Konparaketa honek hidrogeno loturen eta Van der Waals indarren arteko desberdintasunak aztertzen ditu, molekulen arteko bi erakarpen nagusiak direnak. Biak ezinbestekoak diren arren substantzien propietate fisikoak zehazteko, nabarmen desberdinak dira beren elektrostatikan, lotura-energian eta haien eraketarako beharrezkoak diren baldintza molekular espezifikoetan.
Dipolo-dipolo erakarpen indartsua hidrogenoa nitrogeno, oxigeno edo fluor bezalako atomo oso elektronegatiboei lotzen zaienean gertatzen da.
Atomo eta molekula guztien arteko erakarpen ahul eta unibertsalak, elektroi-dentsitatearen aldi baterako gorabeherak eragindakoak.
| Ezaugarria | Hidrogeno lotura | Van der Waals indarrak |
|---|---|---|
| Indar erlatiboa | Molekulen arteko indarrik indartsuena | Molekulen arteko indar ahulena |
| Substantzia inplikatuak | HN, HO edo HF loturak dituzten molekulak | Atomo eta molekula guztiak |
| Iraunkortasuna | Dipolo interakzio iraunkorra | Askotan aldi baterakoa edo gorabeheratsua |
| Irakite-puntuaren gaineko eragina | Irakite-puntuak nabarmen handitzen ditu | Irakite-puntuetarako ekarpen txikia |
| Distantziaren menpekotasuna | Distantzia laburretan jarduten du | Oso distantzia laburretan jarduten du |
| Biologian duen eginkizuna | DNAren baseen parekatzea eta proteinen tolestura | Mintzaren egonkortasuna eta entzimen lotura |
Hidrogeno loturak dipolo sendo eta iraunkor batetik sortzen dira, hidrogenoari bere elektroi-dentsitatea kentzen dionean, oso elektronegatiboa den bizilagun batek (N, O edo F). Horrek molekulen inguruko bikote bakartietara erakartzen den protoi "biluzi" bat uzten du. Van der Waals indarrak, zehazki Londoneko sakabanaketa-indarrak, elektroien etengabeko mugimenduaren ondorioz sortzen dira, eta horrek une bateko dipolo keinukariak sortzen ditu, antzeko kargak eragiten dituztenak ondoko atomoetan.
Erakarpen kimikoen hierarkian, hidrogeno loturak Van der Waals indarrak baino hamar aldiz indartsuagoak dira gutxi gorabehera, baina lotura kobalenteak baino askoz ahulagoak dira oraindik. Van der Waals elkarrekintza bakarra hutsala den arren, indartsu bihur daitezke molekula handietan (polimeroetan bezala), non erakarpen txiki horietako milaka indar total esanguratsu bat osatzen duten.
Hidrogeno loturen presentziak azaltzen du zergatik den ura likido giro-tenperaturan gas bat baino; bero handia behar da erakarpen indartsu horiek hausteko. Alderantziz, Van der Waals indarrak dira Neon bezalako gas nobleak edo Metano bezalako molekula ez-polarrak likidotu ahal izateko arrazoi bakarra, nahiz eta hori tenperatura oso baxuetan bakarrik gertatzen den indarraren ahultasunagatik.
Hidrogeno loturak oso norabidezkoak dira, hau da, atomoak geometria espezifiko batean lerrokatu behar dira lotura sendoena izan dadin, eta hori funtsezkoa da DNAren helize bikoitzeko egiturarako. Van der Waals indarrak ez-norazkoak eta unibertsalak dira; partikula guztiei eragiten dien estaldura itsaskor baten antzera jokatzen dute, haien orientazioa edozein dela ere, ukitzeko bezain hurbil badaude.
Hidrogeno loturak lotura kobalenteak bezalako "benetako" lotura kimikoak dira.
"Lotura" izena izan arren, molekula arteko erakarpen sendoak dira, egia esan. Ez dute elektroien partekatzea edo transferentziarik eragiten espezie kimiko berri bat sortzeko, nahiz eta beste dipolo interakzio batzuk baino askoz indartsuagoak izan.
Van der Waals indarrak molekula ez-polarretan bakarrik existitzen dira.
Van der Waals indarrak atomo eta molekula guztien artean existitzen dira, salbuespenik gabe. Molekula polarretan, dipolo-dipolo edo hidrogeno lotura bezalako indar handiagoek itzaltzen dituzte, besterik gabe.
Hidrogenoak lotura hauek edozein elementu elektronegatiborekin sor ditzake.
Hidrogeno loturak nitrogeno, oxigeno eta fluorrera mugatzen dira bereziki. Kloro bezalako elementuek elektronegatibotasun handia dute, baina handiegiak dira hidrogeno atomoa benetako hidrogeno lotura bat eratzeko behar bezain hurbil egon ez dadin.
Van der Waals indarrak beti dira ahulegiak axola izateko.
Sistema handietan, ezinbestekoak dira. Adibidez, gekoek beirazko gainazal bertikaletan ibil daitezke, behatz-ileen eta gainazalaren arteko milioika Van der Waals interakzioen efektu metatuari esker.
Substantzia polarretan dauden irakite-puntu altuak eta forma molekular espezifikoak azaltzeko, hidrogeno-loturak aukeratu. Van der Waals indarrak erabili partikula guztien arteko itsaskortasun unibertsala deskribatzeko, batez ere gas ez-polarretan eta molekula organiko handien egitura-osotasunean.
Konparaketa honek materiaren aldaketa fisiko eta kimikoen arteko oinarrizko desberdintasunak aztertzen ditu, egitura molekularrean, energia-trukean eta itzulgarritasunean arreta jarriz. Bereizketa hauek ulertzea ezinbestekoa da substantziek mundu naturalean eta laborategiko ingurune kontrolatuetan nola elkarreragiten duten ulertzeko, beha daitezkeen propietateen eta barne-konposizioen bidez.
Alkanoen eta alkenoen arteko desberdintasunak azaltzen dituen konparazioa da hau, kimika organikoan, egitura, formulak, erreaktibitatea, erreakzio tipikoak, propietate fisikoak eta erabilera arruntak aztertzen dituena, karbono-karbono lotura bikoitzaren presentziak edo ausentziak beren portaera kimikoan duen eragina erakusteko.
Funtsean lotuta egon arren, aminoazidoek eta proteinek eraikuntza biologikoaren etapa desberdinak adierazten dituzte. Aminoazidoek eraikuntza molekularreko banakako blokeak dira, eta proteinak, berriz, unitate hauek sekuentzia espezifikoetan elkartzen direnean sortzen diren egitura funtzional konplexuak dira, organismo bizidun baten ia prozesu guztiak elikatzeko.
Konparaketa honek azido sendoen eta ahulen arteko bereizketa kimikoak argitzen ditu, uretan duten ionizazio-maila desberdinetan arreta jarriz. Lotura molekularren indarrak protoi askapena nola baldintzatzen duen aztertuz, desberdintasun horiek pH mailetan, eroankortasun elektrikoan eta erreakzio kimikoen abiaduran nola eragiten duten aztertzen dugu laborategiko eta industria-inguruneetan.
Kimikaren barruan azido eta baseen arteko konparazioa aztertzen da, euren ezaugarri definitzaileak, disoluzioetan duten portaera, propietate fisiko eta kimikoak, adibide arruntak eta eguneroko zein laborategiko testuinguruetan nola desberdintzen diren azalduz, erreakzio kimikoetan, adierazleetan, pH mailetan eta neutralizazioan duten zeregina argitzeko.
