Los Puentes de Hidrógeno
El puente de hidrógeno es un
enlace que se establece entre moléculas capaces de generar cargas parciales. El
agua, es la sustancia en donde los puentes de hidrógeno son más efectivos, en
su molécula, los electrones que intervienen en sus enlaces, están más cerca del
oxígeno que de los hidrógenos y por esto se generan dos cargas parciales
negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se
encuentran los hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y
negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las
partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales
negativas. De tal suerte que una sola molécula de agua puede unirse a
otras 4 moléculas de agua a través de 4
puentes de hidrógeno. Esta característica es la que hace al agua un líquido muy especial.
Los puentes de Hidrógeno en el agua.
Los puentes de Hidrógeno, se
forman por átomos de Hidrógeno localizados entre átomos electronegativos.
Cuando un átomo de Hidrógeno está unido covalentemente, a una átomo
electronegativo, ej. Oxígeno o Nitrógeno, asume una densidad (d) de carga
positiva, debido a la elevada electronegatividad del átomo vecino. Esta
deficiencia parcial en electrones, hace a los átomos de Hidrógeno susceptibles
de atracción por los electrones no compartidos en los átomos de Oxígeno o
Nitrógeno
Figura: configuración electrónica del Oxígeno
El puente de Hidrógeno es relativamente débil entre
-20 y -30 kJ mol-1, la fuerza de enlace aumenta al aumentar la
electronegatividad y disminuye con el tamaño de los átomos participantes. Por
tanto, el puente de Hidrógeno existe en numerosas moléculas no solo en el agua.
Aquí solo se tratará lo referente al agua.
La estructura del agua favorece
las interacciones para formar puentes de Hidrógeno, el arreglo siempre es
perpendicular entre las moléculas participantes, además, es favorecido por que
cada protón unido a un Oxígeno muy electronegativo encuentra un electrón no
compartido con el que interactúa uno a uno.
De lo anterior se concluye que cada átomo d Oxígeno en el agua
interacciona con 4 protones, dos de ellos unidos covalentemente y dos a través
de puentes de Hidrógeno.
Estudios de difracción de rayos X indican que la distancia entre los átomos de Oxígeno que intervienen en el puente de Hidrógeno, están separados por 0.28 nm lo que indica un arreglo tetraédrico de las moléculas de agua, además los puentes de Hidrógeno:
Figura:
representación de una molécula tetraédrica del agua.
La colinealidad de los puentes es
muy importante, un alejamiento de 10° ocasiona la que el puente se rompa. Linnus
Pauling postuló a partir de observaciones de las transiciones moleculares (i.e.
el movimiento de los átomos con respecto a aquellos a los que están
unidos) de los átomos participantes en la molécula D2O (el deuterio
forma parte de la pléyade de Hidrógeno), que el puente de Hidrógeno es la
interacción más importante que juega un papel crítico no solo en la estructura
del agua sino en la estructura y función de las macromoléculas biológicas.
Enlace
Un átomo de hidrógeno
unido a un átomo relativamente electronegativo es un átomo donante del enlace de hidrógeno.[3] Este átomo electronegativo puede ser flúor, oxígeno o nitrógeno. Un átomo electronegativo tal como el flúor,
oxígeno o nitrógeno es un aceptor de enlace de hidrógeno, sin importar si está
enlazado covalentemente o no a un átomo de hidrógeno. Un ejemplo de un donante
de enlace de hidrógeno es el etanol,
que tiene un átomo de hidrógeno enlazado covalentemente al oxígeno; un ejemplo
de aceptor de enlace de hidrógeno que no tiene un átomo de hidrógeno
enlazado covalentemente a él es el átomo de oxígeno en el éter dietílico.
Ejemplos de grupos donantes de enlace de hidrógeno, y grupos aceptores de
enlace de hidrógeno
El carbono también puede participar en enlaces de hidrógeno, cuando
el átomo de carbono está enlazado a algunos átomos electronegativos, como en el
caso de cloroformo, CHCl3. El átomo electronegativo atrae la
nube electrónica alrededor del núcleo de hidrógeno y, al decentralizar la nube,
deja al átomo con una carga positiva parcial. Debido al pequeño tamaño del
hidrógeno en comparación a otros átomos y moléculas, la carga resultante,
aunque sólo parcial, no representa una gran densidad de carga. Un enlace de
hidrógeno resulta cuando esta densidad de carga positiva fuerte atrae a un par libre de electrones de otro heteroátomo, que se convierte en el aceptor de enlace de
hidrógeno.
El enlace de hidrógeno
suele ser descrito como una interacción electrostática dipolo-dipolo. Sin
embargo, también tiene algunas características del enlace covalente: es
direccional, fuerte, produce distancias interatómicas menores que la suma de
los radios de van der Waals, y usualmente involucra un número limitado de
compañeros de interacción, que puede ser interpretado como un tipo de valencia. Estas características covalentes son más
significativas cuando los aceptores se unen a átomos de hidrógeno de donantes
más electronegativos.
La naturaleza
parcialmente covalente de un enlace de hidrógeno da origen a las preguntas:
"¿A qué molécula pertenece el núcleo de hidrógeno?" y "¿Cuál debería ser
etiquetado como 'donante' y cuál como 'aceptor'?" Generalmente, es fácil
determinar esto basándose simplemente en las distancias interatómicas del
sistema X—H...Y: típicamente, la distancia X—H es ~1.1 Å,
mientras que la distancia H...Y es ~ 1.6 a 2.0 Å.
Los líquidos que muestran enlace de hidrógeno se llaman líquidos asociativos.
Los enlaces de hidrógeno
pueden variar en fuerza, desde muy débiles (1-2 kJ mol−1) a
extremadamente fuertes (>155 kJ mol−1), como en el ion HF2−. Algunos valores típicos incluyen:
- 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)
- HO—H...:OH3+ (18 kJ/mol) (Información obtenida usando dinámica molecular como se detalla en la referencia, y debería ser comparada con 7.9
kJ/mol para agua en bruto, obtenida también usando la misma dinámica molecular.)
La longitud de los enlaces
de hidrógeno depende de la fuerza del enlace, temperatura, y presión. La fuerza
del enlace misma es dependiente de la temperatura, presión, ángulo de enlace y ambiente (generalmente caracterizado por la constante dieléctrica local). La longitud típica de un enlace de
hidrógeno en agua es 1.97 Å (197 pm). El ángulo de enlace ideal depende de la
naturaleza del donante del enlace de hidrógeno. Los resultados experimentales
del donante fluoruro de hidrógeno con diversos aceptores muestran los siguientes
ángulos:
|
Aceptor···Donante
|
Ángulo (°)
|
|
|
HCN···HF
|
lineal
|
180
|
|
H2CO ··· HF
|
trigonal plana
|
110
|
|
H2O ··· HF
|
piramidal
|
46
|
|
H2S ··· HF
|
piramidal
|
89
|
|
SO2 ··· HF
|
trigonal plana
|
145
|
Captura de una simulación de agua líquida. Las líneas
entrecortadas de la molécula en el centro del cuadro representan enlaces de
hidrógeno.
El ejemplo de enlace de
hidrógeno más ubicuo,y quizás el más simple, se encuentra entre las moléculas
de agua. En una molécula aislada de agua, el agua contiene dos
átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Dos moléculas de agua pueden formar un enlace de hidrógeno entre ellas; en el
caso más simple, cuando sólo dos moléculas están presentes, se llama dímero
de agua y se usa frecuentemente
como un sistema modelo. Cuantas más moléculas estén presentes, como en el caso
del agua líquida, más enlaces son posibles, debido a que el oxígeno de una
molécula de agua tiene dos pares libres de electrones, cada uno de los cuales
puede formar un enlace de hidrógeno con átomos de hidrógeno de otras dos
moléculas de agua. Esto puede repetirse, de tal forma que cada molécula de agua
está unida mediante enlaces de hidrógeno a hasta cuatro otras moléculas de
agua, como se muestra en la figura (dos a través de sus pares libres, y dos a
través de sus átomos de hidrógeno).
El elevado punto de ebullición del agua se debe al gran número de enlaces de
hidrógeno que cada molécula tiene, en relación a su baja masa molecular, y a la gran fuerza de estos enlaces de hidrógeno.
El agua tiene puntos de ebullición, fusión y viscosidad muy altos, comparados
con otras sustancias no unidas entre sí por enlaces de hidrógeno. La razón para
estos atributos es la dificultad, para romper estos enlaces. El agua es única porque
sus átomos de oxígeno tiene dos pares libres y dos átomos de hidrógeno,
significando que el número total por enlaces de una molécula de agua es cuatro.
Por ejemplo, el fluoruro de hidrógeno -que tiene tres pares libres en el átomo de flúor,
pero sólo un átomo de hidrógeno- puede tener un total de sólo dos; el amoníaco
tiene el problema opuesto: tres átomos de hidrógeno, pero sólo un par libre.
H-F...H-F...H-F
El número exacto de
enlaces de hidrógeno en los cuales una molécula en el agua líquida participa
fluctúa con el tiempo, y depende de la temperatura. A partir de simulaciones de
agua líquida TIP4P a 25°C, se estima que cada molécula de agua
participa en un promedio de 3,59 enlaces de hidrógeno. A 100°C, este número
disminuye a 3,24, debido al incremento en el movimiento molecular y consecuente
densidad disminuida, mientras que a 0°C, el número promedio de enlaces de
hidrógeno se incrementa a 3,69.[7] Un estudio más reciente encontró un número mucho
menor de enlaces de hidrógeno: 2,357 a 25°C[8] Las diferencias pueden deberse al uso de un método
diferente para definir y contar enlaces de hidrógeno.
Donde las fuerzas de
enlace son más equivalentes, se podría encontrar los átomos de dos moléculas de
agua partidas en dos iones
poliatómicos de carga opuesta, específicamente hidróxido (OH−) e hidronio (H3O+).
(Los iones hidronio también son conocidos como iones 'hidroxonio').
H-O− H3O+
Sin embargo, en agua
pura bajo condiciones normales de presión y temperatura, esta última formulación es aplicable sólo
raramente; en promedio aproximadamente una en cada 5,5 × 108
moléculas cede un protón a otra molécula de agua, en concordancia con la constante de disociación para el agua bajo tales condiciones. Es una parte
crucial de la unicidad del agua.
Veamos
ahora como está formada la molécula de agua. El Oxigeno (O) tiene tendencia a
coger dos electrones y el hidrogeno (H) a dar un electrón. En este caso el
Oxigeno se pone de acuerdo con dos hidrógenos, de esta manera el oxigeno
obtiene los dos electrones, uno de cada hidrogeno y los dos hidrógenos pueden
desprenderse del electrón que le sobra. El resultado es la molécula de agua
H2O, o hidróxido de hidrogeno entre otros nombres.
Molecula del agua
¿Pero que ocurre
cuando se juntan muchas moléculas de agua?, fíjense en la figura anterior, la
molécula de agua es polar, esto significa que su carga eléctrica no está
distribuida simétricamente. En la parte de abajo dominan los dos hidrógenos y
puesto que han cedido cada uno un electrón se quedan cargados positivamente. La
parte de abajo es positiva y la parte de arriba predomina el oxigeno que se ha
quedado con los dos electrones que le han dado los hidrógenos, por tanto el
oxigeno se queda con carga negativa. Cuando coinciden muchas moléculas estas
cargas eléctricas actúan de forma que el oxigeno negativo atrae el hidrogeno
positivo de otra molécula de agua. Se forma una unión especial entre las
moléculas de agua denominado enlaces de puentes de hidrogeno, como puede ver en
la siguiente figura, formando un estado sólido peculiar.
Esta
versatilidad entre las uniones entre moléculas de agua es la responsable que no
haya dos copos de nieve iguales. Además de proporcionar una característica
especial al agua, una de las pocas sustancias que en estado sólido es menos
denso que en su estado líquido, por eso el hielo flota sobre el agua.
Cuando el cristal de sal se une con el hielo, los átomos de cloro y de
sodio atraen algunas de las moléculas de agua, rompiendo los enlaces de puentes
de hidrogeno. Los iones de sodio al ser más pequeños que los de cloro pueden
penetrar dentro de la estructura del agua. Su carga positiva atrae a la carga
negativa del oxigeno, rompiendo el puente de hidrogeno. Finalmente se disuelven
los iones de cloro y sodio entre las moléculas de agua que han roto todos los
puentes de hidrogeno y por tanto la disolución se ha vuelto líquida.
BIBLIOGRAFÍAS
