Interacción no covalente

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 añadir agua u otros disolventes altamente polares . En el agua, el apareamiento iónico está impulsado principalmente por la entropía; un solo puente salino generalmente equivale a un valor de atracción de aproximadamente ΔG = 5 kJ/mol a una fuerza iónica intermedia I, cuando I está cerca de 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 para los iones de metales de transición , etc. ^{[ 10 ]}

Estas interacciones también pueden observarse en moléculas con una carga localizada en un átomo en particular . Por ejemplo, la carga negativa total asociada al 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 implica 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 átomo de hidrógeno). No es un enlace covalente, sino que se clasifica como una interacción no covalente fuerte. Es responsable de que el agua sea líquida a temperatura ambiente y no gaseosa (dado su bajo peso molecular ). Generalmente, 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 aproximadamente 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 dado lugar a incrementos aditivos de energía libre para todo tipo de combinaciones donador-aceptor. ^{[ 11 ] [ 12 ]}

El enlace de 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 el enlace de halógeno, un átomo de halógeno actúa como electrófilo , o especie que busca 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 el oxígeno , el nitrógeno o el azufre ), o puede ser aniónico , con una carga formal negativa . En comparación con el enlace de hidrógeno, el átomo de halógeno ocupa el lugar del hidrógeno parcialmente cargado positivamente como electrófilo.

No debe confundirse el enlace de halógeno con las interacciones halógeno-aromáticas, ya que, si bien están relacionadas, difieren en su definición. Las interacciones halógeno-aromáticas implican una nube π aromática rica en electrones como nucleófilo; el enlace de halógeno se limita a nucleófilos monoatómicos. ^{[ 5 ]}

Las interacciones dipolo-dipolo son interacciones electrostáticas entre dipolos permanentes en las moléculas. Estas interacciones tienden a alinear las moléculas para aumentar la atracción (reduciendo la energía potencial ). Normalmente, los dipolos se asocian con átomos electronegativos , como el oxígeno , el nitrógeno , el azufre y el flúor .

Por ejemplo, la acetona , ingrediente activo de algunos quitaesmaltes, tiene un dipolo neto asociado al grupo carbonilo (véase la figura 2). Dado que el oxígeno es más electronegativo que el carbono unido covalentemente a él, los electrones asociados a dicho enlace estarán más cerca del oxígeno que del carbono, creando una carga parcial negativa (δ ⁻ ) en el oxígeno y una carga parcial positiva (δ ⁺ ) en el carbono. Estas cargas no son completas porque los electrones aún se comparten mediante un enlace covalente entre el oxígeno y el carbono. Si los electrones ya no se compartieran, el enlace oxígeno-carbono sería una interacción electrostática.

${\displaystyle {\overset {\color {Red}\delta +}{{\ce {H}}}}-{\overset {\color {Red}\delta -}{{\ce {Cl}}}}\cdots {\overset {\color {Red}\delta +}{{\ce {H}}}}-{\overset {\color {Red}\delta -}{{\ce {Cl}}}}}$

A menudo, las moléculas contienen grupos dipolares, pero carecen de momento dipolar global . Esto ocurre si existe simetría dentro de la molécula que provoca que los dipolos se cancelen entre sí. Esto sucede en moléculas como el tetraclorometano . Cabe destacar que la interacción dipolo-dipolo entre dos átomos individuales suele ser cero, ya que los átomos rara vez poseen un dipolo permanente. Véase dipolos atómicos .

Una interacción dipolo-dipolo inducido ( fuerza de Debye ) se produce cuando una molécula con un dipolo permanente se acerca a otra molécula no polar sin dipolo permanente. Esta aproximación provoca que los electrones de la molécula no polar se polaricen hacia el dipolo o se alejen de él (o "induzcan" un dipolo) de la molécula que se aproxima. ^{[ 13 ]} Específicamente, el dipolo puede causar atracción o repulsión electrostática de los electrones de la molécula no polar, dependiendo de la orientación del dipolo incidente. ^{[ 13 ]} Los átomos con radios atómicos mayores se consideran más "polarizables" y, por lo tanto, experimentan mayores atracciones como resultado de la fuerza de Debye.

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 generar contribuciones mayores, particularmente en presencia de heteroátomos. También se conocen como "interacciones dipolo inducido-dipolo inducido" y están presentes entre todas las moléculas, incluso aquellas que inherentemente no tienen dipolos permanentes. Las interacciones dispersivas aumentan con la polarizabilidad de los grupos interactuantes, pero se debilitan con disolventes de mayor polarizabilidad. ^{[ 18 ]} Son causadas por la repulsión temporal de electrones que se alejan de los electrones de una molécula vecina, lo que da lugar a un dipolo parcialmente positivo en una molécula y un dipolo parcialmente negativo en otra. ^{[ 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 aproxima a otra, un dipolo parcialmente negativo, débil y transitorio en la molécula entrante puede polarizar la nube electrónica de la otra, generando un dipolo parcialmente positivo en dicha molécula. En ausencia de disolventes, los hidrocarburos como el hexano forman cristales debido a las fuerzas de dispersión  ; el calor de sublimación de los cristales es una medida de la interacción dispersiva. Si bien estas interacciones son efímeras y muy débiles, pueden explicar por qué ciertas moléculas no polares son líquidas a temperatura ambiente.

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 principal a los llamados efectos de apilamiento . Estos juegan un papel importante en las interacciones de las nucleobases, por ejemplo, en el ADN. ^{[ 19 ]} Como ejemplo simple, un anillo de benceno, con su nube π completamente conjugada , interactuará de dos maneras principales (y una secundaria) con un anillo de benceno vecino a través de una interacción π–π (ver figura 3). Las dos maneras principales en que el benceno se apila son borde a cara, 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 pueden ser tan fuertes o más fuertes que los enlaces de hidrógeno en algunos contextos. ^{[ 3 ] [ 20 ]}

Las interacciones anión-π son muy similares a las interacciones catión-π, pero a la inversa. En este caso, un anión se sitúa sobre un sistema π deficiente en electrones, generalmente establecido por la presencia de sustituyentes atractores de electrones en la molécula conjugada ^{[ 21 ].}

Las interacciones polar-π involucran moléculas con dipolos permanentes (como el agua) que interactúan con el momento cuadrupolar 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 están involucradas 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 donador de enlace de hidrógeno (hidrógeno unido a un átomo altamente electronegativo) tendrá interacciones electrostáticas favorables con el sistema π rico en electrones de una molécula conjugada.

La mayoría de los fármacos son moléculas pequeñas que provocan una respuesta fisiológica al "unirse" a enzimas o receptores , causando un aumento o disminución en la capacidad de la enzima para funcionar. La unión de una molécula pequeña a una proteína está regida 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 cerradura" de la unión enzimática, un fármaco (llave) debe tener aproximadamente las dimensiones adecuadas para encajar en el sitio de unión de la enzima (cerradura). ^{[ 28 ]} Utilizando el andamiaje molecular del tamaño apropiado, los fármacos también deben interactuar con la enzima de forma no covalente para maximizar la constante de unión de afinidad de unión y reducir la capacidad del fármaco para disociarse del sitio de unión . Esto se logra mediante la formación de diversas interacciones no covalentes entre la molécula pequeña y los aminoácidos en el sitio de unión, que incluyen: enlaces de hidrógeno , interacciones electrostáticas , apilamiento pi , interacciones de van der Waals e interacciones dipolo-dipolo .

Se han desarrollado fármacos metaloorgánicos no covalentes. Por ejemplo, se han preparado compuestos dinucleares de triple hélice en los que tres cadenas de ligando se enrollan alrededor de dos metales, dando como resultado un tetracatión aproximadamente cilíndrico. Estos compuestos se unen a estructuras de ácidos nucleicos menos comunes, como el ADN bicatenario, las estructuras en horquilla en forma de Y y las uniones de cuatro vías. ^{[ 29 ]}

El plegamiento de las proteínas desde una secuencia primaria (lineal) de aminoácidos a 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 secundaria y terciaria , 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 a menudo se facilita mediante enzimas conocidas como chaperonas moleculares . ^{[ 30 ]} Los estéricos , la tensión de enlace y la tensión angular también juegan papeles importantes en el plegamiento de una proteína desde su secuencia primaria a su estructura terciaria.

Las estructuras proteicas terciarias simples también pueden ensamblarse para formar complejos proteicos compuestos por múltiples subunidades plegadas independientemente. En su 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 unir 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 no covalentemente suelen estar anclados por enlaces de hidrógeno o interacciones electrostáticas .

Las interacciones no covalentes tienen un efecto significativo en el punto de ebullición de un líquido. El punto de ebullición se define como la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión que lo rodea. En términos más sencillos, es la temperatura a la cual un líquido se convierte en gas . Como cabría esperar, cuanto más fuertes sean las _{interacciones} no covalentes presentes en una sustancia, mayor será su punto de ebullición. Por ejemplo, consideremos tres compuestos de composición química similar: n-butóxido de sodio (C₄H₉ONa ) _, éter dietílico ₍ C₄H₁₀O ) _y n _- butanol ( C₄H₉OH ₎ .

Las interacciones no covalentes predominantes asociadas a cada especie en solución se enumeran en la figura anterior. Como se mencionó anteriormente, las interacciones iónicas requieren mucha 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 mucha 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 pase de líquido a gas está asociada a la energía necesaria para romper las fuerzas intermoleculares que experimenta cada molécula en su estado líquido.