Unterschied zwischen kovalenten und Wasserstoffbrücken

Hauptunterschied - kovalente vs. Wasserstoffbrücken

Chemische Bindungen sind Bindungen zwischen Atomen. Diese chemischen Bindungen sind hilfreich, um Atome zusammenzuhalten, um Moleküle und Komplexverbindungen zu bilden. Chemische Bindungen entstehen entweder aufgrund des Austauschs von Elektronen zwischen Atomen oder aufgrund der Anziehung zwischen Atomen, Ionen oder Molekülen. Kovalente Bindungen und Wasserstoffbrücken sind zwei Arten von chemischen Bindungen, die unter kovalenten Verbindungen gefunden werden können. Eine kovalente Bindung entsteht durch das Teilen von Elektronen zwischen Atomen. Aufgrund der Anziehung zweier verschiedener Moleküle zwischen zwei Atomen entsteht eine Wasserstoffbrücke. Der Hauptunterschied zwischen kovalenten und Wasserstoffbrückenbindungen ist das kovalente Bindungen sind intramolekulare Anziehungskräfte, während Wasserstoffbrückenbindungen intermolekulare Anziehungskräfte sind.

Wichtige Bereiche

1. Was sind kovalente Anleihen?
      - Definition, Bondbildung mit Beispielen
2. Was sind Wasserstoffbrücken?
      - Definition, Bondbildung mit Beispielen
3. Was sind die Ähnlichkeiten zwischen kovalenten und Wasserstoffbrücken
      - Überblick über allgemeine Funktionen
4. Was ist der Unterschied zwischen kovalenten und Wasserstoffbrücken
      - Vergleich der wichtigsten Unterschiede

Schlüsselbegriffe: Atome, Anziehungskraft, kovalente Bindung, Wasserstoffbrücke, intermolekulare Sehenswürdigkeiten, intramolekulare Sehenswürdigkeiten, Ionen, Moleküle

Was sind kovalente Anleihen?

Kovalente Bindungen sind chemische Bindungen, die durch das Teilen von Elektronen zwischen Atomen entstehen. Daher wird es als intermolekulare Anziehungskraft bezeichnet. Die Bindung wird zwischen zwei Atomen gebildet, die ungepaarte Elektronen enthalten. Diese ungepaarten Elektronen werden mit den ungepaarten Elektronen eines anderen Atoms gepaart, um eine kovalente Bindung zu bilden.

Atome können kovalente Bindungen als Einfachbindungen, Doppelbindungen oder Dreifachbindungen zwischen Atomen aufweisen. Eine kovalente Bindung umfasst ein Bindungselektronenpaar; Wenn ein ungepaartes Elektron mit einem anderen ungepaarten Elektron eines anderen Atoms gekoppelt ist, wird eine kovalente Bindung gebildet, und diese beiden Elektronen werden als Bindungselektronenpaar oder Bindungspaar bezeichnet. Daher werden in einer Doppelbindung 4 Elektronen zwischen zwei Atomen geteilt, da zwei kovalente Bindungen mit zwei Bindungspaaren vorhanden sind.

Der Hauptzweck der Bildung einer kovalenten Bindung besteht darin, die äußersten Orbitale von Atomen zu füllen, um sich zu stabilisieren. Kovalente Bindungen finden sich zwischen Nichtmetallen und Metalloiden. Kovalente Bindungen sind sehr starke Anziehungspunkte und die kovalente Bindungsstärke reicht von 100 bis 1100 kJ / mol.

Abbildung 1: Punktkreuzstruktur von Fluorwasserstoff

Das obige Bild zeigt die kovalente Bindung zwischen dem Wasserstoffatom (H) und dem Fluoratom (F). Hier zeigt die Kreuzmarkierung das ungepaarte Elektron im Wasserstoffatom an, und Punktmarkierungen zeigen die Elektronen im äußersten Orbital von Fluor.

Es gibt zwei Haupttypen kovalenter Bindungen: polare kovalente Bindungen und unpolare kovalente Bindungen. Diese beiden Bindungen werden nach der Polarität der kovalenten Bindung benannt. Die Polarität der Bindung hängt von den Elektronegativitätswerten der beiden Atome ab, die zur kovalenten Bindung beitragen. Wenn der Unterschied zwischen diesen Elektronegativitätswerten weniger als 0,4 beträgt, handelt es sich um eine unpolare kovalente Bindung. Wenn dieser Wert zwischen 0,4 und 1,7 liegt, handelt es sich um eine polare kovalente Bindung. In dem obigen Beispiel beträgt die Elektronegativität von Wasserstoff 2,2 und die Elektronegativität von Fluor beträgt 4,0. Daher ist der Unterschied (4,0-2,2) = 1,8. Daher ist es eine hochpolare kovalente Bindung.

Was sind Wasserstoffbrücken?

Wasserstoffbrücken sind Anziehungskräfte, die zwischen zwei Atomen zweier verschiedener Moleküle auftreten. Daher ist es eine intramolekulare Attraktion. Es ist eine schwache Anziehungskraft. Verglichen mit anderen Arten von intramolekularen Kräften wie polar-polaren Wechselwirkungen, unpolar-unpolaren Wechselwirkungen wie Vander-Waal-Kräften ist die Wasserstoffbrückenbindung jedoch stärker.

Wasserstoffbrücken treten zwischen polaren kovalenten Verbindungen auf. Diese Verbindungen (oder Moleküle) bestehen aus polaren kovalenten Bindungen. Eine polare kovalente Bindung entsteht aufgrund der unterschiedlichen Elektronegativitätswerte der Atome, die sich in der kovalenten Bindung befinden. Wenn dieser Unterschied groß ist, neigt das stark elektronegative Atom dazu, die Bindungselektronen zu sich hin anzuziehen. Dadurch entsteht ein Dipolmoment, bei dem dieses stark elektronegative Atom eine negative negative Ladung erhält, während das andere Atom eine positive positive Ladung erhält. Dann wird die Bindung zu einer polaren kovalenten Bindung. Wenn dieses Molekül auf ein anderes Molekül trifft, das ein solches Dipolmoment aufweist, ziehen sich die negativen und positiven Ladungen an. Diese Anziehungskraft wird als Wasserstoffbrücke bezeichnet.

Wasserstoffbrücken treten zwischen stark elektronegativen Atomen und weniger elektronegativen Atomen auf. Wasserstoffbrückenbindungen existieren, wenn wir O, N und F in einem Molekül und positiv geladenes H im anderen Molekül haben. Dies liegt daran, dass F, N und O die elektronegativsten Atome sind, die Wasserstoffbindungen bilden können. Die Stärke einer Wasserstoffbrücke kann zwischen 5 und 50 kJ / mol variieren. Die stärkste Wasserstoffbrücke tritt zwischen den HF-Atomen auf.

Abbildung 2: Wasserstoffbrücken zwischen Wassermolekülen

Wasser ist das häufigste Beispiel für eine Verbindung mit Wasserstoffbrückenbindungen. Hier kann das Sauerstoffatom eines Wassermoleküls aufgrund der Ladungstrennung in diesem Molekül ein Wasserstoffatom eines anderen Moleküls anziehen.

Ähnlichkeiten zwischen kovalenten und Wasserstoffbrücken

• Kovalente und Wasserstoffbrücken sind Arten von chemischen Bindungen.
• Beide Bindungsarten treten zwischen zwei Atomen auf.
• Beide Bindungsarten wirken zwischen zwei Atomen.

Unterschied zwischen kovalenten und Wasserstoffbrücken

Definition

Kovalente Anleihen: Kovalente Bindungen sind chemische Bindungen, die durch das Teilen von Elektronen zwischen Atomen entstehen.

Wasserstoffbrücken: Wasserstoffbrücken sind Anziehungskräfte, die zwischen zwei Atomen zweier verschiedener Moleküle auftreten.

Natur der Bindung

Kovalente Anleihen: Kovalente Bindungen sind intermolekulare chemische Bindungen.

Wasserstoffbrücken: Wasserstoffbrücken sind intramolekulare chemische Bindungen.

Chemische Spezies

Kovalente Anleihen:  Kovalente Bindungen werden zwischen zwei Atomen gebildet.

Wasserstoffbrücken: Wasserstoffbrücken werden zwischen zwei Atomen zweier verschiedener Moleküle gebildet.

Haftfestigkeit

Kovalente Anleihen: Die Bindungsstärke der kovalenten Bindung kann von 100 bis 1100 kJ / mol variieren.  

Wasserstoffbrücken: Die Bindungsstärke der Wasserstoffbrückenbindung kann von 5 bis 50 kJ / mol variieren.

Fazit

Sowohl kovalente Bindungen als auch Wasserstoffbrücken sind chemische Bindungen. Kovalente Bindungen sind stärker als Wasserstoffbrückenbindungen. Dies liegt daran, dass eine kovalente Bindung aufgrund des Austauschs von Elektronen zwischen zwei Atomen gebildet wird, während eine Wasserstoffbrücke aufgrund der Anziehung zwischen zwei Molekülen gebildet wird. Der Hauptunterschied zwischen kovalenten und Wasserstoffbrückenbindungen besteht darin, dass kovalente Bindungen intramolekulare Attraktionen sind, während Wasserstoffbrückenbindungen intermolekulare Attraktionen sind.

Verweise:

1. Libretexte "Wasserstoffbrücken". Chemie LibreTexts, hier erhältlich. 17 Jan. 2017. Abgerufen am 16. Aug. 2017.
2. "Kovalente Bindung". BBC, hier erhältlich. Abgerufen am 16. August 2017.

Bildhöflichkeit:

1. “Hydrogen-fluoride-2D-dot-cross” von Benjah-bmm27 - Eigene Arbeit (Public Domain) über Commons Wikimedia
2. "Wasserstoffbrücken-in-Wasser-2D" (Public Domain) über Commons Wikimedia