Hydrogenbindingen

Hydrogenbindingen, ook wel waterstofbruggen genoemd, zijn een soort intermoleculaire interactie die optreedt wanneer een waterstofatoom dat covalent verbonden is aan een sterk elektronegatief atoom (meestal zuurstof, stikstof of soms fluor) een aantrekkingskracht ondervindt tot een nabijgelegen elektronegatief atoom met een vrij elektronendon (de acceptor). De binding is niet covalent; ze is zwakker dan een covalente binding, maar aanzienlijk sterker dan veel andere van der Waals-interacties en kan moleculaire structuur en gedrag sterk sturen.

Een donor-atoma is meestal een O–H of N–H binding, terwijl de acceptor meestal een zuurstof-, stikstof- of fluoratoom is met een vrij paar elektronen. Voor een optimale interactie strekt de waterstof zich vaak in de richting van de acceptor; de bindingsgeometrie neigt naar een bijna lineaire oriëntatie tussen donor en acceptor, hoewel afwijkingen vaak voorkomen. De kracht van een waterstofbrug hangt af van de aard van donor en acceptor, van de afstand en van de omgeving.

Hydrogenbindingen variëren in sterkte. Typisch liggen ze in het bereik van ongeveer 4 tot 30 kilojoule per molecuul, met strengere gevallen tot ongeveer 40 kJ/mol onder specifieke omstandigheden. Ze zijn aanzienlijk zwakker dan covalente bindingen maar sterk genoeg om de fysische eigenschappen van moleculen te bepalen en om macromoleculaire structuren te stabiliseren.

Voorbeelden en belang: in water vormen waterstofbruggen een uitgebreid netwerk dat de hoge kook- en smeltpunten, cohesie en structuur verklaart. In DNA bepalen waterstofbruggen de complementaire baseparing (A-T twee bruggen; G-C drie bruggen). In eiwitten stabiliseren ze secundaire en tertiaire structuren zoals α-helixen en β-sheets. Hydrogenbindingen zijn daarom cruciaal voor chemie, biologie en materiaalwetenschap, met invloed op oplosbaarheid, reactiviteit en de morphologie van moleculaire systemen.