Waterstofbinding is een belangrijk onderwerp in de chemie en het ondersteunt het gedrag van veel van de stoffen waarmee we dagelijks in wisselwerking staan, vooral water. Het begrijpen van waterstofbinding en waarom het bestaat is een belangrijke stap in het begrijpen van intermoleculaire binding en chemie in het algemeen. Waterstofbinding wordt uiteindelijk veroorzaakt door het verschil in netto elektrische lading in sommige delen van specifieke moleculen. Deze geladen secties trekken andere moleculen aan met dezelfde eigenschappen.

TL; DR (te lang; niet gelezen)

Waterstofbinding wordt veroorzaakt door de neiging van sommige atomen in moleculen om elektronen aan te trekken meer dan hun bijbehorende atoom. Dit geeft het molecuul een permanent dipoolmoment - het maakt het polair - dus het werkt als een magneet en trekt het tegenovergestelde uiteinde van andere polaire moleculen aan.
Elektronegativiteit en permanente dipoolmomenten

De eigenschap van elektronegativiteit veroorzaakt uiteindelijk waterstofbinding. Wanneer atomen covalent aan elkaar zijn gebonden, delen ze elektronen. In een perfect voorbeeld van covalente binding, worden de elektronen gelijk verdeeld, dus de gedeelde elektronen liggen ongeveer halverwege tussen het ene atoom en het andere. Dit is echter alleen het geval wanneer de atomen even effectief zijn in het aantrekken van elektronen. Het vermogen van atomen om de bindende elektronen aan te trekken staat bekend als elektronegativiteit, dus als elektronen worden gedeeld tussen atomen met dezelfde elektronegativiteit, dan zijn de elektronen gemiddeld ongeveer halverwege tussen hen (omdat elektronen continu bewegen).

Als het ene atoom is elektronegatiever dan het andere, de gedeelde elektronen worden dichter naar dat atoom getrokken. Elektronen zijn echter geladen, dus als ze meer geneigd zijn om rond het ene atoom samen te komen dan het andere, heeft dit invloed op de ladingsbalans van het molecuul. In plaats van elektrisch neutraal te zijn, krijgt het meer elektronegatieve atoom een lichte netto negatieve lading. Omgekeerd eindigt het minder elektronegatieve atoom met een lichte positieve lading. Dit verschil in lading produceert een molecuul met een zogenaamd permanent dipoolmoment, en dit worden vaak polaire moleculen genoemd.
Hoe waterstofbruggen werken

Polaire moleculen hebben twee geladen secties in hun structuur. Op dezelfde manier als het positieve uiteinde van een magneet het negatieve uiteinde van een andere magneet aantrekt, kunnen de tegenovergestelde uiteinden van twee polaire moleculen elkaar aantrekken. Dit fenomeen wordt waterstofbinding genoemd omdat waterstof minder elektronegatief is dan moleculen waarmee het vaak bindt, zoals zuurstof, stikstof of fluor. Wanneer het waterstofuiteinde van het molecuul met een netto positieve lading dicht bij de zuurstof, stikstof, fluor of een ander elektronegatief uiteinde komt, is het resultaat een molecuul-molecuulbinding (een intermoleculaire binding), die anders is dan de meeste andere vormen van binding die u tegenkomt in de chemie, en het is verantwoordelijk voor enkele van de unieke eigenschappen van verschillende stoffen.

Waterstofbindingen zijn ongeveer 10 keer minder sterk dan de covalente bindingen die de afzonderlijke moleculen bij elkaar houden. Covalente bindingen zijn moeilijk te verbreken omdat dit veel energie vereist, maar waterstofbindingen zijn zwak genoeg om relatief gemakkelijk te worden verbroken. In een vloeistof verdringen veel moleculen zich en dit proces leidt ertoe dat waterstofbruggen breken en hervormen wanneer de energie voldoende is. Evenzo verbreekt het verwarmen van de stof sommige waterstofbindingen om effectief dezelfde reden.
Waterstofbinding in water

Water (H _{2O) is een goed voorbeeld van waterstofbinding in actie. Het zuurstofmolecuul is meer elektronegatief dan waterstof, en beide waterstofatomen bevinden zich aan dezelfde kant van het molecuul in een "v" -formatie. Dit geeft de zijde van het watermolecuul met de waterstofatomen een netto positieve lading en de zuurstofzijde een netto negatieve lading. De waterstofatomen van één watermolecule binden zich daarom aan de zuurstofzijde van andere watermoleculen.}

Er zijn twee waterstofatomen beschikbaar voor waterstofbinding in water, en elk zuurstofatoom kan waterstofbruggen van twee "accepteren" andere bronnen. Dit houdt de intermoleculaire binding sterk en verklaart waarom water een hoger kookpunt heeft dan ammoniak (waar de stikstof slechts één waterstofbinding kan accepteren). Waterstofbinding verklaart ook waarom ijs meer volume inneemt dan dezelfde massa water: de waterstofbruggen worden op hun plaats gefixeerd en geven het water een meer regelmatige structuur dan wanneer het een vloeistof is.