Literatür incelemesi. Hidrojen bağı En önemli oksitleyici ve indirgeyici maddeler

Karmaşık bağlantılar. Werner'in teorisi. Canlı bir organizmadaki rolü.

Karmaşık bileşiklerin ayrışması. Karmaşık iyonların kararsızlık sabiti.

Karmaşık bileşiklerde kimyasal bağlanma (örnekler).

Yüklü komplekslere sahip kristal kompleks bileşiklerde, kompleks ve dış küre iyonları arasındaki bağlantı iyonik, dış kürenin geri kalan parçacıkları arasındaki bağlantılar – moleküller arası(hidrojen olanlar dahil). Çoğu karmaşık parçacıkta merkez atom ile ligandlar arasında bağlar vardır. kovalent. Hepsi veya bir kısmı bağışçı-alıcı mekanizmasına göre oluşturulur (sonuç olarak - resmi ücretlerde bir değişiklikle). En az kararlı komplekslerde (örneğin, alkali ve alkali toprak elementlerinin yanı sıra amonyumun su komplekslerinde), ligandlar elektrostatik çekimle tutulur. Karmaşık parçacıklardaki bağlanmaya genellikle donör-alıcı veya koordinasyon bağı adı verilir.

Redoks reaksiyonları. Redoks reaksiyonlarının türleri.

Redoks reaksiyonlarının türleri:

1) Moleküller arası- farklı maddelerin moleküllerinde oksitleyici ve indirgeyici atomların bulunduğu reaksiyonlar, örneğin:

H 2 S + Cl 2 → S + 2HCl

2) Moleküliçi- aynı maddenin moleküllerinde oksitleyici ve indirgeyici atomların bulunduğu reaksiyonlar, örneğin:

2H 2 Ö → 2H 2 + Ö 2

3) Orantısızlık(oto-oksidasyon-kendi kendini iyileştirme) - aynı elementin hem oksitleyici madde hem de indirgeyici madde olarak hareket ettiği reaksiyonlar, örneğin:

Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl

4)yeniden orantılama- aynı elementin iki farklı oksidasyon durumundan bir oksidasyon durumunun elde edildiği reaksiyonlar, örneğin:

NH4NO3 → N20 + 2H20

En önemli oksitleyici ve indirgeyici maddeler. Redoks dualitesi.

Restoratörler	Oksitleyici maddeler
Metaller	Halojenler
Hidrojen	Potasyum permanganat (KMnO 4)
Kömür	Potasyum manganat (K 2 MnO 4)
Karbon(II) monoksit (CO)	Manganez (IV) oksit (MnO 2)
Hidrojen sülfür (H2S)	Potasyum dikromat (K 2 Cr 2 O 7)
Kükürt(IV) oksit (SO2)	Potasyum kromat (K 2 CrO 4)
Sülfürik asit H 2 SO 3 ve tuzları	Nitrik asit (HNO 3)
Hidrohalik asitler ve bunların tuzları	Sülfürik asit (H2S04) kons.
Düşük oksidasyon durumlarındaki metal katyonları: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3	Bakır(II) oksit (CuO)
Nitröz asit HNO 2	Kurşun(IV) oksit (PbO2)
Amonyak NH3	Gümüş oksit (Ag 2 O)
Hidrazin NH 2 NH 2	Hidrojen peroksit (H202)
Nitrik oksit (II) (NO)	Demir(III) klorür (FeCl3)
Elektroliz sırasında katot	Berthollet tuzu (KClO 3)
Metaller	Elektroliz sırasında anot

Hidrojen bağları suya özgü değildir. Herhangi bir elektronegatif atom (genellikle oksijen veya nitrojen) ile aynı veya başka bir moleküldeki başka bir elektronegatif atoma kovalent olarak bağlanan bir hidrojen atomu arasında kolaylıkla oluşurlar (Şekil 4-3). Oksijen gibi yüksek derecede elektronegatif atomlara kovalent olarak bağlanan hidrojen atomları her zaman kısmi pozitif yükler taşırlar ve bu nedenle hidrojen bağları oluşturabilirler; oysa elektronegatif olmayan karbon atomlarına kovalent olarak bağlanan hidrojen atomları kısmi pozitif yükler taşımazlar ve bu nedenle hidrojen bağları oluşturamazlar. hidrojen bağları oluşturur. Hidrojen atomlarından birinin oksijene bağlı olduğu ve dolayısıyla başka bir bütil alkol molekülü ile hidrojen bağı oluşturabilen moleküldeki bütil alkolün nispeten yüksek kaynama noktasına (+117 ° C) sahip olmasının nedeni de bu farklılıktır. . Aksine moleküllerindeki hidrojen atomlarının tamamı karbona bağlı olduğundan moleküller arası hidrojen bağları oluşturamayan bütan, düşük kaynama noktasına (-0,5°C) sahiptir.

Biyolojik olarak önemli hidrojen bağlarının bazı örnekleri Şekil 2'de gösterilmektedir. 4-4.

Pirinç. 4-3. Hidrojen bağları. Bu bağ türünde hidrojen atomu iki elektronegatif atom arasında eşit olmayan şekilde dağılmıştır. Ve hidrojenin kovalent olarak bağlandığı hidrojen donörü olarak görev yapar ve başka bir molekülün elektronegatif atomu bir alıcı olarak görev yapar. Biyolojik sistemlerde hidrojen bağlarının oluşumunda rol oynayan elektronegatif atomlar oksijen ve nitrojendir; karbon atomları yalnızca nadir durumlarda hidrojen bağlarının oluşumunda rol alır. Bir hidrojen bağıyla bağlanan iki elektronegatif agom arasındaki mesafe 0,26 ila 0,31 nm arasında değişir. Yaygın hidrojen bağı türleri aşağıda gösterilmiştir.

Hidrojen bağlarının karakteristik özelliklerinden biri, birbirine bağlı moleküllerin karşılıklı yöneliminin maksimum elektrostatik etkileşim enerjisini sağladığı durumlarda en güçlü olmalarıdır (Şekil 4-5). Başka bir deyişle, bir hidrojen bağı belirli bir yönelimle karakterize edilir ve sonuç olarak kendisiyle ilişkili hem molekülleri hem de grupları belirli bir karşılıklı yönelimde tutabilir. Aşağıda, çok sayıda molekül içi hidrojen bağı içeren protein moleküllerinin ve nükleik asitlerin kesin olarak tanımlanmış uzaysal yapılarının stabilizasyonuna katkıda bulunan şeyin tam olarak hidrojen bağlarının bu özelliği olduğunu göreceğiz (Bölüm 7, 8 ve 27).

Hidrojen bağı kavramı

Güçlü elektronegatif bir atoma (oksijen, flor, klor, nitrojen) bağlı bir hidrojen atomu, zayıf bir ek bağ - bir hidrojen bağı oluşturmak için bu veya başka bir molekülün başka bir güçlü elektronegatif atomunun yalnız elektron çifti ile etkileşime girebilir. Bu durumda bir denge kurulabilir.

Resim 1.

Bir hidrojen bağının görünümü, hidrojen atomunun ayrıcalığıyla önceden belirlenir. Hidrojen atomu diğer atomlardan çok daha küçüktür. Onun ve elektronegatif atomun oluşturduğu elektron bulutu güçlü bir şekilde ikincisine doğru kayar. Sonuç olarak hidrojen çekirdeği zayıf bir şekilde korunuyor.

İki molekül karboksilik asit, alkol veya fenolün hidroksil gruplarının oksijen atomları, hidrojen bağlarının oluşması nedeniyle birbirine yaklaşabilir.

Bir hidrojen atomunun çekirdeğindeki pozitif yük ile başka bir elektronegatif atomun üzerindeki negatif yük birbirini çeker. Etkileşimlerinin enerjisi önceki bağın enerjisiyle karşılaştırılabilir, dolayısıyla proton aynı anda iki atoma bağlanır. İkinci bir elektronegatif atoma olan bağ, orijinal bağdan daha güçlü olabilir.

Bir proton bir elektronegatif atomdan diğerine geçebilir. Böyle bir geçişin enerji bariyeri önemsizdir.

Hidrojen bağları orta kuvvetteki kimyasal bağlar arasındadır, ancak bu tür bağların sayısı çoksa güçlü dimerik veya polimerik yapıların oluşumuna katkıda bulunurlar.

örnek 1

Deoksiribonükleik asidin $\alpha $-sarmal yapısında, kristal buzun elmas benzeri yapısında vb. bir hidrojen bağının oluşması.

Hidroksil grubundaki dipolün pozitif ucu hidrojen atomundadır, dolayısıyla hidrojen yoluyla anyonlara veya yalnız elektron çifti içeren elektronegatif atomlara bir bağ oluşturulabilir.

Hemen hemen tüm diğer polar gruplarda, dipolün pozitif ucu molekülün içinde bulunur ve bu nedenle bağlanma için erişim zordur. Karboksilik asitlerde $(R=RCO)$, alkollerde $(R=Alk)$, fenollerde $(R=Ar)$, $OH$ dipolünün pozitif ucu molekülün dışında bulunur:

Bir molekül içindeki $C-O, S-O, P-O$ dipolünün pozitif ucunu bulma örnekleri:

Şekil 2. Aseton, dimetil sülfoksit (DMSO), heksametilfosfortriamid (HMPTA)

Sterik engeller olmadığından hidrojen bağının oluşması kolaydır. Gücü esas olarak doğada ağırlıklı olarak kovalent olması gerçeğiyle belirlenir.

Tipik olarak bir hidrojen bağının varlığı, örneğin alkollerde verici ve alıcı arasında noktalı bir çizgiyle gösterilir.

Figür 3.

Tipik olarak iki oksijen atomu ile bir hidrojen bağı arasındaki mesafe, oksijen atomlarının van der Waals yarıçaplarının toplamından daha azdır. Oksijen atomlarının elektron kabukları karşılıklı olarak itilmelidir. Ancak itici kuvvetler hidrojen bağının kuvvetiyle yenilir.

Hidrojen bağının doğası

Hidrojen bağının doğası elektrostatik ve verici-alıcı niteliktedir. Hidrojen bağı enerjisinin oluşumundaki ana rol elektrostatik etkileşim tarafından oynanır. Neredeyse aynı düz çizgide bulunan moleküller arası bir hidrojen bağının oluşumunda üç atom yer alır, ancak aralarındaki mesafeler farklıdır. ($F-H\cdots F-$ bağlantısı istisnadır).

Örnek 2

Buzdaki moleküller arası hidrojen bağları için $-O-H\cdots OH_2$, $O-H$ mesafesi 0,097$ nm ve $H\cdots O$ mesafesi 0,179$ nm'dir.

Çoğu hidrojen bağının enerjisi 10-40$ kJ/mol aralığındadır ve bu, kovalent veya iyonik bir bağın enerjisinden çok daha azdır. Donörün asitliği ve proton alıcısının bazlığı ile hidrojen bağlarının gücünün arttığı sıklıkla gözlemlenebilir.

Moleküller arası hidrojen bağının önemi

Hidrojen bağı, bir bileşiğin fiziksel ve kimyasal özelliklerinin ortaya çıkmasında önemli bir rol oynar.

Hidrojen bağlarının bileşikler üzerinde aşağıdaki etkileri vardır:

Molekül içi hidrojen bağları

Altı üyeli veya beş üyeli bir halkanın kapanmasının mümkün olduğu durumlarda molekül içi hidrojen bağları oluşur.

Salisilik aldehit ve o-nitrofenolde molekül içi hidrojen bağlarının varlığı, bunların fiziksel özelliklerindeki karşılık gelenlerden farklılığın nedenidir. meta Ve çift- izomerler.

$o$-Hidroksibenzaldehit veya salisilik aldehit $(A)$ ve $o$-nitrofenol (B), moleküller arası birleşikler oluşturmaz, dolayısıyla daha düşük kaynama noktalarına sahiptirler. Su ile moleküller arası hidrojen bağlarının oluşumuna katılmadıkları için suda çok az çözünürler.

Şekil 5.

$o$-Nitrofenol, nitrofenollerin üç izomerik temsilcisinden buharla damıtma kapasitesine sahip olan tek kişidir. Bu özellik, fenollerin nitrasyonu sonucu oluşan nitrofenol izomerlerinin bir karışımından izolasyonunun temelini oluşturur.

Hidrojen bağları, OH, NH, FH, ClH ve bazen SH gruplarında bulunan H atomu tarafından oluşturulan spesifik bir bağdır ve H, bu grupları değerlik doymuş N2, O2 ve F atomlarıyla bağlar.

Hidrojen bağları, biyolojik sistemlerdeki en önemli ve temel çözücü olan suyun yapısını ve özelliklerini belirler. Hidrojen bağları, makromoleküllerin, biyopolimerlerin ve ayrıca küçük moleküllerle bağların oluşumunda rol oynar.

Usu = 4-29 kJ/mol

Hidrojen bağlarına asıl katkı elektrostatik etkileşimlerden gelir, ancak bunlar bunlarla sınırlı değildir. Bir proton, elektronegatif atomları birbirine bağlayan düz bir çizgi boyunca hareket eder ve bu atomlardan farklı etkiler alır.

Bu grafik özel bir durumdur; N-H...N ve N...H-N arasındaki ilişkidir. R, etkileşen parçacıklar arasındaki mesafedir. 2 serbest enerji minimumu, etkileşime giren birinci veya ikinci N atomunun yakınında bulunur.

Hidrojen iletişim-özel bağlantı OH, NH, FH, ClH ve bazen de SH ve H gruplarında yer alan H atomunun oluşturduğu H atomu, bu grupları değerlik bakımından doymuş N2, O2 ve F atomlarına bağlar.

Hidrojen bağlantı Ve o rol V biyolojik sistemler. Hidrojen iletişim-özel bağlantı gruptaki H atomu tarafından oluşturulur.

Hidrojen bağlantı Ve o rol V biyolojik sistemler.
O aralarında önemli bir kısmın da bulunduğu protein fibriler moleküllerden oluşan bir ağ şeklinde inşa edilmiştir. rol alfa aktinin oynuyor.

Hidrojen bağlantı Ve o rol V biyolojik sistemler. Hidrojen iletişim-özel bağlantı

Hidrojen bağlantı Ve o rol V biyolojik sistemler. Hidrojen iletişim-özel bağlantı OH gruplarında yer alan H atomunun oluşturduğu ... devamı ».

Hidrojen bağlantı Ve o rol V biyolojik sistemler. Hidrojen iletişim-özel bağlantı OH gruplarında yer alan H atomunun oluşturduğu ... devamı ».

Rol V biyolojik sistemler.
hidrojen bağlantı Kimyasal iletişim

2) EA ve EV atomları farklı moleküllerdeyse moleküller arası. Moleküliçi hidrojen iletişim en önemlisini oyna biyolojik rolörneğin polimerik protein moleküllerinin sarmal yapısını belirledikleri için.

Mekik transfer mekanizmaları hidrojen. Ev rol TCA döngüsü büyük miktarda ATP oluşumudur.
Bu taşımada sistem hidrojen sitoplazmik NAD'den mitokondriyal NAD'a aktarılır, dolayısıyla mitokondride 3 ATP molekülü oluşur ve ...

Rol madde transfer süreçlerinde difüzyon V biyolojik sistemler.
Moleküller arası ve molekül içi hidrojen bağlantı Kimyasal iletişim Moleküllerde genellikle çok pro... devamı ».

Bulunan benzer sayfalar:10

Makalenin içeriği

HİDROJEN BAĞI(H-bağı), reaktif gruplar arasındaki özel bir etkileşim türüdür; gruplardan biri, bir hidrojen atomu içeren bu etkileşime eğilimlidir. Hidrojen bağı tüm kimyayı kapsayan küresel bir olgudur. Sıradan kimyasal bağların aksine, H-bağı hedeflenen sentez sonucu ortaya çıkmaz, uygun koşullar altında kendiliğinden ortaya çıkar ve moleküller arası veya molekül içi etkileşimler şeklinde kendini gösterir.

Hidrojen bağının özellikleri.

Hidrojen bağının ayırt edici bir özelliği nispeten düşük mukavemetidir, enerjisi kimyasal bağın enerjisinden 5-10 kat daha düşüktür. Enerji açısından, kimyasal bağlar ile molekülleri katı veya sıvı fazda tutan van der Waals etkileşimleri arasında bir ara pozisyonda bulunur.

Bir H bağının oluşumunda, bağa katılan atomların elektronegatifliği, kimyasal bağın elektronlarını bu bağa katılan ortak atomdan çekme yeteneği belirleyici bir rol oynar. Sonuç olarak, A atomunda artan elektronegatiflik ile kısmi bir negatif yük d- belirir ve ortak atomda pozitif bir d+ yükü belirir ve kimyasal bağ polarize olur: A d- –H d+.

Hidrojen atomunda ortaya çıkan kısmi pozitif yük, yine elektronegatif bir element içeren başka bir molekülü çekmesine izin verir, böylece elektrostatik etkileşimler, H bağının oluşumuna ana katkıyı sağlar.

Bir H bağının oluşumu üç atom, iki elektronegatif (A ve B) ve bunların arasında bulunan hidrojen atomu H'yi içerir; böyle bir bağın yapısı aşağıdaki gibi temsil edilebilir: B···H d+ –A d- ( bir hidrojen bağı genellikle noktalı çizgiyle gösterilir). H'ye kimyasal olarak bağlanan A atomuna proton donörü (Latince donare - ver, bağışla) denir ve B onun alıcısıdır (Latince alıcı - alıcı). Çoğu zaman gerçek bir "bağış" yoktur ve H, A'ya kimyasal olarak bağlı kalır.

H bağlarının oluşumu için H sağlayan çok sayıda donör A atomu yoktur; pratikte sadece üç tane vardır: N, O ve F, aynı zamanda B alıcı atomlarının kümesi de çok geniştir.

"Hidrojen bağı" kavramı ve terimi, 1920 yılında W. Latimer ve R. Rodebush tarafından suyun, alkollerin, sıvı HF'nin ve diğer bazı bileşiklerin yüksek kaynama noktalarını açıklamak için tanıtıldı. İlgili H2O, H2S, H2Se ve H2Te bileşiklerinin kaynama sıcaklıklarını karşılaştırdıklarında, bu serinin ilk üyesi olan suyun, geri kalan üyelerin oluşturduğu modelden çok daha yüksek bir sıcaklıkta kaynadığını fark ettiler. serinin. Bu modelden suyun gözlemlenen gerçek değerden 200 ° C daha düşük kaynaması gerektiği sonucu çıktı.

Bir dizi ilgili bileşikte amonyak için tam olarak aynı sapma gözlenir: NH3, H3P, H3As, H3Sb. Gerçek kaynama noktası (-33°C) beklenenden 80°C daha yüksektir.

Bir sıvı kaynadığında, yalnızca molekülleri sıvı fazda tutan van der Waals etkileşimleri yok edilir. Kaynama sıcaklıkları beklenmedik derecede yüksekse, sonuç olarak moleküller ek olarak başka kuvvetler tarafından da bağlanır. Bu durumda bunlar hidrojen bağlarıdır.

Benzer şekilde, alkollerin kaynama noktalarının artması (-OH grubu içermeyen bileşiklerle karşılaştırıldığında) hidrojen bağlarının oluşumunun sonucudur.

Şu anda, spektral yöntemler (çoğunlukla kızılötesi spektroskopi) H-bağlarını tespit etmek için güvenilir bir yol sağlamaktadır. Hidrojen bağlarıyla bağlanan AN gruplarının spektral özellikleri, böyle bir bağın bulunmadığı durumlardan önemli ölçüde farklıdır. Ayrıca yapısal çalışmalar B – H atomları arasındaki mesafenin van der Waals yarıçaplarının toplamından daha az olduğunu gösteriyorsa, bu durumda bir H bağının varlığının tespit edildiği kabul edilir.

Kaynama noktasının artmasının yanı sıra, bir maddenin kristal yapısının oluşumu sırasında hidrojen bağları da kendini göstererek erime noktasını arttırır. Buzun kristal yapısında H bağları, su moleküllerinin bir molekülün hidrojen atomları komşu moleküllerin oksijen atomlarına doğru yönlendirileceği şekilde düzenlendiği üç boyutlu bir ağ oluşturur:

Borik asit B(OH)3 katmanlı bir kristal yapıya sahiptir, her molekül hidrojen bağlarıyla diğer üç moleküle bağlanır. Moleküllerin bir katmanda paketlenmesi, altıgenlerden oluşan bir parke deseni oluşturur:

Çoğu organik madde suda çözünmez; bu kuralın ihlal edilmesi çoğunlukla hidrojen bağlarının müdahalesinin sonucudur.

Oksijen ve nitrojen protonların ana donörleridir; daha önce tartışılan B···H d+ –A d- üçlüsünde A atomunun işlevini üstlenirler. Çoğu zaman alıcı (atom B) olarak hareket ederler. Bu sayede B atomu olarak O ve N içeren bazı organik maddeler suda çözünebilmektedir (A atomunun rolünü sudaki oksijen oynar). Organik madde ile su arasındaki hidrojen bağları, organik maddenin moleküllerini “parçalamaya” ve onu sulu bir çözeltiye aktarmaya yardımcı olur.

Temel bir kural vardır: Bir organik madde, oksijen atomu başına üçten fazla karbon atomu içermiyorsa, suda kolayca çözünür:

Benzen suda çok az çözünür, ancak bir CH grubunu N ile değiştirirsek, suyla her oranda karışabilen piridin C5H5N elde ederiz.

Hidrojen bağları, hidrojen üzerinde kısmi bir pozitif yük göründüğünde ve yakınında "iyi" bir alıcı, genellikle oksijen içeren bir molekül olduğunda, sulu olmayan çözeltilerde de kendini gösterebilir. Örneğin, kloroform HCl3, yağ asitlerini çözer ve asetilen HCєCH, asetonda çözünür:

Bu gerçek önemli bir teknik uygulama alanı bulmuştur; basınç altındaki asetilen hafif şoklara karşı çok hassastır ve kolayca patlar ve basınç altındaki asetondaki çözeltisinin kullanımı güvenlidir.

Hidrojen bağları polimerlerde ve biyopolimerlerde önemli bir rol oynar. Ahşabın ana bileşeni olan selülozda hidroksil grupları, siklik parçalardan oluşan bir polimer zincirinin yan grupları şeklinde bulunur. Her bir H-bağının nispeten zayıf enerjisine rağmen, polimer molekülü boyunca etkileşimleri o kadar güçlü moleküller arası etkileşime yol açar ki, selülozun çözünmesi yalnızca egzotik, yüksek derecede polar bir çözücü - Schweitzer reaktifi (bakır hidroksitin amonyak kompleksi) kullanıldığında mümkün olur.

Poliamidlerde (naylon, naylon) karbonil ve amino grupları >C=O···H–N arasında H bağları oluşur

Bu, polimer yapısında kristal bölgelerin oluşmasına ve mekanik mukavemetinin artmasına neden olur.

Poliamidlere yakın bir yapıya sahip olan poliüretanlarda da aynı durum söz konusudur:

NH-C(O)O-(CH2)4-OC(O)-NH-(CH2)n-NH-C(O)O-

Kristal bölgelerin oluşumu ve ardından polimerin güçlendirilmesi, karbonil ve >C=O···H–N amino grupları arasında H bağlarının oluşması nedeniyle meydana gelir.<.>

Benzer şekilde, proteinlerdeki paralel olarak uzanan polimer zincirleri birleşir, ancak H-bağları aynı zamanda protein moleküllerine farklı bir paketleme yöntemi sağlar - spiral şeklinde, sarmalın dönüşleri ise aynı hidrojen bağlarıyla sabitlenir. karbonil ve amino grupları arasında ortaya çıkar:

DNA molekülü, belirli bir canlı organizma hakkındaki tüm bilgileri, karbonil ve amino gruplarını içeren dönüşümlü siklik parçalar biçiminde içerir. Bu tür parçaların dört türü vardır: adenin, timin, sitozin ve guanin. Tüm DNA polimer molekülü boyunca yanal kolye şeklinde bulunurlar. Bu parçaların değişim sırası, her canlının bireyselliğini belirler.Eşleştiğinde, karbonil C=O ve NH'nin amino gruplarının yanı sıra NH'nin amino grupları ve hidrojen içermeyen nitrojen atomlarının etkileşimi H bağları oluşturur; iyi bilinen çift sarmal biçiminde iki DNA molekülünü tutanlar onlardır:

Bazı geçiş metallerinin kompleksleri H bağları oluşturmaya eğilimlidir (proton alıcıları olarak); VI-VIII gruplarının metal komplekslerinin H-bağına katılması muhtemeldir. Bazı durumlarda böyle bir bağın ortaya çıkabilmesi için trifloroasetik asit gibi güçlü bir proton donörünün katılımı gereklidir. İlk aşamada (aşağıdaki şekle bakınız), alıcı B rolünü oynayan iridyum metal atomunun (kompleks I) katılımıyla bir H bağı oluşur.

Daha sonra sıcaklık düştüğünde (oda sıcaklığından -50° C'ye) proton metale geçer ve olağan M-H bağı ortaya çıkar. Tüm dönüşümler tersine çevrilebilir; sıcaklığa bağlı olarak proton ya metale ya da donörüne (asit anyonu) hareket edebilir.

İkinci aşamada metal (kompleks II) bir protonu ve onunla birlikte pozitif yükü kabul ederek katyon haline gelir. Ortak bir iyonik bileşik (NaCl gibi) oluşur. Bununla birlikte, metale geçtikten sonra proton, çeşitli alıcılara, bu durumda asit anyonuna karşı sürekli çekiciliğini korur. Sonuç olarak, iyon çiftini daha da sıkılaştıran bir H bağı belirir (yıldızlarla işaretlenmiştir):

Hidrojen atomu, üzerinde negatif bir yükün yoğunlaşması durumunda proton alıcısı olan B atomunun rolüne katılabilir; bu, metal hidritlerde gerçekleştirilir: M d+ –H d-, metal içeren bileşikler – hidrojen bağlamak. Bir metal hidrit, orta kuvvette bir proton donörüyle (örneğin, florlanmış) reaksiyona girerse ovalar-butanol), daha sonra hidrojenin kendisiyle bir H-bağı oluşturduğu sıra dışı bir dihidrojen köprüsü ortaya çıkar: M d+ –H d- ···H d+ –A d-:

Gösterilen komplekste, katı dolgulu veya çapraz taramalı kama şeklindeki çizgiler, oktahedronun köşelerine yönelik kimyasal bağları gösterir.

Mihail Levitsky