LIGAÇÃO DE PONTE DE HIDROGÊNIO: PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS - QUÍMICA - 2025

A ligação de ligação de hidrogênio é uma atração eletrostática entre dois grupos polares que ocorre quando um átomo de hidrogênio (H) se liga a uma atração de átomo altamente eletronegativa exercida no campo eletrostático de um átomo carregado eletronegativamente em outro átomo próximo.

Na física e na química, existem forças que geram interação entre duas ou mais moléculas, incluindo forças de atração ou repulsão, que podem atuar entre essas e outras partículas próximas (como átomos e íons). Essas forças são chamadas de forças intermoleculares.

Duas moléculas se auto-montam em um complexo de dímero por meio de quatro ligações de hidrogênio.

As forças intermolares são de natureza mais fraca do que aquelas que unem as partes de uma molécula de dentro para fora (as forças intramoleculares).

Entre as forças intermoleculares de atração, existem quatro tipos: forças íon-dipolo, forças dipolo-dipolo, forças de van der Waals e ligações de hidrogênio.

Características da ligação de hidrogênio

A ligação de hidrogênio é entre um átomo "doador" (o eletronegativo que tem hidrogênio) e um átomo "receptor" (o eletronegativo sem hidrogênio).

Geralmente gera uma energia de 1 a 40 Kcal / mol, tornando essa atração consideravelmente mais forte do que a ocorrida na interação de van der Waals, mas mais fraca que as ligações covalentes e iônicas.

Geralmente ocorre entre moléculas com átomos como nitrogênio (N), oxigênio (O) ou flúor (F), embora também seja observado com átomos de carbono (C) quando estão ligados a átomos altamente eletronegativos, como no caso do clorofórmio (CHCl ₃).

Por que o sindicato acontece?

Essa ligação ocorre porque, estando ligado a um átomo altamente eletronegativo, o hidrogênio (um pequeno átomo com uma carga tipicamente neutra) adquire uma carga parcialmente positiva, fazendo com que comece a atrair outros átomos eletronegativos para si.

Daí surge uma ligação que, embora não possa ser classificada como totalmente covalente, liga o hidrogênio e seu átomo eletronegativo a este outro átomo.

As primeiras evidências da existência dessas ligações foram observadas por um estudo que mediu os pontos de ebulição. Observou-se que nem todos aumentavam de peso molecular, como esperado, mas havia certos compostos que exigiam uma temperatura de fervura maior do que o previsto.

A partir daqui, a existência de ligações de hidrogênio em moléculas eletronegativas começou a ser observada.

Comprimento do link

A característica mais importante a ser medida em uma ligação de hidrogênio é seu comprimento (quanto mais longo, menos forte), que é medido em angstrom (Å).

Por sua vez, este comprimento depende da força de adesão, temperatura e pressão. O seguinte descreve como esses fatores influenciam a força de uma ligação de hidrogênio.

Força de ligação

A própria resistência da união depende da pressão, temperatura, ângulo de união e ambiente (que é caracterizado por uma constante dielétrica local).

Por exemplo, para moléculas de geometria linear, a ligação é mais fraca porque o hidrogênio está mais longe de um átomo do que de outro, mas em ângulos mais estreitos essa força aumenta.

Temperatura

Foi estudado que as ligações de hidrogênio tendem a se formar em temperaturas mais baixas, uma vez que a diminuição da densidade e o aumento do movimento molecular em temperaturas mais altas causam dificuldades na formação de ligações de hidrogênio.

As ligações podem ser rompidas temporária e / ou permanentemente com o aumento da temperatura, mas é importante notar que as ligações também fazem com que os compostos tenham maior resistência à ebulição, como é o caso da água.

Pressão

Quanto maior a pressão, maior será a força da ligação de hidrogênio. Isso acontece porque em pressões mais altas, os átomos da molécula (como no gelo) vão se compactar mais e isso ajudará a diminuir a distância entre os componentes da ligação.

Na verdade, esse valor é quase linear ao estudar o gelo em um gráfico onde o comprimento da ligação encontrado com a pressão é apreciado.

Ligação de ponte de hidrogênio na água

Molécula de água ligada ao hidrogênio.

A molécula de água (H ₂ O) é considerada um caso perfeito de ligação de hidrogênio: cada molécula pode formar quatro ligações de hidrogênio potenciais com moléculas de água próximas.

Existe a quantidade perfeita de hidrogênios carregados positivamente e pares de elétrons não ligados em cada molécula, permitindo que todos eles se envolvam na ligação de hidrogênio.

É por isso que a água tem um ponto de ebulição mais alto do que outras moléculas, como a amônia (NH ₃) e o fluoreto de hidrogênio (HF).

No caso do primeiro, o átomo de nitrogênio tem apenas um par livre de elétrons, e isso significa que em um grupo de moléculas de amônia não há pares livres suficientes para satisfazer as necessidades de todos os hidrogênios.

Diz-se que para cada molécula de amônia uma única ligação de hidrogênio é formada e que os outros átomos de H são "perdidos".

No caso do flúor, há um déficit de hidrogênio e pares de elétrons são "desperdiçados". Novamente, há a quantidade certa de pares de hidrogênio e elétrons na água, então este sistema se liga perfeitamente.

Ligação de hidrogênio no DNA e outras moléculas

Nas proteínas e no DNA, a ligação de hidrogênio também pode ser observada: no caso do DNA, a forma de dupla hélice se deve às ligações de hidrogênio entre seus pares de bases (os blocos de construção que compõem a hélice), que permitem essas moléculas são replicadas e a vida como a conhecemos existe.

No caso das proteínas, os hidrogênios formam ligações entre os oxigênios e os hidrogênios de amida; Dependendo da posição onde ocorre, diferentes estruturas de proteínas resultantes serão formadas.

As ligações de hidrogênio também estão presentes em polímeros naturais e sintéticos e em moléculas orgânicas que contêm nitrogênio, e outras moléculas com esse tipo de ligação ainda estão em estudo no mundo da química.

Referências

1. Ligação de hidrogênio. (sf). Wikipedia. Obtido em en.wikipedia.org
2. Desiraju, GR (2005). Instituto Indiano de Ciência, Bangalore. Obtido em ipc.iisc.ernet.in
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5. Chemguide. (sf). ChemGuide. Obtido em chemguide.co.uk