Vätebindning är ett viktigt ämne inom kemi, och det underbygger beteendet hos många av de ämnen vi samverkar med på en daglig basis, särskilt vatten. Att förstå vätebindning och varför det existerar är ett viktigt steg för att förstå intermolekylär bindning och kemi mer allmänt. Vätebindning orsakas slutligen av skillnaden i nettoladdning i vissa delar av specifika molekyler. Dessa laddade sektioner lockar andra molekyler med samma egenskaper.

TL; DR (för länge, läste inte)

Vätebindning orsakas av tendensen hos vissa atomer i molekyler för att locka till elektroner mer än deras åtföljande atom. Detta ger molekylen ett permanent dipolmoment - det gör det polärt - så det verkar som en magnet och lockar motsatt ände av andra polära molekyler.

Elektronegativitet och permanenta dipole ögon

Egenskapen hos 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 emellertid bara fallet när atomerna är lika effektiva för att locka till elektroner. Atomernas förmåga att attrahera bindningselektronerna är känd som elektronegativitet, så om elektroner delas mellan atomer med samma elektronegativitet, så är elektronerna ungefär halvvägs mellan dem i genomsnitt (eftersom elektronerna rör sig kontinuerligt).

Om en atom är mer elektronegativ än den andra, de delade elektronerna är mer dragna till den atomen. Men elektroner laddas, så om de är mer benägna att samlas kring en atom än den andra, påverkar detta molekylens balansbalans. I stället för att vara elektriskt neutral, får den mer elektronegativa atomen en liten netto negativ laddning. Omvänt slutar den mindre elektronegativa atomen med en liten positiv laddning. Denna skillnad i laddning ger en molekyl med det som kallas ett permanent dipolmoment, och dessa kallas ofta polära molekyler.

Hur vätebindningar fungerar

Polära molekyler har två laddade sektioner i sin struktur. På samma sätt som den positiva änden av en magnet lockar den andra änden av en annan magnet, kan de motsatta ändarna av två polära molekyler locka varandra. Detta fenomen kallas vätebindning eftersom väte är mindre elektronegativ än molekyler, det bindar ofta med syre, kväve eller fluor. När molekylens väteänden med en positiv nettoström kommer nära syre-, kväve-, fluor- eller annan elektronegativ ände, är resultatet ett molekylmolekylbindning (en intermolekylär bindning), vilket är till skillnad från de flesta andra former av bindning du möter i kemi, och det är ansvarigt för några av de unika egenskaperna hos olika ämnen.

Vätebindningar är cirka 10 gånger mindre starka än de kovalenta bindningarna som håller de enskilda molekylerna ihop. Kovalenta bindningar är svåra att bryta eftersom det kräver mycket energi, men vätebindningar är svaga nog att brytas relativt enkelt. I en vätska finns det massor av molekyler som stör runt, och denna process leder till att vätebindningar bryter och reformerar när energin är tillräcklig. Likaså upphettar uppvärmningen av substansen några vätebindningar av samma skäl.

Vätebindning i vatten

Vatten (H _{2O) är ett bra exempel på vätebindning i verkan. Syremolekylen är mer elektronegativ än väte, och båda väteatomer är på samma sida av molekylen i en "v" -bildning. Detta ger sidan av vattenmolekylen med väteatomerna en positiv positiv laddning och syrgasen en negativ laddning. Vätgasatomerna i en vattenmolekyl binder därför till syrgasen i 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 isen upptar mer volym än samma vattenmassa: Vätgasbindningarna fixeras på plats och ger vattnet en mer regelbunden struktur än när det är en vätska.