Forskjellen mellom Van der Waals og Hydrogen Obligasjoner

Van der Waals vs Hydrogen Obligasjoner

Van der Waals styrker og hydrogenbindinger er intermolekylære attraksjoner mellom molekyler. Noen intermolekylære krefter er sterkere, og noen er svake. Disse bindingene bestemmer oppførselen til molekyler.

Van der Waals Forces

For en intermolekylær tiltrekning bør det være en ladningsavstand. Det er noen symmetriske molekyler som H2, Cl2, hvor det ikke er noen ladestoff separasjoner. Men elektroner beveger seg konstant i disse molekylene. Derfor kan det være øyeblikkelig ladningsavstand i molekylet dersom elektron beveger seg mot den ene enden av molekylet. Enden med elektronen vil ha en negativ ladning midlertidig, mens den andre enden vil ha en positiv ladning. Disse midlertidige dipoler kan indusere en dipol i det nærliggende molekylet og deretter kan det oppstå en interaksjon mellom motstående poler. Denne typen interaksjon er kjent som en indusert dipolindusert dipolinteraksjon. Videre kan det forekomme interaksjoner mellom en permanent dipol og en indusert dipol eller mellom to permanente dipoler. Alle disse inter-molekylære interaksjonene er kjent som Van der Waals-styrker.

Hydrogen Obligasjoner

Når hydrogen er festet til et elektronegativt atom som fluor, oksygen eller nitrogen, vil det oppstå en polarbinding. På grunn av elektronegativiteten vil elektronene i bindingen være mer tiltrukket av det elektronegative atomen enn til hydrogenatomet. Derfor vil hydrogenatomer få en positiv ladning delvis, mens det mer elektronegative atom vil få en negativ ladning delvis. Når to molekyler som har denne ladningsseparasjonen er like i nærheten, vil det være en tiltrekningskraft mellom hydrogen og det negativt ladede atom. Denne attraksjonen er kjent som hydrogenbinding. Hydrogenbindinger er relativt sterkere enn andre dipolinteraksjoner, og de bestemmer molekylær oppførsel. For eksempel har vannmolekyler intermolekylær hydrogenbinding. Ett vannmolekyl kan danne fire hydrogenbindinger med et annet vannmolekyl. Siden oksygen har to lone par, kan det danne to hydrogenbindinger med positivt ladet hydrogen. Da kan de to vannmolekylene bli kjent som en dimer. Hvert vannmolekyl kan binde sammen med fire andre molekyler på grunn av hydrogenbindingskapasiteten. Dette resulterer i et høyere kokepunkt for vann, selv om en vannmolekyl har en lav molekylvekt. Derfor er energien som trengs for å bryte hydrogenbindingene når de går til gassfasen høy. Videre bestemmer hydrogenbindinger krystallstrukturen av is. Det unike arrangementet av isgitter hjelper det å flyte på vann, og beskytter dermed det vannlevende livet i vinterperioden. Annet enn dette, spiller hydrogenbinding en viktig rolle i biologiske systemer. Den tredimensjonale strukturen av proteiner og DNA er utelukkende basert på hydrogenbindinger. Hydrogenbindinger kan ødelegges ved oppvarming og mekaniske krefter.