Wat is een waterstofbinding?Een veel voorkomend voorbeeld van deze relatie is gewoon water (H2O). Vanwege het feit dat het zuurstofatoom (O) meer elektronegatief is dan twee waterstofatomen (H), lijkt het bindende elektronen van de waterstofatomen weg te trekken. Als gevolg van het ontstaan van een dergelijke covalente polaire binding wordt een dipool gevormd. Een zuurstofatoom krijgt een niet erg grote negatieve lading en waterstofatomen - een kleine positieve lading, die wordt aangetrokken door de elektronen (hun enige paar) op het zuurstofatoom van een naburig H2O-molecuul (d.w.z. water). We kunnen dus zeggen dat de waterstofbinding de gegenereerde aantrekkingskracht is tussen het waterstofatoom en het elektronegatieve atoom. Een belangrijk kenmerk van een waterstofatoom is dat wanneer de bindende elektronen worden aangetrokken, de kern wordt blootgesteld (dat wil zeggen een proton dat niet door andere elektronen wordt afgeschermd). En hoewel de waterstofbinding zwakker is dan de covalente binding, is het het die een aantal afwijkende eigenschappen van H2O (water) bepaalt.
Meestal wordt deze binding gevormd met de deelname van atomen.de volgende elementen: zuurstof (O), stikstof (N) en fluor (F). Dit komt door het feit dat de atomen van deze elementen klein zijn en worden gekenmerkt door een hoge elektronegativiteit. Met grotere atomen (zwavel S of chloor Cl) is de gevormde waterstofbinding zwakker, ondanks het feit dat deze elementen in termen van elektronegativiteit vergelijkbaar zijn met N (d.w.z. stikstof).
Er zijn twee soorten waterstofbruggen:
1. Waterstof intermoleculaire binding - verschijnt tussen twee moleculen, bijvoorbeeld: methanol, ammoniak, waterstoffluoride.
2. Intramoleculaire waterstofbinding - verschijnt in één molecuul, bijvoorbeeld: 2-nitrofenol.
Ook is er op dit moment een mening dat de waterstofbinding zwak en sterk is. Ze verschillen van elkaar in energie en bindingslengte (afstand tussen atomen):
1. Waterstofbindingen zijn zwak. Energie - 10-30 kJ / mol, bindingslengte - 30. Alle hierboven genoemde stoffen zijn voorbeelden van normale of zwakke waterstofbindingen.
2. Waterstofbindingen zijn sterk.Energie - 400 kJ / mol, lengte - 23-24. Experimentele gegevens geven aan dat sterke bindingen worden gevormd in de volgende ionen: ion-waterstof difluoride [FHF] -, ionen-gehydrateerd hydroxide [HO-H-OH] -, oxonium-ionen gehydrateerd [H2O-H-OH2] + , evenals in verschillende andere organische en anorganische verbindingen.
Het effect van waterstof intermoleculaire bindingen
Abnormale kookpunten ensmelten, verdampingsenthalpieën en oppervlaktespanning van sommige verbindingen kunnen worden verklaard door de aanwezigheid van waterstofbruggen. Water heeft abnormale waarden van al deze eigenschappen en waterstoffluoride en ammoniak hebben kook- en smeltpunten. Water en waterstoffluoride in vaste en vloeibare toestand worden als gepolymeriseerd beschouwd vanwege de aanwezigheid van waterstofintermoleculaire bindingen daarin. Deze verbinding verklaart niet alleen het te hoge smeltpunt van deze stoffen, maar ook hun lage dichtheid. Bovendien wordt tijdens het smelten de waterstofbinding gedeeltelijk vernietigd, waardoor watermoleculen (H2O) dichter worden gepakt.
Dimerisatie van bepaalde stoffen (koolstofzuren, bijvoorbeeld benzoëzuur en azijnzuur) kunnen ook worden verklaard door de aanwezigheid van een waterstofbinding erin. Een dimeer is twee moleculen die aan elkaar zijn gekoppeld. Om deze reden is het kookpunt van carbonzuren hoger dan dat van verbindingen met ongeveer hetzelfde molecuulgewicht. In azijnzuur (CH3COOH) is het kookpunt bijvoorbeeld 391 K, terwijl dit in aceton (CH3COCH3) 329 K. is.
Het effect van waterstof intramoleculaire bindingen
Эта связь тоже влияет на структуру и свойства verschillende verbindingen, zoals: 2- en 4-nitrofenol. Maar het bekendste en belangrijkste voorbeeld van waterstofbruggen is desoxyribonucleïnezuur (afgekort: DNA). De moleculen van dit zuur zijn gevouwen in de vorm van een dubbele helix, waarvan de twee strengen onderling verbonden zijn door een waterstofbrug.
