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Interação não covalente: diferenças entre revisões

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A ligação de halogênio não deve ser confundida com as interações halogênio-aromáticas, pois as duas estão relacionadas, mas diferem por definição. As interações halógenas-aromáticas envolvem uma nuvem π [[aromática]] rica em elétrons como um nucleófilo; a ligação de halogênio é restrita a nucleófilos monoatômicos.<ref name=Cockroft />
A ligação de halogênio não deve ser confundida com as interações halogênio-aromáticas, pois as duas estão relacionadas, mas diferem por definição. As interações halógenas-aromáticas envolvem uma nuvem π [[aromática]] rica em elétrons como um nucleófilo; a ligação de halogênio é restrita a nucleófilos monoatômicos.<ref name=Cockroft />

== Forças de Van der Waals ==
[[Forças de Van der Waals]] são um subconjunto de interações eletrostáticas envolvendo dipolos permanentes ou induzidos (ou multipolos). Estes incluem os seguintes:

*[[Interação dipolo-dipolo|interações dipolo-dipolo]] permanentes, alternativamente chamadas de [[força de Keesom]]
*interações de dipolo induzidas por dipolo, ou [[força de Debye]]
*interações dipolo induzidas por interações dipolo, comumente referidas como [[forças de dispersão de London]]

As ligações de hidrogênio e as ligações de halogênio normalmente não são classificadas como forças de Van der Waals.


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Revisão das 16h57min de 15 de janeiro de 2022

Uma interação não covalente difere de uma ligação covalente na medida em que não envolve o compartilhamento de elétrons,[1] mas envolve variações mais dispersas de interações eletromagnéticas entre moléculas ou dentro de uma molécula. A energia química liberado na formação de interações não covalentes é tipicamente da ordem de 1–5 kcal/mol (1000–5000 calorias por 6,02 × 1023 moléculas).[2] As interações não covalentes podem ser classificadas em diferentes categorias, como eletrostáticas, efeitos π, forças de Van der Waals e efeitos hidrofóbicos.[3][2] Interações não covalentes [4] são fundamentais para manter a estrutura tridimensional de grandes moléculas, como proteínas e ácidos nucleicoss. Além disso, também estão envolvidos em muitos processos biológicos nos quais grandes moléculas se ligam de forma específica, mas transitória, umas às outras (consulte a seção de propriedades do artigo sobre ADN). Essas interações também influenciam fortemente desenho de fármacos, grau de cristalização e projeto de materiais, particularmente para auto-montagem, e, em geral, a síntese de muitas moléculas orgânicas.[3][5][6][7][8]

Forças intermoleculares são interações não covalentes que ocorrem entre diferentes moléculas, ao invés de entre diferentes átomos da mesma molécula.[3]

Interações eletrostáticas

’Para uma introdução mais detalhada à eletrostática, consulte’ Lei de Coulomb

Iônica

Esquema 1. Processo de formação de NaF – exemplo de uma interação eletrostática

Interações iônicas envolvem a atração de íons ou moléculas com cargas permanentes completas de sinais opostos. Por exemplo, fluoreto de sódio envolve a atração da carga positiva no sódio (Na+) com a carga negativa do flúor (F−).[9] No entanto, essa interação particular é facilmente quebrada após adição à água, ou outros solventes polares. Na água, o emparelhamento de íons é principalmente conduzido pela entropia; uma única ponte de sal geralmente equivale a um valor de atração de cerca de ΔG =5 kJ/mol em um íon intermediário de força I, em I próximo a zero o valor increases to about 8 kJ/mol. Os valores de ΔG são geralmente aditivos e amplamente independentes da natureza dos íons participantes, exceto para íons de metal de transição, etc. [10]

Essas interações também podem ser vistas em moléculas com uma carga localizada em um determinado átomo. Por exemplo, a carga negativa total associada ao etóxido, a base conjugada de etanol, é mais comumente acompanhada pela carga positiva de um sal de metal alcalino, como o cátion sódio (Na+).

Ligação de hidrogênio

Ligação de hidrogênio na água.

A ligação de hidrogênio (ligação H) é um tipo específico de interação que envolve a atração dipolo-dipolo entre um átomo de hidrogênio parcialmente positivo e um átomo de oxigênio, nitrogênio, enxofre ou flúor altamente eletronegativo e parcialmente negativo (não ligado covalentemente ao referido átomo de hidrogênio). Não é uma ligação covalente, mas, em vez disso, é classificada como uma interação não covalente forte. É responsável por porque a água é um líquido à temperatura ambiente e não um gás (dado o baixo peso molecular da água). Mais comumente, a força das ligações de hidrogênio fica entre 0-4 kcal/mol, mas às vezes pode ser tão forte quanto 40 kcal/mol.[3] Em solventes tais como clorofórmio ou tetracloreto de carbono, observa-se e.g. para a interação entre valores aditivos de amidas de cerca de 5 kJ/mol. De acordo com Linus Pauling, a força de uma ligação de hidrogênio é essencialmente determinada pelas cargas eletrostáticas. Medições de milhares de complexos em clorofórmio ou tetracloreto de carbono levaram a incrementos de energia livre para todos os tipos de combinações doador-aceitador.[11][12]

Ligação de halogênio

Figura 1. Base de Lewis aniônica formando uma ligação de halogênio com bromo retirado de elétrons (ácido de Lewis)

Ligação de halogênio é um tipo de interação não covalente que não envolve a formação nem quebra de ligações reais, mas sim é semelhante à interação dipolo-dipolo conhecida como ligação de hidrogênio. Na ligação de halogênio, um átomo de halogênio atua como um eletrófilo, ou espécie que busca elétrons, e forma uma interação eletrostática fraca com um nucleófilo, ou espécie rica em elétrons. O agente nucleofílico nessas interações tende a ser altamente eletronegativo (como oxigênio, nitrogênio ou enxofre), ou pode ser aniônica, tendo um carga formal negativa. Em comparação com as ligações de hidrogênio, o átomo de halogênio toma o lugar do hidrogênio parcialmente carregado positivamente como o eletrófilo.

A ligação de halogênio não deve ser confundida com as interações halogênio-aromáticas, pois as duas estão relacionadas, mas diferem por definição. As interações halógenas-aromáticas envolvem uma nuvem π aromática rica em elétrons como um nucleófilo; a ligação de halogênio é restrita a nucleófilos monoatômicos.[5]

Forças de Van der Waals

Forças de Van der Waals são um subconjunto de interações eletrostáticas envolvendo dipolos permanentes ou induzidos (ou multipolos). Estes incluem os seguintes:

As ligações de hidrogênio e as ligações de halogênio normalmente não são classificadas como forças de Van der Waals.

Referências
  1. ↑ Lodish, Harvey; Berk, Arnold; Zipursky, S. Lawrence; Matsudaira, Paul; Baltimore, David; Darnell, James (2000). «Glossary» (em inglês) 
  2. ↑ a b Noncovalent bonds – Molecular Cell Biology (textbook), Lodish, Berk, Zipursky, Matsudaira, Baltimore, Darnell.
  3. ↑ a b c d Anslyn, Eric (2004). Modern Physical Organic Chemistry. Sausalito, CA: University Science. ISBN 978-1-891389-31-3 
  4. ↑ «Introduction». Analytical Methods in Supramolecular Chemistry 2nd ed. [S.l.]: Wiley. March 2012. ISBN 978-3-527-32982-3  Verifique data em: |data= (ajuda)
  5. ↑ a b Cockroft, Scott L.; Hunter, Christopher A. (1 January 2007). «Chemical double-mutant cycles: dissecting non-covalent interactions». Chemical Society Reviews. 36 (2): 172–88. PMID 17264921. doi:10.1039/b603842p  Verifique data em: |data= (ajuda)
  6. ↑ Brown, Theodore; et al. (2009). Chemistry : the central science 11th ed. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall. ISBN 978-0-13-600617-6 [S.l.: s.n.]  Em falta ou vazio |título= (ajuda)
  7. ↑ Eisler, Matthew (2010). «Self-Assembly». Encyclopedia of nanoscience and society. Thousand Oaks, Calif.: Sage. ISBN 978-1-4129-7209-3. doi:10.4135/9781412972093.n412 
  8. ↑ Biedermann, F.; Schneider, H. J. (2016). «Experimental Binding Energies in Supramolecular Complexes». Chem. Rev. 116 (9): 5216–5300. PMID 27136957. doi:10.1021/acs.chemrev.5b00583 
  9. ↑ A. Ciferri, A. Perico (2012). Ionic Interactions in Natural and Synthetic Macromolecules. [S.l.]: John Wiley & Sons. ISBN 978-0-470-52927-0 
  10. ↑ Citação vazia (ajuda) H.-J. Schneider (2009). «Binding mechanisms in supramolecular complexes». Angew. Chem. Int. Ed. Engl. 48 (22): 3924–3977. PMID 19415701. doi:10.1002/anie.200802947 
  11. ↑ Abraham, M. H. (1993). «Scales of Solute Hydrogen-bonding: their Construction and Application to Physicochemical and Biochemical Processes». Chem. Soc. Rev. 22 (2): 73–83. doi:10.1039/CS9932200073 
  12. ↑ |doi= }}Raevsky, O. A; Skvortsov, V. S. (2005). «Quantifying Hydrogen Bonding». J. SAR and QSAR Environment. Res. 16 (3): 287–300. PMID 15804815. doi:10.1080/10659360500036893 
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