HYDROGENBROBINDING: HOVEDTREKK - KJEMI - 2026

Den kobling hydrogenbinding er en elektrostatisk tiltrekning mellom to polare grupper som forekommer når et hydrogenatom (H) bundet til et høyt elektronegativt atom tiltrekning som utøves på det elektrostatiske felt elektronegativt ladet atom annen nærliggende.

I fysikk og kjemi er det krefter som genererer interaksjon mellom to eller flere molekyler, inkludert tiltrekningskrefter eller frastøtningskrefter, som kan virke mellom disse og andre partikler i nærheten (for eksempel atomer og ioner). Disse kreftene kalles de intermolekylære kreftene.

To molekyler samles selv i et dimerkompleks gjennom fire hydrogenbindinger.

Intermolære krefter er svakere i naturen enn de som binder delene av et molekyl fra innsiden og ut (de intramolekylære kreftene).

Blant de attraktive intermolekylære kreftene er det fire typer: ion-dipol krefter, dipol-dipol krefter, van der Waals krefter og hydrogenbindinger.

Kjennetegn på hydrogenbinding

Hydrogenbindingen er mellom et "donor" -atom (det elektronegative som har hydrogen) og et "reseptor" -atom (det elektronegative uten hydrogen).

Det genererer vanligvis en energi på mellom 1 til 40 Kcal / mol, noe som gjør denne attraksjonen betydelig sterkere enn den som skjedde i van der Waals-interaksjonen, men svakere enn kovalente og ioniske bindinger.

Det forekommer vanligvis mellom molekyler med atomer som nitrogen (N), oksygen (O) eller fluor (F), selv om det også observeres med karbon (C) atomer når de er festet til sterkt elektronegative atomer, som for kloroform ( CHCI ₃ ).

Hvorfor skjer forbundet?

Denne bindingen oppstår fordi, når den er bundet til et meget elektronegativt atom, får hydrogen (et lite atom med en typisk nøytral ladning) en delvis positiv ladning, noe som får det til å begynne å tiltrekke andre elektronegative atomer mot seg selv.

Herfra oppstår en binding som, selv om den ikke kan klassifiseres som helt kovalent, binder hydrogen og dets elektronegative atom til dette andre atomet.

De første bevisene på eksistensen av disse bindingene ble observert av en studie som målte kokepunktene. Det ble bemerket at ikke alle disse økte med molekylvekt, som forventet, men det var visse forbindelser som krevde en høyere temperatur for å koke enn forutsagt.

Herfra begynte eksistensen av hydrogenbindinger i elektronegative molekyler å bli observert.

Koblingslengde

Den viktigste egenskapen å måle i en hydrogenbinding er dens lengde (jo lengre den er, desto mindre sterk), som måles i angstrøm (Å).

I sin tur avhenger denne lengden av bindingsstyrken, temperaturen og trykket. Det følgende beskriver hvordan disse faktorene påvirker styrken til en hydrogenbinding.

Båndstyrke

Selve bindingsstyrken avhenger av trykket, temperaturen, bindingsvinkelen og miljøet (som er preget av en lokal dielektrisk konstant).

For lineære geometri-molekyler er for eksempel bindingen svakere fordi hydrogen er lenger borte fra et atom enn fra et annet, men i strammere vinkler vokser denne kraften.

Temperatur

Det har blitt studert at hydrogenbindinger er tilbøyelige til å dannes ved lavere temperaturer, siden reduksjonen i tetthet og økning i molekylær bevegelse ved høyere temperaturer forårsaker vanskeligheter med dannelsen av hydrogenbindinger.

Bindingene kan brytes midlertidig og / eller permanent med økende temperatur, men det er viktig å merke seg at bindingene også gjør at forbindelsene har større motstand mot koking, som tilfellet er med vann.

Press

Jo høyere trykk, jo større er hydrogenbindingens styrke. Dette skjer fordi ved høyere trykk vil atomene i molekylet (som for eksempel i is) komprimere mer, og dette vil bidra til å redusere avstanden mellom komponentene i bindingen.

Faktisk er denne verdien nesten lineær når du studerer for is på en graf der bindingslengden funnet med trykk blir verdsatt.

Hydrogenbrobinding i vann

Hydrogenbundet vannmolekyl.

Den vannmolekyl (H ₂ O) er ansett som en perfekt tilfelle av hydrogenbinding: hvert molekyl kan danne fire mulige hydrogenbindinger med nærliggende vannmolekyler.

Det er den perfekte mengden positivt ladede hydrogener og ikke-bundne elektronpar i hvert molekyl, slik at alle av dem kan bli involvert i hydrogenbinding.

Dette er grunnen til at vann har en høyere kokepunkt enn andre molekyler, så som ammoniakk (NH ₃ ) og hydrogenfluorid (HF).

Når det gjelder det første har nitrogenatomet bare ett fritt par elektroner, og dette betyr at det i en gruppe ammoniakkmolekyler ikke er nok frie par til å tilfredsstille behovene til alle hydrogelene.

Det sies at for hvert molekyl av ammoniakk dannes en enkelt hydrogenbinding og at de andre H-atomer er "bortkastet".

Når det gjelder fluor, er det snarere et hydrogendefekt og elektronpar blir "bortkastet". Igjen er det riktig mengde hydrogen og elektronpar i vann, så dette systemet binder perfekt.

Hydrogenbinding i DNA og andre molekyler

I proteiner og DNA kan hydrogenbinding også observeres: når det gjelder DNA skyldes den doble spiralformen hydrogenbindingene mellom baseparene (byggesteinene som utgjør helixen), som tillater disse molekylene er kopiert og liv som vi vet at det eksisterer.

Når det gjelder proteiner, danner hydrogener bindinger mellom oksygener og amidhydrogener; Avhengig av hvor den oppstår, vil forskjellige resulterende proteinstrukturer dannes.

Hydrogenbindinger er også til stede i naturlige og syntetiske polymerer og i organiske molekyler som inneholder nitrogen, og andre molekyler med denne typen binding studeres fortsatt i kjemiens verden.

referanser

1. Hydrogenbinding. (SF). Wikipedia. Hentet fra en.wikipedia.org
2. Desiraju, GR (2005). Indian Institute of Science, Bangalore. Hentet fra ipc.iisc.ernet.in
3. Mishchuk, NA, & ​​Goncharuk, VV (2017). På naturens fysiske egenskaper. Khimiya i Tekhnologiya Vody.
4. Kjemi, WI (sf). Hva er kjemi. Hentet fra whatischemistry.unina.it
5. Chemguide. (SF). ChemGuide. Hentet fra chemguide.co.uk