Ponte de hidrogênio: principais características

A ligação da ponte de hidrogênio é uma atração eletrostática entre dois grupos polares que ocorre quando um átomo de hidrogênio (H) ligado a um átomo altamente eletronegativo exerce uma atração no campo eletrostático de outro átomo próximo carregado eletronegativamente.

Na física e na química, existem forças que geram interação entre duas ou mais moléculas, incluindo forças de atração ou repulsão, que podem agir entre essas e outras partículas próximas (como átomos e íons). Essas forças são chamadas forças intermoleculares.

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Duas moléculas auto-montadas em um complexo dímero através de quatro ligações de hidrogênio.

As forças intermolares são de natureza mais fraca do que aquelas que unem partes de uma molécula de dentro para fora (forças intramoleculares).

Entre as atraentes forças intermoleculares, existem quatro tipos: forças íon-dipolo, forças dipolo-dipolo, forças van der Waals e ligações de hidrogênio.

Características do link da ponte de hidrogênio

A ligação da ponte de hidrogênio ocorre entre um átomo “doador” (o eletronegativo que o hidrogênio possui) e um “receptor” (o eletronegativo sem o hidrogênio).

Geralmente gera uma energia entre 1 a 40 Kcal / mol, tornando essa atração consideravelmente mais forte do que a ocorrida na interação van der Waals, mas mais fraca que as ligações covalentes e iônicas.

Geralmente ocorre entre moléculas com átomos como nitrogênio (N), oxigênio (O) ou flúor (F), embora também seja observado com átomos de carbono (C) quando eles estão ligados a átomos altamente eletronegativos, como no caso do clorofórmio ( CHCl 3 ).

Por que a união ocorre?

Essa união ocorre porque, sendo ligado a um átomo altamente eletronegativo, o hidrogênio (um átomo pequeno com uma carga tipicamente neutra) adquire uma carga parcialmente positiva, fazendo com que comece a atrair outros átomos eletronegativos para si.

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A partir daqui, surge uma união que, embora não possa ser classificada como totalmente covalente, liga o hidrogênio e seu átomo eletronegativo a esse outro átomo.

As primeiras evidências da existência desses elos foram observadas em um estudo que mediu os pontos de ebulição. Observou-se que nem todos aumentaram de acordo com o peso molecular, conforme o esperado, mas que havia certos compostos que exigiam uma temperatura de ebulição mais alta do que o previsto.

A partir daqui, a existência de ligações de hidrogênio nas moléculas eletronegativas começou a ser observada.

Comprimento do link

A característica mais importante a ser medida em uma ligação de hidrogênio é seu comprimento (mais longo, menos forte), medido em angstrom (Å).

Por sua vez, esse comprimento depende da resistência da união, temperatura e pressão. A seguir, descreve como esses fatores influenciam a força de uma ligação de ponte de hidrogênio.

Força de ligação

A resistência da ligação depende da pressão, temperatura, ângulo de conexão e ambiente (que é caracterizado por uma constante dielétrica local).

Por exemplo, para moléculas de geometria linear, a união é mais fraca porque o hidrogênio está mais distante de um átomo do que de outro, mas em ângulos mais fechados essa força cresce.

Temperatura

Foi estudado que as ligações de hidrogênio são propensas a se formar em temperaturas mais baixas, uma vez que a diminuição da densidade e o aumento do movimento molecular em temperaturas mais altas causam dificuldades na formação de ligações de hidrogênio.

As ligações podem ser rompidas temporariamente e / ou permanentemente com o aumento da temperatura, mas é importante notar que as ligações também fazem com que os compostos tenham maior resistência à ebulição, como é o caso da água.

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Pressão

Quanto maior a pressão, maior a força da ligação de hidrogênio. Isso acontece porque, a pressões mais altas, os átomos da molécula (como no gelo) ficam mais compactados e isso ajuda a diminuir a distância entre os componentes da ligação.

De fato, esse valor é quase linear ao estudar gelo em um gráfico que mostra o comprimento do link encontrado com a pressão.

Ponte de hidrogênio na água

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Molécula de água com ligações de hidrogênio.

A molécula de água (H 2 O) é considerada um caso ideal de se ligar por ligação hidrogénio: cada molécula pode formar ligações de hidrogénio quatro potenciais moléculas de água próximas.

Existe em cada molécula a quantidade perfeita de hidrogênios com carga positiva e pares de elétrons não ligados, tornando todos capazes de se envolver na ligação de hidrogênio.

Isso é porque a água tem um ponto de ebulição mais elevado do que outras moléculas, por exemplo, amoníaco (NH 3 ) e fluoreto de hidrogénio (HF).

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No primeiro caso, o átomo de nitrogênio possui apenas um par livre de elétrons, e isso significa que em um grupo de moléculas de amônia não há pares livres suficientes para atender às necessidades de todos os hidrogênios.

Diz-se que para cada molécula de amônia é formada uma única ligação de hidrogênio e que os outros átomos de H são “desperdiçados”.

No caso do fluoreto, há um déficit de hidrogênio e os pares de elétrons são “desperdiçados”. Novamente, na água há uma quantidade adequada de pares de hidrogênio e elétrons, portanto esse sistema se liga perfeitamente.

Ligação de ponte de hidrogênio no DNA e outras moléculas

No hidrogênio e nas proteínas, a ligação de hidrogênio também pode ser observada: no caso do DNA, a forma de dupla hélice é devida a ligações de hidrogênio entre seus pares de bases (os blocos que compõem a hélice), que permitem essas moléculas se replicam e existe vida como a conhecemos.

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No caso das proteínas, os hidrogênios formam ligações entre hidrogênio de oxigênio e amida; Dependendo da posição em que ocorre, diferentes estruturas proteicas resultantes serão formadas.

As ligações de hidrogênio também estão presentes em polímeros naturais e sintéticos e em moléculas orgânicas que contêm nitrogênio, e outras moléculas com esse tipo de ligação ainda estão sendo estudadas no mundo da química.

Referências

  1. Ligação de hidrogênio (sf). Wikipedia Obtido em en.wikipedia.org
  2. Desiraju, GR (2005). Instituto Indiano de Ciência, Bangalore. Obtido em ipc.iisc.ernet.in
  3. Mishchuk, NA e Goncharuk, VV (2017). Sobre a natureza das propriedades físicas da água. Khimiya e Tekhnologiya Vody.
  4. Química, WI (sf). O que é química? Obtido de whatischemistry.unina.it
  5. Chemguide (sf). ChemGuide Obtido em chemguide.co.uk

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