” Tillbaka till ordlistan
en relativt svag bindning som bildas mellan molekyler utan att dela elektroner. Det kan vara till större hjälp att tänka på dem mer som attraktioner än som ”bindningar” eftersom de är ”lätt” reversibla. Hur lätt beror på styrkan i attraktionen. Attraktionen kommer från laddningar och/eller partiella laddningar som gillar varandra. Om laddningarna är fulla och ”permanenta” (t.ex. Na+ & Cl-) kan man få en ”jonisk bindning” (även kallad saltbrygga). Dessa är relativt starka, men fortfarande inte lika starka som kovalenta bindningar, där man faktiskt delar elektroner. I den svaga änden finns ”Londons dispersionskrafter” som innebär tillfälliga laddningar som bildas slumpmässigt på grund av att elektroner i atomer rör sig mycket och ibland hamnar de i kluster tillsammans, vilket leder till övergående delvis laddade områden i den (totalt sett neutrala) molekylen. Denna partiella separation av laddningar kallas en dipol, och Londons dispersionskrafter omfattar tillfälliga dipoler. Det låter som om dessa inte skulle ha mycket kraft, men de gör att geckos kan gå uppför väggar! Icke-kovalenta bindningar kan vara svaga var för sig, men när många av dem bidrar kan de verkligen ge upphov till en allvarlig kladdighet. I mitten av styrkan finns vätebindningar, som innebär att en väteatom delar elektroner med en riktigt girig delare (en elektronegativ atom), t.ex. syre eller kväve, vilket gör att den är delvis positiv och attraheras av något elektronegativt som har ett ”ensamt par” av elektroner, vilket O & N ofta gör. H-bindningar liknar dessa Londonkrafter, men de involverar permanenta dipoler. Dipol-dipolinteraktioner & Londonkrafter kallas kollektivt för van der Waals-interaktioner, och H-bindningar är en speciell form av dipol-dipolinteraktioner. De är inte ”egentligen” speciella, de definieras bara av varifrån dipolerna kommer, och de har fått ett eget namn eftersom de förekommer ofta inom biokemin.
-
-
-
-
-
-
-
hbonds