Länk av Hydrogen Bridge: Egenskaper, Länk i vatten och i DNA

Vätebrygga-bindning är en elektrostatisk attraktion mellan två polära grupper som uppträder när en väteatom (H) bunden till en starkt elektronegativ atom utövar attraktion på det elektrostatiska fältet hos en annan elektriskt laddad närliggande atom.

I fysik och kemi finns det krafter som genererar växelverkan mellan två eller flera molekyler, inklusive attraktionskraft eller repulsion, som kan verka mellan dessa och andra närliggande partiklar (såsom atomer och joner). Dessa krafter kallas intermolekylära krafter.

De intermolära krafterna är svagare än de som sammanfogar delarna av en molekyl från insidan ut (de intramolekylära krafterna).

Det finns fyra typer av attraktiva intermolekylära krafter: jon-dipolkrafter, dipol-dipolkrafter, van der Waals-krafter och vätebindningar.

Karakteristik av vätebryggan

Bränslebryggans bindning är mellan en "givare" atom (det elektronegativa som har väte) och en "receptor" (det elektronegativa utan väte).

Det genererar vanligtvis en energi mellan 1 och 40 Kcal / mol, vilket gör denna attraktion betydligt starkare än den som uppstod i van der Waals-interaktionen, men svagare än de kovalenta och jonbindningarna.

Det förekommer vanligtvis mellan molekyler med atomer som kväve (N), syre (O) eller fluor (F), även om det också observeras med kolatomer (C) när dessa är fästa vid högt elektronegativa atomer, som i fallet med kloroform ( CHCI3).

Varför händer facket?

Denna union uppstår, eftersom det är anslutet till en starkt elektronegativ atom, väte (en liten atom med en typiskt neutral laddning) förvärvar en delvis positiv laddning vilket gör att den börjar börja locka andra elektronegativa atomer mot sig själv.

Av detta uppstår en fackförening som, även om den inte kan klassificeras som helt kovalent, binder väte och dess elektronegativatom till denna andra atom.

De första bevisen på förekomsten av dessa bindningar observerades av en studie som mätt kokpunkten. Det noterades att inte alla dessa ökade enligt molekylvikt, som förväntat, men att det fanns vissa föreningar som krävde en högre temperatur att koka än förutspådd.

Härifrån började vi observera förekomsten av vätebindningar i elektronegativa molekyler.

Längden på länken

Den viktigaste egenskapen att mäta i en vätebindning är dess längd (längre, mindre stark), som mäts i ångström (Å).

Denna längd beror i sin tur på bindningsstyrkan, temperaturen och trycket. Nedan beskrivs hur dessa faktorer påverkar styrkan hos en vätebindning.

Länkstyrka

Bondstyrkan beror i sig på tryck, temperatur, bindningsvinkel och miljö (som kännetecknas av en lokal dielektrisk konstant).

Till exempel för molekyler med linjär geometri är facket svagare eftersom väte är längre från en atom än från en annan, men i mer slutna vinklar växer denna kraft.

temperatur

Det har undersökts att vätebindningar är benägna att bilda vid lägre temperaturer, eftersom minskningen i densitet och ökning i molekylär rörelse vid högre temperaturer medför svårigheter vid bildandet av vätebindningar.

Obligationerna kan brytas tillfälligt och / eller permanent med temperaturökningen, men det är viktigt att notera att bindningarna också gör att föreningarna har större motståndskraft mot kokning, som det är fallet med vatten.

tryck

Ju högre trycket desto större är vätebindningens styrka. Detta sker för att vid högre tryck kommer molekyläratomerna (som till exempel i isen) att vara kompaktare och detta kommer att hjälpa avståndet mellan länkens komponenter att vara mindre.

Faktum är att detta värde är nästan linjärt när man studerar för is i en graf där länklängden som hittas med trycket uppskattas.

Länk av vätebro i vattnet

Vattenmolekylen (H ₂ O) anses vara ett perfekt fall av vätebindning: varje molekyl kan bilda fyra potentiella vätebindningar med närliggande vattenmolekyler.

Det finns i varje molekyl den perfekta mängden positivt laddade väten och obundna elektronpar, vilket gör det möjligt för alla att vara involverade i bildandet av vätebindningar.

Det är därför vatten har en högre kokpunkt än andra molekyler, som till exempel ammoniak (NH3) och vätefluorid (HF).

När det gäller den första har kväveatomen bara ett par fria elektroner, vilket betyder att i en grupp av ammoniakmolekyler inte finns tillräckligt med fria par för att tillgodose behoven hos alla väten.

Det sägs att för varje ammoniakmolekyl bildas ett enkelbindning av en vätebrygga och att de andra H-atomerna är "bortkastade".

När det gäller fluor, är det snarare ett underskott av väten och "par" av elektroner är "bortkastade". Återigen finns en tillräcklig mängd vätskor och elektronpar i vatten, så det här systemet binder samman perfekt.

Länk av vätebro i DNA och andra molekyler

I proteiner och DNA kan vätebindningar också observeras: i fallet med DNA beror dubbelhelixformen på vätebindningarna mellan dess baspar (de block som utgör spiralen), vilket tillåter dessa molekyler replikeras och det finns liv som vi känner till det.

När det gäller proteiner bildar hydrogener bindningar mellan oxygener och amidväten; beroende på positionen där den uppstår, kommer olika resulterande proteinstrukturer att bildas.

Vätebindningar finns också i naturliga och syntetiska polymerer och i organiska molekyler som innehåller kväve, och andra molekyler med denna typ av fackförening studeras fortfarande i kemiområdet.