Wat veroorzaakt waterstofbinding?

Waterstofbinding is een belangrijk onderwerp in de chemie en het ondersteunt het gedrag van veel van de stoffen waarmee we dagelijks in wisselwerking staan, met name water. Het begrijpen van waterstofbinding en waarom het bestaat, is een belangrijke stap in het begrijpen van intermoleculaire binding en chemie in het algemeen. Waterstofbinding wordt uiteindelijk veroorzaakt door het verschil in netto elektrische lading in sommige delen van specifieke moleculen. Deze geladen secties trekken andere moleculen met dezelfde eigenschappen aan.

TL; DR (te lang; niet gelezen)

Waterstofbinding wordt veroorzaakt door de neiging van sommige atomen in moleculen om elektronen meer aan te trekken dan hun begeleidende atoom. Dit geeft het molecuul een permanent dipoolmoment - het maakt het polair - dus het werkt als een magneet en trekt het andere uiteinde van andere polaire moleculen aan.

De eigenschap van elektronegativiteit veroorzaakt uiteindelijk waterstofbinding. Wanneer atomen covalent aan elkaar zijn gebonden, delen ze elektronen. In een perfect voorbeeld van covalente binding zijn de elektronen gelijk verdeeld, dus de gedeelde elektronen bevinden zich ongeveer halverwege tussen het ene atoom en het andere. Dit is echter alleen het geval wanneer de atomen even effectief zijn in het aantrekken van elektronen. Het vermogen van atomen om de bindende elektronen aan te trekken staat bekend als elektronegativiteit, dus als elektronen worden gedeeld tussen atomen met dezelfde elektronegativiteit, dan zitten de elektronen gemiddeld ongeveer halverwege (omdat elektronen bewegen doorlopend).

Als het ene atoom meer elektronegatief is dan het andere, worden de gedeelde elektronen dichter naar dat atoom getrokken. Elektronen zijn echter geladen, dus als ze meer geneigd zijn zich rond het ene atoom te verzamelen dan het andere, beïnvloedt dit de ladingsbalans van het molecuul. In plaats van elektrisch neutraal te zijn, krijgt het meer elektronegatieve atoom een ​​lichte netto negatieve lading. Omgekeerd eindigt het minder elektronegatieve atoom met een lichte positieve lading. Dit verschil in lading produceert een molecuul met een zogenaamd permanent dipoolmoment, en dit worden vaak polaire moleculen genoemd.

Polaire moleculen hebben twee geladen secties in hun structuur. Op dezelfde manier als het positieve uiteinde van een magneet het negatieve uiteinde van een andere magneet aantrekt, kunnen de tegenovergestelde uiteinden van twee polaire moleculen elkaar aantrekken. Dit fenomeen wordt waterstofbinding genoemd omdat waterstof minder elektronegatief is dan moleculen waarmee het zich vaak bindt, zoals zuurstof, stikstof of fluor. Wanneer het waterstofuiteinde van het molecuul met een netto positieve lading in de buurt komt van zuurstof, stikstof, fluor of een ander elektronegatief uiteinde, is het resultaat een molecuul-molecuul binding (een intermoleculaire binding), die anders is dan de meeste andere vormen van binding die je in de chemie tegenkomt, en het is verantwoordelijk voor enkele van de unieke eigenschappen van verschillende stoffen.

Waterstofbindingen zijn ongeveer 10 keer minder sterk dan de covalente bindingen die de afzonderlijke moleculen bij elkaar houden. Covalente bindingen zijn moeilijk te verbreken omdat dit veel energie vereist, maar waterstofbruggen zijn zwak genoeg om relatief gemakkelijk te verbreken. In een vloeistof verdringen veel moleculen zich, en dit proces leidt tot het verbreken en hervormen van waterstofbruggen wanneer de energie voldoende is. Evenzo verbreekt het verwarmen van de stof enkele waterstofbruggen om dezelfde reden.

Water (H₂O) is een goed voorbeeld van waterstofbinding in actie. Het zuurstofmolecuul is meer elektronegatief dan waterstof, en beide waterstofatomen bevinden zich aan dezelfde kant van het molecuul in een "v" -formatie. Dit geeft de kant van het watermolecuul met de waterstofatomen een netto positieve lading en de zuurstofkant een netto negatieve lading. De waterstofatomen van het ene watermolecuul binden zich daarom aan de zuurstofzijde van andere watermoleculen.

Er zijn twee waterstofatomen beschikbaar voor waterstofbinding in water, en elk zuurstofatoom kan waterstofbruggen van twee andere bronnen "accepteren". Dit houdt de intermoleculaire binding sterk en verklaart waarom water een hoger kookpunt heeft dan ammoniak (waar de stikstof maar één waterstofbinding kan accepteren). Waterstofbinding verklaart ook waarom ijs meer volume inneemt dan dezelfde massa water: de waterstofbruggen worden op hun plaats gefixeerd en geven het water een meer regelmatige structuur dan wanneer het een vloeistof is.