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Ligações de Hidrogênio

 

Ligações de Hidrogênio - Definição

As ligações de hidrogênio são interações eletromagnéticas entre os pólos positivos e negativos dos átomos. Estas ligações são fracas e facilmente quebrado, mas são responsáveis por muitas das propriedades importantes de coisas como água e DNA.

As ligações de hidrogênio são responsáveis pelas propriedades da água e muitas moléculas biológicas

Ligações de Hidrogênio - O que é

Uma ligação de hidrogênio é um tipo de fraca força que forma um tipo especial de atração dipolo-dipolo, que ocorre quando um átomo de hidrogênio ligado a um átomo fortemente eletronegativo existe na vizinhança de outro átomo eletronegativo com um par isolado de electrões.

Esses títulos são geralmente mais forte do que dipolo-dipolo e dispersão forças comuns, mas mais fraco do que verdadeira covalente e ligações iônicas.

Ligações de Hidrogênio
Ligação de hidrogênio

Ligação de hidrogênio, interação envolvendo um átomo hidrogênio localizado entre um par de outros átomos, tendo uma elevada afinidade para electrões.

Tal ligação é mais fraca do que uma ligação iônica ou ligação covalente, mas mais forte do que forças de van der Waals.

As ligações de hidrogênio podem existir entre átomos em diferentes moléculas ou em partes da mesma molécula.

Um átomo do par (o doador), geralmente um de flúor, de azoto, ou átomos de oxigênio, é ligado covalentemente a um átomo de hidrogênio (-fh, -NH, ou -OH), cujo electrões que compartilha desigualmente; sua elevada afinidade eletrônica faz com que o hidrogênio a assumir uma ligeira carga positiva.

O outro átomo do par, também tipicamente F, N ou O, tem um par de elétrons não compartilhado, o que lhe confere uma carga negativa ligeira.

Principalmente através da atração eletrostática, o átomo doador de ações efetivamente seu hidrogênio com o átomo de receptor, formando uma ligação.

Devido à sua grande ligação de hidrogênio, água (H2O) é de líquido ao longo de um muito maior gama de temperaturas que seria esperado para uma molécula do seu tamanho. A água também é um bom solvente para os compostos iônicos e muitos outros porque é facilmente forma ligações de hidrogênio com o soluto.

Ligação de hidrogênio entre os aminoácidos em um linear proteína molécula determina a maneira como ele se dobra em sua funcional de configuração.

As ligações de hidrogênio entre as bases nitrogenadas em nucleotídeos sobre as duas fitas de DNA ( guanina pares com citosina , adenina com timina ) dar origem à estrutura de dupla hélice que é crucial para a transmissão de genética informações.

Ligações de Hidrogênio - Análise

Na natureza, existem alguns fenômenos que contrariam nosso senso comum.

O experimento que iremos propor é como aquelas "histórias de pescador": difícil de acreditar.

Pois imaginem que existem casos que 1+1 não é 2 não! Estamos no mundo das moléculas e esse nos reserva surpresas impressionantes. Entretanto, para começarmos o assunto, se faz necessária a revisão de alguns conceitos importantes, os quais são apresentados na seqüência, com o objetivo de assegurar uma discussão frutífera sobre este fantástico fenômeno que este artigo trata.

Solubilidade

A solubilidade de substâncias se dá em função de uma afinidade eletrônica existente entre as espécies em um sistema.

Essa afinidade eletrônica pode ser expressa na famosa frase: "semelhante dissolve semelhante".

A questão é: semelhante em que aspecto?

Para responder essa pergunta, devemos fazer uma análise da estrutura molecular das substâncias envolvidas.

LigaçÕes de Hidrogênio
Animação 01 - Pontes de hidrogênio e a solubilidade

Um cubo de açúcar contém muitas moléculas e elas são mantidas unidas pelas pontes de hidrogênio (imagem a esquerda). Quando um cubo de açúcar dissolve, cada molécula permanece intacta. A molécula estabelece pontes com as moléculas de água (animação piscando em vermelho) e desfaz as pontes com as outras moléculas de açúcar. Por outro lado, o sal em solução transforma-se em íons (imagem a direita), como o cátion Na+ e o ânion Cl-. A solubilidade dessas substâncias só é possível devido a afinidade eletrônica existente entre o soluto (açúcar e o sal) e o solvente (a água).

Existem basicamente dois meios de substância no que diz respeito a polaridade: polares e apolares.

O termo "polar" nos dá a idéia de opostos, onde um dado ponto é negativo e o outro é positivo. Isso é resultado da diferença de contribuição na ligação entre elementos químicos diferentes. O mais eletronegativo atrai para perto de si o par de elétrons que estabelece a ligação com o outro átomo. Um exemplo de substância polar é água, considerada um solvente universal.

Sempre que fizemos referência da solubilidade de uma substância em outra, devemos sempre fazer uma observação quando as propriedades de estados do sistema, como pressão e temperatura por exemplo. Em condições ambientes de temperatura e pressão, (temperatura de 25°C ou 298,15K e pressão de 1 atm ou 101,325 kPa no SI) a água tem o comportamento visto no parágrafo anterior mas, é sabido que em condições extremas, a água pode assumir um caráter de "fluído supercrítico", capaz de misturar-se completamente com a maioria dos solventes apolares dentre outras aplicações interessantes (veja mais sobre o assunto nas indicações de leitura no final do artigo).

Ligações de Hidrogênio
Linus Carl Pauling

Linus Carl Pauling (1901-1994) foi um brilhante químico e também um pacifista. Suas contribuições para a Química foram inúmeras, dentre as quais podemos destacar os trabalhos teóricos sobre as ligações químicas, a elucidação da geometria molecular das proteínas e a elaboração do conceito de eletronegatividade o qual é ainda utilizado. Dois de seus livros (General Chemistry e The nature of Chemical bond) são considerados clássicos da literatura química.

A fórmula utilizada por Pauling para calcular as eletronegatividades XA e XB de dois átomos A e B é baseada na energia envolvida na formação (energia de ligação) das moléculas AB, A2 e B2, por meio da reação:

A2 + B2 --> 2AB

Ligações de Hidrogênio

em que /\E representa a variação de energia envolvida na formação da molécula AB. para evitar valores negativos de eletronegatividade, Pauling atribuiu arbitrariamente um valor para a eletronegatividae de hidrogênio e calculou, em relação a esse valor, a eletronegatividade dos outros elementos.

Ligações de Hidrogênio
Figura 01 - Gradiente de polaridade da molécula de água

Quando falamos em polaridade, não podemos pensar em pólos pontuais, mas sim devemos imaginar um gradiente de distribuição de carga (ver figura 01), pois estamos falando de interações eletrostáticas de nuvem eletrônica. O termo "nuvem eletrônica" é utilizado devido ao caráter probabilístico dos orbitais, os quais estão em harmonia com a mecânica quântica, teoria que explica o comportamento de entidades muito pequenas, como partículas subatômicas.

Como dissemos, a polaridade da ligação, ou seja, o deslocamento da nuvem eletrônica para um átomo de forma heterogenia em relação ao outro é explicada pela propriedade denominada eletronegatividade, a qual é diferente para cada elemento químico. Cada elemento tem uma determinado valor de eletronegatividade (veja figura 04), a qual podemos relacionar com a "tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto de sim, quando se encontra "ligado" a outro átomo de elemento químico diferente, numa substância composta". Mas não é somente a diferença de eletronegatividade que irá dar subsídios para a classificação de uma molécula em polar ou apolar, mas sim a análise deste último aspecto em conjunto com a conformação dos átomos da molécula.

Usa-se a soma dos vetores m para sabermos se uma dada molécula é polar ou apolar (veja figura 02)

No caso da molécula de água, temos a presença de dois pares de elétrons não ligantes ou livres (ver figura 03), responsáveis pela forma em "V" da água.

Sendo assim, caso fossemos somar os vetores das ligações, constataríamos que a molécula é polar, ou seja, a resultante da soma dos vetores é diferente de zero.

Ligações de Hidrogênio
Figura 03 - par de elétrons livres do oxigênio

Imaginando os pares de elétrons não ligantes como outros "H" ligados ao oxigênio, a repulsão chega a um valor 104°5' (veja figura 05).

Perceba que o ângulo é um pouco menor do que configuração tetraédrica do gás metano (109°28") por exemplo, devido ao fato da repulsão de elétrons livres ser maior que a repulsão de elétrons estabelecendo uma ligação com outro átomo.

Ligações de Hidrogênio
Figura 02 - Soma dos vetores Ligações de Hidrogênio na molécula de água.

Ligações de Hidrogênio
Figura 04 - Escala de eletronegatividade

Ligações de Hidrogênio
Figura 05 - Ângulo das ligações da molécula de água

Tendo esse caráter, a água é um excelente solvente polar para compostos orgânicos polares de baixo peso molecular, como o metanol, etanol, ácido fórmico, ácido acético, dentre outros. Possuindo um dipolo bastante acentuado, atrai por eletrostática o dipolo da outra molécula, de forma a potencializar a solubilização.

Porém, essas moléculas orgânicas possuem uma parte polar, solúvel em água e uma parte apolar, insolúvel em água. A medida que aumenta-se o número de carbonos no grupo dos álcoois e ácidos carboxílicos por exemplo, a solubilidade, em meio aquoso vai diminuindo. É por isso que quando misturamos água com, por exemplo, butanol, constituído de 4 carbonos, a solubilidade em água diminui bastante, aparecendo claramente duas fases distintas indicando que as substâncias não são completamente miscíveis, mas sim parcialmente.

As ligações intermoleculares

Ligações de Hidrogênio
Figura 06 - Regra do FON

Vimos que a água é um ótimo solvente polar e, para compostos orgânicos polares de baixo peso molecular, também é um bom solvente. As ligações estabelecidas entre a água e o composto orgânico gera um fenômeno muito interessante, o qual pode ser realizado sem muitos equipamentos específicos de um laboratório. Podemos notar na figura 07 que tanto o etanol como o ácido propanóico possuem no mínimo uma ligação acentuadamente polar em suas moléculas, de forma a potencializar uma solubilidade em meio aquoso. No caso do álcool, a parte apolar não possui influência negativa na solubilidade em meio polar, já o ácido propanóico, com sua parte da molécula apolar, compromete a solubilidade total de composto em água. Mesmo assim, perceba que o número de pólos no ácido é maior do que no etanol e esse fato será muito importante para o experimento que será realizado a seguir.

Foi feito referência a uma ligação acentuadamente polar no parágrafo anterior devido ao fato que nem toda ligação polar é passível de ser uma ponte de hidrogênio. Conforme a figura 06, podemos ver que há um aumento da eletronegatividade em direção ao Flúor, o elemento mais eletronegativo da tabela periódica. O Flúor, Oxigênio e o Nitrogênio são os elementos que, juntamente como H, estabelecem a ligação acentuadamente polar, a qual também é conhecida como "regra do FON", ligação esta responsável por diversos fenômenos interessantes da água.

Ligações de Hidrogênio
Figura 07 - Polaridades nas moléculas de ácido propanóico e do etanol

Veja que no caso do etanol (função álcool), há a possibilidade de formação de apenas uma ponte de hidrogênio, devido a existência de apenas uma situação de dipolo na molécula. Já no ácido propanóico, podemos notar um par de dipolos na molécula, fenômeno esse que irá proporcionar a explicação de alguns resultados que serão obtidos no experimento proposto em seguida. Apesar do ácido propanóico não ser completamente solúvel em água, a análise da parte "polar" da molécula nos ajudará a compreender o que acontece com outro ácido, o ácido etanóico ou mais conhecido como ácido acético.

Um comportamento excepcional da água está representado na figura 07, comparando-se os pontos de ebulição de substâncias moleculares semelhantes.

Podemos notar que, caso a água mantivesse a linearidade do gráfico, sendo essa linearidade ditada pela massa molecular dos compostos da mesma família, teria um ponto de ebulição próximo de -100 C!. Caso isso fosse verdade, a Terra não teria lagos, rios ou oceanos, e a água existiria na Terra somente no estado gasoso, mesmo nos pólos do Norte e Sul! Ao contrário da água, o sulfeto de hidrogênio, bem como H2Se e o H2Te, são incapazes de formar ligações intermoleculares fortes. Ligações de hidrogênio, de forma apreciável, só são encontradas nas moléculas que contêm os elementos mais eletronegativos, como o flúor, o oxigênio e o nitrogênio.

As propriedades das substancias com ligação H-X de polaridade elevada, semelhante à da água, como a amônia e o fluoreto de hidrogênio, são também influenciadas pelas ligações de hidrogênio, e muitas de suas propriedades, nos estados sólidos e líquidos, resultam das interações dipolo-dipolo entre suas moléculas.

Ligações de Hidrogênio
Figura 08 - Ponto de ebulição dos elementos da família 16 da tabela periódica ligados ao hidrogênio.

ligação força magnitude
(KJ/mol)

química

covalente
iônica

100-1000
100-1000

intermolecular

íon-dipolo
dipolo-dipolo
Dispersão
ligação-H

1-70
0.1-10
0.1-2
10-40

Perceba que os termos "ponte de hidrogênio" e "ligação de hidrogênio" são utilizados de forma indistinta. Isso deve-se ao fato de considerarmos a ponte de hidrogênio praticamente uma ligação química entre átomos, devido a sua grande energia (veja tabela ao lado). Em um extremo, temos ligações covalentes ou iônicas que, quando se formam, representam grandes variações de energia. Já a ponte de hidrogênio está no meio da escala, sendo que o outro extremo é representado pelas interações intermoleculares de menor energia, como as "Dispersão de London", por exemplo.

Aqui o termo "ligação" é usado para descrever qualquer interação de dois átomos, que resulta na formação de uma estrutura interatômica mensurável e nitidamente definida.

Há uma clara variação do volume da mistura entre a água e um dos compostos orgânicos citados durante esse trabalho (etanol e ácido acético por exemplo). Essa variação no volume depende do composto orgânico utilizado, ou seja, podemos relacionar a variação do volume da mistura com a substância usada no experimento, tanto no sentido de variar ou não o volume como também na magnitude dessa variação.

Fonte: chemwiki.ucdavis.edu/www.britannica.com/www.ucs.br

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