Länk av vätebryggens egenskaper, länk i vatten och i DNA



den vätebro länk Det är en elektrostatisk attraktion mellan två polära grupper som uppstår när en väteatom (H) bunden till en starkt elektronegativ atom attraktion som utövas på det elektrostatiska fältet av laddad atom andra nära elektronegativt.

Fysik och kemi finns det krafter som genererar interaktionen mellan två eller flera molekyler, inklusive attraktionskrafter eller repulsion som kan verka mellan dessa och andra närliggande partiklar (såsom atomer och joner). Dessa krafter kallas intermolekylära krafter.

De intermolära krafterna är svagare än de som ingår i en molekyls delar från insidan ut (de intramolekylära krafterna).

Det finns fyra typer av attraktiva intermolekylära krafter: jon-dipolkrafter, dipol-dipolkrafter, van der Waals-krafter och vätebindningar..

index

  • 1 Karakteristik av vätebroskopplingen 
    • 1.1 Varför facket inträffar?
  • 2 länklängd
    • 2.1 Länkstyrka
    • 2.2 Temperatur
    • 2.3 Tryck
  • 3 Länk av vätebro i vattnet
  • 4 Länk av vätebro i DNA och andra molekyler
  • 5 referenser

Karakteristik av vätebryggan 

Bränslebryggans bindning är mellan en "donator" atom (det elektronegativa som har väte) och en "receptor" (det elektronegativa utan väte).

Det genererar vanligtvis en energi mellan 1 och 40 Kcal / mol, vilket gör denna attraktion betydligt starkare än den som uppstod i van der Waals-interaktionen, men svagare än de kovalenta och jonbindningarna..

Vanligtvis sker mellan molekyler med atomer såsom kväve (N), syre (O) eller fluor (F), men observeras även med kolatomer (C), när dessa är fästa vid höggradigt elektronegativa atomer, såsom i fallet med kloroform ( CHC3).

Varför facket händer?

Denna bindning sker eftersom, är bunden till en starkt elektronegativ atom, väte (typiskt liten neutral atom med last) förvärvar en delvis positiv laddning, vilket gör det börjar att attrahera andra elektronegativa atomer till sig själv.

Härav uppstår en fackförening som, även om den inte kan klassificeras som helt kovalent, binder väte och dess elektronegativa atom till denna andra atom.

De första bevisen på förekomsten av dessa bindningar observerades av en studie som mätt kokpunkten. Det noterades att inte alla dessa ökade enligt molekylvikt, som förväntat, men att det fanns vissa föreningar som krävde en högre temperatur att koka än förutspådde.

Härifrån började vi observera förekomsten av vätebindningar i elektronegativa molekyler.

Längden på länken

Den viktigaste egenskapen att mäta i en vätebindning är dess längd (längre, mindre stark), vilken mäts i ångström (Å).

Denna längd beror i sin tur på bindningsstyrkan, temperaturen och trycket. Nedan beskrivs hur dessa faktorer påverkar styrkan hos en vätebindning..

Länkstyrka

Bondstyrkan beror i sig på tryck, temperatur, bindningsvinkel och miljö (som kännetecknas av en lokal dielektrisk konstant).

Till exempel för molekyler med linjär geometri är facket svagare eftersom väte är längre från en atom än en annan, men i mer slutna vinklar växer denna kraft.

temperatur

Det har studerats att vätebindningar är benägna att bilda vid lägre temperaturer, eftersom minskningen i densitet och ökning i molekylär rörelse vid högre temperaturer medför svårigheter vid bildandet av vätebindningar.

Du kan bryta bindningarna tillfälligt och / eller permanent med temperaturökningen, men det är viktigt att notera att bindningarna också gör att föreningarna har större motståndskraft mot kokning, som det är fallet med vatten.

tryck

Ju högre trycket desto större är vätebindningens styrka. Detta sker för att vid högre tryck kommer molekyläratomerna (som till exempel i isen) att bli kompaktare och detta kommer att hjälpa avståndet mellan länkens komponenter att vara lägre.

Faktum är att detta värde är nästan linjärt när man studerar för is på ett diagram där länklängden som hittas med trycket uppskattas..

Länk av vätebro i vattnet

Vattenmolekylen (H2O) anses vara ett perfekt fall av vätebindning: varje molekyl kan bilda fyra potentiella vätebindningar med närliggande vattenmolekyler.

Det finns i varje molekyl den perfekta mängden positivt laddade väte- och icke-kopplade elektronpar, vilket gör det möjligt för alla att vara involverade i bildandet av vätebindningar.

Det är därför vatten har en högre kokpunkt än andra molekyler, såsom till exempel ammoniak (NH3) och vätefluorid (HF).

I det första fallet, har endast kväveatomen ett fritt elektronpar, och detta gör en grupp av ammoniakmolekyler inte tillräckligt fria par för att tillgodose behoven hos alla väten.

Det sägs att för varje ammoniakmolekyl bildas ett enkelbindning genom vätebindning och att de andra H-atomerna är "bortkastade".

När det gäller fluor, är det snarare ett underskott av väten och "par" av elektroner är "bortkastade". Återigen finns en tillräcklig mängd vätskor och elektronpar i vattnet, så det här systemet kopplas perfekt.

Länk av vätebro i DNA och andra molekyler

I proteiner och DNA också kan observeras länkar vätebrygga: i fallet med DNA-dubbelhelixen beror på vätebindningar mellan deras par (block som bildar helix) som tillåter dessa molekyler replikeras och det finns liv som vi känner till det.

När det gäller proteiner bildar hydrogener bindningar mellan oxygener och amidväten; Beroende på positionen där det uppstår, bildas olika resulterande proteinkonstruktioner.

Vätebindningar finns också i naturliga och syntetiska polymerer och i organiska molekyler som innehåller kväve, och andra molekyler med denna typ av fackförening studeras fortfarande i kemiområdet..

referenser

  1. Vätebindning. (N.D.). Wikipedia. Hämtad från en.wikipedia.org
  2. Desiraju, G.R. (2005). Indiska institutet för vetenskap, Bangalore. Hämtad från ipc.iisc.ernet.in
  3. Mishchuk, N. A., & Goncharuk, V. V. (2017). På naturens fysiska egenskaper. Khimiya i Tekhnologiya Vody.
  4. Chemistry, W. I. (s.f.). Vad är kemi Hämtade från whatischemistry.unina.it
  5. Chemguide. (N.D.). ChemGuide. Hämtad från chemguide.co.uk