Enllaç d'hidrogen
El enllaç d'hidrogen és la força eminentment electrostàtica atractiva entre un àtom electronegativo i un àtom d'hidrogen unit covalentemente a un atre àtom electronegativo. Resulta de la formació d'una força carrega-dipol en un àtom d'hidrogen unit a un àtom de nitrogen, oxigen o flúor (d'ahí el nom de "enllaç d'hidrogen"), que no deu confondre's en un enllaç covalente a àtoms d'hidrogen. L'energia d'un enllaç d'hidrogen (típicament de 5 a 30 kJ/mol) és significativament menor a la dels enllaços covalente dèbils (155 kJ/mol), i un enllaç covalente típic és solament 20 voltes més fort que un enllaç d'hidrogen intermolecular. Estes lligam poden ocórrer entre molècules (intermolecularidad), o entre diferents parts d'una mateixa molècula (intramolecularidad).[2] L'enllaç d'hidrogen és una força electrostàtica dipol-dipol fixa molt fort quan estan moltes molècules unides, ya que dona gran estabilitat, pero més dèbil que l'enllaç covalente o l'enllaç iònic. La força de l'enllaç d'hidrogen s'ubica en algun lloc intermig entre un enllaç covalente i una força de Van der Waals (força de dispersió). Este tipo d'unió ocorre tant en molècules inorgàniques tals com l'aigua, i en molècules orgàniques com l'ADN.
L'enllaç d'hidrogen intermolecular és responsable del punt d'ebullició alt del aigua (100 °C). Açò és pel fort enllaç d'hidrogen, en contrast als atres hidrurs de calcógenos. L'enllaç d'hidrogen intramolecular és responsable parcialment de l'estructura secundària, estructura terciaria i estructura cuaternaria de les proteïnas i àcits nucleicos.
Enllaç
[editar | editar còdic]Un àtom d'hidrogen unit a un àtom relativament electronegativo és un àtom donant de l'enllaç d'hidrogen.[3] Este àtom electronegativo pot ser flúor, oxigen o nitrogen. Un àtom electronegativo tal com el flúor, oxigen o nitrogen és un «acceptor» d'enllaç d'hidrogen, sense importar si està enllaçat covalentemente o no a un àtom d'hidrogen. Un eixemple d'un donant d'enllaç d'hidrogen és l'etanol, que té un àtom d'hidrogen enllaçat covalentemente a l'oxigen; un eixemple de «acceptor» d'enllaç d'hidrogen que no té un àtom d'hidrogen enllaçat covalentemente a ell és l'àtom d'oxigen en l'éter dietílico.
El carbono també pot participar en enllaços d'hidrogen, quan l'àtom de carbono està enllaçat a alguns àtoms electronegativos, com en el cas de cloroform, CHCl3. L'àtom electronegativo atrau el núvol electrònic al voltant del núcleu d'hidrogen i, en descentralisar el núvol, deixa a l'àtom en una càrrega positiva parcial. Pel menut tamany de l'hidrogen en comparació a atres àtoms i molècules, la càrrega resultant, encara que solament parcial, representa una gran densitat de càrrega. Un enllaç d'hidrogen resulta quan esta densitat de càrrega positiva forta atrau a un parell lliure d'electrons d'un atre heteroátomo, que es convertix en el «acceptor» d'enllaç d'hidrogen.
L'enllaç d'hidrogen sol ser descrit com una interacció electrostàtica dipol-dipol. No obstant, també té algunes característiques de l'enllaç covalente: és direccional, fort, produïx distàncies interatómicas menors que la suma dels radis de van der Waals, i usualment involucra un número llimitat de companyers d'interacció, que pot ser interpretat com un tipo de valència. Estes característiques covalente són més significatives quan els «aceptores» s'unixen a àtoms d'hidrogen de donants més electronegativos.
La naturalea parcialment covalente d'un enllaç d'hidrogen dona orige a les preguntes: "¿A quina molècula pertany el núcleu d'hidrogen?" i "¿Quin deuria ser etiquetat com a 'donant' i quin com a 'acceptor'?" Generalment, és fàcil determinar açò basant-se simplement en les distàncies interatómicas del sistema X—H...I: típicament, la distància X—H és 1.1 Å, mentres que la distancia H...I és 1.6 a 2.0 Å. Els líquits que mostren enllaç d'hidrogen es diuen líquits associatius.
Els enllaços d'hidrogen poden variar en força, des de molt dèbils (1-2 kJ mol−1) a extremadament forts (>155 kJ mol−1), com en el ion HF2−.[4] Alguns valors típics inclouen:
- F—H...F (155 kJ/mol)
- O—H...N (29 kJ/mol)
- O—H...O (21 kJ/mol)
- N—H...N (13 kJ/mol)
- N—H...O (8 kJ/mol)
- +OH3...:OH2 (18 kJ/mol[5]) (Informació obtinguda usant dinàmica molecular com es detalla en la referència, i deuria ser comparada en 7.9 kJ/mol per a aigua en bruto, obtinguda també usant la mateixa dinàmica molecular.)
La llongitut dels enllaços d'hidrogen depén de la força de l'enllaç. La força de l'enllaç mateixa és depenent de la temperatura, pressió, àngul d'enllaç i ambient (generalment caracterisat per la constant dielèctrica local). La llongitut típica d'un enllaç d'hidrogen en aigua és 1.97 Å (197 pm). L'àngul d'enllaç ideal depén de la naturalea del donant de l'enllaç d'hidrogen. Els resultats experimentals del donant fluorur d'hidrogen en diversos «aceptores» mostren els següents ànguls:[6]
| Acceptor···Donant | Simetria TREPEV | Àngul (°) |
| HCN···HF | llineal | 180 |
| H2CO ··· HF | trigonal plana | 110 |
| H2O ··· HF | piramidal | 46 |
| H2S ··· HF | piramidal | 89 |
| SO2 ··· HF | trigonal plana | 145 |
Història
[editar | editar còdic]En el seu llibre The Nature of the Chemical Bond (en espanyol: La Naturalea de l'Enllaç Químic), Linus Pauling concedix els crèdits a T.S. Moore i T.F. Winmill de la primera menció de l'enllaç d'hidrogen, en 1912 (J. Chem. Soc. 101, 1635). Moore i Winmill varen usar l'enllaç d'hidrogen per a justificar el fet que l'hidròxit de trimetilamonio és una base més dèbil que el hidròxit de tetrametilamonio. La descripció de l'enllaç d'hidrogen en la seua forma més coneguda, en l'aigua, va vindre alguns anys despuix, en 1920, per Latimer i Rodebush (JACS, 42, 1419).
Referències
[editar | editar còdic]- ↑ Felix H. Beijer, Huub Kooijman, Anthony L. Spek, Rint P. Sijbesma, E. W. Meijer(1998).Angew. Chem. Int. Ed..37
- 75–78.doi:10.1002/(SICI)1521-3773(19980202)37:1/2<75::AID-ANIE75>3.0.CO;2-R.
- ↑ Plantilla:GoldBookRef
- ↑ Campbell (2006). Biology: Exploring Life, Boston, Massachusetts: Pearson Prentice Hall. ISBN 0-13-250882-6.
- ↑ Emsley, J.(1980).Chemical Society Reviews.9
- 91–124.doi:10.1039/cs9800900091.
- ↑ Omer Markovitch and Noam Agmon(2007).J. Phys. Chem. A.111(12)
- 2253–2256.doi:10.1021/jp068960g.
- ↑ A. C. Legon;D. J. Millen. Chem. Soc. Rev. 1987, 16,467-498.[1]
- Este artícul conté una traducció derivada de «Enlace de hidrógeno» de Wikipedia en castellà publicada baix la Llicència de documentació lliure de GNU i la Llicència Creative Commons Reconeiximent-CompartirIgual 4.0 Internacional.