Waterstofbinding

Hierdie soort verbinding behels altyd 'n waterstofatoom en die aantrekkingsenergie is by benadering omtrent so sterk soos swak kovalente verbindings (155 kJ/mol), daarom die naam – Waterstofbinding. 'n Tipiese kovalente verbinding is slegs sowat 20 keer sterker as 'n intramolekulêre waterstofbinding. Hierdie aantrekkingskragte kan tussen molekules (“intermolekulêr”) of tussen verskillende dele van dieselfde molekuul (“intramolekulêr”) voorkom. Die waterstofbinding is 'n is 'n baie sterk vaste dipool-dipool van der Waals-Keesomkrag, maar swakker as kovalente-, ioniese- en metaalbindings. Die sterkte van waterstofbinding lê iewers tussen kovalente- en elektrostatiese intermolekulêre aantrekkingskragte.

Intermolekulêre waterstofbinding is verantwoordelik vir die hoë kookpunt van water (100 °C). Intramolekulêre waterstofbinding is deels verantwoordelik vir die sekondêre, tertiêre en kwarternêre strukture van proteïene en nukleoonsure

'n Waterstofbinding kom voor waar 'n waterstofatoom aan 'n relatiewe elektronegatiewe atoom verbind. Die elektronegatiewe atoom is gewoonlik fluoor, suurstof of stikstof. 'n Voorbeeld van so 'n molekuul is etanol wat 'n waterstofatoom het wat aan 'n suurstofatoom verbind is. Waterstofbindings is ook moontlik in molekules waar ander atome aan elektronegatiewe atome verbind is nie, soos in die geval van diëtieleter.

Koolstof kan ook deelneem aan waterstofbinding, veral as die koolstof aan verskeie elektronegatiewe atome verbind is, soos in die geval van chloroform, CHCl₃. Die elektronegatiewe atoom trek die elektronwolk rondom die waterstofkern aan en laat die atoom met 'n gedeeltelik positiewe lading. Vanweë die kleinheid van 'n waterstofatoom relatief tot ander atome en molekules, verteenwoordig die gevolglike lading 'n hoë ladingsdigtheid al is dit slegs 'n gedeeltelike lading. 'n Waterstofbinding word gevorm as hierdie sterk positiewe ladingsdigtheid 'n alleenpaar elektrone van 'n ander heteroatoom aantrek, wat dan ook die akseptor genoem word.

Waterstofbinding word dikwels beskryf as 'n dipool-dipool interkasie. Dit toon egter ook kenmerke van kovalente bindings: dit kom in 'n spesifieke rigting voor, is sterk, skep interatomiese afstande korter as die som van die Van der Waals radiusse en betrek 'n beperkte aantal deelnemers aan die interaksie wat as 'n soort valensie beskou kan word. Hierdie kovalente kenmerke is meer beduidend as akseptors bind aan waterstofatome in verbinding met meer elektronegatiewe atome.

• George A. Jeffrey. An Introduction to Hydrogen Bonding (Topics in Physical Chemistry). Oxford University Press, VSA (13 Maart 1997). ISBN 0-19-509549-9
• C.Q. Sun, Relaxation of the Chemical Bond. Springer Series in Chemical Physics 108. Heidelberg. 807 pp. 2014 ISBN 978-981-4585-20-0
• Y. Huang, X. Zhang, Z. Ma, Y. Zhou, W. Zheng, J. Zhou, eb C.Q. Sun, Hydrogen-bond relaxation dynamics: resolving mysteries of water ice. Coord. Chem. Rev., 2014. DOI: 10.1016/j.ccr.2014.10.003.