Forskjell mellom hydrogenbinding og ionisk binding

Hydrogen Bond vs Ionic Bond

Kjemiske bindinger holder atomer og molekyler sammen. Obligasjoner er viktige for å bestemme kjemisk og fysisk oppførsel av molekyler og atomer. Som foreslått av den amerikanske kjemiker G. N. Lewis, er atomer stabile når de inneholder åtte elektroner i valensskallet. De fleste av atomene har mindre enn åtte elektroner i deres valensskjell (unntatt de edle gasser i gruppe 18 i det periodiske bordet); derfor er de ikke stabile. Disse atomene har en tendens til å reagere med hverandre for å bli stabil. Dermed kan hvert atom oppnå en edelgass elektronisk konfigurasjon. Jonisk binding er en slik kjemisk binding, som forbinder atomer i kjemiske forbindelser. Hydrogenbindinger er intermolekylære attraksjoner mellom molekyler.

Hydrogenbindinger

Når hydrogen er bundet 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 hydrogenatom få en delvis positiv ladning, mens det mer elektronegative atom vil få en delvis negativ ladning. Når to molekyler som har denne ladningsseparasjonen er 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 energi 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 denne hydrogenbindingen spiller 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.

Joniske bindinger

Atomer kan få eller miste elektroner og danner henholdsvis negative eller positive ladede partikler. Disse partiklene kalles ioner.Det er elektrostatiske interaksjoner mellom ioner. Jonisk binding er den attraktive kraften mellom disse motsatt ladede ioner. Styrken til de elektrostatiske interaksjonene påvirkes i stor grad av atomgens elektronegativiteter i et ionbinding. Elektronegativitet gir en måling av atomernes affinitet for elektroner. Et atom med høy elektronegativitet kan tiltrekke seg elektroner fra et atom med lavt elektronegativitet for å danne et ionisk bindemiddel. For eksempel har natriumklorid en ionbinding mellom natriumion og kloridion. Natrium er et metall; derfor har den en svært lav elektronegativitet (0,9) sammenlignet med klor (3,0). På grunn av denne elektronegativitetsforskjellen kan klor tiltrekke seg et elektron fra natrium og danne Cl- og Na + -ioner. På grunn av dette får begge atomene stabil, edelgass elektronisk konfigurasjon. Cl- og Na + holdes sammen av attraktive elektrostatiske krefter, og danner dermed en ionbinding.

Hva er forskjellen mellom Hydrogen Bond og Ionic Bond? • Joniske bindinger er resultert i ioniske forbindelser. Hydrogenbindinger er intermolekylære bindinger. • Joniske bindinger er sterkere enn hydrogenbindinger. • For å ha et hydrogenbinding, bør hydrogenatom være der. Joniske bindinger kan forekomme mellom metall og ikke-metallatom. • Jonisk binding eksisterer mellom permanente anioner og kationer, mens hydrogenbindinger eksisterer mellom partielle positive og partielle negative kostnader.