Wiązanie wodorowe obecne w ciekłej wodzie
Wiązanie wodorowe – rodzaj stosunkowo słabego
wiązania chemicznego
polegającego głównie na
przyciąganiu elektrostatycznym
między atomem
wodoru
i atomem
elektroujemnym
zawierającym wolne pary
elektronowe
. Klasyczne wiązanie wodorowe powstaje, gdy atom wodoru jest połączony
wiązaniem kowalencyjnym
z innym
atomem
o dużej
elektroujemności
(np.
tlenem
) i w ten sposób uzyskuje nadmiar
ładunku dodatniego
. W wyniku tego oddziaływania pierwotne, kowalencyjne wiązanie wodór – inny atom ulega częściowemu osłabieniu, powstaje zaś nowe, stosunkowo słabe wiązanie między wodorem i innym atomem (akceptorem wiązania wodorowego). Nie można wytłumaczyć natury tego wiązania wyłącznie za pomocą elektrostatyki, ponieważ oprócz przyciągania elektrostatycznego, zachodzi przeniesienie ładunku z akceptora na atom wodoru i związane z nim atomy, a także polaryzacja chmury elektronowej zarówno akceptora, jak i donora wiązania wodorowego.
Donorami
protonu
w wiązaniach wodorowych mogą być między innymi grupy:
hydroksylowa
(-OH),
aminowa
(-NHx),
tiolowa
(-SH), halogenowodorowa (-XH), silanolowa, a nawet
węglowodorowa
(-CHx). Natomiast
akceptorami
protonu mogą być wszystkie atomy silnie elektroujemne takie jak:
fluor
,
azot
,
tlen
,
siarka
i wszystkie
chlorowce
, a także układy π-elektronowe występujące w nienasyconych związkach organicznych. Wiązania wodorowe z układami π-elektronowymi przypominają kształtem wiązania
metal
-węgiel w
π kompleksach
, lecz ich natura jest zupełnie inna, ponieważ wodór nie ma elektronów na
orbitalach
d, zaś oddziaływanie metal-układ π-elektronowy jest kowalencyjne. Wiązania wodorowe występują powszechnie w
naturze
. W idealnie czystej
wodzie
, w
temperaturze
4°C, cząsteczki
wody
tworzą "paczki", składające się ze średnio siedmiu cząsteczek powiązanych tymi wiązaniami. Dzięki istnieniu wiązań wodorowych możliwe jest tworzenie się trzeciorzędowych struktur
białek
,
kwasów nukleinowych
i wielu innych złożonych tworów o dużym znaczeniu biologicznym. Badaniem takich
struktur
, opartych zwykle właśnie na wiązaniach wodorowych, zajmuje się
chemia supramolekularna
.
Odkrycia wiązania wodorowego nie można przypisać jednemu badaczowi. Pierwsze artykuły, w których postulowano istnienie wiązania wodorowego, zaczęły pojawiać się w początkach
XX
w., głównie w literaturze niemieckiej i angielskiej. Początkowo jednak istnienie tego wiązania nie było powszechnie uznanym poglądem. Dopiero po
1920
r. stworzono solidne podstawy teoretyczne i podjęto szczegółowe badania nad tym zagadnieniem. Pionierami w badaniach wiązania wodorowego byli Wendell Latimer, Worth Rodebush, Maurice L. Huggins oraz
Linus Pauling
. Pod koniec
lat 30. XX w.
koncepcja wiązania wodorowego została powszechnie zaakceptowana.
Podział wiązań wodorowych
Jakkolwiek wszystkie wiązania wodorowe są znacznie słabsze od
wiązań kowalencyjnych
dzieli się je na słabe, silne i bardzo silne. Granica między słabszymi i silniejszymi wiązaniami wodorowymi jest dość umowna. Na ogół przyjmuje się, że silnie wiązanie wodorowe to takie, które posiada energię powyżej 4
kcal
/
mol
, zaś pozostałe są słabe. Najsilniejsze znane wiązania wodorowe posiadają energię zbliżoną do słabszych wiązań kowalencyjnych – rzędu 40 kcal/mol. Bardzo silne wiązania wodorowe tworzą się pomiędzy niezwykle aktywnymi
donorami
i
akceptorami
, często tworząc wewnątrzmolekularne wiązania wodorowe. Istnieje również podział na wiązania wodorowe konwencjonalne i niekonwencjonalne. Jeszcze inny podział związany jest z strukturą wiązań wodorowych. Według niego wyróżniamy wiązania dwucentrowe (liniowe), trzycentrowe (dwuakceptorowe), czterocentrowe, zwane również chelatowymi[1].
Przykłady wiązań wodorowych
Drugim kryterium "siły" wiązania wodorowego jest jego długość. Klasyczne, silne wiązanie wodorowe posiada długość ok. 1,5
Å
, słabsze mogą mieć długość nawet do 3,0 Å. Słabe wiązania wodorowe są bardzo trudne do bezpośredniego wykrycia i dlatego dowody na jego istnienie mają zwykle charakter pośredni i czasami kontrowersyjny. Słabe wiązania wodorowe są współcześnie intensywnie badane, głównie ze względu na ich znaczenie biologiczne[2].
Biologiczne znaczenie wiązań wodorowych
Wiązania wodorowe (linie przerywane) pomiędzy łańcuchami
celulozy
W biologii wiązanie wodorowe pełni zasadniczą rolę, ponieważ wartość jego energii jest pośrednia pomiędzy
oddziaływaniem Van der Waalsa
a wiązaniem kowalencyjnym. Wiązania wodorowe mogą stosunkowo szybko powstawać i zanikać, co ma szczególne znaczenie w reakcjach biochemicznych, które zachodzą zwykle w temperaturze pokojowej.
Przykładem znaczenia wiązań wodorowych jest ich wpływ na budowę cząsteczki
DNA
, główny nośnik informacji
genetycznej
wszystkich organizmów żywych. Składa się ona z dwóch łańcuchów
nukleotydowych
, które są skręcone jeden dookoła drugiego, tworząc podwójną
helisę
. Oba łańcuchy są utrzymywane razem przez wiązania wodorowe pomiędzy komplementarnymi parami
zasad azotowych
.
Inny przykład to
białka
. Główny łańcuch polipeptydowy białek składa się z jednostek, do których przyłączone są różne podstawniki, charakterystyczne dla 20 różnych istniejących w przyrodzie
aminokwasów
biogennych. Grupy
aminowa
i
karbonylowa
tworzą wewnątrzcząsteczkowe wiązanie wodorowe N-H...O=C, które determinuje
konformację
głównego łańcucha peptydowego odpowiedzialnego za tworzenie helikalnej, bądź płaskiej struktury.
Również w przypadku
polisacharydów
wiązania wodorowe pomiędzy grupami hydroksylowymi stabilizują ich strukturę, znacząco wpływając na ich właściwości.
Energia wiązań wodorowych
Entalpia
tworzenia większości wiązań wodorowych, będąca miarą ich "siły", mieści się w granicach 2-20 kcal/mol. Energia wiązania wodorowego składa się głównie z trzech składowych:
energii przyciągania kulombowskiego
, energii polaryzacji i przeniesienia ładunku oraz energii odpychania. Przy znacznych odległościach pomiędzy atomami dominuje energia kulombowskiego przyciągania. Ze zmniejszeniem odległości znaczącą rolę zaczyna odgrywać polaryzacja, a w ślad za nią przeniesienie ładunku oraz dalsze skrócenie odległości między atomami, w wyniku czego następuje odpychanie.
Wypadkowa sił przyciągających i odpychających wyznacza równowagową odległość między atomami w wiązaniu wodorowym. Zasadniczy wkład w obniżenie energii układu wnosi przede wszystkim
oddziaływanie elektrostatyczne
. W odróżnieniu do tworzenia się
wiązań kowalencyjnych
, wymagających silnego przesunięcia
gęstości elektronowej
, tworzące się wiązanie wodorowe nie powoduje znacznych przesunięć
gęstości elektronowej
, a występujące oddziaływania są bardziej subtelne. Dochodzi do ogólnego przesunięcia gęstości elektronowej z
akceptora
protonu
w kierunku donora protonu w molekule. To z tego właśnie powodu donor protonu jest czasami traktowany jako akceptor elektronów. Przesunięcie gęstości elektronowej nie dotyczy tylko wolnej pary elektronowej uczestniczącej w tworzącym się wiązaniu wodorowym, ale dotyczy całej molekuły.
Techniki badania wiązań wodorowych
Istnieje wiele metod badawczych pozwalających wykrywać i wnikliwie analizować wiązania wodorowe. Każda z nich ma pewne ograniczenia wynikające z niedoskonałości aparatury bądź związane z trudnościami w interpretacji uzyskanych wyników. Stąd też, najlepszym sposobem analizy wiązań wodorowych jest jednoczesne stosowanie kilku metod, wzajemnie uzupełniających się. Metody badawcze wiązań wodorowych można podzielić na: spektroskopowe, dyfrakcyjne, termochemiczne i teoretyczne.
Metody spektroskopowe
Metody dyfrakcyjne
Metody termochemiczne i fizykochemiczne
Metody teoretyczne
Bibliografia
- T. Steiner, Angew. Chem. Int. Ed. 41 (2002), 48-7,
- J.M Connor; M.A Ferguson-Smith "Podstawy genetyki medycznej", 1991, Państwowy Zakład Wydawnictw Lekarskich, Warszawa
Przypisy
- ↑ G. A. Jeffrey "An Introduction to Hydrogen Bonding", 1997, New York, Oxford Uniwersity Press
- ↑ G. R. Desiraju, T. Steiner, "The Week Hydrogen Bonding", 1999, Oxford Uniwersity Press, Oxford