En química , una interacción no covalente se diferencia de un enlace covalente en que no implica compartir electrones , [1] sino que implica variaciones más dispersas de interacciones electromagnéticas entre moléculas o dentro de una molécula. La energía química liberada en la formación de interacciones no covalentes suele ser del orden de 1 a 5 kcal/ mol (1000 a 5000 calorías por 6,02 × 1023 moléculas). [2] Las interacciones no covalentes se pueden clasificar en diferentes categorías, como electrostáticas , efectos π , fuerzas de van der Waals y efectos hidrofóbicos . [3] [2]
Las interacciones no covalentes [4] son fundamentales para mantener la estructura tridimensional de moléculas grandes, como proteínas y ácidos nucleicos . También participan en muchos procesos biológicos en los que moléculas grandes se unen específica pero transitoriamente entre sí (consulte la sección de propiedades de la página de ADN ). Estas interacciones también influyen en gran medida en el diseño de fármacos , la cristalinidad y el diseño de materiales, particularmente para el autoensamblaje y, en general, la síntesis de muchas moléculas orgánicas . [3] [5] [6] [7] [8]
Las interacciones no covalentes pueden ocurrir entre diferentes partes de la misma molécula (por ejemplo, durante el plegamiento de proteínas ) o entre diferentes moléculas y, por lo tanto, también se analizan como fuerzas intermoleculares .
Las interacciones iónicas implican la atracción de iones o moléculas con cargas permanentes completas de signos opuestos. Por ejemplo, el fluoruro de sodio implica la atracción de la carga positiva del sodio (Na + ) con la carga negativa del fluoruro (F − ). [9] Sin embargo, esta interacción particular se rompe fácilmente al agregarla al agua u otros solventes altamente polares . En el agua, el emparejamiento de iones está impulsado principalmente por la entropía; un único puente salino generalmente equivale a un valor de atracción de aproximadamente ΔG = 5 kJ/mol con una fuerza iónica intermedia I, en I cercana a cero el valor aumenta a aproximadamente 8 kJ/mol. Los valores de ΔG suelen ser aditivos y en gran medida independientes de la naturaleza de los iones participantes, excepto en el caso de los iones de metales de transición , etc. [10]
Estas interacciones también se pueden observar en moléculas con una carga localizada en un átomo en particular . Por ejemplo, la carga negativa completa asociada con el etóxido , la base conjugada del etanol , suele ir acompañada de la carga positiva de una sal de metal alcalino como el catión sodio (Na + ).
Un enlace de hidrógeno (enlace H), es un tipo específico de interacción que involucra la atracción dipolo-dipolo entre un átomo de hidrógeno parcialmente positivo y un átomo de oxígeno, nitrógeno, azufre o flúor altamente electronegativo y parcialmente negativo (no unido covalentemente a dicho hidrógeno). átomo). No es un enlace covalente, sino que se clasifica como una interacción fuerte no covalente. Es responsable de por qué el agua es un líquido a temperatura ambiente y no un gas (dado el bajo peso molecular del agua ). Por lo general, la fuerza de los enlaces de hidrógeno se encuentra entre 0 y 4 kcal/mol, pero a veces puede ser tan fuerte como 40 kcal/mol [3] En disolventes como el cloroformo o el tetracloruro de carbono se observan, por ejemplo, para la interacción entre amidas valores aditivos de alrededor de 5 kJ/mol. Según Linus Pauling, la fuerza de un enlace de hidrógeno está determinada esencialmente por las cargas electrostáticas. Las mediciones de miles de complejos en cloroformo o tetracloruro de carbono han conducido a incrementos de energía libre de aditivos para todo tipo de combinaciones donante-aceptor. [11] [12]
El enlace halógeno es un tipo de interacción no covalente que no implica la formación ni la ruptura de enlaces reales, sino que es similar a la interacción dipolo-dipolo conocida como enlace de hidrógeno . En los enlaces de halógeno, un átomo de halógeno actúa como un electrófilo , o especie buscadora de electrones, y forma una interacción electrostática débil con un nucleófilo , o especie rica en electrones. El agente nucleofílico en estas interacciones tiende a ser altamente electronegativo (como oxígeno , nitrógeno o azufre ), o puede ser aniónico y llevar una carga formal negativa . En comparación con los enlaces de hidrógeno, el átomo de halógeno reemplaza al hidrógeno parcialmente cargado positivamente como electrófilo. [ cita necesaria ]
Los enlaces halógenos no deben confundirse con las interacciones halógeno-aromáticas, ya que ambas están relacionadas pero difieren por definición. Las interacciones halógeno-aromáticas implican una nube π aromática rica en electrones como nucleófilo; El enlace halógeno está restringido a nucleófilos monoatómicos. [5]
Las fuerzas de Van der Waals son un subconjunto de interacciones electrostáticas que involucran dipolos (o multipolos) permanentes o inducidos. Estos incluyen lo siguiente:
Los enlaces de hidrógeno y los enlaces de halógeno generalmente no se clasifican como fuerzas de Van der Waals.
Las interacciones dipolo-dipolo son interacciones electrostáticas entre dipolos permanentes en moléculas. Estas interacciones tienden a alinear las moléculas para aumentar la atracción (reduciendo la energía potencial ). Normalmente, los dipolos están asociados con átomos electronegativos , incluidos oxígeno , nitrógeno , azufre y flúor .
Por ejemplo, la acetona , el ingrediente activo de algunos quitaesmaltes, tiene un dipolo neto asociado con el carbonilo (ver figura 2). Dado que el oxígeno es más electronegativo que el carbono que está unido covalentemente a él, los electrones asociados con ese enlace estarán más cerca del oxígeno que del carbono, creando una carga negativa parcial (δ − ) en el oxígeno y una carga positiva parcial ( δ + ) sobre el carbono. No son cargas completas porque los electrones todavía están compartidos a través de un enlace covalente entre el oxígeno y el carbono. Si los electrones ya no se compartieran, entonces el enlace oxígeno-carbono sería una interacción electrostática.
A menudo las moléculas contienen grupos dipolares, pero no tienen un momento dipolar general . Esto ocurre si hay simetría dentro de la molécula que hace que los dipolos se cancelen entre sí. Esto ocurre en moléculas como el tetraclorometano . Tenga en cuenta que la interacción dipolo-dipolo entre dos átomos individuales suele ser cero, ya que los átomos rara vez llevan un dipolo permanente. Ver dipolos atómicos .
Una interacción dipolo inducida por dipolo ( fuerza de Debye ) se debe al acercamiento de una molécula con un dipolo permanente a otra molécula apolar sin dipolo permanente. Este enfoque hace que los electrones de la molécula no polar se polaricen hacia o alejándose del dipolo (o "induzcan" un dipolo) de la molécula que se aproxima. [13] Específicamente, el dipolo puede causar atracción electrostática o repulsión de los electrones de la molécula no polar, dependiendo de la orientación del dipolo entrante. [13] Los átomos con radios atómicos más grandes se consideran más "polarizables" y, por lo tanto, experimentan mayores atracciones como resultado de la fuerza de Debye. [ cita necesaria ]
Las fuerzas de dispersión de London [14] [15] [16] [17] son el tipo más débil de interacción no covalente. Sin embargo, en las moléculas orgánicas la multitud de contactos puede dar lugar a contribuciones mayores, particularmente en presencia de heteroátomos. También se conocen como "interacciones inducidas por dipolo-dipolo" y están presentes entre todas las moléculas, incluso aquellas que inherentemente no tienen dipolos permanentes. Las interacciones dispersivas aumentan con la polarización de los grupos que interactúan, pero se debilitan con disolventes de mayor polarización. [18] Son causados por la repulsión temporal de electrones lejos de los electrones de una molécula vecina, lo que lleva a un dipolo parcialmente positivo en una molécula y un dipolo parcialmente negativo en otra molécula. [6] El hexano es un buen ejemplo de una molécula sin polaridad o con átomos altamente electronegativos, pero que es un líquido a temperatura ambiente debido principalmente a las fuerzas de dispersión de London. En este ejemplo, cuando una molécula de hexano se acerca a otra, un dipolo temporal, débil y parcialmente negativo en el hexano entrante puede polarizar la nube de electrones de otra, provocando un dipolo parcialmente positivo en esa molécula de hexano. En ausencia de disolventes, los hidrocarburos como el hexano forman cristales debido a fuerzas dispersivas; el calor de sublimación de los cristales es una medida de la interacción dispersiva. Si bien estas interacciones son de corta duración y muy débiles, pueden ser responsables de por qué ciertas moléculas no polares son líquidas a temperatura ambiente.
Los efectos π se pueden dividir en numerosas categorías, incluidas las interacciones π-π , las interacciones catión-π y anión-π , y las interacciones polares-π. En general, los efectos π están asociados con las interacciones de las moléculas con los sistemas π de moléculas conjugadas como el benceno . [3]
Las interacciones π – π están asociadas con la interacción entre los orbitales π de un sistema molecular. [3] La alta polarizabilidad de los anillos aromáticos conduce a interacciones dispersivas como contribución importante a los llamados efectos de apilamiento . Éstos desempeñan un papel importante en las interacciones de nucleobases, por ejemplo en el ADN. [19] Para un ejemplo simple, un anillo de benceno, con su nube π completamente conjugada , interactuará de dos maneras principales (y una menor) con un anillo de benceno vecino a través de una interacción π-π (ver figura 3). Las dos formas principales en que se apila el benceno son de borde a frente, con una entalpía de ~2 kcal/mol, y desplazado (o apilado deslizante), con una entalpía de ~2,3 kcal/mol. [3] La configuración sándwich no es una interacción tan estable como las dos mencionadas anteriormente debido a la alta repulsión electrostática de los electrones en los orbitales π. [3]
Las interacciones catión-pi implican que la carga positiva de un catión interactúa con los electrones en un sistema π de una molécula. [3] Esta interacción es sorprendentemente fuerte (tan fuerte o más fuerte que el enlace de H en algunos contextos), [3] y tiene muchas aplicaciones potenciales en sensores químicos. [20] Por ejemplo, el ion sodio puede sentarse fácilmente encima de la nube π de una molécula de benceno, con simetría C 6 (ver figura 4).
Las interacciones anión-π son muy similares a las interacciones catión-π, pero al revés. En este caso, un anión se sitúa encima de un sistema π pobre en electrones, generalmente establecido mediante la colocación de sustituyentes aceptores de electrones en la molécula conjugada [21]
Las interacciones polares-π involucran moléculas con dipolos permanentes (como el agua) que interactúan con el momento cuadripolar de un sistema π (como el del benceno (ver figura 5). Si bien no son tan fuertes como una interacción catión-π, estas interacciones pueden ser bastante fuertes (~1-2 kcal/mol) y comúnmente participan en el plegamiento de proteínas y la cristalinidad de sólidos que contienen tanto enlaces de hidrógeno como sistemas π [3] . De hecho, cualquier molécula con un donante de enlaces de hidrógeno (unido a hidrógeno). un átomo altamente electronegativo) tendrá interacciones electrostáticas favorables con el sistema π rico en electrones de una molécula conjugada [ cita necesaria ]
El efecto hidrofóbico es el deseo de que las moléculas no polares se agreguen en soluciones acuosas para separarse del agua. [22] Este fenómeno conduce a una superficie mínima expuesta de las moléculas no polares a las moléculas de agua polares (típicamente gotas esféricas) y se usa comúnmente en bioquímica para estudiar el plegamiento de proteínas y otros fenómenos biológicos diversos. [22] El efecto también se ve comúnmente al mezclar varios aceites (incluido el aceite de cocina) y agua. Con el tiempo, el petróleo que se encuentra sobre el agua comenzará a agregarse en grandes esferas aplanadas a partir de gotas más pequeñas, lo que eventualmente dará lugar a una película de todo el petróleo que se encuentra sobre un charco de agua. Sin embargo, el efecto hidrofóbico no se considera una interacción no covalente, ya que es una función de la entropía y no una interacción específica entre dos moléculas, generalmente caracterizada por una compensación de entropía y entalpía. [23] [24] [25] Un efecto hidrófobo esencialmente entálpico se materializa si un número limitado de moléculas de agua están restringidas dentro de una cavidad; El desplazamiento de tales moléculas de agua por un ligando libera las moléculas de agua que luego, en el agua en masa, disfrutan de un máximo de enlaces de hidrógeno cercanos a cuatro. [26] [27]
La mayoría de los fármacos son moléculas pequeñas que provocan una respuesta fisiológica al "unirse" a enzimas o receptores , provocando un aumento o disminución en la capacidad de funcionamiento de la enzima. La unión de una molécula pequeña a una proteína se rige por una combinación de consideraciones estéricas o espaciales, además de varias interacciones no covalentes, aunque algunos fármacos modifican covalentemente un sitio activo (ver inhibidores irreversibles ). Utilizando el "modelo de llave y candado" de unión de enzimas, un fármaco (llave) debe tener aproximadamente las dimensiones adecuadas para adaptarse al sitio de unión de la enzima (candado). [28] Utilizando el andamio molecular del tamaño adecuado, los fármacos también deben interactuar con la enzima de forma no covalente para maximizar la afinidad de unión constante y reducir la capacidad del fármaco para disociarse del sitio de unión . Esto se logra formando varias interacciones no covalentes entre la molécula pequeña y los aminoácidos en el sitio de unión, que incluyen: enlaces de hidrógeno , interacciones electrostáticas , apilamiento de pi , interacciones de van der Waals e interacciones dipolo-dipolo .
Se han desarrollado fármacos metalo no covalentes. Por ejemplo, se han preparado compuestos dinucleares de triple hélice en los que tres cadenas de ligandos se envuelven alrededor de dos metales, lo que da como resultado una tetracatación aproximadamente cilíndrica. Estos compuestos se unen a estructuras de ácidos nucleicos menos comunes, como el ADN dúplex, las estructuras de horquilla en forma de Y y las uniones de 4 vías. [29]
El plegamiento de proteínas desde una secuencia primaria (lineal) de aminoácidos hasta una estructura tridimensional está dirigido por todo tipo de interacciones no covalentes , incluidas las fuerzas hidrofóbicas y la formación de enlaces de hidrógeno intramoleculares . Las estructuras tridimensionales de las proteínas , incluidas las estructuras secundarias y terciarias , se estabilizan mediante la formación de enlaces de hidrógeno. A través de una serie de pequeños cambios conformacionales, las orientaciones espaciales se modifican para llegar a la orientación más minimizada energéticamente posible. El plegamiento de las proteínas suele verse facilitado por enzimas conocidas como chaperonas moleculares . [30] Las estéricas , la tensión de enlace y la tensión angular también desempeñan papeles importantes en el plegamiento de una proteína desde su secuencia primaria hasta su estructura terciaria.
Las estructuras proteicas terciarias individuales también pueden ensamblarse para formar complejos proteicos compuestos de múltiples subunidades plegadas independientemente. En conjunto, esto se denomina estructura cuaternaria de una proteína . La estructura cuaternaria se genera mediante la formación de interacciones no covalentes relativamente fuertes, como enlaces de hidrógeno, entre diferentes subunidades para generar una enzima polimérica funcional. [31] Algunas proteínas también utilizan interacciones no covalentes para unirse a cofactores en el sitio activo durante la catálisis; sin embargo, un cofactor también puede unirse covalentemente a una enzima. Los cofactores pueden ser moléculas orgánicas o inorgánicas que ayudan en el mecanismo catalítico de la enzima activa. La fuerza con la que un cofactor se une a una enzima puede variar mucho; Los cofactores unidos de forma no covalente suelen estar anclados mediante enlaces de hidrógeno o interacciones electrostáticas .
Las interacciones no covalentes tienen un efecto significativo sobre el punto de ebullición de un líquido. El punto de ebullición se define como la temperatura a la que la presión de vapor de un líquido es igual a la presión que lo rodea. Más simplemente, es la temperatura a la que un líquido se convierte en gas . Como era de esperar, cuanto más fuertes sean las interacciones no covalentes presentes en una sustancia, mayor será su punto de ebullición. Por ejemplo, considere tres compuestos de composición química similar: n-butóxido de sodio (C 4 H 9 ONa), éter dietílico (C 4 H 10 O) y n-butanol (C 4 H 9 OH).
Las interacciones no covalentes predominantes asociadas con cada especie en solución se enumeran en la figura anterior. Como se analizó anteriormente, las interacciones iónicas requieren considerablemente más energía para romperse que los enlaces de hidrógeno , que a su vez requieren más energía que las interacciones dipolo-dipolo . Las tendencias observadas en sus puntos de ebullición (figura 8) muestran exactamente la correlación esperada, donde el n-butóxido de sodio requiere significativamente más energía térmica (temperatura más alta) para hervir que el n-butanol, que hierve a una temperatura mucho más alta que el éter dietílico. La energía térmica necesaria para que un compuesto cambie de líquido a gas está asociada con la energía necesaria para romper las fuerzas intermoleculares que cada molécula experimenta en su estado líquido.
