Vätebindning är ett viktigt ämne i kemi, och det underbygger beteendet hos många av de ämnen vi interagerar med på dag till dag, särskilt vatten. Att förstå vätebindning och varför det finns är ett viktigt steg för att förstå intermolekylär bindning och kemi mer generellt. Vätebindning orsakas slutligen av skillnaden i elektrisk nettoladdning i vissa delar av specifika molekyler. Dessa laddade sektioner lockar andra molekyler med samma egenskaper.

TL; DR (för lång; har inte läst)

Vätebindning orsakas av tendensen hos vissa atomer i molekyler att locka elektroner mer än deras tillhörande atom. Detta ger molekylen ett permanent dipolmoment - det gör det polärt - så det fungerar som en magnet och lockar motsatt ände av andra polära molekyler.
Elektronegativitet och permanenta Dipol-ögonblick.

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 sig elektroner. Atomernas förmåga att locka till sig bindningselektroner kallas elektronegativitet, så om elektroner delas mellan atomer med samma elektronegativitet är elektronerna ungefär halvvägs mellan dem i genomsnitt (eftersom elektroner rör sig kontinuerligt).

Om en atom är mer elektronegativ än den andra, de delade elektronerna dras närmare till den atomen. Men elektroner laddas, så om de är mer benägna att samlas runt en atom än den andra påverkar detta molekylens laddningsbalans. Istället för att vara elektriskt neutralt får den mer elektronegativa atomen en liten negativ negativ laddning. Omvänt slutar den mindre elektronegativa atomen med en svag positiv laddning. Denna skillnad i laddning producerar en molekyl med vad 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 till 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 på molekylen med en nettopositiv laddning kommer nära syre, kväve, fluor eller någon annan elektronegativ ände, är resultatet en molekylmolekylbindning (en intermolekylär bindning), vilket är till skillnad från de flesta andra former av bindning du stöter på inom kemi, och det är ansvarigt 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 rusar runt, och denna process leder till att vätebindningar bryts och reformeras när energin är tillräcklig. På samma sätt bryter uppvärmning av ämnet vissa vätebindningar av effektivt av samma anledning.
Vätebindning i vatten |

Vatten (H _{2O) är ett bra exempel på vätebindning i aktion. Syre-molekylen är mer elektronegativ än väte, och båda väteatomerna är på samma sida av molekylen i en "v" -formation. Detta ger sidan av vattenmolekylen med väteatomerna en nettopositiv laddning och syresidan en nettomagnetisk laddning. Väteatomerna i en vattenmolekyl binder därför till syresidan 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 is upptar mer volym än samma vattenmassa: Vätebindningarna fixeras på plats och ger vattnet en mer regelbunden struktur än när det är en vätska.