Wat is waterstofbinding? Die tipes impak

Wat is waterstofbinding? Alle bekende voorbeeld van hierdie verband is gewone water (H2O). As gevolg van die feit dat die suurstofatoom (O) is meer elektronegatief as twee waterstofatoom (H), dit trek dies meer van die waterstofatome bindingselektrone. Die vestiging van so 'n kovalente polêre binding gevorm dipool. Suurstofatoom verkry nie baie groot negatiewe lading en die waterstofatome - 'n klein positiewe lading, wat aangetrokke tot die elektrone (die enigste paar van hulle) op die suurstofatoom aangrensende H2O molekules (dit wil sê, water). Dus, kan ons sê dat die waterstofbinding - 'n manier van die aantrekkingskrag tussen die waterstofatoom en 'n elektronegatiewe atoom. 'N Belangrike kenmerk van die waterstofatoom is dat sy bindende met die aantrekkingskrag van die elektrone word dit kaal kern (dit wil sê, proton, geen ander elektrone beskerm). Hoewel die waterstofbinding is swakker as kovalente, dat dit veroorsaak dat 'n hele reeks van onreëlmatige eienskappe van H2O (water).

Dikwels is hierdie band gevorm met die atome van die volgende elemente: suurstof (O), stikstof (N) en fluoor (F). Dit gebeur vir die rede dat die atome van die elemente is klein in grootte en 'n hoë elektronegatiwiteit. C atome groter grootte (S swael of chloor Cl) vorm 'n Waterstofbinding is swakker, ten spyte van die feit dat deur hul elektronegatiwiteit hierdie items is vergelykbaar met N (dit wil sê stikstof).

Daar is twee tipes van waterstofbindings:

1. Waterstof intermolekulêre binding - vind plaas tussen twee molekules, byvoorbeeld: metanol, ammoniak, waterstof-fluoried.
2. intramolekulêre waterstofbinding - plaasvind binne 'n enkele molekule, soos 2-nitrofenol.

Ook nou dit word geglo dat die waterstof chemiese binding is swak en die sterk. Hulle verskil van mekaar in energie en bindingslengte (afstand tussen atome):

1. Waterstofbindings is swak. Energie - 10-30 kJ / mol, die bindingslengte - 30. Al die bogenoemde stowwe is voorbeelde van normale of swak waterstofbinding.
2. Waterstofbindings is sterk. Energie - 400 kJ / mol, lengte - 23-24. Data wat verkry is deur eksperimentering, dui daarop dat sterk bindings vorm in die volgende ione: 'n ioon-vodoroddiftorid [FHF] -, ioon-gehidreer hidroksied [HO-H-OH] -, ioon oxonium gehidreer [H2O-H-OH2] + asook verskeie ander organiese en anorganiese verbindings.

Invloed van waterstof-linking

Onreëlmatige waardes van kookpunte en smelt entalpieë van verdamping en die oppervlakspanning van 'n paar van die verbindings kan toegeskryf word aan die teenwoordigheid van waterstofbindings. Water het onreëlmatige waardes van al hierdie eienskappe, waterstoffluoried en ammoniak - kookpunt en smelt. Water en waterstof-fluoried in die vaste en vloeibare state as gevolg van die teenwoordigheid in hulle waterstof intermolekulêre bindings word beskou as beskikbaar gepolimeriseer. Hierdie verhouding verduidelik nie net te hoog smelt temperatuur van hierdie materiaal nie, maar ook van hul lae digtheid. Waarin op smelt waterstofbinding gedeeltelik in duie stort, as gevolg van wat die watermolekules (H2O) is meer dig verpak.

Die dimerization van sekere stowwe (karboksielsuur, bv benzoic en asynsuur) kan ook verklaar word deur die teenwoordigheid van waterstofbinding. Dimeer - twee molekules wat aan mekaar gekoppel is. Om hierdie rede, karboksielsure kookpunt hoër as dié van verbindings met min of meer dieselfde molekulêre gewig. Byvoorbeeld, asynsuur (CH3COOH) die kokende temperatuur is 391 K, terwyl asetoon (CH3COCH3), dit is 329 K.

Invloed van waterstof intramolekulêre bindings

Hierdie verhouding beïnvloed ook die struktuur en eienskappe van verskillende verbindings, soos 2- en 4-nitrofenol. Maar die mees bekende en belangrike voorbeeld van die waterstofbinding - 'n deoksiribonukleïensuur (af kort: DNA.). Dit suurmolekule gevou in 'n dubbele heliks, die twee stringe van wat met mekaar verbind deur waterstofbindings.