WATERSTOFBRUGGEN: BELANGRIJKSTE KENMERKEN - CHEMIE - 2026

De waterstofbinding is een elektrostatische aantrekkingskracht tussen twee polaire groepen die optreedt wanneer een waterstofatoom (H) gebonden is aan een sterk elektronegatieve atoomaantrekking die wordt uitgeoefend op het elektrostatische veld, een elektronegatief geladen atoom, een ander dichtbij.

In de natuurkunde en scheikunde zijn er krachten die interactie genereren tussen twee of meer moleculen, inclusief aantrekkings- of afstotingskrachten, die kunnen werken tussen deze en andere nabijgelegen deeltjes (zoals atomen en ionen). Deze krachten worden de intermoleculaire krachten genoemd.

Twee moleculen assembleren zichzelf tot een dimeercomplex via vier waterstofbruggen.

Intermolaire krachten zijn zwakker van aard dan die welke de delen van een molecuul van binnenuit binden (de intramoleculaire krachten).

Onder de aantrekkelijke intermoleculaire krachten zijn er vier typen: ion-dipoolkrachten, dipool-dipoolkrachten, van der Waals-krachten en waterstofbruggen.

Kenmerken van waterstofbruggen

De waterstofbinding is tussen een ‘donor’ atoom (het elektronegatieve atoom dat waterstof heeft) en een ‘receptor’ (het elektronegatieve atoom zonder waterstof).

Het wekt meestal een energie op van tussen de 1 en 40 Kcal / mol, waardoor deze aantrekkingskracht aanzienlijk sterker is dan die optrad bij de van der Waals-interactie, maar zwakker dan covalente en ionische bindingen.

Het komt meestal voor tussen moleculen met atomen zoals stikstof (N), zuurstof (O) of fluor (F), hoewel het ook wordt waargenomen met koolstof (C) -atomen wanneer ze zijn gehecht aan sterk elektronegatieve atomen, zoals in het geval van chloroform ( CHCI ₃ ).

Waarom komt de vakbond tot stand?

Deze binding vindt plaats omdat waterstof (een klein atoom met een typisch neutrale lading), gebonden aan een sterk elektronegatief atoom, een gedeeltelijk positieve lading krijgt, waardoor het andere elektronegatieve atomen naar zich toe trekt.

Hieruit ontstaat een binding die, hoewel het niet als volledig covalent kan worden geclassificeerd, waterstof en zijn elektronegatieve atoom aan dit andere atoom bindt.

De eerste bewijzen van het bestaan ​​van deze bindingen werden waargenomen door een onderzoek waarbij de kookpunten werden gemeten. Opgemerkt werd dat niet al deze, zoals verwacht, met molecuulgewicht toenamen, maar er waren bepaalde verbindingen die een hogere temperatuur nodig hadden om te koken dan voorspeld.

Vanaf hier begon het bestaan ​​van waterstofbruggen in elektronegatieve moleculen te worden waargenomen.

Link lengte

Het belangrijkste kenmerk om te meten in een waterstofbrug is de lengte (hoe langer het is, hoe minder sterk), die wordt gemeten in ångström (Å).

Deze lengte hangt weer af van de hechtsterkte, temperatuur en druk. Hieronder wordt beschreven hoe deze factoren de sterkte van een waterstofbrug beïnvloeden.

Bond sterkte

De bindingssterkte zelf is afhankelijk van de druk, temperatuur, de bindingshoek en de omgeving (die wordt gekenmerkt door een lokale diëlektrische constante).

Voor moleculen met lineaire geometrie is de binding bijvoorbeeld zwakker omdat waterstof verder van het ene atoom verwijderd is dan van het andere, maar bij kleinere hoeken neemt deze kracht toe.

Temperatuur

Er is bestudeerd dat waterstofbruggen de neiging hebben om bij lagere temperaturen te worden gevormd, aangezien de afname in dichtheid en toename van moleculaire beweging bij hogere temperaturen problemen veroorzaakt bij de vorming van waterstofbruggen.

De bindingen kunnen tijdelijk en / of permanent worden verbroken bij toenemende temperatuur, maar het is belangrijk op te merken dat de bindingen er ook voor zorgen dat de verbindingen beter bestand zijn tegen koken, zoals het geval is met water.

Druk

Hoe hoger de druk, hoe sterker de waterstofbrug. Dit gebeurt omdat bij hogere drukken de atomen van het molecuul (zoals in ijs) meer verdichten en dit zal helpen om de afstand tussen de componenten van de binding te verkleinen.

In feite is deze waarde bijna lineair bij het bestuderen van ijs in een grafiek waar de bindingslengte gevonden met druk wordt gewaardeerd.

Waterstofbruggen in water

Waterstofgebonden watermolecuul.

Het watermolecuul (H ₂ O) wordt beschouwd als een perfect geval van waterstofbinding: elk molecuul kan vier potentiële waterstofbindingen vormen met nabijgelegen watermoleculen.

Er is de perfecte hoeveelheid positief geladen waterstofatomen en niet-gebonden elektronenparen in elk molecuul, waardoor ze allemaal betrokken kunnen raken bij waterstofbinding.

Daarom heeft water een hoger kookpunt dan andere moleculen, zoals ammoniak (NH ₃ ) en waterstoffluoride (HF).

In het eerste geval heeft het stikstofatoom slechts één vrij elektronenpaar, en dit betekent dat er in een groep ammoniakmoleculen niet genoeg vrije paren zijn om aan de behoeften van alle waterstofatomen te voldoen.

Er wordt gezegd dat voor elk ammoniakmolecuul een enkele waterstofbinding wordt gevormd en dat de andere H-atomen "verspild" zijn.

In het geval van fluoride is er eerder een waterstofdeficit en worden elektronenparen "verspild". Nogmaals, er is de juiste hoeveelheid waterstof- en elektronenparen in water, dus dit systeem hecht perfect.

Waterstofbinding in DNA en andere moleculen

In eiwitten en DNA kan ook waterstofbinding worden waargenomen: in het geval van DNA is de dubbele helixvorm het gevolg van de waterstofbruggen tussen de basenparen (de bouwstenen waaruit de helix bestaat), waardoor deze moleculen worden gerepliceerd en leven zoals we het kennen bestaat.

In het geval van eiwitten vormen waterstofatomen bindingen tussen zuurstofatomen en amide-waterstofatomen; Afhankelijk van de positie waar het voorkomt, zullen verschillende resulterende eiwitstructuren worden gevormd.

Waterstofbindingen zijn ook aanwezig in natuurlijke en synthetische polymeren en in organische moleculen die stikstof bevatten, en andere moleculen met dit type binding worden nog steeds bestudeerd in de wereld van de chemie.

Referenties

1. Waterstofbinding. (sf). Wikipedia. Opgehaald van en.wikipedia.org
2. Desiraju, GR (2005). Indian Institute of Science, Bangalore. Opgehaald van ipc.iisc.ernet.in
3. Mishchuk, NA en Goncharuk, VV (2017). Over de aard van fysische eigenschappen van water. Khimiya bij Tekhnologiya Vody.
4. Chemie, WI (sf). Wat is chemie. Opgehaald van whatischemistry.unina.it
5. Chemguide. (sf). ChemGuide. Opgehaald van chemguide.co.uk