Vad är vätebindning?Den berömda exemplet på allt detta meddelande är vanligt vatten (H2O).På grund av det faktum att syreatomen (O) är mer elektro än två väteatomer (H) som om han drar väteatomer bindning elektroner.Som en följd av skapandet av en sådan polär kovalent bindning bildas dipol.Syreatomen blir inte mycket stor negativ laddning och väteatomerna - en liten positiv laddning, som attraheras till elektroner (deras lone par) på syreatomen i grann molekylen H2O (dvs vatten).Således kan vi säga att vätebindning - ett sätt att attraktionskraften mellan väteatom och en elektronegativ atom.Ett viktigt särdrag hos väteatomen är det faktum att attraktionen av dess elektroniska anslutning blottlagt sin kärna (dvs protoner, elektroner, andra oskärmad).Även om vätebindning är svagare än kovalent, att det orsakar en hel rad av de avvikande egenskaper H2O (vatten).
Oftast är detta band bildad med deltagande av atomerna i följande delar: syre (O), kväve (N) och fluor (F).Detta inträffar eftersom atomerna av dessa element är små och har en hög elektronegativitet.Med storleken på de större atomerna (svavel S eller klor Cl) bildar en vätebindning är svagare, trots det faktum att genom sin elektronegativitet dessa objekt kan jämföras med N (d.v.s. kväve).
Det finns två typer av vätebindningar:
1. intermolekylär vätebindning - visas mellan två molekyler, såsom metanol, ammoniak, vätefluorid.
2. intramolekylär vätebindning - visas i en molekyl, såsom 2-nitrofenol.
Också nu förmodas det att väte kemisk bindning är svag och den starka.De skiljer sig från varandra i energi- och obligations längd (avståndet mellan atomerna):
1. Vätebindningar är svaga.Energi - 10-30 kJ / mol, bindningslängden - 30. Alla de material som anges ovan är exempel på normala och svaga vätebindning.
2. Vätebindningar är starka.Energi - 400 kJ / mol, längd - 23-24.Data erhållna genom experiment visar att starka bindningar bildas i de följande jonerna: en jon-vodoroddiftorid [FHF] -, jon-hydratiserad hydroxid, [HO-H-OH] -, jon oxonium hydratiserad [H2O-H-OH2] +liksom flera andra organiska och oorganiska föreningar.
Inverkan av vätebindning
Onormala temperaturer kokar och smält Ångbildningsvärme och ytspänning hos en del av föreningarna kan förklaras genom närvaron av vätebindningar.Vatten har anomala värden av alla dessa egenskaper, vätefluorid och ammoniak - kokpunkt och smältpunkt.Vatten och vätefluorid i fasta och flytande tillstånden på grund av närvaron i dem av väteintermolekylära bindningar anses som skall polymeriseras.Detta förhållande förklarar inte bara alltför hög smältpunkt av dessa ämnen, men också av deras låga densitet.Dessutom vätebindning genom att smälta delvis kollapsar, på grund av vilka de vattenmolekyler (H2O) packas mera tätt.
dimerisering av vissa ämnen (karboxylsyra, t ex bensoe- och ättiksyra) kan också förklaras av närvaron av en väte anslutning.Diemer - två molekyler som är sammanlänkade.Av detta skäl, är kokpunkten för karboxylsyrorna högre än för föreningar med ungefär samma molekylvikt.Till exempel är ättiksyra (CH3COOH) är lika med kokpunkten för 391 K, medan aceton (SN3SOSN3) den är lika med 329 K.
Effekt av väte intramolekylära bindningar
Detta förhållande påverkar även strukturen och egenskaperna hos olika föreningar, såsom:2- och 4-nitrofenol.Men den mest kända och viktigt exempel på vätebindningar - en deoxiribonukleinsyra (förkortat: DNA.).Denna syramolekyl vikt till en dubbelhelix, är de två strängarna av vilka sammankopplade genom vätebindningar.
