Vätebindning är ett viktigt ämne inom kemin, och det understödjer beteendet hos många av de ämnen vi interagerar med dagligen, särskilt vatten. Att förstå vätebindning och varför det finns är ett viktigt steg för att förstå intermolekylär bindning och kemi mer generellt. Vätebindning orsakas i slutändan av skillnaden i nettoladdning i vissa delar av specifika molekyler. Dessa laddade sektioner lockar andra molekyler med samma egenskaper.
TL; DR (för lång; Läste inte)
Vätebindning orsakas av tendensen hos vissa atomer i molekyler att attrahera elektroner mer än deras medföljande atom. Detta ger molekylen ett permanent dipolmoment - det gör det polärt - så det fungerar som en magnet och lockar motsatta änden av andra polära molekyler.
Elektronegativitet och permanenta dipolmoment
Egenskapen för elektronegativitet orsakar slutligen vätebindning. När atomer är kovalent bundna till varandra delar de elektroner. I ett perfekt exempel på kovalent bindning delas elektronerna lika, så de delade elektronerna är ungefär halvvägs mellan en atom och den andra. Detta är dock endast fallet när atomerna är lika effektiva för att locka elektroner. Atoms förmåga att attrahera bindningselektronerna är känd som elektronegativitet, så om elektroner delas mellan atomer med samma elektronegativitet, då är elektronerna ungefär halvvägs mellan dem i genomsnitt (eftersom elektroner rör sig kontinuerligt).
Om en atom är mer elektronegativ än den andra dras de delade elektronerna närmare den atomen. Elektroner laddas emellertid, så om de är mer benägna att samlas kring en atom än den andra påverkar detta laddningsbalansen för molekylen. I stället för att vara elektriskt neutralt får den mer elektronegativa atomen en liten nettoladdning. Omvänt slutar den mindre elektronegativa atomen med en liten positiv laddning. Denna skillnad i laddning producerar en molekyl med det som kallas ett permanent dipolmoment, och dessa kallas ofta polära molekyler.
Hur väteobligationer fungerar
Polära molekyler har två laddade sektioner inom sin struktur. På samma sätt som den positiva änden av en magnet lockar den negativa änden av en annan magnet kan de motsatta ändarna av två polära molekyler locka varandra. Detta fenomen kallas vätebindning eftersom väte är mindre elektronegativt än molekyler som det ofta binder till såsom syre, kväve eller fluor. När väteänden av molekylen med en nettoladdning kommer nära syre, kväve, fluor eller annan elektronegativ ände är resultatet en molekylmolekyl bindning (en intermolekylär bindning), som skiljer sig från de flesta andra former av bindningar du stöter på i kemi, och den ansvarar för några av de unika egenskaperna hos olika ämnen.
Vätebindningar är ungefär tio gånger mindre starka än de kovalenta bindningarna som håller de enskilda molekylerna samman. Kovalenta bindningar är svåra att bryta eftersom det kräver mycket energi, men vätebindningar är tillräckligt svaga för att brytas relativt lätt. I en vätska finns det massor av molekyler som kastar sig runt, och denna process leder till att vätebindningar bryts och reformeras när energin är tillräcklig. På samma sätt bryter uppvärmningen av ämnet vissa vätebindningar av samma anledning.
Vätebindning i vatten
Vatten (H2O) är ett bra exempel på vätebindning i verkan. Syremolekylen är mer elektronegativ än väte, och båda väteatomerna är på samma sida av molekylen i en ”v” -bildning. Detta ger sidan av vattenmolekylen med väteatomerna en positiv nettoladdning och syresidan en nettoladdning. Väteatomerna i en vattenmolekyl binder därför till syresidan av andra vattenmolekyler.
Det finns två väteatomer tillgängliga för vätebindning i vatten, och varje syreatom kan "acceptera" vätebindningar från två andra källor. Detta håller den intermolekylära bindningen stark och förklarar varför vatten har en högre kokpunkt än ammoniak (där kvävet endast kan acceptera en vätebindning). Vätebindning förklarar också varför is upptar mer volym än samma massa vatten: Vätbindningarna fixeras på plats och ger vattnet en mer regelbunden struktur än när det är en vätska.