими були б фізичні і хімічні властивості самого поширеного речовини на Землі - води, в якій і зародилося життя.