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ANTECEDENTES
Interacciones No Covalentes
En la materia se pueden distinguir dos tipos principales de fuerzas, las cuales son las
responsables de proporcionarles sus diferentes características. Por una parte se tiene
al enlace covalente. Al respecto el enlace covalente describirse como el traslape que
ocurre entre orbitales parcialmente ocupados de diferentes átomos, para compartir sus
pares de electrones. Los átomos más pequeños pueden traslaparse con mayor eficacia,
por lo que forman enlaces más fuertes, y la distancia que se presenta en estos enlaces,
es generalmente menor a 2 Å (Chang, 2005; Müller-Dethlefs y Hobza, 2000; Huheey,
et al., 1997).
El otro tipo de fuerza presente en la materia, son las interacciones
intermoleculares o no covalentes, las cuales son un conjunto de fuerzas que se
establecen entre las moléculas. La existencia de estas, se puede evidenciar con el
comportamiento de los gases reales, en los que se observa que al aumentar la presión
del gas, se aumenta también la densidad y las moléculas se acercan unas a otras, por
lo que las fuerzas intermoleculares comienzan a ser significativas, de tal manera que
el gas se desvía de su comportamiento ideal (PV = nRT). El físico holandés van der
Waals estableció en 1873 una importante ecuación de estado para gases reales, en la
que toma en cuenta las interacciones entre las moléculas. Estas interacciones son las
responsables de proporcionar las propiedades macroscópicas de la materia, como el
punto de fusión y ebullición. Son considerablemente más débiles que el enlace
covalente; por ejemplo, para evaporar una mol de agua se necesitan 41 kJ, en cambio,
para romper en enlace O-H se requieren 930 kJ (Atkins y Jones, 2006; Fox y
Whitesell, 1997; Rigby, et al., 1986)
La mayoría de las moléculas no tienen carga neta, pero muchas de ellas
poseen un dipolo eléctrico o momento dipolar. Por ejemplo, en la molécula de HCl
debido a que el átomo de cloro posee mayor electronegatividad que el hidrógeno,
tiende a atraer más a los electrones del enlace hacia él, por lo que se origina una carga
parcial negativa sobre el átomo de cloro, y una positiva sobre el hidrógeno, dando
lugar a un dipolo permanente. Los dipolos de algunas moléculas dependen de su
ambiente y pueden cambiar substancialmente cuando son transferidas de un medio a
otro, especialmente cuando las moléculas son ionizadas en disolventes. El tamaño de
un dipolo eléctrico, que es una medida de la magnitud de las cargas parciales, se
conoce como momento eléctrico dipolar (μ) y la manera de calcularlo se presenta en
la ecuación 1. El momento dipolar generalmente se expresa en unidades Debye (D).
μ = qr
(1)
Donde q es la carga del átomo y r la distancia entre ellas.
La distribución de cargas dentro de una molécula generalmente se describe en
términos de momentos eléctricos de la molécula. Algunos de los momentos se
muestran en la Figura 1. En muchos casos, las moléculas tienen un μ=0, debido a su
simetría. Por ejemplo, la molécula lineal de CO2 no tiene momento dipolar debido a
su simetría respecto al átomo de carbono, pero la polaridad de los enlaces C-O da
lugar a una distribución de cargas que corresponde al momento conocido como
cuadrupolar. Momentos eléctricos más grandes pueden ser generados debido a la
distribución de cargas: el octupolo es el momento eléctrico más grande (Atkins y
Jones, 2006; Chang, 2005; Israelachvili, 1987; Rigby, et al., 1986).
δ+
δ
+
δ
−
−
δ+ δ
δ− δ+
δ−
Carga
Ej. Na+, F -
Dipolo
HCl
δ+
δ+
4 δ−
δ-
Cuadrupolo
N 2, CO2
δ+
δ+
δ+
Octupolo
CH 4
Figura 1. Representación esquemática de diferentes momentos eléctricos. Fuente: Rigby, et
al., 1986.
Existen diferentes tipos de fuerzas intermoleculares: las interacciones
electrostáticas (ión-ión, ión-dipolo, dipolo-dipolo, etc.), el puente de hidrógeno, las
interacciones π-π, catión-π, anión-π, las fuerzas de van der Waals, las cuales
comprenden interacciones entre dipolos permanentes, inducidos y temporales, y el
efecto hidrofóbico (Chang, 2005; McMurry y Fay, 2004). Estas interacciones juegan
un papel de mucha importancia en diferentes procesos químicos, físicos y biológicos:
la estructura de los líquidos, el fenómeno de solvatación, la estructura de
biomacromoléculas tales como el ADN y proteínas y el reconocimiento molecular,
son solo algunos de los fenómenos que están determinados por interacciones no
covalentes (Müller-Dethlefs y Hobza, 2000).
Interacciones Electrostáticas
La fuerza de esta interacción se determina mediante la ley de Coulomb (ecuación 2),
siendo directamente proporcional a la magnitud de cada una de las partículas Q1, Q2 e
inversamente proporcional a la distancia r elevada al cuadrado, entre las partículas
que participan en la interacción.
F∝
kQ1Q2
r2
(2)
Interacción ión-ión. Cuando un átomo de naturaleza metálica (bajo potencial
de ionización y baja electronegatividad) encuentra a un átomo de alta
electronegatividad, le cede uno o más electrones; estos electrones pasan al átomo más
electronegativo, convirtiéndose así en un anión, mientras que el metal forma un
catión. Esta interacción en estado sólido es comparable en fuerza al enlace covalente.
El compuesto iónico, más comúnmente conocido es el NaCl, cuya estructura
cristalina es cúbica, en donde cada catión Na+ es capaz de organizar a seis átomos de
cloro alrededor de él, con el fin de maximizar las interacciones ión-ión (Steed y
Atwood 2000).
La energía requerida para que se lleve a cabo un enlace iónico es aportada en
gran medida por la atracción coulómbica entre los iones de carga opuesta. La
magnitud o intensidad de esta energía se puede cuantificar (ver ecuación 3) y es
conocida como energía de red del sólido, que siempre es positiva. El punto de partida
es la expresión para la energía potencial de Coulomb entre dos iones:
Ep =
z1 z 2 e 2
4πε 0 r12
(3)
donde e es la carga del elemento, el valor absoluto de un electrón; z1 y z2, son los
números de carga de los dos iones; r12, es la distancia entre los centros de los iones y
ε0 es la permitividad del espacio (Olmstead y Williams, 1994).
Interacción ión-dipolo. Si se coloca a un dipolo en un campo magnético, éste
intentará alinearse con el campo. Si este campo es producido por la carga de un ión,
de igual forma lo hará, siempre con el objetivo de atraerse. Este tipo de interacción
es común cuando se trata de disolver sales en solventes polares.
La forma de calcular la energía potencial de esta interacción es mediante la
Ley de Coulomb (ecuación 4), la cual considera un dipolo, cuyo momento dipolar es
µ= ql, que se encuentra cerca de un catión con carga Q, separados por distancia r,
que va del centro del dipolo al centro del ión, como se muestra en la Figura 2a. Al
aplicar la ley de coulomb se obtienen dos términos, y la suma de estos resulta en la
energía potencial para la interacción ión-dipolo:
Ep = −
Qq
Qq
+
(r − l / 2) (r + l / 2)
La ecuación anterior puede ser simplificada, dando como resultado la ecuación 5:
(4)
Ep = −
q1 μ
r2
(5)
El signo negativo significa que la energía potencial del ión reduce su
interacción con el solvente polar. La dependencia de 1/r2, significa que la interacción
entre el ión y el dipolo depende más de la distancia que de la interacción entre el ión
(Atkins y Jones 2006; Chang, 2005; Pauling, 1965; Yoder, 1977).
En la Figura 2b se muestra una carga Q a una distancia r del centro de una
molécula polar que posee un momento dipolo μ en un ángulo θ con respecto a la línea
que une a las dos especies. Si la distancia entre los átomos del dipolo es r, con cargas
±q en el final, por lo tanto la energía total de la interacción será la suma de las
energías de Coulomb de Q con –q en B y Q con +q en C, como se muestra en la
ecuación 6 (Israelachvili, 1987).
Ep = −
Qq  1
1 
−

4πε 0ε  AB AC 
(6)
r
+
-
+
a)
b)
Figura 2. a) El arreglo de mínima energía en una interacción ión-dipolo; b) Interacción ión
dipolo. Fuente: Israelachvili, 1987; Yoder, 1977.
Si r excede la longitud del dipolo l las distancias AB y AC se calculan
mediante las siguientes ecuaciones:
AB ≈ r − 12 l cosθ
AC ≈ r + 12 l cosθ
(7)
(8)
La fuerza ión-dipolo es importante en las soluciones de compuestos iónicos en
disolventes polares, donde existen especies solvatadas. La fuerte interacción atractiva
entre iones y agua, juega un papel en la nucleación de partículas de aerosoles en la
atmófera (Huheey, 1997; Israelachvili , 1987; Yoder, 1977).
Interacción Dipolo-Dipolo
Cuando dos moléculas polares se acercan, existe una interacción dipolo-dipolo entre
ellas, análoga a las que existen entre dos magnetos. Este tipo de interacciones son
más débiles que las fuerzas entre iones y dependerá del tamaño de los momentos
eléctricos involucrados.
La energía mínima para una interacción dipolo-dipolo, se observa cuando
dos moléculas con un momento dipolar μ se alinean en un mismo ángulo como se
observa en la Figura 3. Las distancias que se observan son: r++=r--=r; r+2(d/2)=r+d;
r-+=r-d. Y la energía potencial es la suma de los siguientes cuatro términos, como lo
muestra la ecuación 9:
Ep =
qq
qq
qq
qq
+
+
+
r ++ r −− r +− r −+
Simplificando la ecuación 9 y considerando que r » d, se obtiene:
(9)
Ep = −
2qqd 2
r3
(10)
r
+
+
-
-
Figura 3. Interacción dipolo-dipolo con el mínimo de energía. Fuente: Huheey, 1997.
El arreglo para el cual se cumple la ecuación anterior se conoce como
“cabeza-cola”. También se observa una disposición antiparalela (Figura 4a), la cual
será más estable cuando las moléculas no son demasiado voluminosas. Ahora bien, si
los dipolos están en el mismo plano, pero están orientados en diferentes ángulos
(Figura 4b) la expresión para calcular la energía potencial cambia a la ecuación 11:
μ1μ2 (2 cosθ cosφ − sinθ sinφ )
(11)
r3
-
Ep =
+
-
-
+
+
+
r
-
a)
b)
Figura 4. a) Interacción dipolo-dipolo angular; b) Configuración antiparalela de los dipolos;
Fuente: Yoder, 1977.
La gran dependencia de la distancia significa que la energía potencial se
reduce más rápidamente que las energías de las interacciones ión-ión y ión-dipolo.
Una razón para este comportamiento reside en que las cargas de los dipolos son
parciales y no completas. Al igual que las fuerzas ión-dipolo, estas son
“direccionales”, ya que siguen cierta orientación preferencial. De ellas depende la
asociación y estructura de los líquidos (Atkins y Jones 2006; Kotz, et al., 1999;
Huheey, 1997; Israelachvili, 1987; Yoder, 1977).
Puente de Hidrógeno
Al estudiar los puntos de ebullición de una serie de compuestos semejantes que
contienen elementos del mismo grupo en la tabla periódica, se esperaría, que estos
aumenten de acuerdo a como lo hace su masa. Sin embargo, los compuestos de
hidrógeno de los elementos del grupo 15, 16 y 17 no siguen esta tendencia; el
compuesto de menor peso correspondiente a cada una de estas series (NH3, HF, H2O)
presenta el punto de ebullición más alto. La explicación se debe a los múltiples
puentes de hidrógeno que forman las moléculas de estos compuestos. Este es un tipo
de interacción electrostática y puede ser considerado como un caso especial de
interacción dipolo-dipolo (Chang, 2005).
Este tipo de interacción se reconoce al observar las gráficas de los puntos de
ebullición de los hidruros de los grupos 14 al 17 (Figura 5). El comportamiento en el
grupo 14 es lo que se esperará para los compuestos similares que difieren en su
número de electrones: el punto de ebullición aumenta conforme aumenta la masa, así
como el número de electrones (fuerzas de London). Sin embargo los hidruros de N, O
y F muestran un comportamiento anómalo. La explicación se debe a los múltiples
puentes de hidrógeno que forman las moléculas de estos compuestos. El puente de
hidrógeno es observado en circunstancias donde un átomo de hidrógeno está enlazado
covalentemente a un átomo electronegativo (A) como oxígeno, nitrógeno o un
halogenuro, que ejercerá una atracción tan fuerte sobre los electrones, de modo que el
átomo de hidrógeno queda con una carga parcial positiva significativa. El otro átomo
que atraerá al hidrógeno (B) también es electronegativo y tiene uno o más pares de
electrones no compartidos, que le permitirán actuar como una base de Lewis y puede
ser de la misma molécula u otra de diferente compuesto. La representación general
del puente de hidrógeno puede hacerse de la siguiente manera:
A
δ+
δ-
H
B
Figura 5. Efecto del puente de hidrógeno sobre el punto de ebullición. Fuente: Chang, 2005.
Investigaciones estructurales indican algunas características particulares del
puente de hidrógeno. La distancia de enlace de A-H se incrementa, por lo que su
fuerza disminuye; el incremento puede ser del orden de centésimas de Angstrom, y
aparentemente pudieran parecer despreciables, sin embargo, este aumento es
marcadamente más grande que las perturbaciones causadas por las fuerzas de van der
Waals. Mientras que la distancia de la interacción H···B se vuelve mucho más corta
de lo que se esperaría por la suma de los radios de van der Waals, lo que indica que
hay una penetración en la nube electrónica del átomo B por el hidrógeno. Además, la
distancia entre el enlace covalente formado con A se alarga, lo cual indica que el
protón está siendo fuertemente atraído por la otra especie (Chang, 2005; Grabowski
et al., 2005; Huyskens et al., 1991; Cotton y Wilkinson, 1988; Rigby, et al., 1986;
Mortimer, 1983).
Los tres átomos (AHB) comúnmente están situados de manera lineal ( ∠
AHB=180º), para lograr su máxima estabilidad, ya que se llevan al máximo las
fuerzas de atracción y al mínimo las de repulsión; sin embargo el concepto del puente
de hidrógeno va más allá, encontrándose una variedad de geometrías y de diferentes
ángulos, ver Figura 6 (Chang, 2005; Schneider y Yatsimirsky, 2000; Huheey, 1997).
B
H
B
A
H
B
A
H
A
B
H
B
H
A
B
A
H
B
H
B
Lineal
Semilineal
Bifurcado
Tricéntrico bifurcado
Bifurcado
Figura 6. Tipos de puentes de hidrógeno. Fuente: Campbell y Farell, 2004; Schneider y
Yatsimirsky, 2000.
Los principales donadores de hidrógeno son NH, OH y FH (Figura 7). Los
grupos P-H, S-H, Cl-H y Br-H, también pueden actuar como donadores de hidrógeno
incluso los elementos de relativamente baja electronegatividad como el carbono, ya
que esta es comparativamente más alta que la del hidrógeno. Los átomos aceptores
pueden ser N, O, F, Cl, Br, I, S, o P, siendo los primeros tres, los más comunes;
también puede ser un grupo que cuente con una región con densidad electrónica en
exceso, por ejemplo, electrones π o un sistema aromático. De acuerdo con esto, el
concepto de puente de hidrógeno, se puede extender hasta enlaces del tipo C-H···B,
así como del tipo C-H···π. A estos últimos casos de puente de hidrógeno, se les
denomina como puente de hidrógeno “no convencional” (Thar y Kirchner, 2006;
Müller-Dethlefs y Hobza, 2000; Cotton y Wilkinson, 1988).
Aceptores
H
F
H
O
H
F
H
F
Donadores
Aceptores
H
H
H
H
O
H
H
O
N
O
H
H
H
O
H
H
Aceptor
N
O
H
H
H
H
H
H
H
N
H
H
Donadores
Figura 7. Comparación de los números de sitio para enlaces de hidrógeno en HF, H2O y
NH3. Fuente: Chang, 2005.
Se ha propuesto un modelo simple para explicar la naturaleza del puente de
hidrógeno y calcular la fuerza del mismo, y este considera tres aspectos:
1) Momento del enlace, μH-A, el cual da una idea aproximada de la carga
positiva del átomo de hidrógeno, y por lo tanto, su capacidad aceptora.
2) La facilidad para sustraer al electrón de la molécula, ΔI
3) La distancia sobre la cual se extiende el enlace, R.
En base a lo anterior se puede calcular la energía necesaria para romper un puente de
hidrógeno mediante la ecuación 12 (Huheey, 1997):
E=
kμ H − A (Δ I )
R
(12)
donde k = 2.33 x 10-8 C-1.
A pesar de que los puentes de hidrógeno son considerablemente más débiles
que los enlaces covalentes normales, estos tienen un fuerte efecto en la estructura y
propiedades de varios compuestos, como es el caso del agua. Prácticamente todas las
propiedades singulares del agua (alto punto de fusión y de ebullición, características
del hielo y densidad, y su habilidad como disolvente) se deben a la gran capacidad de
formar puentes de hidrógeno. Cada molécula de agua puede formar cuatro puentes de
hidrógeno, ya que puede actuar dos veces como aceptor (el oxígeno tiene dos pares de
electrones libres) y dos veces como donador (tiene 2 hidrógenos). Esta característica
se puede observar y comparar con los otros elementos que pueden formar puentes de
hidrógeno en la Figura 7 (Chang, 2005; Campbell y Farell, 2004; Huheey, 1997).
Además, de la importancia de estos en la molécula del agua, los puentes de
hidrógeno desempeñan un papel fundamental en las estructuras tridimensionales de
moléculas biológicas como ADN y ARN. Además está presente en polímeros, como
la celulosa, que contienen grupos –OH; este es uno de los factores que determina la
dureza de la madera. El puente de hidrógeno también es importante en los
polipéptidos, en una lámina β y en las fibras. Así mismo, tiene implicaciones muy
amplias en las áreas de catálisis, reconocimiento molecular y diseño de nuevos
polímeros (Campbell y Farell, 2004; Huheey, 1997).
Fuerzas de van der Waals
Dipolo inducido. Al colocar un ión o una molécula polar, cerca de un átomo o
de una molécula no polar o sin carga, se deformará su nube electrónica, debido a la
fuerza que ejerce el ión o molécula polar, produciendo una clase de dipolo, conocido
como dipolo inducido. Este término se puede definir, como el momento donde los
electrones adquieren momentáneamente una distribución no uniforme; los electrones
de la molécula serán atraídos hacia el ión o molécula polar o se alejarán de él
(Huheey, 1997).
La probabilidad de que se deformen estos dipolos depende además de la carga
de ión o de la fuerza del dipolo, de la polarizabilidad; la cual es la facilidad con la que
se distorsiona la nube electrónica de un átomo o molécula. En general, depende del
número de electrones del átomo; cuantos más electrones tenga el átomo, más fácil
será de polarizarse. Esto se debe a que el núcleo ejerce menos fuerza sobre sus
electrones externos.
La energía de esta interacción puede calcularse según la ecuación 13:
E = −(1 / 2)
Z 2αe 2
r4
(13)
donde Z, es el campo polarizado producido por el ión cargado ( ± ) y α es la
capacidad de polarización inherente de la molécula neutra.
En el caso de que el campo sea producido por una molécula polar, la energía
se calculará, utilizando la ecuación 14:
E=
μ 2α
r6
(14)
donde μ es el momento del dipolo inductor.
Como se observa, las energías varían inversamente a la distancia (r), por lo
que esta fuerza es eficaz en distancias cortas. Su importancia química se limita a
situaciones como serían las de soluciones de compuestos iónicos o polares en
disolventes no polares (Huheey, 2007).
Dipolo instantáneo o fuerzas de dispersión de London. Todos los átomos
experimentan fuerzas de dispersión de London, la cual resulta del movimiento de sus
electrones. Dicho movimiento generará a cada momento o instante, que la nube de
electrones se deforme: los electrones pasarán más tiempo en una región del átomo, lo
cual dejará un tanto desprotegido al núcleo generándose instantáneamente un dipolo.
Para que estas interacciones se lleven a cabo, las distancias deben de ser muy cortas.
Estas fuerzas son generalmente pequeñas, con energías de 1-10 kJ/mol y su magnitud
exacta depende de que tanto se pueda distorsionar su nube de electrones. Una
molécula grande o átomo más pesado, es más polarizable y tiene fuerzas de
dispersión más grandes porque tiene más electrones; una molécula pequeña es menos
polarizable y tiene fuerzas de dispersión más pequeñas. Por ejemplo, la molécula H2,
que solo tiene dos electrones, su nube electrónica es muy pequeña y la interacción
con otras moléculas de H2 es muy débil, por lo que para condensar este gas se
requieren temperaturas extremadamente bajas (-253°C) (Chang, 2005; Huheey,
1997).
La fuerza de estas interacciones también se ven afectadas por la estructura o
forma de las moléculas. Se tiene el caso de n-pentano y el 2,2-dimetilpropano, ambos
tienen formula molecular C5H12, así que tienen el mismo número de electrones, por lo
que se esperaría que tuvieran el mismo punto de ebullición. Sin embargo, pentano
ebulle a 36 °C, mientras que el 2,2-dimetilpropano ebulle a 10 °C. Esta diferencia, se
atribuye al tipo de estructura. El pentano es una molécula lineal, lo que permite un
mayor contacto con todas las moléculas cercanas, mientras que el 2,2-dimetilpropano,
que es más esférico, no permite este contacto (Joesten et al., 2000).
En 1930, Fritz London interpretó estas interacciones desde el punto de vista
de la mecánica cuántica. London demostró que la magnitud de esta fuerza de
atracción es directamente proporcional al grado de polarización del átomo o
molécula. La energía de esta interacción se puede calcular según:
E=
donde
μ
− 2μα
r6
(15)
es el dipolo instantáneo promedio.
Esta interacción contribuye principalmente a la estabilidad de un cluster,
mientras su estructura está determinada por interacciones electrostáticas. Este es el
caso de la interacción de los pares de bases en DNA y la estabilización en
biomacromoléculas (Müller-Dethlefs y Hobza, 2000).
Interacciones π-π
Estas interacciones electrostáticas débiles ocurren entre anillos aromáticos,
usualmente en situaciones donde uno es rico en electrones y el otro presenta una
deficiencia. Hay principalmente dos tipos de geometría favorables de estas
interacciones: cara-cara desplazado y cara-borde (Figura 8) (Steed y Atwood, 2000).
a)
b)
Figura 8. Interacciones π-π: a) cara-cara desplazado; b) cara-borde. Fuente: Steed y Atwood,
2000.
Este tipo de interacciones intervienen en diversos fenómenos, como en las
interacciones entre las bases nitrogenadas, las cuales estabilizan la doble hélice de la
estructura del ADN, la intercalación de los fármacos en el ADN, el empaquetamiento
de moléculas aromáticas en cristales, la estructura terciaria de las proteínas:
preferencias conformacionales y las propiedades de enlace de los macrociclos
poliaromáticos, la complejación de muchos sistemas anfitrión-huésped y la
agregación de porfirinas (Müller-Dethlefs y Hobza, 2000; Hunter y Sanders, 1990).
Con el fin de explicar este tipo de interacción se han propuesto varios
modelos. Uno de ellos es el Modelo Solvofóbico, cuyo origen es entrópico; sin
embargo, en experimentos realizados en agua, se ha observado que algunos efectos
entálpicos pueden favorecer las interacciones π-π. Otro modelo, es de Electrón
Donador-Aceptor (EDA), donde se sugiere que se da una interacción entre un
electrón donador y un aceptor. No obstante, la interacción transferencia-carga, la cual
se implica en este modelo, es solo importante en estados excitados y su contribución
es relativamente pequeña a la energía que se requiere para estabilizar al complejo.
Así mismo, se ha propuesto el Modelo de Cargas Atómicas, el cual considera que la
atracción entre dos anillos aromáticos se debe a la distribución desigual de cargas en
un sistema π. Para una orientación particular de los dos sistemas π, los átomos
cargados positivamente en una molécula pueden alinearse con los átomos cargados
negativamente de otra, de tal manera que haya una atracción (Hunter et al., 2001;
Hunter y Sanders, 1990).
Debido a que la mayoría de los modelos propuestos presentan deficiencias, el
origen de la interacción π-π sigue siendo una tema de debate. Hunter y Sanders
propusieron un modelo sencillo para explicar este fenómeno en 1990, donde muestran
al sistema π como un emparedado, donde hay una carga positiva por una estructura σ,
entre dos cargas negativas debido a una nube electrones π (Figura 9). La orientación
de la interacción entre las dos moléculas, es determinada por la repulsión
electrostática entre los dos sistemas π cargados negativamente. Esta es una atracción
π-σ en vez de una interacción π-π. A cada átomo del anillo, se le asignan cargas en el
núcleo, por encima y por debajo del átomo. De acuerdo a lo anterior, al anillo del
benceno le correspondería una carga de +1 en el núcleo y cargas de -½ por encima y
por debajo (Hunter et al., 2001; Müller-Dethlefs y Hobza, 2000).
a)
b)
Figura 9. a) Hibridación sp2 de un átomo en un sistema π; b) Interacciones electrostáticas
entre distribuciones de carga π como una función de orientación. Fuente: Hunter y Sanders,
1990.
Reconocimiento Molecular de Aniones
Una
de las áreas más importantes dentro de la química supramolecular es el
reconocimiento molecular, el cual se define por la energía y la información
involucrada en la unión y selección de una molécula anfitriona por un huésped. La
unión de un receptor, ρ, y un huésped, σ, forma un complejo o supermolécula
caracterizada por su estabilidad y selectividad (Dietrich, 1993; Lehn, 1995).
El reconocimiento molecular implica el almacenamiento (molecular) y la
lectura (supramolecular) de información molecular en los sitios de unión del receptor.
Para que se de la unión entre una molécula anfitriona y un huésped, debe presentarse
una complementariedad entre estas especies, la cual está determinada por varias
características. Por ejemplo, la presencia de dominios cóncavos o convexos, sitios
donadores por parte del anfitrión, caracterizados por sus propiedades electrónicas
(fuerzas
electrostáticas
como
positivo-negativo,
carga-dipolo,
dipolo-dipolo,
donadores de puentes de hidrógeno-aceptores y repulsiones), su tamaño, forma, así
como su reactividad eventual, que puede permitir el acoplamiento del proceso de
complejación a otros procesos, como protonación, desprotonación, oxidación o
reducción. Además, los efectos del medio también son importantes en las
interacciones entre las moléculas del receptor y el huésped (Sessler et al., 2006; Steed
y Atwood, 2000; Lehn, 1995).
Por otro lado, el reconocimiento de aniones ha despertado gran interés en
áreas como la biomedicina y la química ambiental. Existen multilples ejemplos de
procesos que involucran aniones, un ejemplo de ello, es el almacenamiento y
transferencia de energía (AMP, ADP y ATP). Se estima que el 70% de las coenzimas
y sustratos son de origen aniónico, el DNA y RNA son polianiones, el transporte de
cloruro a través de las membranas contribuye a diferentes procesos fisiológicos.
Además, un desarreglo en la función de diversos aniones es el origen de un gran
número de enfermedades. Desde el punto de vista ambiental, la extracción y
separación son dos procesos muy importantes. Nitratos y fosfatos son ampliamente
utilizados como fertilizantes y esto provoca un incremento en la concentración de
estos aniones en las aguas circundantes a campos de cultivo, lo cual representa un
grave problema (Aydogan et al., 2008; Okunola et al., 2008; Prados y Quesada,
2008; Hosseini y Lehn, 1982).
El comienzo del área de reconocimiento molecular de aniones, se puede
remontar hasta el año de 1968, donde Park y Simmons, obtuvieron una serie de
anfitriones macrobicíclicos. Sin embargo, el desarrollo e interés de esta disciplina fue
lento y esporádico durante los años 70’s y 80’s. No fue sino hacia finales de los 80’s
donde el reconocimiento de aniones obtuvo popularidad en el mundo de la química.
En 1997 se publicó el primer libro dedicado a la complejación de aniones, y una
revisión extensa de Schmidtchen y Berger ese mismo año, impulsaron enormemente
este campo (Bianchi et al., 1997; Steed y Atwood, 2000).
El diseño de receptores para aniones, se puede tornar un tanto difícil, a causa
de diferentes propiedades intrínsecas de estos, como por ejemplo:
-
Son más grandes comparados con sus respectivos cationes isoelectrónicos, por
lo que los receptores deben ser más grandes.
-
Presentan una gran variedad de formas y geometrías, incluso los aniones
inorgánicos más simples: esféricos (halogenuros), lineales (SCN-, OCN-, N3-,
etc.), planares (NO3-, R-CO2-, PtCl42-), tetraédricos (ClO4-, PO43-, SO42-),
octaédricos (PF6-, M(CN)6n-), hasta estructuras más complicadas para aniones
en sistemas biológicos (como el ADN).
-
Muchos aniones solo existen en un rango estrecho de pH, lo cual puede
representar un problema, sobre todo en receptores basados en grupo amino.
-
Los aniones están coordinadamente saturados, por lo que la vía de unión es
solo mediante fuerzas débiles o puentes de hidrógeno.
-
La carga negativa que posee, permitirá la unión de moléculas neutras y
cargadas positivamente.
-
La mayoría de los aniones, son bases de Lewis, a pesar de encontrarse algunas
excepciones (AlH4-, B(C6H5)4-, closo-B12H122-) que no cuentan con pares de
electrones o son simplemente muy débiles (B(C6F5)4-). Esta propiedad
sugiere, que un anfitrión que contiene ácidos de Lewis, puede formar enlaces
coordinados con el huésped. De igual manera, esta propiedad también hace a
los aniones adecuados como aceptores de puentes de hidrógeno
-
Los aniones tienen una alta polarizabilidad, incluso frente a interacciones
débiles como las de van der Waals, y si bien, estas son no direccionales, están
relacionadas con el área de contacto entre el anfitrión y el huésped.
-
Los aniones tienen, generalmente, una mayor energía de solvatación. El medio
en donde se lleve a cabo la complejación entre anfitrión-huésped (anión),
forzosamente influirá en la selectividad y unión.
Existen tres tipos de receptores para aniones según su origen: naturales,
sintéticos y semisintéticos (Beer y Gale, 2001; Schneider y Yatsimirsky, 2000; Steed
y Atwood, 2000; Bianchi et al., 1997; Lehn, 1995).
Receptores naturales
Dentro de este grupo, se encuentran las proteínas periplasmáticas bacterianas, así
como las proteínas transportadoras de fosfato (PBP) y la proteína transportadora de
sulfato (SBP), entre otros. La función de estas proteínas, es unirse fuertemente a los
aniones, una vez que estos han traspasado la membrana celular bacteriana por
difusión pasiva (Steed y Atwood, 2000; Bianchi et al., 1997).
Receptores semisintéticos
Estos son los que se obtienen a partir de la modificación de materias primas de origen
natural, ya sea por medios químicos o enzimáticos. Entre este tipo de moléculas
tenemos a la tetrandrina bisbencilada, la cual fue usada en el reconocimiento de
carboxilatos, nucleótidos y aminoácidos por Ochoa Lara y colaboradores (2001, 2003
y 2004), donde se observó una enantioselectividad del receptor en presencia de los
pares L y D de diferentes aminoácidos. También se encuentra a las ciclodextrinas
(CD), las cuales son compuestos oligoméricos α-glucósidos de glucosa con 6, 7 y 8
anillos (Figura 10), y son un ejemplo clásico de receptores para el reconocimiento
molecular. De acuerdo a un interés en particular, se han añadido grupos funcionales
específicos a las CD’s. Particularmente se han introducido grupos amino en la
posición 6, la cual después de una protonación, pueden interactuar con subestructuras
aniónicas del huésped (Bianchi et al., 1997).
OH
OH
O
OH
O
OH HO
O
H
OH
O
OH
O
OH
O
OH
O
OH
HO
O
OH
O
OH
O
OH
O
OH
O OH
OH
OH O
OH
OOH
OH
O
HO
O
OH
HO
α-CD
β-CD
OH
HO
O
OH
O
O
HO
O
H
O HO
OH
O
O
OH
HO
O
HO
OH
O
OH
O
HO
OH
HO
O
OH
OH
OH
OH
O
HO
O
HO
HO
O
OHOHO
O
O
HO
O
O
HO
O
HO
OH
O
OH
OH
OH
O
OH
O
OH
OH O
OHO
O
OH
HO
O
OH
γ-CD
Figura 10. α, β y γ Ciclodextrinas. Fuente: Bianchi et al., 1997.
O
Receptores sintéticos
Al momento de realizar el diseño de un receptor de aniones, se deben considerar las
características antes mencionadas de los aniones, principalmente la carga, el tamaño
de los aniones y su polarizabilidad, lo cual significa que las fuerzas no direccionales
juegan un papel importante en la unión de aniones. El diseño de un receptor sintético
depende de los fines específicos de cada grupo de trabajo (Bianchi et al., 1997;
Dietrich et al., 1989).
Los receptores sintéticos pueden estar basados en varios sistemas. Una forma
en que se puede abordar el reconocimiento de aniones, es mediante los receptores
sintéticos cargados positivamente, es decir catiónicos. Ejemplo de estos son los
derivados poliaza (Figura 11a). El diseño de este tipo de receptores se puede remontar
a 1968, cuando Park y Simmons llevaron a cabo la síntesis de sistemas tricíclicos a
los que denominaron “Katapinatos”. Mediante RMN resultaba evidente que el anión
cloruro penetraba a la cavidad del receptor, formando una encapsulación no covalente
(Figura 11b) (Schneider y Yatsimirsky, 2000; Bianchi et al., 1997).
O
NH
NH
N
H
H
N
HN
NH
HN
NH
N
H
HN
N
H
NH
HN
O
H
N
H
N
NH
HN
HN
O
H
N
a)
H N
N H
NH
HN
b)
Figura 11. a) Macrociclos azacorona. Fuente: Dietrich et al., 1981; b) Cambio
conformacional en los katapinatos tras la unión de un anión. Fuente: Steed y Atwood, 2000.
Dentro de este mismo grupo, están los macrociclos tipo porfirina (ver Figura 12). Los
macrociclos porfirínicos tetrapirrólicos, como la hemoglobina y clorofilas, son
excelentes receptores para metales como el Fe++ y Mg++.
N
N
Rh
N
(CH3)3N
Cl
N
N(CH3)3
Figura 12. Receptor porfirínico de Rh(II). Fuente: Kuroda et al., 1993.
Otro grupo importante dentro de los receptores sintéticos para aniones son los
sistemas neutros, los cuales incluyen a dos grandes grupos: los sistemas basados en
en ácidos de Lewis y los que contienen sitios donadores de puente de hidrógeno. Con
respecto al primer sub-grupo, una de las ventajas principales de estos sistemas es la
electroneutralidad y en contraste a las interacciones coulómbicas, la interacción
ácido-base Lewis depende de las características estereoelectrónicas, simetría de
orbitales moleculares, naturaleza dura o blanda del ácido y de la base (Schmidtchen y
Berger, 1997). Otra ventaja que presentan es que la unión con un anión puede hacerse
manifiesta mediante un cambio espectral o químico (Bianchi et al., 1997).
Por otro lado, los receptores neutros basados en puentes de hidrógeno son
actualmente de mucho interés. Esto anterior, debido a dos aspectos: 1) los sistemas
que se destacan en la naturaleza que son capaces de enlazar selectivamente aniones,
están constituidos por sitios donadores de puentes de hidrógeno. 2) Además, debido a
que el puente de hidrógeno es direccional, esto lo hace sumamente atractivo para el
reconocimiento molecular.
Los receptores de este sub-grupo tienen como unidades de reconocimiento
molecular grupos amida (Figura 13), urea y tiourea, entre otros. Además, es posible
incrementar la afinidad hacia los aniones, agregando otro tipo de estructuras
estructuras al receptor.
SO2 NH
N
O2
N S
HN
SO2
Figura 13. Receptor basado en la 2,2’,2’’-tris(aminoetil)amina con unidades de naftaleno.
Fuente: Gale et al., 1998.
Receptores Análogos al Sistema Reportado en este Trabajo
Una característica particular e importante en los receptores para aniones, es que la
interacción con el anión debe de ser detectable y cuantificable (Pérez-Casas y
Yatsimirsky, 2007). Recientemente, se ha prestado especial atención hacia receptores
para aniones eléctricamente neutros, así como sensores colorimétricos y
quimiosensores fluorescentes para aniones y que conjuntamente posean una o varias
unidades capaces de formar puentes de hidrógeno (Clare et al., 2009; Kwon et al.,
2004). En la mayoría de los casos se usan fragmentos de grupos N-H, sulfamidas,
pirroles y ureas (Estebán-Gómez et al., 2005). Muchos de estos están basados en el
modelo de “fluoróforo-espaciador-receptor”, que consiste básicamente en:
1. Un fluoróforo que es sensible a la presencia o ausencia del huésped.
2. Una unidad enlazante, capaz de reconocer selectivamente a la molécula o
especie en cuestión.
3. Un ligante o espaciador adecuado, que modula la interacción entre las
unidades de reconocimiento y el huésped (Galindo et al., 2004; Gunnlaugsson
et al., 2004; Kwon et al., 2004).
Cho y colaboradores sintetizaron en 2003 un receptor derivado del 1,8diaminonaftaleno con unidades de urea como sitio de unión (Figura 14) y se encontró
una selectividad hacia el F- 40 veces más grande en comparación a la del Cl-Los
estudios de complejación mediante RMN 1H, muestran que las dos señales de los
protones N-H desaparecen rápidamente y las señales de los protones aromáticos se
desplazan a campo o bajo, lo cual indica una interacción entre los 4 protones de urea
con el fluoruro.
Hf
He
NH
Hd
HN
O
O
NH
HN
Hc
Hb
Ha
Figura 14. Receptor fluorescente selectivo para fluoruro. Fuente: Cho et al., 2003.
Young Kwon y colaboradores, sintetizaron 4 receptores derivados de la 1,8dinitroantraquinona, con unidades urea para el reconocimiento y diferentes
sustituyentes (Figura 15). Estos receptores muestran preferencia por el fluoruro y
pirofosfato. Los estudios de RMN 1H revelan que para dos de los receptores, el
protón en la posición 9 de la unidad de antraceno juega un papel importante en el
reconocimiento molecular y que este sitio puede participar en el reconocimiento de
aniones.
R
R
NH
R
HN
O
HN
O
NH
O
HN
HN
3; R=NO2
4; R=H
1; R=NO2
2; R=H
Figura 15. Receptores derivados de 1,8-dinitroantraquinona. Fuente: Kwon et al., 2004.
Por otro lado, dos Santos y colaboradores han sintetizado varios receptores
sencillos con grupos urea. Entre estos, sintetizaron 3 receptores sencillos con base aril
(Figura 16), con los que demuestraron que la localización del grupo amida (para,
meta u orto)
tiene efectos significativos tanto en la sensibilidad, como en la
estequiometría en el reconocimiento de aniones. Los receptores mostraron una fuerte
interacción con aniones como acetato, dihidrogenfosfato, dihidrogenpirofosfato,
fluoruro y cloruro, sin embargo se observaron constantes de asociación mayores para
fluoruro, y en algunos casos se observa una estequiometria 1:2, observándose primero
una unión con los protones de la urea, posteriormente el protón de la amida, en lo
cual interviene otra unidad de anión.
NH
NH
O
N
H
O
CF3
Figura 16. Receptores simples basados en grupos urea y amida para el sensado de aniones.
Fuente: dos Santos et al., 2008.
Mei y Wu, diseñaron y sintetizaron 3 compuestos obtenidos a partir del 1naftilisocianato y la correspondiente amina (Figura 17a). Los tres receptores
presentaron una emisión alrededor de los 380 nm. Específicamente el receptor 3
(Figura 17b), se probó frente a varios dicarboxilatos, obteniéndose buenos resultados
con este tipo de aniones. Además, se observó una disminución en la intensidad de la
fluorescencia y la aparición de una nueva emisión de este receptor en presencia de los
dicarboxilatos, lo cual se atribuye a una interacción tipo puente de hidrógeno entre los
grupos urea y el anión. Con respecto a lo anterior, se observó una fuerte dependencia
de la longitud del n dicarboxilato, siento la capacidad de apagar como sigue: pimelato
(n=5) > suberato (n=6)=adipato (n=4) > glutarato (n=3) > malonato (n=1). Por otro
lado, se observó que los protones N-H de los grupos urea se desplazan hacia campo
bajo, tras la adición de los aniones.
O
NH
HN
1 n=1
R=
CH2CH3
2 n=1
R=
N(CH3)2
3 n=2
R=
CH2CH2CH2 R
N
N
a)
N
NH
N
N
Pimelato
HN
O
NH
-O
O-
HN
NH
O
O
HN
O
O
NH
N
HN
O
H
H
b)
Figura 17. a) Estructura de los compuestos 1-3; b) Receptor 3 fluorescente para α,ωdicarboxilatos. Fuente: Mei y Wu, 2001.
Gran parte de los receptores para aniones fluorescentes con unidades amidas,
tioureas y ureas, presentan gran selectividad y sensibilidad hacia el fluoruro, esto
debido a las características particulares que este anión presente. Por geometría, las
unidades urea son ideales para interaccionar con grupos carboxilato y para
dicarboxilatos los receptores tipo “bis-urea”. Sin embargo, son relativamente pocos
los receptores reportados con estas características. Es por ello, que los receptores que
se presentan en esta tesis, buscan ofrecer una versatilidad frente a la sensibilidad con
diferentes aniones.