Hydrogenbinding, intermolekylær binding mellom et hydrogenatom i ett molekyl og et elektronegativt atom normalt i et annet molekyl. Molekylene kan være av samme type, men kan også være forskjellige. Mest kjent er hydrogenbindingene mellom vannmolekyler. I større molekyler, for eksempel proteiner og visse plaststoffer, kan det dannes hydrogenbindinger mellom ulike grupper i samme molekyl.

Hydrogenbinding oppstår mellom et surt hydrogenatom og et elektronegativt atom fra 2. periode i grunnstoffenes periodesystem, dvs. nitrogen, oksygen eller fluor. Hydrogenatomet trenger ikke være så surt at det gir en målbar syrereaksjon i vann, men det må ha en redusert elektrontetthet, og det gjør at H+-ioner kan avspaltes. Hydrogenbindingen er særlig sterk i vann, svakere i ammoniakk og hydrogenfluorid. I 3. periode dannes ikke hydrogenbindinger (evt. bidraget er svært lite), derfor er kokepunktet for fosfin, PH3, hydrogensulfid, H2S, og hydrogenklorid, HCl, langt lavere enn for de lettere stoffene NH3, H2O og HF. (Se figur.)

Hydrogenbindinger har en dissosiasjonsenergi på 20–40 kJ/mol, og er den sterkeste form for intermolekylære bindinger. De kan bli i størrelsesorden 10 ganger sterkere enn vanlige dipol–dipolbindinger, men er fremdeles bare en tiendedel så sterke som kovalente bindinger. Uten hydrogenbindinger ville kokepunktet for vann vært ca. –100 °C, med hydrogenbindinger er kokepunktet som kjent +100 °C. For å bryte de kovalente bindingene i vannmolekylene trenger man en temperatur på flere tusen grader.

Hydrogenet i kloroform, HCCl3, har lav elektrontetthet og er surt fordi de tre kloratomene trekker på elektronene, men kloratomene kan ikke selv bidra til hydrogenbindinger. I aceton, CH3C=OCH3, finnes et oksygen som kan binde seg til et surt hydrogen, men ingen sure hydrogenatomer. Når disse to blandes, dannes hydrogenbindinger mellom det sure hydrogenatomet i kloroform og oksygenet i aceton, med den følge at en blanding av forbindelsene har et høyere kokepunkt enn hver av de to rene forbindelsene. I mindre grad skjer tilsvarende mellom vann og etanol. Det er derfor man ikke kan få mer enn 96 % etanol ved destillasjon av vann/etanol-blandinger.

Hydrogenbindinger kan sees på som en dipolbinding forsterket med et kovalent bidrag. En modell tar utgangspunkt i at H-atomet binder sammen to elektronegative atomer, for eksempel to oksygenatomer i hvert sitt vannmolekyl. Avstanden mellom atomkjernene er her omtrent den samme som mellom to oksygenatomer i to nabo oksygenmolekyler i flytende oksygen. I denne modellen har begge oksygenatomene fullt elektronskall, og begge har negativ ladning eller utgjør den negative pol i en dipol. Hydrogenatomet kan etter denne modellen ses på som et «nakent», positivt hydrogenion som binder de to negative polene sammen. Samtidig vil det skape overlapp mellom elektronenes orbitaler på de to oksygenatomene. I visse tilfeller kan hydrogenatomet plassere seg midt mellom de to atomene, og man får en symmetrisk hydrogenbinding.

Hydrogenbindinger er viktige i organiske og biologiske forbindelser, f.eks. proteiner. Aminosyrene bindes sammen med peptidbindinger til kjeder. Proteinkjedene bindes sterkere sammen med hydrogenbindinger.

Hydrogenbindinger mellom plastmolekyler kan gi materialet stor styrke, for eksempel i Kevlar (polyamid av parafenyldiamin og tereftalsyre), som brukes i skuddsikre vester, brannsikre drakter og i ekstremt sportsutstyr.

Foreslå endringer i tekst

Foreslå bilder til artikkelen

Kommentarer

Har du spørsmål til artikkelen? Skriv her, så får du svar fra fagansvarlig eller redaktør.

Du må være logget inn for å kommentere.