Vandenilio tilto sąsaja: charakteristikos, ryšys vandenyje ir DNR

Vandenilio tilto surišimas yra elektrostatinis pritraukimas tarp dviejų poliarinių grupių, atsirandančių, kai vandenilio atomas (H), prijungtas prie labai elektronegatyvaus atomo, patraukia kito elektregatriškai įkrauto artimo atomo elektrostatinį lauką.

Fizikoje ir chemijoje yra jėgų, kurios sukuria sąveiką tarp dviejų ar daugiau molekulių, įskaitant traukos jėgas arba atkaklumą, kurios gali veikti tarp šių ir kitų netoliese esančių dalelių (pvz., Atomų ir jonų). Šios jėgos vadinamos tarpmolekulinėmis jėgomis.

Intermolinės jėgos yra silpnesnės nei tos, kurios jungia molekulės dalis iš vidaus (intramolekulinės jėgos).

Yra keturių tipų patrauklių tarpmolekulinių jėgų: jonų-dipolio jėgos, dipolio-dipolio jėgos, van der Waals jėgos ir vandenilio jungtys.

Vandenilio tilto jungties charakteristikos

Ryšys su vandenilio tiltu yra tarp „donoro“ atomo (elektronegatyvo, turinčio vandenilį) ir „receptorių“ (elektronegatyvus be vandenilio).

Paprastai ji generuoja energiją nuo 1 iki 40 Kcal / mol, todėl šis patrauklumas yra žymiai stipresnis už van der Waals sąveiką, tačiau silpnesnis nei kovalentiniai ir joniniai ryšiai.

Paprastai jis vyksta tarp molekulių, turinčių atomų, pvz., Azoto (N), deguonies (O) arba fluoro (F), nors taip pat pastebima anglies atomų (C), kai jie yra prijungti prie labai elektronegatyvių atomų, kaip ir chloroformo atveju. CHCl3).

Kodėl Sąjunga atsitinka?

Ši sąjunga atsiranda dėl to, kad prisirišus prie labai elektronegatyvaus atomo, vandenilis (mažas atomas, turintis paprastai neutralų krūvį) įgyja dalinai teigiamą krūvį, todėl jis pradeda pritraukti kitus elektronegatyvinius atomus į save.

Iš to kyla sąjunga, kuri, nors ir negali būti klasifikuojama kaip visiškai kovalentinė, jungia vandenilį ir jo elektronegatyvinį atomą prie šio kito atomo.

Pirmieji šių obligacijų egzistavimo įrodymai buvo stebimi atliekant tyrimą, kuriame buvo išmatuota virimo taškai. Pastebėta, kad ne visi iš jų padidėjo priklausomai nuo molekulinės masės, kaip buvo tikėtasi, bet buvo tam tikrų junginių, kuriems reikėjo aukštesnės temperatūros, nei prognozuota.

Iš čia mes pradėjome stebėti vandenilio jungčių buvimą elektronegatyvinėse molekulėse.

Nuorodos ilgis

Svarbiausia vandenilio jungties matavimo ypatybė yra jo ilgis (ilgesnis, mažiau stiprus), kuris matuojamas angstromis (Å).

Savo ruožtu šis ilgis priklauso nuo rišimo stiprumo, temperatūros ir slėgio. Toliau aprašoma, kaip šie veiksniai turi įtakos vandenilio jungties stiprumui.

Ryšio stiprumas

Ryšio stiprumas priklauso nuo slėgio, temperatūros, rišimo kampo ir aplinkos (kuriai būdinga vietinė dielektrinė konstanta).

Pavyzdžiui, linijinės geometrijos molekulėse sąjunga yra silpnesnė, nes vandenilis yra toliau nuo vieno atomo, o ne iš kito, bet daugiau uždarų kampų ši jėga auga.

Temperatūra

Buvo tiriama, kad vandenilio jungtys yra linkusios formuotis žemesnėse temperatūrose, nes tankio sumažėjimas ir molekulinio judėjimo padidėjimas aukštesnėse temperatūrose sukelia sunkumų vandenilio jungčių formavime.

Susiejimas gali būti laikinai ir (arba) visam laikui sulūžęs su temperatūros padidėjimu, tačiau svarbu pažymėti, kad junginiai taip pat daro junginius atsparesnius virimui, kaip ir vandens atveju.

Slėgis

Kuo didesnis slėgis, tuo didesnis vandenilio jungties stiprumas. Taip atsitinka todėl, kad esant didesniam slėgiui, molekulės atomai (kaip, pavyzdžiui, lede) bus kompaktiškesni ir tai padės sumažinti atstumą tarp jungties komponentų.

Tiesą sakant, ši vertė yra beveik linijinė, kai tiriamas ledas grafike, kuriame vertinamas ryšys, kurio ilgis nustatytas su slėgiu.

Ryšys su vandenilio tiltu vandenyje

Vandens molekulė (H20) laikoma puikiu vandenilio surišimo atveju: kiekviena molekulė gali sudaryti keturias galimas vandenilio jungtis su netoliese esančiomis vandens molekulėmis.

Kiekvienoje molekulėje yra puikus kiekis teigiamai įkrautų hidrogenų ir nesusijusių elektronų porų, todėl visi gali dalyvauti vandenilio jungčių formavime.

Todėl vanduo turi aukštesnę virimo temperatūrą nei kitos molekulės, pavyzdžiui, amoniako (NH3) ir vandenilio fluorido (HF).

Pirmojo atveju azoto atomas turi tik porą laisvų elektronų, o tai reiškia, kad amoniako molekulių grupėje nėra pakankamai laisvų porų, kad būtų patenkinti visų vandenilio poreikiai.

Sakoma, kad kiekvienai amoniako molekulei vandenilio tiltas sudaro vieną jungtį ir kad kiti H atomai yra „švaistomi“.

Fluoro atveju yra gana daug vandenilio ir „elektronų poros“ yra „švaistomos“. Vėlgi, vandenyje yra pakankamai vandenilio ir elektronų porų, todėl ši sistema puikiai susieja.

Ryšys su vandenilio tiltu DNR ir kitose molekulėse

Baltymų ir DNR vandenilio ryšiai taip pat gali būti pastebimi: DNR atveju dvigubo spiralės forma atsiranda dėl vandenilio jungčių tarp jos bazinių porų (blokų, kurie sudaro spiralę), kurie leidžia šios molekulės yra dauginamos ir yra gyvenimas, kaip mes tai žinome.

Baltymų atveju vandeniliai sudaro ryšius tarp oksigenų ir amido hidrogenų; priklausomai nuo to, kur ji atsiranda, susidarys skirtingos gautos baltymų struktūros.

Vandenilio jungtys taip pat yra gamtiniuose ir sintetiniuose polimeruose, o organinėse molekulėse, kuriose yra azoto, ir kitoms molekulėms, turinčioms tokio tipo sąjungą, vis dar tiriama chemijos pasaulyje.