Fuerzas Intermoleculares

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Conceptos previos

5. Polaridad de las moléculas

IES Miquel Martí i Pol

CRÈDIT 4: BIOQUÍMICA CLÍNICA

Lola Santos

POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS

En los compuestos orgánicos el tipo de enlaces que une los diferentes átomos son los enlaces covalentes, en este tipo de enlaces los átomos comparten uno o diversos pares de electrones

• Si los dos átomos son iguales, los electrones que comparten son atraídos con la misma fuerza por los dos núcleos.

• Si son diferentes, la electronegatividad y la tendencia para “guardar”electrones será diferente y los electrones compartidos serán más atraídos y estarán más desplazados hacia un átomo que hacia el otro. Así uno de los átomos gana una cierta carga negativa y el otro la pierde, por eso este enlace covalente tiene un cierto carácter iónico o polar.

Los enlaces serán tanto más polares cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados

C4 Bioquímica Clínica

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La polaridad de una molécula depende de:La polaridad de sus enlacesDe su geometría

Una molécula es polar cuando el centro de la carga negativa no coincide con el de la positiva. No tienen carga neta pero tienen una distribución asimétrica de la carga.

Para caracterizar un dipolo se utiliza el símbolo en el que la flecha apunta desde el extremo positivo al negativo.


La magnitud de la polaridad de una molécula se mide por su momento bipolar total µ, es decir por la suma de los momentos bipolares de los diferentes enlaces (como si fueran vectores) Depende de la intensidad de la carga y de la distancia entre los átomos.

Una molécula puede tener enlaces polares pero no ser polar, en las moléculas poliatómicas con varios enlaces polares, los vectores momento dipolar pueden cancelarse, debido a su geometría.


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1D (debyes) = 3,3 .10-30 C · m (Coulombios · metro) magnitud de la carga por la distancia entre los centros de las cargas

Polaridad de diferentes enlaces:

O-H > C-O > N-H > C-H > C-C

Clasificación de los grupos funcionales según la polaridad:

Amidas > ácidos > alcoholes > cetonas > aldehídos > aminas > ésteres > éteres > alcanos


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Sustancias no polares

Sustancias polares


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6. FUERZAS INTERMOLECULARES

Son las fuerzas que se dan entre moléculas y son más débiles que los enlaces covalentes.

La actividad biología de las moléculas depende de su tamaño y su forma y de la naturaleza de sus interacciones débiles con otras moléculas.

Tipos

•FUERZAS ELECTROSTÁTICAS O IÓNICA

•FUERZAS POLARES

•PUENTES O ENLACES DE HIDRÓGENO

•FUERZAS DE VAN DER WAALS

•INTERACCIONES HIDROFÓBICAS

FUERZAS ELECTROSTÁTICAS O IÓNICAS

Se produce entre aniones y cationes, por atracción de cargas diferentes, como un grupo carboxilo (-COO- ) y un grupo amino (-NH3+).

Son frecuentes entre una enzima y su sustrato, entre los aminoácidos de una proteína o entre los ácidos nucleicos y las proteínas

Los aminoácidos cargados de una proteína pueden establecer enlaces iónicos dentro de una proteína o entre proteínas distintas


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FUERZAS POLARES

Es una interacción no covalente entre dos moléculas neutras polares o dos grupos polares de la misma molécula si ésta es grande, debida a la atracción eléctrica entre dipolos opuestos.

Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra.

Ej: agua, acetona

FUERZAS POLARES

Una molécula polar puede interaccionar con un ión, o bien con otra molécula polar.

Es importante la orientación de los grupos que interactúan, en función de la orientación relativa, puede haber atracción o repulsión entre los grupos interactuantes.

Destacan por su importancia las interacciones de iones y grupos cargados con moléculas de agua, que originan la denominada "atmósfera de solvatación".

Ej. El NaCl se disuelve en agua por la atracción que existe entre los iones Na+ y Cl- y los correspondientes polos con carga opuesta de la molécula de agua. Esta solvatación de los iones es capaz de vencer las fuerzas que los mantienen juntos en el estado sólido.


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La capa de agua de hidratación que se forma en torno a ciertas proteínas y que resulta tan importante para su función también se forma gracias a estas interacciones

FUERZAS POLARES

PUENTES DE HIDRÓGENO

Es un caso especial dipolo-dipolo, entre:

• un átomo electronegativo (N, O, F; con carga parcial negativa) y

• un átomo de hidrógeno, (carga parcial +) unido covalentemente a otro átomo electronegativo, con dobletes electrónicos sin compartir y de pequeño tamaño, y capaz, por tanto de aproximarse al núcleo del hidrógeno

La distancia entre los átomos electronegativos unidos mediante un puente de hidrógeno suele ser de unos 3 Å. El hidrógeno se sitúa a 1Å del átomo al que está covalentemente unido y a 2 Å del que cede sus e- no apareados


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PUENTES DE HIDRÓGENO

Se trata de un enlace débil (entre 2 y 10 Kcal/mol), pero es un enlace fundamental en bioquímica:

• Condiciona en gran medida la estructura espacial de las proteínas y de los ácidos nucleicos

• Determina propiedades especiales a muchos compuestos. Ej Los compuestos con puentes de hidrógeno presentan altos puntos de ebullición.

En las hélices α de las proteínas se forman puentes de hidrógeno (en color verde) entre los enlaces peptídicosde aminoácidos que distan 4 posiciones en la secuencia

Las dos hebras del DNA se mantienen unidas mediante los puentes de hidrógeno (en color amarillo) que se forman entre las bases nitrogenadas (que no se muestran)


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Los puentes de hidrógeno son especialmente fuertes entre las moléculas de agua y son los responsables de sus especiales propiedades.

En el agua los puentes de hidrógeno se producen por la distribución de los e- en la molécula: El O2 atrae más a los e- compartidos que el H2, aunque la carga de la molécula es nula, es un dipolo.

Cuando dos moléculas de agua se aproximan se establece una atracción entre las cargas parciales del O2 y del H2


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En estado sólido todas las moléculas están unidas por puentes de hidrógeno

En estado líquido las moléculas suelen estar unidas por puentes de hidrógeno en grupos de 8 y hay otras libres que ocupan los huecos.

En estado gaseoso no están unidas las moléculas entre ellas.

Esto explica su elevado punto de ebullición, ya que es necesario romper gran cantidad de puentes de hidrógeno para que una molécula de agua pase al estado gaseoso.

El hecho de ser una molécula bipolar y el formar puentes de H entre sus moléculas le confiere la propiedad de ser un gran disolvente de compuestos polares o hidrófilos

• Por formar enlaces de hidrógeno puede disolver a los alcoholes, aminas, esteres o cetonas.

• Por ser polar puede disolver a compuestos iónicos y a moléculas orgánicas polares: fenoles, ésteres, amidas

• NO PUEDE DISOLVER los compuestos no polares o hidrófobos: cadenas hidrocarbonadas

Sí se disuelven en compuestos apolares orgánicos: benzeno, acetona,…


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FUERZAS DE VAN DER WAALS

Son fuerzas inespecíficas y muy débiles, no mayores de 1 cal/mol, que generan dipolos instantáneos. Son importantes cuando afectan simultáneamente a muchos átomos al mismo tiempo.

En las moléculas polares los electrones tienden a distribuirse uniformemente a través de toda la nube; debido a su continuo movimiento, existe la probabilidad de que en un instante cualquiera, los electrones se concentren en un extremo de la molécula, creando momentáneamente una distribución desigual de cargas, “dipolo instantáneo”, pues la separación de cargas no es permanente

En promedio, la distribución de cargas en torno a una molécula apolar es simétrica y no hay momento dipolar

Sin embargo, a tiempos cortos la nube electrónica puede fluctuar, creando momentos dipolaresinstantáneos

Estos dipolos, aunque globalmente neutros, pueden interaccionar exactamente igual que las moléculas con carga neta, aunque la energía de esa interacción será comparativamente menor dado que la carga presente también lo es.


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•Son responsables del aumento en el punto de ebullición.

•La distancia entre las moléculas influye en su intensidad.

•Se llama radio de van der Waals a la distancia a la que la fuerza atractiva es máxima:

• Cuando dos átomos se aproxima a distancias mas cortas que el radio de van der Waals , se desarrollan fuerzas repulsivas entre los núcleos y las capas electrónicas

• Cuando la distancia entre dos moléculas es mayor al radio de van der Waals las fuerzas atractivas entre las moléculas disminuyen


La intensidad de estas fuerzas viene determinada por

Tamaño de las moléculasForma de las moléculasPolaridad de las moléculasNúmero de electrones


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FUERZAS DE VAN DER WAALS Tamaño

Cuanto mayor es el tamaño de la molécula más efectivas son las fuerzas y la cohesión intermolecular aumenta, resultando un aumento de la proximidad molecular. Esto se traduce en que aumenta el punto de ebullición.

Ej Metano CH4 (-161 ºC)

Pentano C5H12 (36 ºC)

Las cadenas hidrocarbonadas con un nº impar de C también se empaquetan peor y por tanto las fuerzas son menos eficaces y su punto de ebullición es menor

FUERZAS DE VAN DER WAALS FormaLas formas lineales, por su linealidad, permite un contacto estrecho con las moléculas adyacentes, mientras que en las moléculas con ramificaciones, más esféricas, la superficie efectiva de contacto entre las moléculas disminuye, por tanto las fuerzas intermoleculares son menores en los alcanos ramificados y tienen puntos de ebullición más bajos.

P.E. 9,5ºC

N-pentano

P. E. 36 ºC2,2-dimetilpropano

P. E. 9,5 ºC


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FUERZAS DE VAN DER WAALSForma

Los cicloalcanos presentan mayores puntos de fusión y ebullición que los correspondientes alcanos de igual número de carbonos. La rigidez del anillo permite un mayor número de interacciones intermoleculares, que es necesario romper mediante la aportación de energía.

Ejemplo: Pentano (36 ºC) Ciclopentano (49,3ºC)

FUERZAS DE VAN DER WAALSPolaridadLas moléculas polares forman más fuerzas intermoleculares y por tanto se necesita mayor energía.

Depende del número de electrones

Efecto del número de electrones sobre el punto de ebullición de sustancias no polares

NºElec P.M P.E.ºC

CH4 10 16 -161

C2H6 18 30 -88

C3H8 26 44 -42

C4H10 34 58 0


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Pueden ser muy importantes donde se encuentren átomos estrechamente empaquetados

En el interior de las bicapas lipídicaso el interior de las proteínas.

Entre los átomos de la molécula del sustrato y los átomos de su enzima

Un ejemplo notable de la importancia de este enlace es el estrecho empaquetamiento de las bases en la doble hélice de los ácidos nucleicos.

Bases apiladas en un pequeño segmento de ADN bicatenario


INTERACCIONES HIDROFÓBICAS

Son las fuerzas que mantienen juntas las regiones apolares de las moléculas.

Las moléculas apolares (cadenas hidrocarbonadas y aromáticos) son en generahidrófobas y tienen tendencia a agruparse entre sí en medio acuoso, por el simple hecho de que evitan interaccionar con el agua.

Lo hacen por razones termodinámicas: las moléculas hidrofóbicas se asocian para minimizar el número de moléculas de agua que puedan estar en contacto con las moléculas hidrofóbicas


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Cuando las moléculas de lípido se agregan, sólo están más ordenadas las moléculas de agua que están en contacto directo con el agregado. Al ser menos, la entropía aumenta.

En medio acuoso, cada molécula de lípido obliga a las moléculas de agua vecinas a adoptar estados más ordenados (las que están sombreadas de color azul)

Son ejemplos de fuerzas hidrofóbicas:

•las que se establecen entre los fosfolípidos que forman las membranas celulares (forman bicapas)

•las que se establecen en el interior de una miceladurante la digestión de los lípidos

•las que hacen que los aminoácidos hidrofóbicos se apiñen en el interior de las proteínas globulares


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La membrana celular es una bicapa lipídica

Micela formada por moléculas anfipáticas

Apiñamiento de aminoácidos apolares (azul) en el interior de una proteína globular

•Las fuerzas de van Der Waals son fuerzas atractivas de corto alcance entre grupos químicos que se encuentran muy cercanos. Tienen su origen en pequeños desplazamientos de carga.

•Las atracciones hidrofóbicas provocan que grupos no polares, como cadenas hidrocarbonadas, se asocien unas con otras en un medio acuoso.

•Muchas fuerzas o enlaces débiles pueden dar lugar, en su conjunto, a interacciones fuertes.


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