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Enlace o "puente" de hidrógeno
El enlace o “puente” de hidrógeno es un tipo de enlace muy particular, que
aunque en algunos aspectos resulta similar a las interacciones de tipo dipolo-
dipolo, tiene características especiales. Es un tipo específico de interacción
polar que se establece entre dos átomos significativamente electronegativos,
generalmente O o N, y un átomo de H, unido covalentemente a uno de los dos
átomos electronegativos. En un enlace de hidrógeno tenemos que distinguir
entre el átomo DADOR del hidrógeno (aquel al que está unido covalentemente
el hidrógeno) y el ACEPTOR, que es al átomo de O o N al cual se va a enlazar
el hidrógeno.
DADOR
Un enlace O-H está muy polarizado por la elevada electronegatividad del
oxígeno y por el hecho de que el único protón del núcleo del hidrógeno atrae
débilmente a los electrones del enlace. Así, se estima que la carga positiva
sobre el hidrógeno es de 0,4 unidades. En el caso de que el átomo
electronegativo sea nitrógeno la situación es similar, aunque dada la menor
electronegatividad del nitrógeno la polarización del enlace va a ser algo menor
menor. Los grupos O-H y el N-H van a actuar como donadores de hidrógeno en
el enlace de hidrógeno. A pesar de la similitud química el grupo S-H es un mal
donador, debido a la baja electronegatividad del azufre.
ACEPTOR
El aceptor del hidrógeno va a ser un átomo electronegativo (otra vez oxígeno o
nitrógeno) pero con una peculiaridad: el hidrógeno se va a unir a un orbital
ocupado por dos electrones solitarios. Estos orbitales tienen una densidad de
carga negativa alta, y por consiguiente se pueden unir a la carga positiva del
hidrógeno.
En el caso del oxígeno, con un total de 8 electrones, se presentan DOS pares
de electrones solitarios, tanto en el caso de la hibridación sp3 como de la sp2:
Sin hibridar agua
Hibridación sp3
Hibridación sp2
Los dos pares de electrones solitarios se muestran en rojo; los orbitales en
verde, ocupados por un electrón cada uno, son los que van a participar en los
enlaces. En el caso de la hibridación sp2, trigonal, como en el C=O (no
mostrada la figura), también hay dos pares de electrones solitarios. En
resumen, un átomo de oxígeno puede actuar como aceptor de dos puentes de
hidrógeno.
Modelo de la estructura del hielo cúbico.
El oxígeno de la molécula de agua central (rojo, "spacefill") acepta dos hidrógenos (en azul) de otras dos moléculas de agua vecinas.
Note la geometría tetraédrica de los cuatro hidrógenos que rodean al oxígeno central
El nitrógeno tiene un electrón menos y por consiguiente presenta sólo un par
de electrones solitarios, pero tiene tres electrones en orbitales que pueden
participar en enlaces. Un átomo de nitrógeno puede actuar como aceptor de un
solo puente de hidrógeno.
Sin hibridar amoníaco
Hibridación sp3
Por último, el carbono, que tiene un electrón menos que el nitrógeno, no
presenta pares de electrones solitarios y puede formar 4 enlaces que, en la
hibridación sp3 se disponen en la forma tetraédrica bien conocida. El carbono
no puede actuar como aceptor de puentes de hidrógeno, porque ni es
suficientemente electronegativo ni tiene pares de electrones solitarios.
Sin hibridar metano
Hibridación sp3
Otros aceptores de puentes de hidrógeno de importancia son los aniones
monovalentes, principalmente el Cl-
Propiedades
El enlace de hidrógeno presenta un cierto carácter covalente. O, lo que es lo
mismo, podemos considerar que el enlace resuena entre estas dos posibles
estructuras:
En condiciones óptimas esto supone un 10% de carácter covalente. Una
consecuencia importante de esta resonancia es que se pueden intercambiar los
hidrógenos de una molécula con los hidrógenos del agua disolvente. Este
fenómeno se aprecia fácilmente si la molécula se disuelve en agua pesada
D2O; si los hidrógenos son accesibles al disolvente, se intercambian por
deuterio:
La distancia interatómica entre el hidrógeno y el aceptor es menor que la suma
de sus radios de Van der Waals, (0,27 nm, aprox. para un par Oxígeno-
Hidrógeno), aunque están mas separados que si estuvieran unidos por un
enlace covalente puro:
distancias en Angstrom
La energía del enlace de hidrógeno depende del ángulo de enlace; es máxima
cuando los tres átomos (dador-hidrógeno-aceptor) están alineados y disminuye
cuando se disponen en ángulo. Es un enlace muy direccional aunque
pequeñas variaciones de hasta 20º no tienen demasiada importancia. Por
último, la energía de un enlace de hidrógeno depende de los aceptores y
dadores. De mayor a menor energía de enlace tenemos las siguientes
posibilidades:
En condiciones óptimas la energía de un enlace de hidrógeno puede alcanzar
unos 23 kJ/mol (unas 15 veces más que la energía de las fuerzas de dispersión
de London).
La fuerza relativamente alta de estos enlaces y su direccionalidad hacen que
sean muy importantes en la estructura de las macromoléculas. Un ejemplo bien
conocido es el emparejamiento de bases en el ADN. Por ejemplo, en este par
GC perteneciente a un dodecámero cuya estructura en disolución ha sido
determinada por RMN, lo que permite visualizar los átomos de hidrógeno:
Archivo pdb: 123D
El agua
El agua es una de las sustancias más peculiares conocidas. Es una molécula
pequeña y sencilla, pero tras su aparente simplicidad presenta una complejidad
sorprendente que la hace especialmente útil para la vida.
Las moléculas de agua están fuertemente unidas entre sí. Un aspecto
paradójico es que el agua es un líquido, aunque sus moléculas se encuentren
en promedio fuertemente unidas. Este fenómeno se debe al carácter transitorio
de los puentes de hidrógeno, que al formarse y romperse continuamente
permiten la movilidad de las moléculas de agua. Una molécula de agua puede
unirse a un máximo de otras 4 moléculas por puentes de hidrógeno, actuando
en dos de ellos como donadora y en otros dos como aceptora:
Modelo del hielo cúbico
Se pueden ver muy bien los 4 puentes de hidrógeno que forma la molécula de
agua central.
Esta forma de hielo aparece a temperaturas inferiores a -60ºC. Los cristales de hielo que se encuentra habitualmente tienen simetría hexagonal, aunque también hay 4 puentes de hidrógeno por molécula de agua.
En el hielo estos puentes de hidrógeno son más o menos estables, * mientras
que en el agua líquida tienen un carácter transitorio, estimándose que tiene una
vida media del orden de picosegundos. En resumen, podemos considerar el
agua líquida como una red "infinita" de puentes de hidrógeno en continua
creación y ruptura. Por otra parte, existen evidencias de que las moléculas de
agua se asocian formando agrupaciones -"clusters"- de moléculas de vida
relativamente larga, en el que las moléculas mantienen una red de puentes de
hidrógeno bastante estable en su conjunto.
Agua en estado líquido
(Simulación)
La estructura aparece como muy desordenada, aunque pueden apreciarse grupos y cadenas de moléculas de agua unidas por puentes de hidrógeno
Se estimaba que, en promedio una molécula de agua está unida por 3,5
puentes de hidrógeno. Sin embargo, estudios recientes parecen apuntar a que
el número medio de puentes de hidrógeno es algo menor; un 80% de las
moléculas estarían unidas por sólo dos puentes de hidrógeno fuertes, mientras
que el 20% restante estarían unidas hasta por 4 puentes de hidrógeno fuertes
en disposición tetraédrica. Hay que hacer notar que el aumento de la densidad
del hielo al fundirse se debe a que los enlaces de hidrógeno tienden a separar
ligeramente a las moléculas de agua respecto a su distancia de V an der
Waals. En otras palabras, las moléculas de agua están más separadas, en
promedio, cuando están unidas por cuatro puentes de hidrógeno que cuando el
número de puentes de hidrógeno por molécula es menor. En cualquier caso las
moléculas de agua están fuertemente unidas entre sí: la energía máxima de un
puente de hidrógeno agua-agua es de unos 23,3 kJ/mol; además, hay que
tener en cuenta las interacciones de V an der Waals entre moléculas próximas,
que pueden suponer hasta unos 5 kJ/mol adicionales. Por consiguiente es
necesario suministrar mucha energía para hacer que las moléculas de agua se
separen. Por esto el agua presenta las temperaturas de fusión y de ebullición,
así como el calor específico, más elevado de todas las moléculas similares.
Propiedades ácido-base
El agua puede disociarse con una probabilidad muy pequeña. Además, los
iones recién formados al disociarse el agua tienden a atraerse y recombinarse
rápidamente. Por consiguiente su concentración en el agua pura es muy baja,
1x10-7 M (compárese con la concentración de agua sin disociar, de 55,5 M)
Hay que tener en cuenta que no se encuentran iones H+ "desnudos", es decir,
protones, a pesar de que se emplee esa nomenclatura habitualmente. Lo que
hay son iones hidronio H3O+, que a su vez se encuentran hidratados.
Igualmente sucede con los aniones HO-, que se encuentran fuertemente
asociados a moléculas de agua.
El ión hidronio, H3O+
La carga positiva se encuentra distribuida por el conjunto del ión; los tres hidrógenos son indistinguibles.
Curiosidad.
¿Cuántos iones H3O+ hay en una bacteria esférica de 2 µm de
diámetro, suponiendo que su interior está a pH 7,0?. Para
conocer la respuesta, pulse aquí.
Transporte de "protones" a través del agua.
La existencia de resonancia en el enlace de hidrógeno hace que la movilidad
del ión H3O+ en el agua sea mucho mayor que la de cualquier otro ión, dado
que se puede transferir la carga a gran distancia y rápidamente, en vez de
moverse el ión como tal:
Realmente no se mueve físicamente el ión hidronio como tal (abajo), sino que los
hidrogeniones "saltan" rápidamente entre las moléculas de agua unidas por puentes de hidrógeno (arriba).
Este fenómeno plantea un problema interesante para las proteínas
transportadoras de agua en las membranas o acuaporinas: deben permitir el
paso de moléculas de agua SIN que pasen simultáneamente hidrogeniones, ya
que en este caso se disiparía el potencial de membrana. Lo consiguen
separando y obligando a girar a las moléculas de agua, formado un puente de
hidrógeno específico, con lo que rompen la red de puentes de hidrógeno que
las unen y que permite el paso rápido de los hidrogeniones. Además, un resto
cargado positivamente en el canal actúa como barrera para el movimiento de
cationes.
Acuaporina de cristalino bovino. Archivo 1YMG.pdb. Observe que la cadena de moléculas de agua (oxígenos en azul) que atraviesan el interior polar de la proteína se encuentra físicamente interrumpida en el centro del canal (flecha roja)
* Los puentes de hídrógeno en el hielo no son completamente estables, aunque su vida media
es superior que en el agua líquida.
El agua como disolvente
El elevado momento dipolar del agua y su facilidad para formar puentes de
hidrógeno hacen que el agua sea un excelente disolvente. Una molécula o ión
es soluble en agua si puede interaccionar con las moléculas de la misma
mediante puentes de hidrógeno o interacciones del tipo ión-dipolo.
Solubilidad de iones en agua
Con aniones que tengan átomos de oxígeno (CO32-, SO4
2-, NO -) pueden formar
puentes de hidrógeno, dado que el oxígeno actúa como aceptor de los mismos.
Además, hay que tener en cuenta la atracción del anión sobre el dipolo del
agua. Lo mismo ocurre con Cl- o F-, que tienen pares de electrones solitarios y
que pueden actuar como aceptores de puentes de hidrógeno. Por su parte, los
cationes como el Na+, el K+, el Ca++ o el Mg++ se rodean de moléculas de agua
a las que unen mediante interacciones del tipo ión dipolo; los átomos de
oxígeno se orientan hacia el catión.
El cloruro tiene 4 pares de electrones solitarios, que actúan como aceptores de 4 puentes de hidrógeno. Las 4 moléculas unidas directamente al anión (en rojo) forman la primera capa de solvatación, difícil de separar del cloruro. Estas 4 moléculas están,
El ión Na+ (dibujado a escala en la imagen) puede unir hasta un máximo de 6 moléculas de agua, 4 en un plano y dos más en las caras inferior y superior (representada como una elipse) del mismo. A estas moléculas de agua se unen otras, hasta un total de unas 16
a su vez, unidas a una segunda capa de moléculas de agua, de las que se muestras sólo 5 (en azul)
moléculas de agua asociadas al Na+
En cualquier caso el ión se rodea de una capa de moléculas de agua
(atmósfera de solvatación). Estas moléculas, a su vez, orientan a las moléculas
de agua vecinas, y así sucesivamente; las moléculas más externas se
intercambian continuamente con las moléculas de agua del medio. En principio,
cuanto más pequeño y más cargado el ión, es decir, cuanto mayor sea su
densidad de carga, más fuertemente une a las moléculas de agua, aunque hay
discusión sobre el número de moléculas de agua que se pueden considerar
como fuertemente unidas a un catión (4 o 6 para el Na+. por ejemplo). Por otra
parte, este número puede depender de la presencia de otros iones en el medio.
Los cationes metálicos como el Fe3+ se unen a 6 moléculas de agua por
enlaces dativos (de coordinación) muy fuertes. Las moléculas de agua se llegar
a ionizar al aumentar el pH -hidrólisis de los cationes-; las propiedades
específicas de estos complejos no serán tratadas en este tema.
Solubilidad en agua de moléculas neutras.
Las moléculas neutras son solubles -miscibles- en agua si pueden formar
puentes de hidrógeno, como aceptoras (acetona), donadoras (mercaptoetanol)
o ambas ( etanol). La solubilidad de moléculas más grandes y complejas
depende del número de grupos (iónicos, polares) que tenga y de la geometría
de la molécula.
Modelo de hidratación del escilo-inositol.
Cada uno de los seis grupos -OH une a 2 moléculas de agua, una como donador y otra como aceptor (arriba). En total, 12 moléculas de agua que, a su vez, se unen por puentes de hidrógeno a moléculas de agua vecinas (arriba-derecha). Note que los hidrógenos unidos al carbono no forman puentes de hidrógeno
(oxígeno e hidrógeno del agua en púrpura y cian, respectivamente)
El isómero mas frecuente no es éste, sino el meso-inositol
Interacciones hidrofóbicas
Por definición, una sustancia es hidrofóbica si no es miscible con el agua.
Básicamente la hidrofobicidad ocurre cuando la molécula en cuestión no es
capaz de interaccionar con las moléculas de agua ni por interacciones ión-
dipolo ni mediante puentes de hidrógeno. Tal es el caso de los hidrocarburos
saturados. En esta situación las moléculas de agua en la vecindad del
hidrocarburo se orientan y se asocian formando una estructura parecida al
hielo, creándose una especie de jaula de moléculas de agua alrededor de la
molécula hidrofóbica. Esta estructura se conoce como clatrato.
Clatrato
Modelo de una molécula de ciclohexano (en amarillo; no se muestran sus hidrógenos) rodeada de moléculas de agua. en la imagen de la derecha se han eliminado las moléculas delanteras para poder apreciar la estructura de la "jaula" y la falta de enlaces entre el ciclohexano y el agua. Compare con el modelo inositol-agua, en el que sí que hay puentes de hidrógeno. Note además que alguno de los hidrógenos del agua (en azul) no puede formar puentes de hidrógeno en el clatrato.
En resumen, una molécula que no pueda interaccionar con el agua incrementa
el orden del agua a su alrededor, es decir, disminuye la entropía del agua.
Supongamos que tenemos dos moléculas de un hidrocarburo. El sistema agua
+ hidrocarburo puede estar en dos estados diferentes:
Estado 1
Las dos moléculas de hidrocarburo están separadas, y cada una tiene su propia "jaula" de moléculas de agua ordenadas alrededor
Estado 2
Las dos moléculas de hidrocarburo están juntas, compartiendo una "jaula" de moléculas de agua común. El número total de moléculas de agua que forman el clatrato es menor, por lo que parte de las moléculas que estaban fijas está libres en la disolución (cuente las moléculas)
El estado más estable de estos dos posibles será el de menor energía libre G:
STHG
En este caso el estado más estable será el de mayor entropía, o, lo que es lo
mismo, el que tenga menos moléculas de agua ordenadas, ya que la variación
de entalpía en este caso es prácticamente nula 1. Por consiguiente, el sistema
se dispone espontáneamente en el estado 2, en el que las dos moléculas de
hidrocarburo están juntas, simplemente porque el desorden del agua es mayor
en ese estado.
¡No es que el ciclohexano “huya” del agua!. Es que el agua “expulsa” al
ciclohexano de su interior. Ciertamente, las moléculas de ciclohexano se van a
unir entre sí por fuerzas de dispersión, pero como estas interacciones se
forman entre cualesquiera moléculas, la contribución neta de estas
interacciones a la energía del efecto hidrofóbico se puede considerar pequeña.
De hecho, las moléculas de ciclohexano disueltas en decano, por ejemplo, no
muestran ninguna tendencia a unirse entre sí. Las interacciones hidrofóbicas
dependen exclusivamente de la estructura del agua, y aparecen siempre que
se mezclen agua y otra sustancia que no interaccione con ella.
Es muy importante destacar que la energía de las interacciones hidrofóbicas
aumenta al aumentar la temperatura, ya que el término exergónico en la
variación de energía libre es -TS; además, el desorden del agua también
aumenta con la temperatura, por lo que la fuerza responsable de las
interacciones hidrofóbicas (S) es mayor a temperaturas más elevadas. No es
de extrañar, por consiguiente, que las proteínas de los organismos termófilos e
hipertermófilos dependan de interacciones hidrofóbicas en mayor medida que
las de otros organismos para el mantenimiento de su conformación nativa.
El mejor ejemplo de estructura celular dependiente exclusivamente de las
interacciones hidrofóbicas lo son las membranas:
Simulación de una bicapa lipídica de fosfatidilcolina en estado fluído.
Las moléculas de agua, muy desorganizadas pero unidas entre sí por puentes de hidrógeno, se encuentran en las dos caras de la bicapa. No atraviesan el interior de la membrana, altamente hidrofóbico. En este interior las cadenas de ácidos grasos están estrechamente unidas. La estructura es muy dinámica -el interior es prácticamente un fluido bidimensional- pero resulta muy estable debido al intenso efecto hidrofóbico.
1 Es posible que haya una variación de entalpía negativa en la transición 1->2 si el número de
puentes de hidrógeno que forman las moléculas de agua en el clatrato es menor del que
formarían en agua líquida, como ocurre en la figura. Este efecto se sumaría a la variación de
entropía, e incrementaría la energía de la interacción hidrofóbica.