Водневий зв’язок і його вплив на властивості речовин

Водневий зв'язок — це особливий тип міжмолекулярної взаємодії, що виникає між атомом Гідрогену, ковалентно сполученим із сильним електронегативним елементом (Оксигеном, Нітрогеном або Флуором), і неподіленою електронною парою іншого електронегативного атома сусідньої молекули. У шкільному курсі хімії саме ці три елементи — O, N, F — є типовими «партнерами» Гідрогену для утворення водневих зв'язків.

Як розпізнати водневий зв'язок?

Уявімо молекулу води H₂O. Усередині молекули атом Оксигену сполучений з двома атомами Гідрогену ковалентними полярними зв'язками O–H. Це міцні внутрішньомолекулярні зв'язки. Однак через велику електронегативність Оксигену атом Гідрогену набуває значного часткового позитивного заряду (δ⁺) і притягується до неподіленої електронної пари атома Оксигену іншої молекули води. Це притягання і є водневим зв'язком. Його позначають крапками: O–H···O.

Суцільна риска (O–H) — це ковалентний зв'язок усередині молекули, а крапки (···) — водневий зв'язок між молекулами. Це дві різні взаємодії з різною міцністю: енергія ковалентного O–H становить близько 460 кДж/моль, а водневого O–H···O — лише 10–40 кДж/моль. Водневий зв'язок набагато слабший за ковалентний, але значно сильніший за звичайні міжмолекулярні взаємодії (Ван-дер-Ваальсові сили).

Типові приклади речовин із водневими зв'язками

Зверни увагу: у метані CH₄ Гідроген сполучений із Карбоном, а не з O, N або F. Тому молекули метану не утворюють типових водневих зв'язків між собою. Те саме стосується етану C₂H₆ та вуглекислого газу CO₂ — у цих молекулах немає фрагмента H–O, H–N або H–F.

Міжмолекулярні та внутрішньомолекулярні водневі зв'язки

У цьому уроці ми зосередимося на міжмолекулярних водневих зв'язках — вони виникають між різними молекулами й визначають фізичні властивості речовин (температуру кипіння, розчинність). Внутрішньомолекулярні водневі зв'язки (усередині однієї молекули) також існують, наприклад, у білках або саліциловій кислоті, але це тема окремих органічних юнітів.

Запам'ятай: критерій O/N/F — корисний для шкільних прикладів, але не вичерпний. Сучасна хімія знає водневі зв'язки й за участю інших елементів (Cl, C у певних умовах). Однак у шкільних завданнях ти працюєш саме з трійкою O, N, F.

Кипіння — це процес переходу речовини з рідкого стану в газоподібний. Під час кипіння молекули відриваються одна від одної й переходять у пару. Важливо: ковалентні зв'язки всередині молекул (O–H, N–H тощо) при цьому не руйнуються. Руйнуються саме міжмолекулярні взаємодії, зокрема водневі зв'язки.

Чому вода кипить за 100 °C, а сірководень — за −60 °C?

Порівняймо дві сполуки: H₂O (молярна маса 18 г/моль) і H₂S (молярна маса 34 г/моль). Здавалося б, важчий H₂S мав би кипіти за вищої температури, адже міжмолекулярні сили зростають із молекулярною масою. Однак насправді H₂S кипить за −60 °C, а H₂O — за +100 °C. Різниця — понад 160 градусів!

Причина — у воді існує розгалужена мережа міжмолекулярних водневих зв'язків O–H···O. Кожна молекула H₂O може утворити до чотирьох водневих зв'язків (два через атоми H і два через неподілені пари O). Щоб перевести воду в пару, треба розірвати цю мережу, на що потрібна значна енергія. У H₂S атом Сульфуру менш електронегативний, ніж Оксиген, тому S–H···S водневі зв'язки практично не утворюються — між молекулами H₂S діють лише слабкі Ван-дер-Ваальсові сили.

Етанол проти етану: роль гідроксильної групи

Етанол C₂H₅OH містить гідроксильну групу O–H, тому його молекули утворюють водневі зв'язки між собою. Етан C₂H₆ не має O–H, N–H або F–H, тому водневих зв'язків між його молекулами немає. Наслідок: етанол кипить за 78 °C, а етан — за −89 °C. Різниця понад 160 градусів — і це при тому, що молярні маси близькі (46 і 30 г/моль).

Інші приклади: HF та NH₃

Фтороводень HF кипить за +19,5 °C — це значно вище, ніж у HCl (−85 °C), HBr (−67 °C) або HI (−35 °C), хоча HF має найменшу молекулярну масу серед галогеноводнів. Причина — сильні водневі зв'язки F–H···F.

Амоніак NH₃ кипить за −33 °C. Це вище, ніж у фосфіну PH₃ (−88 °C), хоча PH₃ важчий. Водневі зв'язки N–H···N підвищують температуру кипіння, але NH₃ все ж лишається газом за кімнатної температури, оскільки його водневі зв'язки слабші, ніж у води.

Узагальнення: спирти й карбонові кислоти

Спирти (R–OH) і карбонові кислоти (R–COOH) завжди киплять значно вище за відповідні вуглеводні (R–H) через наявність O–H груп, здатних до водневого зв'язування. Чим більше таких груп у молекулі, тим вища температура кипіння (наприклад, гліцерин із трьома O–H кипить за 290 °C).

Вода — унікальний розчинник, здатний і віддавати, і приймати водневі зв'язки. Атом Оксигену в H₂O має дві неподілені електронні пари, тому може бути акцептором водневого зв'язку. А два атоми Гідрогену можуть бути донорами. Завдяки цьому вода утворює водневі зв'язки з багатьма речовинами.

Як спирти взаємодіють із водою?

Метанол CH₃OH та етанол C₂H₅OH мають гідроксильну групу O–H. Коли ми змішуємо спирт із водою, між молекулами спирту й води утворюються водневі зв'язки: O–H (спирту)···O (води) та O–H (води)···O (спирту). Саме тому метанол і етанол необмежено змішуються з водою в будь-яких пропорціях.

Чи обов'язково мати власний O–H?

Для взаємодії з водою речовині не обов'язково мати власний O–H. Атом Оксигену з неподіленою парою (наприклад, у складі карбонільної групи C=O в ацетоні) може приймати водневий зв'язок від молекули води. Тому ацетон (CH₃COCH₃) добре розчиняється у воді, хоча не має O–H групи. Однак самі молекули ацетону не утворюють між собою такої ж мережі водневих зв'язків, як вода чи спирти.

Розчинність — це не лише водневі зв'язки

Наявність O–H або N–H у молекулі не гарантує необмеженої розчинності у воді. Розчинність визначає баланс усіх взаємодій: водневих зв'язків між молекулами розчиненої речовини, водневих зв'язків між молекулами води, водневих зв'язків між речовиною і водою, а також розмір неполярної (вуглеводневої) частини молекули.

Наприклад, етанол C₂H₅OH змішується з водою необмежено, але бутанол C₄H₉OH — уже обмежено (близько 8 г на 100 мл води). Чим довший вуглеводневий «хвіст», тим більший внесок неполярної взаємодії, яка «не любить» воду. Тому наявність OH — не гарантія повного змішування.

Детальні властивості спиртів і карбонових кислот — тема окремих органічних юнітів. Тут ми лише показуємо загальний принцип: водневі зв'язки з водою сприяють розчинності, але не визначають її одноосібно.

Приклад 1. Речовина з типовими водневими зв'язками між власними молекулами

Завдання: Яка з наведених речовин утворює типові водневі зв'язки між власними молекулами?

• CH₄ (метан)

• CO₂ (вуглекислий газ)

• CH₃OH (метанол)

• C₂H₆ (етан)

Розв'язання: Шукаємо молекулу, у якій є фрагмент H–O, H–N або H–F. Метанол CH₃OH має гідроксильну групу O–H. Атом Гідрогену цієї групи може бути донором водневого зв'язку, а атом Оксигену з неподіленими парами — акцептором. Отже, між молекулами CH₃OH виникають водневі зв'язки O–H···O.

Розбір дистракторів:

• CH₄ — Гідроген сполучений із Карбоном, а не з O/N/F. Водневих зв'язків між молекулами метану немає.

• CO₂ — у молекулі немає атома H, сполученого з O/N/F. Водневих зв'язків між молекулами CO₂ немає.

• C₂H₆ — усі зв'язки C–H та C–C. Немає O–H, N–H або F–H. Водневих зв'язків немає.

Відповідь: CH₃OH.

Приклад 2. Пояснення вищої температури кипіння води порівняно з H₂S

Завдання: Чому вода H₂O кипить за +100 °C, а сірководень H₂S — за −60 °C, хоча H₂S має більшу молярну масу?

• Вода має більшу молярну масу, ніж H₂S.

• Вода має йонну кристалічну ґратку.

• Між молекулами води існують водневі зв'язки, а між молекулами H₂S — ні.

• Під час кипіння води розриваються всі ковалентні зв'язки O–H.

Розв'язання: Правильна відповідь — про водневі зв'язки між молекулами води. Вода утворює міцну мережу водневих зв'язків O–H···O, які треба розірвати для переходу в пару. У H₂S атом Сульфуру менш електронегативний, тому S–H···S водневі зв'язки практично не утворюються — діють лише слабкі Ван-дер-Ваальсові сили.

Розбір дистракторів:

• «Вода має більшу молярну масу» — неправда: M(H₂O) = 18 г/моль, M(H₂S) = 34 г/моль. H₂S важчий, але кипить нижче.

• «Вода має йонну кристалічну ґратку» — вода є молекулярною речовиною, а не йонною. Йонні ґратки характерні для солей (NaCl).

• «Під час кипіння води розриваються всі O–H» — це груба помилка. Кипіння руйнує міжмолекулярні водневі зв'язки, а не ковалентні O–H усередині молекули. Якби рвалися O–H, вода розкладалася б на H₂ та O₂, а не випаровувалася.

Відповідь: Між молекулами води існують водневі зв'язки, а між молекулами H₂S — ні.

Приклад 3. Що позначають крапки в записі H–O–H···O(H)₂?

Завдання: У записі H–O–H···O(H)₂ крапки (···) позначають:

• одинарний ковалентний зв'язок O–H усередині молекули води

• йонний зв'язок між молекулами води

• міжмолекулярний водневий зв'язок

• подвійний ковалентний зв'язок

Розв'язання: У записі H–O–H···O(H)₂ перша частина H–O–H — це одна молекула води, де суцільні риски позначають ковалентні зв'язки O–H. Друга частина O(H)₂ — це інша молекула води. Крапки (···) між ними показують водневий зв'язок, який виникає між атомом H першої молекули та неподіленою парою O другої молекули.

Розбір дистракторів:

• «Одинарний ковалентний зв'язок O–H» — ковалентні зв'язки позначають суцільною рискою, а не крапками. У записі вони вже показані рисками.

• «Йонний зв'язок» — вода — молекулярна речовина з ковалентними полярними зв'язками, йонного зв'язку між молекулами води немає.

• «Подвійний ковалентний зв'язок» — подвійний зв'язок позначають двома суцільними рисками (=), а не крапками. У воді всі зв'язки одинарні.

Відповідь: Міжмолекулярний водневий зв'язок.

• Називати ковалентний O–H водневим зв'язком. Пам'ятай: O–H усередині молекули — це ковалентний полярний зв'язок. Водневий зв'язок — це міжмолекулярна взаємодія, яку позначають крапками (O–H···O). Не плутай ці два різні типи зв'язків.

• Вважати будь-яку речовину з Гідрогеном здатною до типового водневого зв'язування. Гідроген має бути ковалентно сполученим саме з O, N або F. У CH₄, C₂H₆, HCl (у шкільному курсі) водневих зв'язків між молекулами немає.

• Вважати, що вода при кипінні розпадається на H₂ та O₂. Кипіння — це фізичний процес: молекули H₂O відриваються одна від одної, але не руйнуються. Розклад води на водень і кисень — хімічна реакція (електроліз), яка потребує набагато більшої енергії.

• Пояснювати температуру кипіння лише молекулярною масою. Молекулярна маса впливає на Ван-дер-Ваальсові сили, але водневі зв'язки можуть бути набагато сильнішими. Саме тому H₂O (18 г/моль) кипить вище за H₂S (34 г/моль).

• Вважати наявність OH гарантією необмеженої розчинності у воді. Етанол C₂H₅OH змішується необмежено, а бутанол C₄H₉OH — уже обмежено. Чим довший вуглеводневий «хвіст», тим гірша розчинність, навіть якщо OH є.

Тема «Водневий зв'язок» входить до теми 1.5 програми НМТ з хімії («Хімічний зв'язок»). На тесті тобі можуть запропонувати завдання, у яких потрібно:

• розпізнати речовини, здатні утворювати водневі зв'язки між власними молекулами;

• пояснити різницю в температурах кипіння споріднених речовин (H₂O і H₂S, C₂H₅OH і C₂H₆);

• визначити, чи здатна речовина взаємодіяти з водою через водневі зв'язки;

• відрізнити ковалентний зв'язок O–H від водневого O–H···O за позначенням.

Стратегія розв'язання

• Спочатку знайди в молекулі фрагмент H–O, H–N або H–F — це потенційний донор водневого зв'язку.

• Перевір, чи є в молекулі (або в сусідній молекулі) атом із неподіленою електронною парою (O, N, F) — це акцептор.

• Уважно прочитай, про що йдеться: про чисту речовину (зв'язки між її власними молекулами) чи про взаємодію цієї речовини з водою.

• Пам'ятай: наявність водневих зв'язків не дорівнює необмеженій розчинності — враховуй розмір неполярної частини молекули.

Формат завдань

Тему «Водневий зв'язок» можуть перевіряти завдання з вибором однієї правильної відповіді з чотирьох (А–Г; № 1–18, 0 або 1 бал) і завдання на встановлення відповідності (№ 19–20; 1 бал за кожну правильну пару, до 3 балів). На весь тест із хімії (24 завдання) відведено орієнтовно 60 хвилин.

• Типові донорні фрагменти для водневого зв'язку — O–H, N–H, F–H. Акцептор — атом із неподіленою електронною парою (O, N, F).

• Водневий зв'язок позначають крапками (···), а ковалентний — суцільною рискою (−). Не плутай їх: це різні за міцністю взаємодії.

• Водневі зв'язки значно підвищують температуру кипіння: H₂O (+100 °C) проти H₂S (−60 °C); C₂H₅OH (+78 °C) проти C₂H₆ (−89 °C).

• Вода може бути і донором H, і акцептором через неподілені пари O, тому вона утворює водневі зв'язки з багатьма речовинами.

• Наявність водневого зв'язування сприяє розчинності у воді, але не є єдиним чинником: розмір неполярної частини молекули також має значення.