Ισχύς του δεσμού υδρογόνου

Ο δεσμός υδρογόνου ήταν ένα αμφιλεγόμενο θέμα στις αρχές του 20ου αιώνα. Ωστόσο, κατά τα μέσα του 20ου αιώνα, η έννοια των ασθενών συμβατικών δεσμών υδρογόνου έγινε κατανοητή και αποδεκτή από τις μάζες καθώς εξελίχθηκε από τον όρο υδρογόνο. Σε αντίθεση με τον ομοιοπολικό δεσμό, του οποίου η ισχύς ποικίλλει εντός του παράγοντα ~4 (30-120 kcal mol−1), ο δεσμός υδρογόνου είναι λιγότερο περιορισμένος στις φυσικές και γεωμετρικές του ιδιότητες. Οι δεσμοί υδρογόνου ποικίλλουν σε ισχύ κατά 20 φορές (2–40 kcal mol−1).

Τι είναι οι δεσμοί υδρογόνου;

Ένας δεσμός υδρογόνου, που ονομάζεται επίσης δεσμός Η, είναι κυρίως μια ηλεκτροστατική δύναμη έλξης μεταξύ του ατόμου υδρογόνου που συμβολίζεται ως Η και ενός εξαιρετικά ηλεκτραρνητικού ατόμου ή της ομάδας. Αυτό το περίπλοκο σύστημα γενικά συμβολίζεται ως Dn–H···Ac. Εδώ, ο πολικός ομοιοπολικός δεσμός συμβολίζεται με τη συμπαγή γραμμή, ενώ η διακεκομμένη ή η διακεκομμένη γραμμή υποδηλώνει τον δεσμό υδρογόνου. Οι δεσμοί υδρογόνου μπορούν εύκολα να λάβουν χώρα μεταξύ χωριστών μορίων, γι' αυτό και αναφέρονται ως διαμοριακά.

Οι δεσμοί υδρογόνου εξαρτώνται από διάφορους παράγοντες. Αυτά περιλαμβάνουν το περιβάλλον, τη γεωμετρία και τα άτομα δέκτη και τη φύση του συγκεκριμένου δότη. Γενικά κυμαίνεται μεταξύ 1 και 40 kcal/mol. Ως αποτέλεσμα, σε σύγκριση με τον ομοιοπολικό ή ιοντικό δεσμό, ο δεσμός υδρογόνου είναι πιο αδύναμος. Ωστόσο, είναι ισχυρότερο από τις δυνάμεις του Van der Waals. Οι ειδικοί ταξινόμησαν τους δεσμούς υδρογόνου ως έναν τύπο αδύναμου χημικού δεσμού.

Δεσμός υδρογόνου 

Ο δεσμός υδρογόνου περιγράφεται ως η διαμόρφωση του δεσμού υδρογόνου, ο οποίος είναι ένας τύπος ελκυστικής διαμοριακής δύναμης που προκαλείται από την αλληλεπίδραση διπόλου-διπόλου μεταξύ ατόμων υδρογόνου και άκρως ηλεκτραρνητικά άτομα. Για παράδειγμα, στην περίπτωση μορίων νερού που αντιπροσωπεύονται χημικά ως H2O, το υδρογόνο συνδέεται ομοιοπολικά με το ηλεκτραρνητικό άτομο οξυγόνου. Περαιτέρω, ο δεσμός υδρογόνου χωρίζεται σε δύο μεγάλες κατηγορίες – διαμοριακούς δεσμούς υδρογόνου και ενδομοριακούς δεσμούς υδρογόνου:

• Ο Διαμοριακός Δεσμός Υδρογόνου είναι ο δεσμός υδρογόνου μεταξύ διαφορετικών μορίων που έχουν είτε τις ίδιες είτε διαφορετικές ενώσεις. Συνήθη παραδείγματα διαμοριακών δεσμών υδρογόνου περιλαμβάνουν δεσμούς υδρογόνου σε αλκοόλ, νερό, αμμωνία κ.λπ. 

• Ο ενδομοριακός δεσμός υδρογόνου συμβαίνει κυρίως μέσα στο μόριο. Αυτός ο τύπος δεσμού υδρογόνου λαμβάνει χώρα σε ενώσεις που έχουν δύο ομάδες. Από τις δύο ομάδες, η μία ομάδα έχει άτομο υδρογόνου, ενώ η άλλη ομάδα έχει ένα εξαιρετικά ηλεκτραρνητικό άτομο.

Ισχύς του δεσμού υδρογόνου 

Ο δεσμός υδρογόνου μπορεί να ποικίλλει σε ισχύ σε διάφορες παραμέτρους. Ξεκινά από ασθενή (1–2 kJ mol−1) έως ισχυρή (161,5 kJ mol−1 στο ιόν HF−2). Περιλαμβάνει τα εξής:

• F−H···:F (161,5 kJ/mol ή 38,6 kcal/mol), αποδεικνύεται μοναδικά από το διφθοριούχο HF−2
• O−H···:N (29 kJ/mol ή 6,9 kcal/mol), που αποδεικνύεται από το νερό-αμμωνία
• O−H···:O (21 kJ/mol ή 5,0 kcal/mol), που αποδεικνύεται από το νερό-νερό, αλκοόλη-αλκοόλη
• N−H···:N (13 kJ/mol ή 3,1 kcal/mol), που αποδεικνύεται από την αμμωνία-αμμωνία
• N−H····:O (8 kJ/mol ή 1,9 kcal/mol), που αποδεικνύεται από το αμίδιο του νερού
• OH+3···:OH2 (18 kJ/mol ή 4,3 kcal/mol)

Συνολικά, ένας δεσμός υδρογόνου περιγράφεται ως αδύναμος δεσμός, καθώς η δύναμή του βρίσκεται μεταξύ των ασθενών δυνάμεων Van der Waals και των ισχυρών ομοιοπολικών δεσμών.

Δυνάμεις Van der Waals 

Οι δυνάμεις Van der Waals μπορούν να περιγραφούν ως ασθενείς διαμοριακές δυνάμεις που εξαρτώνται κυρίως από τη συνολική απόσταση μεταξύ μορίων και ατόμων. Αυτές οι δυνάμεις αυξάνονται όταν συμβαίνει η αλληλεπίδραση μεταξύ μη φορτισμένων μορίων ή ατόμων. Για παράδειγμα, οι δυνάμεις Van der Waals προκύπτουν από τη διακύμανση της πόλωσης δύο διαφορετικών σωματιδίων, τα οποία είναι στενά συσκευασμένα.

Υπάρχουν κυρίως τρεις τύποι δυνάμεων Van der Waals, οι οποίοι είναι οι εξής:

• Αλληλεπιδράσεις Keesom
• Δυνάμεις Debye
• Δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου 

Παραδείγματα δεσμών υδρογόνου 

Ακολουθούν ορισμένα παραδείγματα δεσμών υδρογόνου: 

• Νερό:Το εξαιρετικά ηλεκτραρνητικό άτομο οξυγόνου συνδέεται με το άτομο υδρογόνου σε ένα μόριο νερού. Τα κοινά ζεύγη του ηλεκτρονίου έλκονται στενά από τα άτομα οξυγόνου, γι' αυτό το άκρο του μορίου γίνεται αρνητικό, ενώ τα άτομα υδρογόνου φαίνονται θετικά.
• Υδροφθόριο:Στους δεσμούς υδρογόνου, το φθόριο σχηματίζει τον ισχυρότερο δεσμό υδρογόνου με την υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα.
• Δεσμός υδρογόνου σε καρβοξυλικό οξύ και αλκοόλες:Το αλκοόλ αναφέρεται ως οργανικό μόριο με ομάδα -ΟΗ. Σε αυτή την περίπτωση, οποιοδήποτε μόριο με άτομο υδρογόνου συνδέεται άμεσα με άζωτο ή οξυγόνο. Αργότερα, ο δεσμός υδρογόνου γίνεται ευκολότερος.
• Δεσμός υδρογόνου στην αμμωνία:Έχει άζωτο ηλεκτραρνητικού ατόμου συνδεδεμένο με άτομα υδρογόνου.
• Δεσμός υδρογόνου στο πολυμερές:Για τον προσδιορισμό τρισδιάστατων δομών και ιδιοτήτων που αποκτώνται από φυσικές και συνθετικές πρωτεΐνες, ο δεσμός υδρογόνου είναι ένας κρίσιμος παράγοντας. Παίζει επίσης σημαντικό ρόλο στον καθορισμό της δομής της κυτταρίνης μαζί με παράγωγα πολυμερή, συμπεριλαμβανομένου του λιναριού ή του βαμβακιού.

Συμπέρασμα 

Ο δεσμός υδρογόνου μπορεί να περιγραφεί ως η διαδικασία σχηματισμού δεσμών υδρογόνου που αποτελούν ειδική κατηγορία ελκτικής διαμοριακής δύναμης που προκύπτει λόγω της αλληλεπίδρασης διπόλου-διπόλου μεταξύ του ατόμου υδρογόνου και του εξαιρετικά ηλεκτραρνητικού ατόμου. Εμφανίζεται κυρίως μεταξύ ενός ηλεκτραρνητικού ατόμου και ενός ατόμου υδρογόνου. Σε αντίθεση με τον ομοιοπολικό δεσμό, του οποίου η ισχύς ποικίλλει εντός του παράγοντα ~4 (30-120 kcal mol−1), ο δεσμός υδρογόνου είναι λιγότερο περιορισμένος στις φυσικές και γεωμετρικές του ιδιότητες. Οι δεσμοί υδρογόνου ποικίλλουν σε ισχύ κατά 20 φορές (2–40 kcal mol−1).