Przegląd literatury. Wiązania wodorowe Najważniejsze czynniki utleniające i redukujące

Złożone połączenia. Teoria Wernera. Rola w organizmie żywym.

Dysocjacja związków złożonych. Stała niestabilności jonów zespolonych.

Wiązania chemiczne w związkach złożonych (przykłady).

W krystalicznych związkach kompleksowych z naładowanymi kompleksami, połączenie między kompleksem a jonami sfery zewnętrznej joński, połączenia pomiędzy pozostałymi cząstkami sfery zewnętrznej – międzycząsteczkowy(w tym wodorowe). W najbardziej złożonych cząstkach występują wiązania pomiędzy atomem centralnym a ligandami kowalencyjny. Wszystkie lub ich część kształtują się według mechanizmu dawca-akceptor (w konsekwencji – ze zmianą obciążeń formalnych). W najmniej stabilnych kompleksach (na przykład w wodnych kompleksach pierwiastków alkalicznych i ziem alkalicznych, a także amoniaku) ligandy są utrzymywane przez przyciąganie elektrostatyczne. Wiązanie w złożonych cząstkach jest często nazywane wiązaniem donor-akceptor lub wiązaniem koordynacyjnym.

Reakcje redoks. Rodzaje reakcji redoks.

Rodzaje reakcji redoks:

1) Międzycząsteczkowy- reakcje, podczas których w cząsteczkach różnych substancji znajdują się atomy utleniające i redukujące, np.:

H2S + Cl2 → S + 2HCl

2) Wewnątrzcząsteczkowy- reakcje, w których w cząsteczkach tej samej substancji występują atomy utleniające i redukujące, np.:

2H 2O → 2H 2 + O 2

3) Dysproporcja(autoutlenianie-samonaprawa) - reakcje, w których ten sam pierwiastek pełni jednocześnie funkcję utleniacza i reduktora, np.:

Cl2 + H2O → HClO + HCl

4)Reproporcjonacja- reakcje, w których jeden stopień utlenienia otrzymuje się z dwóch różnych stopni utlenienia tego samego pierwiastka, np.:

NH 4NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Najważniejsze utleniacze i reduktory. Dualizm redoks.

Konserwatorzy	Utleniacze
Metale	Halogeny
Wodór	Nadmanganian potasu (KMnO 4)
Węgiel	Manganian potasu (K 2 MnO 4)
Tlenek węgla(II) (CO)	Tlenek manganu (IV) (MnO 2)
Siarkowodór (H 2 S)	Dichromian potasu (K 2 Cr 2 O 7)
Tlenek siarki(IV) (SO2)	Chromian potasu (K 2 CrO 4)
Kwas siarkawy H 2 SO 3 i jego sole	Kwas azotowy (HNO 3)
Kwasy halogenowodorowe i ich sole	Kwas siarkowy (H 2 SO 4) stęż.
Kationy metali na niższych stopniach utlenienia: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3	Tlenek miedzi(II) (CuO)
Kwas azotawy HNO 2	Tlenek ołowiu(IV) (PbO2)
Amoniak NH3	Tlenek srebra (Ag 2 O)
Hydrazyna NH2NH2	Nadtlenek wodoru (H 2 O 2)
Tlenek azotu (II) (NO)	Chlorek żelaza(III) (FeCl 3)
Katoda podczas elektrolizy	Sól Bertholleta (KClO 3)
Metale	Anoda podczas elektrolizy

Wiązania wodorowe nie są charakterystyczne dla wody. Tworzą się łatwo pomiędzy dowolnym atomem elektroujemnym (zwykle tlenu lub azotu) a atomem wodoru kowalencyjnie związanym z innym atomem elektroujemnym w tej samej lub innej cząsteczce (Rysunek 4.3). Atomy wodoru kowalencyjnie związane z atomami o wysokiej elektroujemności, takimi jak tlen, zawsze noszą częściowe ładunki dodatnie i dlatego są zdolne do tworzenia wiązań wodorowych, podczas gdy atomy wodoru kowalencyjnie związane z atomami węgla, które nie są elektroujemne, nie przenoszą częściowych ładunków dodatnich i dlatego nie są w stanie tworzą wiązania wodorowe. To właśnie ta różnica powoduje, że alkohol butylowy w cząsteczce, którego jeden z atomów wodoru jest związany z tlenem i w ten sposób może tworzyć wiązanie wodorowe z inną cząsteczką alkoholu butylowego, ma stosunkowo wysoką temperaturę wrzenia (+117°C) . Wręcz przeciwnie, butan, który nie jest zdolny do tworzenia międzycząsteczkowych wiązań wodorowych, ponieważ wszystkie atomy wodoru w jego cząsteczkach są związane z węglem, ma niską temperaturę wrzenia (- 0,5 ° C).

Niektóre przykłady biologicznie ważnych wiązań wodorowych pokazano na ryc. 4-4.

Ryż. 4-3. Wiązania wodorowe. W tego typu wiązaniu atom wodoru jest nierównomiernie rozmieszczony pomiędzy dwoma atomami elektroujemnymi. A z którym wodór jest związany kowalencyjnie, służy jako donor wodoru, a elektroujemny atom innej cząsteczki służy jako akceptor. W układach biologicznych atomami elektroujemnymi biorącymi udział w tworzeniu wiązań wodorowych są tlen i azot; atomy węgla biorą udział w tworzeniu wiązań wodorowych tylko w rzadkich przypadkach. Odległość między dwoma elektroujemnymi agomami połączonymi wiązaniem wodorowym waha się od 0,26 do 0,31 nm. Poniżej przedstawiono typowe typy wiązań wodorowych.

Jedną z charakterystycznych cech wiązań wodorowych jest to, że są one najsilniejsze w przypadkach, gdy wzajemna orientacja połączonych ze sobą cząsteczek zapewnia maksymalną energię oddziaływania elektrostatycznego (Rys. 4-5). Innymi słowy, wiązanie wodorowe charakteryzuje się pewną orientacją i w rezultacie jest w stanie utrzymać zarówno cząsteczki, jak i grupy z nim związane, w określonej wzajemnej orientacji. Poniżej przekonamy się, że to właśnie ta właściwość wiązań wodorowych przyczynia się do stabilizacji ściśle określonych struktur przestrzennych charakterystycznych dla cząsteczek białek i kwasów nukleinowych zawierających dużą liczbę wewnątrzcząsteczkowych wiązań wodorowych (rozdziały 7, 8 i 27).

Pojęcie wiązania wodorowego

Atom wodoru związany z atomem silnie elektroujemnym (tlen, fluor, chlor, azot) może oddziaływać z samotną parą elektronów innego silnie elektroujemnego atomu tej lub innej cząsteczki, tworząc słabe dodatkowe wiązanie - wiązanie wodorowe. W takim przypadku można ustalić równowagę

Obrazek 1.

Pojawienie się wiązania wodorowego jest z góry określone przez wyłączność atomu wodoru. Atom wodoru jest znacznie mniejszy niż inne atomy. Utworzona przez niego chmura elektronów i atom elektroujemny są silnie przesunięte w stronę tego ostatniego. W rezultacie jądro wodoru pozostaje słabo osłonięte.

Atomy tlenu grup hydroksylowych dwóch cząsteczek kwasów karboksylowych, alkoholi lub fenoli mogą zbliżać się do siebie w wyniku tworzenia wiązań wodorowych.

Ładunek dodatni jądra atomu wodoru i ładunek ujemny innego atomu elektroujemnego przyciągają się. Energia ich oddziaływania jest porównywalna z energią poprzedniego wiązania, zatem proton jest związany z dwoma atomami jednocześnie. Wiązanie z drugim atomem elektroujemnym może być silniejsze niż wiązanie pierwotne.

Proton może przemieszczać się z jednego atomu elektroujemnego na drugi. Bariera energetyczna dla takiego przejścia jest niewielka.

Wiązania wodorowe należą do wiązań chemicznych o średniej sile, ale jeśli takich wiązań jest dużo, to przyczyniają się do powstawania silnych struktur dimerycznych lub polimerowych.

Przykład 1

Tworzenie wiązania wodorowego w $\alfa $-helikalnej strukturze kwasu dezoksyrybonukleinowego, diamentowej strukturze krystalicznego lodu itp.

Dodatni koniec dipola w grupie hydroksylowej znajduje się przy atomie wodoru, zatem przez wodór można utworzyć wiązanie z anionami lub atomami elektroujemnymi zawierającymi wolne pary elektronów.

W prawie wszystkich innych grupach polarnych dodatni koniec dipola znajduje się wewnątrz cząsteczki i dlatego jest trudno dostępny w celu wiązania. W kwasach karboksylowych $(R=RCO)$, alkoholach $(R=Alk)$, fenolach $(R=Ar)$ dodatni koniec dipola $OH$ znajduje się na zewnątrz cząsteczki:

Przykłady znalezienia dodatniego końca dipola $C-O, S-O, P-O$ wewnątrz cząsteczki:

Rysunek 2. Aceton, sulfotlenek dimetylu (DMSO), heksametylofosfortriamid (HMPTA)

Ponieważ nie ma przeszkód sterycznych, wiązanie wodorowe jest łatwe do utworzenia. O jego sile decyduje głównie fakt, że ma on przeważnie charakter kowalencyjny.

Zwykle obecność wiązania wodorowego jest zaznaczona linią przerywaną pomiędzy donorem i akceptorem, na przykład w alkoholach

Rysunek 3.

Zazwyczaj odległość między dwoma atomami tlenu i wiązaniem wodorowym jest mniejsza niż suma promieni van der Waalsa atomów tlenu. Musi istnieć wzajemne odpychanie się powłok elektronowych atomów tlenu. Jednakże siły odpychające są pokonywane przez siłę wiązania wodorowego.

Charakter wiązania wodorowego

Wiązanie wodorowe ma charakter elektrostatyczny i ma charakter donorowo-akceptorowy. Główną rolę w tworzeniu energii wiązań wodorowych odgrywają oddziaływania elektrostatyczne. W tworzeniu międzycząsteczkowego wiązania wodorowego biorą udział trzy atomy, które znajdują się prawie na tej samej linii prostej, ale odległości między nimi są różne. (wyjątkiem jest połączenie $F-H\cdots F-$).

Przykład 2

Dla międzycząsteczkowych wiązań wodorowych w lodzie, $-O-H\cdots OH_2$, odległość $O-H$ wynosi 0,097$ nm, a odległość $H\cdots O$ wynosi 0,179$ nm.

Energia większości wiązań wodorowych mieści się w przedziale 10-40 $ kJ/mol i jest to znacznie mniej niż energia wiązania kowalencyjnego lub jonowego. Często można zaobserwować, że siła wiązań wodorowych wzrasta wraz z kwasowością donora i zasadowością akceptora protonów.

Znaczenie międzycząsteczkowego wiązania wodorowego

Wiązania wodorowe odgrywają znaczącą rolę w manifestowaniu się właściwości fizycznych i chemicznych związku.

Wiązania wodorowe mają następujący wpływ na związki:

Wewnątrzcząsteczkowe wiązania wodorowe

W przypadkach, gdy możliwe jest zamknięcie pierścienia sześcioczłonowego lub pięcioczłonowego, powstają wewnątrzcząsteczkowe wiązania wodorowe.

Obecność wewnątrzcząsteczkowych wiązań wodorowych w aldehydzie salicylowym i o-nitrofenolu jest przyczyną różnicy ich właściwości fizycznych w stosunku do odpowiednich meta- I para- izomery.

$o$-Hydroksybenzaldehyd lub aldehyd salicylowy $(A)$ i $o$-nitrofenol (B) nie tworzą związków międzycząsteczkowych, dlatego mają niższą temperaturę wrzenia. Są słabo rozpuszczalne w wodzie, ponieważ nie biorą udziału w tworzeniu międzycząsteczkowych wiązań wodorowych z wodą.

Rysunek 5.

$o$-Nitrofenol jest jedynym z trzech izomerycznych przedstawicieli nitrofenoli zdolnym do destylacji z parą wodną. Właściwość ta stanowi podstawę do jego wyodrębnienia z mieszaniny izomerów nitrofenolu, która powstaje w wyniku nitrowania fenoli.

Wiązania wodorowe to specyficzne wiązania utworzone przez atom H, który występuje w grupach OH, NH, FH, ClH i czasami SH, a H wiąże te grupy z nasyconymi wartościowością atomami N2, O2 i F.

Wiązania wodorowe decydują o budowie i właściwościach wody, jako najważniejszego i podstawowego rozpuszczalnika w układach biologicznych. Wiązania wodorowe biorą udział w tworzeniu makrocząsteczek, biopolimerów, a także wiązań z małymi cząsteczkami.

Uwoda = 4-29 kJ/mol

Główny wkład w wiązania wodorowe pochodzi z oddziaływań elektrostatycznych, ale nie ograniczają się one do nich. Proton porusza się po linii prostej łączącej atomy elektroujemne i podlega różnym wpływom tych atomów.

Ten wykres jest przypadkiem szczególnym, zależnością pomiędzy N-H...N i N...H-N. R to odległość między oddziałującymi cząstkami. 2 minima energii swobodnej znajdują się w pobliżu pierwszego lub drugiego oddziałującego atomu N.

Wodór komunikacja-konkretny połączenie, który jest tworzony przez atom H, który znajduje się w grupach OH, NH, FH, ClH i czasami SH, a H wiąże te grupy z nasyconymi wartościowością atomami N2, O2 i F.

Wodór połączenie I jej rola V biologiczny systemy. Wodór komunikacja-konkretny połączenie, który jest tworzony przez atom H znajdujący się w grupie.

Wodór połączenie I jej rola V biologiczny systemy.
Ona zbudowane w postaci sieci cząsteczek włóknistych białek, wśród których znaczna jest rola odgrywa alfa-aktyninę.

Wodór połączenie I jej rola V biologiczny systemy. Wodór komunikacja-konkretny połączenie

Wodór połączenie I jej rola V biologiczny systemy. Wodór komunikacja-konkretny połączenie, który jest tworzony przez atom H, znajdujący się w grupach OH, ... więcej ».

Wodór połączenie I jej rola V biologiczny systemy. Wodór komunikacja-konkretny połączenie, który jest tworzony przez atom H, znajdujący się w grupach OH, ... więcej ».

Rola V biologiczny systemy.
wodór połączenie Chemiczny komunikacja

2) międzycząsteczkowe, jeśli atomy EA i EV znajdują się w różnych cząsteczkach. Wewnątrzcząsteczkowy wodór komunikacja grać najważniejsze biologiczny rola, ponieważ określają na przykład helikalną strukturę polimerycznych cząsteczek białek.

Mechanizmy transferu wahadłowego wodór. dom rola Cykl TCA polega na tworzeniu dużej ilości ATP.
W tym transporcie system wodór z cytoplazmatycznego NAD jest przenoszony do mitochondrialnego NAD, w związku z czym w mitochondriach powstają 3 cząsteczki ATP i...

Rola dyfuzja w procesach przenoszenia substancji V biologiczny systemy.
Międzycząsteczkowe i wewnątrzcząsteczkowe wodór połączenie Chemiczny komunikacja w cząsteczkach występuje zazwyczaj bardzo pro... więcej ».

Znaleziono podobne strony:10

Treść artykułu

WIĄZANIE WODOROWE(Wiązanie H) to szczególny rodzaj oddziaływania pomiędzy grupami reaktywnymi, przy czym jedna z grup zawiera atom wodoru podatna na takie oddziaływanie. Wiązania wodorowe to zjawisko globalne, które obejmuje całą chemię. W przeciwieństwie do zwykłych wiązań chemicznych, wiązanie H nie powstaje w wyniku ukierunkowanej syntezy, ale powstaje samo w odpowiednich warunkach i objawia się w postaci oddziaływań międzycząsteczkowych lub wewnątrzcząsteczkowych.

Cechy wiązania wodorowego.

Charakterystyczną cechą wiązania wodorowego jest jego stosunkowo niska wytrzymałość, jego energia jest 5–10 razy mniejsza niż energia wiązania chemicznego. Pod względem energii zajmuje pozycję pośrednią pomiędzy wiązaniami chemicznymi a oddziaływaniami van der Waalsa, czyli tymi, które utrzymują cząsteczki w fazie stałej lub ciekłej.

W tworzeniu wiązania H decydującą rolę odgrywa elektroujemność atomów uczestniczących w wiązaniu - zdolność do przyciągania elektronów wiązania chemicznego z atomu partnera uczestniczącego w tym wiązaniu. W rezultacie na atomie A pojawia się częściowy ładunek ujemny d- o zwiększonej elektroujemności, a na atomie partnera ładunek dodatni d+, a wiązanie chemiczne ulega polaryzacji: A d- –H d+.

Powstały częściowy ładunek dodatni na atomie wodoru pozwala mu przyciągnąć inną cząsteczkę, również zawierającą element elektroujemny, dlatego też oddziaływania elektrostatyczne w głównej mierze przyczyniają się do powstania wiązania wodorowego.

W tworzeniu wiązania H biorą udział trzy atomy, dwa elektroujemne (A i B) oraz znajdujący się pomiędzy nimi atom wodoru H. Strukturę takiego wiązania można przedstawić następująco: B···H d+ –A d- ( wiązanie wodorowe jest zwykle zaznaczone linią przerywaną). Atom A, chemicznie związany z H, nazywany jest donorem protonu (łac. donare – dawaj, daruj), a B jest jego akceptorem (łac. akceptor – odbiorca). Najczęściej nie ma prawdziwej „donacji”, a H pozostaje chemicznie związany z A.

Niewiele jest atomów donorowych A dostarczających H do tworzenia wiązań H, praktycznie tylko trzy: N, O i F, a jednocześnie zbiór atomów akceptorowych B jest bardzo szeroki.

Samo pojęcie i termin „wiązanie wodorowe” wprowadzili W. Latimer i R. Rodebush w 1920 r. w celu wyjaśnienia wysokich temperatur wrzenia wody, alkoholi, ciekłego HF i niektórych innych związków. Porównując temperatury wrzenia pokrewnych związków H 2 O, H 2 S, H 2 Se i H 2 Te zauważyli, że pierwszy element tego szeregu – woda – wrze znacznie wyżej, niż wynikało to ze wzoru utworzonego przez pozostałe składniki z serii. Z tego wzoru wynikało, że woda powinna wrzeć o 200°C niżej niż obserwowana wartość rzeczywista.

Dokładnie takie samo odchylenie obserwuje się dla amoniaku w szeregu pokrewnych związków: NH 3, H 3 P, H 3 As, H 3 Sb. Jego rzeczywista temperatura wrzenia (–33°C) jest o 80°C wyższa niż oczekiwano.

Kiedy ciecz wrze, niszczone są tylko interakcje van der Waalsa, czyli te, które utrzymują cząsteczki w fazie ciekłej. Jeśli temperatury wrzenia są nieoczekiwanie wysokie, wówczas cząsteczki są dodatkowo wiązane przez inne siły. W tym przypadku są to wiązania wodorowe.

Podobnie podwyższona temperatura wrzenia alkoholi (w porównaniu do związków, które nie zawierają grupy -OH) jest wynikiem tworzenia się wiązań wodorowych.

Obecnie metody spektralne (najczęściej spektroskopia w podczerwieni) zapewniają niezawodną metodę wykrywania wiązań wodorowych. Charakterystyki widmowe grup AN połączonych wiązaniami wodorowymi różnią się znacznie od przypadków, w których takiego wiązania nie ma. Ponadto, jeśli badania strukturalne wykażą, że odległość między atomami B – H jest mniejsza niż suma promieni van der Waalsa, wówczas obecność wiązania H uznaje się za ustaloną.

Oprócz podwyższonej temperatury wrzenia, wiązania wodorowe objawiają się również podczas tworzenia krystalicznej struktury substancji, zwiększając jej temperaturę topnienia. W strukturze krystalicznej lodu wiązania H tworzą trójwymiarową sieć, w której cząsteczki wody są ułożone w taki sposób, że atomy wodoru jednej cząsteczki są skierowane w stronę atomów tlenu sąsiednich cząsteczek:

Kwas borowy B(OH) 3 ma warstwową strukturę krystaliczną, każda cząsteczka jest połączona wiązaniami wodorowymi z trzema innymi cząsteczkami. Upakowanie cząsteczek w warstwie tworzy wzór parkietu złożony z sześciokątów:

Większość substancji organicznych jest nierozpuszczalna w wodzie, a naruszenie tej zasady następuje najczęściej na skutek interferencji wiązań wodorowych.

Głównymi donorami protonów są tlen i azot, które przejmują funkcję atomu A w omawianej wcześniej triadzie B··H d+ –A d-. Najczęściej pełnią rolę akceptorów (atom B). Dzięki temu niektóre substancje organiczne zawierające O i N jako atom B mogą rozpuszczać się w wodzie (rolę atomu A pełni w wodzie tlen). Wiązania wodorowe pomiędzy materią organiczną a wodą pomagają „rozdzielić” cząsteczki materii organicznej i przenieść ją do roztworu wodnego.

Istnieje praktyczna zasada: jeśli substancja organiczna zawiera nie więcej niż trzy atomy węgla na atom tlenu, to jest łatwo rozpuszczalna w wodzie:

Benzen jest bardzo słabo rozpuszczalny w wodzie, ale jeśli zastąpimy jedną grupę CH przez N, otrzymamy pirydynę C 5 H 5 N, która miesza się z wodą w dowolnym stosunku.

Wiązania wodorowe mogą objawiać się także w roztworach niewodnych, gdy na wodorze pojawia się częściowy ładunek dodatni, a w pobliżu znajduje się cząsteczka zawierająca „dobry” akceptor, zwykle tlen. Na przykład chloroform HCl 3 rozpuszcza kwasy tłuszczowe, a acetylen HCєCH jest rozpuszczalny w acetonie:

Fakt ten znalazł ważne zastosowanie techniczne; acetylen pod ciśnieniem jest bardzo wrażliwy na lekkie wstrząsy i łatwo eksploduje, a jego roztwór w acetonie pod ciśnieniem jest bezpieczny w użyciu.

Wiązania wodorowe odgrywają ważną rolę w polimerach i biopolimerach. W celulozie, głównym składniku drewna, grupy hydroksylowe zlokalizowane są w postaci grup bocznych łańcucha polimerowego złożonego z fragmentów cyklicznych. Pomimo stosunkowo słabej energii każdego pojedynczego wiązania wodorowego, ich oddziaływanie w całej cząsteczce polimeru prowadzi do tak silnych oddziaływań międzycząsteczkowych, że rozpuszczenie celulozy staje się możliwe tylko przy użyciu egzotycznego, silnie polarnego rozpuszczalnika - odczynnika Schweitzera (kompleks amoniaku wodorotlenku miedzi).

W poliamidach (nylonie, nylonie) wiązania H powstają pomiędzy grupami karbonylową i aminową >C=O···H–N

Prowadzi to do powstawania obszarów krystalicznych w strukturze polimeru i wzrostu jego wytrzymałości mechanicznej.

To samo dzieje się w przypadku poliuretanów, które mają strukturę zbliżoną do poliamidów:

NH-C(O)O-(CH 2) 4 -OC(O)-NH-(CH 2) n -NH-C(O)O-

Tworzenie się obszarów krystalicznych i późniejsze wzmacnianie polimeru następuje w wyniku tworzenia wiązań wodorowych pomiędzy grupami karbonylowymi i aminowymi >C=O···H–N<.>

W podobny sposób łączą się równolegle ułożone łańcuchy polimerowe w białkach, ale wiązania H zapewniają również cząsteczkom białka inny sposób upakowania - w postaci spirali, podczas gdy zwoje helisy są zabezpieczone tymi samymi wiązaniami wodorowymi, co powstają pomiędzy grupami karbonylową i aminową:

Cząsteczka DNA zawiera całą informację o konkretnym żywym organizmie w postaci naprzemiennych fragmentów cyklicznych zawierających grupy karbonylowe i aminowe. Istnieją cztery rodzaje takich fragmentów: adenina, tymina, cytozyna i guanina. Umieszczone są w postaci bocznych wisiorków wzdłuż całej cząsteczki polimeru DNA. Kolejność naprzemienności tych fragmentów określa indywidualność każdej żywej istoty.W przypadku sparowania oddziaływanie grup karbonylowych C=O i grup aminowych NH, a także grup aminowych NH i atomów azotu niezawierających wodoru, tworzy wiązania H; to właśnie w nich znajdują się dwie cząsteczki DNA w postaci dobrze znanych podwójnych spiral:

Kompleksy niektórych metali przejściowych mają skłonność do tworzenia wiązań wodorowych (jako akceptory protonów); W wiązaniu H najczęściej uczestniczą kompleksy metali z grup VI–VIII. Aby w niektórych przypadkach powstało takie wiązanie, niezbędny jest udział silnego donora protonów, na przykład kwasu trifluorooctowego. W pierwszym etapie (patrz rysunek poniżej) zachodzi wiązanie H z udziałem atomu metalu irydu (kompleks I), który pełni rolę akceptora B.

Następnie, gdy temperatura spadnie (od temperatury pokojowej do –50°C), proton przechodzi do metalu i pojawia się zwykłe wiązanie M–H. Wszystkie przemiany są odwracalne, w zależności od temperatury proton może przejść albo do metalu, albo do swojego dawcy – anionu kwasowego.

W drugim etapie metal (kompleks II) przyjmuje proton, a wraz z nim ładunek dodatni i staje się kationem. Tworzy się powszechny związek jonowy (taki jak NaCl). Jednak po przejściu do metalu proton zachowuje stałe przyciąganie do różnych akceptorów, w tym przypadku do anionu kwasowego. W rezultacie pojawia się wiązanie H (oznaczone gwiazdkami), dodatkowo zacieśniając parę jonową:

Atom wodoru może pełnić rolę atomu B, czyli akceptora protonów w przypadku, gdy skupi się na nim ładunek ujemny, realizuje się to w wodorkach metali: M d+ –H d-, związkach zawierających metal – wodór obligacja. Jeśli wodorek metalu reaguje z donorem protonów o umiarkowanej sile (na przykład fluorowanym pociera-butanol), powstaje wówczas niezwykły mostek diwodorowy, gdzie wodór tworzy ze sobą wiązanie H: M d+ –H d- ···H d+ –A d- :

Na pokazanym kompleksie linie w kształcie klina z pełnym wypełnieniem lub kreskowaniem krzyżowym wskazują wiązania chemiczne skierowane do wierzchołków ośmiościanu.

Michaił Lewicki