Водне́вий зв'язо́к — різновид хімічного зв'язку, що реалізується за рахунок електростатичного притягання між воднем (із позитивним частковим зарядом) однієї молекули та атомом з великим значенням електронегативності (О, N, F, а також P[1]) іншої молекули.[2]

Приклад міжмолекулярного водневого зв'язку у димерному комплексі, отриманому самозбіркою
Внутрішньомолекулярний водневий зв'язок в ацетилацетоні допомагає стабілізувати енольний таутомер

Водневий зв'язок є важливим для органічної хімії. Завдяки водневому зв'язку вода (головний розчинник у неорганічній хімії та біохімії) має високу температуру плавлення і кипіння. Водневий зв'язок з'єднує подвійну спіраль ДНК (носія генетичної інформації), а також відповідає за формування вторинної і третинної структури білків.

Загальний опис ред.

Водневий зв'язок є прикладом трицентрового чотириелектронного зв'язку.

Прослідковується певна аналогія між водневим та ковалентним зв'язком. Зокрема, водневий зв'язок є направленим та насичуваним, що вказує на його резонансну природу (на противагу електростатичній природі йонного зв'язку). Висувається припущення, що йон H+ завдяки своїм унікальним властивостям (він фактично є єдиною частинкою — протоном) виступає аналогом електронної пари в класичному ковалентному зв'язку, тільки з протилежним знаком.

За величиною енергії він на порядок слабший за ковалентний зв'язок. Наприклад, у рідкій воді енергія розриву водневого зв'язку становить 23 кДж/моль, для порівняння енергія розриву ковалентного O—H зв'язку — 470 кДж/моль[3].

Розрізняють міжмолекулярний та внутрішньомолекулярний водневі зв'язки. Часто їх розглядають як частковий випадок координаційного зв'язку, де акцептором електронної пари виступає протонізований значною мірою атом H, що зв'язується з електронегативними атомами N, P, O, S, Hal, відомі також інші водневі зв'язки. Наприклад, C—H…C=C, N—H…N, P—H…P, O—H…O, S—H…S, Hal—H…Hal (галоген). Енергія дисоціації таких зв'язків змінюється в широких межах CH…O чи OH…C=C (2—20 кДж моль−1), OH…O (20—40 кДж моль−1), йонний водневий зв'язок(40—190 кДж моль−1). Типовими довжинами таких зв'язків є: NH…O 1,80 до 2,00 A, OH…O дещо коротший (1,60 до 1,80 A).

В останні роки, крім класичного водневого зв'язку, виділяють слабкий водневий зв'язок, сильний водневий зв'язок та симетричний водневий зв'язок.

Встановлено, що найсильнішим є лінійний водневий зв'язок — атом H та обидва акцепторні атоми знаходяться на одній лінії.

Із встановленням наявності водневого зв'язку в структурі речовини пов'язані певні труднощі, оскільки атом водню важко локалізувати за допомогою стандартного рентгеноструктурного аналізу через його надзвичайно малу відносну масу. Існує кілька критеріїв встановлення водневого зв'язку:

  1. структурний (за скороченими відстанями між електронегативними атомами та характерними валентними кутами);
  2. спектроскопічний (за низькочастотним зсувом та уширенням смуг поглинання в ІЧ спектрах, що відповідають зв'язкам E-H; за уширенням піків в 1H ЯМР спектрах).

Асиметричний водневий зв'язок ред.

Водневий зв'язок X…H…Y між атомом H, зв'язаним хімічним зв'язком з електронегативним атомом X, та атомом Y, що є також електронегативним, у випадку, коли віддалі X…H та H…Y є різними. Це зокрема водневі зв'язки у воді, карбонових кислотах.

Внутрішньомолекулярний водневий зв'язок ред.

Водневий зв'язок, в якому атом H є зв'язаним з двома (найчастіше) гетероатомами однієї молекули. У ненасичених системах атом H може замикати 6π-псевдоароматичну електронну оболонку, виступаючи в системі елетронодефіцитним містком — такі ароматичні H-зв'язки особливо стабільні та часто надають речовині особливих властивостей, наприклад, аномальні Стоксові зсуви у люмінофорах.

Міжмолекулярний водневий зв'язок ред.

Водневий зв'язок, в якому атом H зв'язаний з двома (найчастіше) гетероатомами різних молекул. Міцність його залежить від кислотних властивостей протонодонорного й основних властивостей протоноакцепторного атомів.

Див. також ред.

Примітки ред.

  1. Møller, Kristian H., Hansen, Anne S., Kjaergaard, Henrik G. Gas Phase Detection of the NH–P Hydrogen Bond and Importance of Secondary Interactions // J. Phys. Chem. A. — 2015. — Т. 119, вип. 44 (31 січня). — С. 10988–10998. — DOI:10.1021/acs.jpca.5b08358. (англ.)
  2. Pure and Applied Chemistry. Т. 56, № 11. 1 січня 1984. с. iv. ISSN 1365-3075. doi:10.1351/pac19845611iv http://dx.doi.org/10.1351/pac19845611iv. Процитовано 26 грудня 2021.  {{cite news}}: Пропущений або порожній |title= (довідка)
  3. Nelson D.L., Cox M.M. (2008). Lehninger Principles of Biochemistry (вид. 5th). W. H. Freeman. с. 44. ISBN 978-0-7167-7108-1. 

Джерела ред.