VÄTEBROBINDNING: HUVUDSAKLIGA FUNKTIONER - KEMI - 2026

Den länk vätebindning är en elektrostatisk attraktion mellan två polära grupper som uppstår när en väteatom (H) bunden till en starkt elektronegativ atom attraktion som utövas på det elektrostatiska fältet elektronegativt laddade atomen annat närliggande.

Inom fysik och kemi finns krafter som genererar interaktion mellan två eller flera molekyler, inklusive attraktionskrafter eller repulsion, som kan verka mellan dessa och andra närliggande partiklar (såsom atomer och joner). Dessa krafter kallas intermolekylära krafter.

Två molekyler monteras själv i ett dimerkomplex genom fyra vätebindningar.

Intermolära krafter är svagare i naturen än de som binder delarna av en molekyl från insidan och ut (de intramolekylära krafterna).

Bland de attraktiva intermolekylära krafterna finns fyra typer: jon-dipolkrafter, dipol-dipolkrafter, van der Waals-krafter och vätebindningar.

Egenskaper för vätebindning

Vätebindningen är mellan en "givar" -atom (den elektronegativa som har väte) och en "receptor" (elektronegativet utan väte).

Det genererar vanligtvis en energi mellan 1 och 40 kcal / mol, vilket gör denna attraktion betydligt starkare än den som inträffade i van der Waals interaktion, men svagare än de kovalenta och joniska bindningarna.

Det förekommer vanligtvis mellan molekyler med atomer som kväve (N), syre (O) eller fluor (F), även om det också observeras med kolatomer (C) när de är bundna till mycket elektronegativa atomer, som i fallet med kloroform ( CHCl ₃ ).

Varför händer facket?

Denna bindning inträffar eftersom väte (en liten atom med en typiskt neutral laddning) erhåller en delvis positiv laddning, varvid den binds till en mycket elektronegativ atom, vilket får den att börja locka andra elektronegatomer mot sig själv.

Härifrån uppstår en bindning som, även om den inte kan klassificeras som helt kovalent, binder väte och dess elektronegativa atom till denna andra atom.

De första bevisen på förekomsten av dessa bindningar observerades genom en studie som mätte kokpunkterna. Det noterades att inte alla dessa ökade med molekylvikt, som förväntat, men det fanns vissa föreningar som krävde en högre temperatur för att koka än förutsagt.

Härifrån började observeras förekomsten av vätebindningar i elektronegativa molekyler.

Länkslängd

Den viktigaste egenskapen att mäta i en vätebindning är dess längd (ju längre den är, desto mindre stark), som mäts i ångström (Å).

I sin tur beror denna längd på bindningsstyrkan, temperaturen och trycket. Följande beskriver hur dessa faktorer påverkar styrkan hos en vätebindning.

Bindningsstyrka

Själva bindningsstyrkan beror på trycket, temperaturen, bindningsvinkeln och miljön (som kännetecknas av en lokal dielektrisk konstant).

För linjära geometri-molekyler är till exempel bindningen svagare eftersom väte är längre bort från en atom än från en annan, men i stramare vinklar växer denna kraft.

Temperatur

Det har studerats att vätebindningar är benägna att bildas vid lägre temperaturer, eftersom minskningen i densitet och ökningen i molekylrörelse vid högre temperaturer orsakar svårigheter vid bildningen av vätebindningar.

Bindningarna kan brytas tillfälligt och / eller permanent med ökande temperatur, men det är viktigt att notera att bindningarna också gör att föreningarna har större motståndskraft mot kokning, som är fallet med vatten.

Tryck

Ju högre tryck, desto större är vätebindningens styrka. Detta händer eftersom molekylens atomer (som i is) vid högre tryck kommer att kompakteras mer och detta kommer att bidra till att minska avståndet mellan bindningens komponenter.

I själva verket är detta värde nästan linjärt när man studerar efter is på en graf där bindningslängden som hittas med tryck uppskattas.

Vätebrobindning i vatten

Vätebunden vattenmolekyl.

Vattenmolekylen (H ₂ O) anses vara en perfekt fallet med vätebindning: varje molekyl kan bilda fyra potentiella vätebindningar med närliggande vattenmolekyler.

Det finns den perfekta mängden positivt laddade väten och icke-bundna elektronpar i varje molekyl, vilket gör att alla kan engagera sig i vätebindning.

Detta är anledningen till vatten har en högre kokpunkt än andra molekyler, såsom ammoniak (NH ₃ ) och vätefluorid (HF).

I det första fallet har kväveatomen endast ett fritt par elektroner, och det betyder att det i en grupp ammoniakmolekyler inte finns tillräckligt med fria par för att tillgodose behoven hos alla väten.

Det sägs att för varje molekyl av ammoniak bildas en enda vätebindning och att de andra H-atomerna "slösas bort".

När det gäller fluor finns det snarare ett väteunderskott och elektronpar "slösas bort". Återigen finns det rätt mängd väte och elektronpar i vatten, så detta system binds perfekt.

Vätebindning i DNA och andra molekyler

I proteiner och DNA kan vätebindning också observeras: när det gäller DNA beror den dubbla spiralformen på vätebindningarna mellan dess baspar (byggstenarna som utgör spiralen), som tillåter dessa molekyler replikeras och liv som vi vet att det finns.

När det gäller proteiner bildar vätgas bindningar mellan oxigener och amidväten; Beroende på positionen där det inträffar kommer olika resulterande proteinstrukturer att bildas.

Vätebindningar finns också i naturliga och syntetiska polymerer och i organiska molekyler som innehåller kväve, och andra molekyler med denna typ av bindning studeras fortfarande i kemiens värld.

referenser

1. Vätebindning. (Sf). Wikipedia. Hämtad från en.wikipedia.org
2. Desiraju, GR (2005). Indian Institute of Science, Bangalore. Hämtad från ipc.iisc.ernet.in
3. Mishchuk, NA, & ​​Goncharuk, VV (2017). Om arten av fysiska egenskaper hos vatten. Khimiya i Tekhnologiya Vody.
4. Kemi, WI (sf). Vad är kemi. Hämtad från whatischemistry.unina.it
5. Chemguide. (Sf). ChemGuide. Hämtad från chemguide.co.uk