INCOLLAGGIO PONTI IDROGENO: CARATTERISTICHE PRINCIPALI - CHIMICA - 2026

Il legame del legame idrogeno è un'attrazione elettrostatica tra due gruppi polari che si verifica quando un atomo di idrogeno (H) si lega a un'attrazione atomo altamente elettronegativa esercitata sul campo elettrostatico caricato elettronegativamente un altro atomo vicino.

In fisica e chimica ci sono forze che generano interazioni tra due o più molecole, comprese forze di attrazione o repulsione, che possono agire tra queste e altre particelle vicine (come atomi e ioni). Queste forze sono chiamate forze intermolecolari.

Due molecole si autoassemblano in un complesso dimero attraverso quattro legami idrogeno.

Le forze intermolari sono di natura più debole di quelle che legano le parti di una molecola dall'interno verso l'esterno (le forze intramolecolari).

Tra le forze intermolecolari attrattive ci sono quattro tipi: forze ione-dipolo, forze dipolo-dipolo, forze di van der Waals e legami idrogeno.

Caratteristiche del legame idrogeno

Il legame idrogeno è tra un atomo "donatore" (quello elettronegativo che ha idrogeno) e un atomo "recettore" (l'elettronegativo senza idrogeno).

Generalmente genera un'energia compresa tra 1 e 40 Kcal / mol, rendendo questa attrazione notevolmente più forte di quella avvenuta nell'interazione di van der Waals, ma più debole dei legami covalenti e ionici.

Di solito si verifica tra molecole con atomi come azoto (N), ossigeno (O) o fluoro (F), sebbene si osservi anche con atomi di carbonio (C) quando sono attaccati ad atomi altamente elettronegativi, come nel caso del cloroformio ( CHCl ₃ ).

Perché l'unione avviene?

Questo legame si verifica perché, essendo legato a un atomo altamente elettronegativo, l'idrogeno (un piccolo atomo con una carica tipicamente neutra) acquisisce una carica parzialmente positiva, facendolo iniziare ad attrarre altri atomi elettronegativi verso se stesso.

Da qui nasce un legame che, sebbene non possa essere classificato come totalmente covalente, lega l'idrogeno e il suo atomo elettronegativo a quest'altro atomo.

Le prime evidenze dell'esistenza di questi legami sono state osservate da uno studio che misurava i punti di ebollizione. È stato notato che non tutti questi aumentavano del peso molecolare, come previsto, ma c'erano alcuni composti che richiedevano una temperatura più alta per bollire rispetto a quanto previsto.

Da qui si iniziò a osservare l'esistenza di legami idrogeno nelle molecole elettronegative.

Lunghezza del collegamento

La caratteristica più importante da misurare in un legame idrogeno è la sua lunghezza (più è lungo, meno forte), che viene misurata in angstrom (Å).

A sua volta, questa lunghezza dipende dalla forza del legame, dalla temperatura e dalla pressione. Quanto segue descrive come questi fattori influenzano la forza di un legame idrogeno.

Forza di legame

La forza di legame stessa dipende dalla pressione, dalla temperatura, dall'angolo di legame e dall'ambiente (che è caratterizzato da una costante dielettrica locale).

Ad esempio, per le molecole di geometria lineare il legame è più debole perché l'idrogeno è più lontano da un atomo che da un altro, ma ad angoli più stretti questa forza cresce.

Temperatura

È stato studiato che i legami idrogeno tendono a formarsi a temperature più basse, poiché la diminuzione della densità e l'aumento del movimento molecolare a temperature più elevate causa difficoltà nella formazione di legami idrogeno.

I legami possono rompersi temporaneamente e / o permanentemente con l'aumentare della temperatura, ma è importante notare che i legami fanno anche sì che i composti abbiano una maggiore resistenza all'ebollizione, come nel caso dell'acqua.

Pressione

Maggiore è la pressione, maggiore è la forza del legame idrogeno. Questo accade perché a pressioni più elevate, gli atomi della molecola (come nel ghiaccio) si compatteranno maggiormente e questo aiuterà a ridurre la distanza tra i componenti del legame.

In effetti, questo valore è quasi lineare quando si studia il ghiaccio su un grafico in cui si apprezza la lunghezza del legame trovata con la pressione.

Ponte a idrogeno in acqua

Molecola d'acqua legata all'idrogeno.

La molecola d'acqua (H ₂ O) è considerata un caso perfetto di legame idrogeno: ogni molecola può formare quattro potenziali legami idrogeno con le molecole d'acqua vicine.

C'è la quantità perfetta di idrogeni caricati positivamente e coppie di elettroni non legati in ogni molecola, consentendo a tutti loro di essere coinvolti nel legame idrogeno.

Questo è il motivo per cui l'acqua ha un punto di ebollizione più elevato rispetto ad altre molecole, come l'ammoniaca (NH ₃ ) e l'acido fluoridrico (HF).

Nel caso del primo, l'atomo di azoto ha solo una coppia libera di elettroni, e questo significa che in un gruppo di molecole di ammoniaca non ci sono abbastanza coppie libere per soddisfare i bisogni di tutti gli idrogeni.

Si dice che per ogni molecola di ammoniaca si forma un singolo legame idrogeno e che gli altri atomi di H vengano "sprecati".

Nel caso del fluoruro, c'è piuttosto un deficit di idrogeno e le coppie di elettroni vengono "sprecate". Di nuovo, c'è la giusta quantità di coppie di idrogeno ed elettroni nell'acqua, quindi questo sistema si lega perfettamente.

Legame idrogeno nel DNA e in altre molecole

Nelle proteine ​​e nel DNA si possono anche osservare legami idrogeno: nel caso del DNA, la forma a doppia elica è dovuta ai legami idrogeno tra le sue coppie di basi (i mattoni che compongono l'elica), che consentono queste molecole vengono replicate e la vita come la conosciamo esiste.

Nel caso delle proteine, gli idrogeni formano legami tra ossigeni e idrogeni ammidici; A seconda della posizione in cui si verifica, si formeranno diverse strutture proteiche risultanti.

I legami idrogeno sono presenti anche nei polimeri naturali e sintetici e nelle molecole organiche che contengono azoto, e altre molecole con questo tipo di legame sono ancora allo studio nel mondo della chimica.

Riferimenti

1. Legame idrogeno. (Sf). Wikipedia. Estratto da en.wikipedia.org
2. Desiraju, GR (2005). Indian Institute of Science, Bangalore. Estratto da ipc.iisc.ernet.in
3. Mishchuk, NA e Goncharuk, VV (2017). Sulla natura delle proprietà fisiche dell'acqua. Khimiya i Tekhnologiya Vody.
4. Chimica, WI (sf). Cos'è la chimica. Estratto da whatischemistry.unina.it
5. Chemguide. (Sf). ChemGuide. Estratto da chemguide.co.uk