Link ved Hydrogen Bridge Egenskaber, Link i vand og i DNA



den hydrogen bridge link er en elektrostatisk attraktion mellem to polære grupper, der opstår, når et hydrogenatom (H), der er bundet til et stærkt elektronegativt atom, udøver tiltrækning på det elektrostatiske felt af et andet electronegativt ladet nærliggende atom.

I fysik og kemi er der kræfter, som skaber interaktion mellem to eller flere molekyler, herunder tiltrækningskraft eller afstødning, som kan virke mellem disse og andre nærliggende partikler (såsom atomer og ioner). Disse kræfter kaldes intermolekylære kræfter.

De intermolære kræfter er svagere end dem, der forbinder dele af et molekyle fra indersiden ud (de intramolekylære kræfter).

Der er fire typer attraktive intermolekylære kræfter: ion-dipolkræfter, dipol-dipolkræfter, van der Waals-kræfter og hydrogenbindinger..

indeks

  • 1 Karakteristik af hydrogenbro-forbindelsen 
    • 1.1 Hvorfor foreningen finder sted?
  • 2 Link længde
    • 2.1 Linkstyrke
    • 2.2 Temperatur
    • 2.3 Tryk
  • 3 Link ved brintbro i vandet
  • 4 Link ved brintbro i DNA og andre molekyler
  • 5 referencer

Karakteristika for brintbroforbindelsen 

Båndet ved hydrogenbro er mellem et "donor" atom (det elektronegative, som har hydrogen) og en "receptor" (det elektronegative uden hydrogen).

Det genererer normalt en energi på mellem 1 og 40 Kcal / mol, hvilket gør denne attraktion betydeligt stærkere end den, der opstod i van der Waals-interaktionen, men svagere end de kovalente og ioniske bindinger..

Det forekommer sædvanligvis mellem molekyler med atomer som nitrogen (N), oxygen (O) eller fluor (F), selvom det også observeres med carbonatomer (C), når disse er knyttet til højt elektronegative atomer, som i tilfældet med chloroform (C CHC3).

Hvorfor foreningen sker?

Denne union forekommer, fordi hydrogen (et lille atom med en typisk neutralt ladning) ved en stærk elektronegativ atom erhverver en delvist positiv ladning, hvilket gør det muligt at begynde at tiltrække andre elektronegative atomer til sig selv..

Fra dette opstår en union, der, selvom den ikke kan klassificeres som helt kovalent, binder hydrogen og dets elektronegative atom til dette andet atom.

De første beviser for eksistensen af ​​disse bindinger blev observeret ved en undersøgelse, der målte kogepunkterne. Det blev bemærket, at ikke alle disse steg i molekylvægt som forventet, men at der var visse forbindelser, der krævede en højere temperatur at koge end forudsagt.

Herfra begyndte vi at observere eksistensen af ​​hydrogenbindinger i elektronegative molekyler.

Længden af ​​linket

Den vigtigste karakteristika ved måling i en hydrogenbinding er dens længde (jo længere, mindre stærk), som måles i angstrøm (Å).

Til gengæld afhænger denne længde af bindestyrke, temperatur og tryk. Nedenstående beskriver, hvordan disse faktorer påvirker styrken af ​​en hydrogenbinding..

Link styrke

Obligationsstyrken afhænger i sig selv af tryk, temperatur, bindingsvinkel og miljø (som er kendetegnet ved en lokal dielektrisk konstant).

For molekyler med lineær geometri er foreningen svagere, fordi hydrogen er længere fra et atom end et andet, men i mere lukkede vinkler vokser denne kraft.

temperatur

Det er blevet undersøgt, at hydrogenbindinger er tilbøjelige til at danne ved lavere temperaturer, da faldet i tæthed og stigning i molekylær bevægelse ved højere temperaturer forårsager vanskeligheder ved dannelsen af ​​hydrogenbindinger.

Du kan bryde obligationerne midlertidigt og / eller permanent med temperaturforøgelsen, men det er vigtigt at bemærke, at bindingerne også gør forbindelserne mere modstandsdygtige over for kogning, som det er tilfældet med vand.

tryk

Jo højere tryk, desto større er hydrogenbindingens styrke. Dette sker, fordi molekylæratomerne (som f.eks. I isen) ved højere tryk bliver mere kompakte, og dette vil hjælpe afstanden mellem forbindelsens komponenter til at være lavere.

Faktisk er denne værdi næsten lineær, når man studerer for is på en graf, hvor linklængden fundet med trykket er værdsat..

Link ved brintbro i vandet

Vandmolekylet (H2O) betragtes som et perfekt tilfælde af hydrogenbinding: hvert molekyle kan danne fire potentielle hydrogenbindinger med nærliggende vandmolekyler.

Der er i hvert molekyle den perfekte mængde positivt ladede hydrogen og ikke-koblede elektronpar, hvilket gør det muligt for alle at være involveret i dannelsen af ​​hydrogenbindinger.

Derfor har vandet et højere kogepunkt end andre molekyler, såsom for eksempel ammoniak (NH3) og hydrogenfluorid (HF).

For det første har nitrogenatomet kun et par frie elektroner, og det betyder, at i en gruppe af ammoniakmolekyler er der ikke nok ledige par til at tilfredsstille behovene hos alle hydrogenerne.

Det siges, at for hvert ammoniakmolekyle dannes en enkeltbinding ved hydrogenbinding, og at de andre H-atomer er "spildt".

I tilfælde af fluor er der snarere et underskud af hydrogener, og "par" af elektroner er "spildt". Igen er der en tilstrækkelig mængde hydrogener og elektronpar i vandet, så dette system forbinder perfekt.

Link ved hydrogenbro i DNA og andre molekyler

I proteinerne og DNA'et kan hydrogenbindinger også observeres: i tilfælde af DNA skyldes dobbelthelixformen hydrogenbindingerne mellem dens basepar (de blokke, der udgør helixen), hvilket tillader Disse molekyler replikeres, og der er liv, som vi kender det.

I tilfælde af proteiner danner hydrogener bindinger mellem oxygener og amidhydrogener; Afhængigt af den position, hvor den opstår, dannes forskellige resulterende proteinkonstruktioner.

Hydrogenbindinger er også til stede i naturlige og syntetiske polymerer og i organiske molekyler, der indeholder nitrogen, og andre molekyler med denne type forening studeres stadig i kemiens verden..

referencer

  1. Hydrogenbinding. (N.D.). Wikipedia. Hentet fra en.wikipedia.org
  2. Desiraju, G.R. (2005). Indian Institute of Science, Bangalore. Hentet fra ipc.iisc.ernet.in
  3. Mishchuk, N. A., & Goncharuk, V. V. (2017). Om naturens fysiske egenskaber. Khimiya i Tekhnologiya Vody.
  4. Chemistry, W. I. (s.f.). Hvad er kemi Hentet fra whatischemistry.unina.it
  5. Chemguide. (N.D.). ChemGuide. Hentet fra chemguide.co.uk