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Cuando los átomos se estiran como un chicle: los puentes de hidrógeno

En ciertas situaciones el pequeño átomo de hidrógeno puede servir para unir dos átomos más grandes entre sí. Sometido a esta tensión, a veces el hidrógeno se estira por el espacio intermedio y muestra su aspecto más cuántico.

A la izquierda vemos una imagen de varias moléculas de diimida naftalenotetracarboxílica mediante microscopio de fuerza atómica. A la derecha vemos una simulación de ese mismo sistema, en la que la posición de los átomos se ha señalado mediante pelotas de colores: las pelotas grises son átomos de carbono, las blancas de hidrógeno, las rojas de oxígeno y las azules de nitrógeno. Las moléculas están unidas entre sí mediante puentes de hidrógeno, señalados mediante líneas de puntos, que conectan...
A la izquierda vemos una imagen de varias moléculas de diimida naftalenotetracarboxílica mediante microscopio de fuerza atómica. A la derecha vemos una simulación de ese mismo sistema, en la que la posición de los átomos se ha señalado mediante pelotas de colores: las pelotas grises son átomos de carbono, las blancas de hidrógeno, las rojas de oxígeno y las azules de nitrógeno. Las moléculas están unidas entre sí mediante puentes de hidrógeno, señalados mediante líneas de puntos, que conectan un átomo de nitrógeno y uno de oxígeno. En la imagen de la izquierda las regiones brillantes representan la posición de los electrones y, como vemos, nos permiten visualizar perfectamente los enlaces covalentes del interior de las moléculas. Sin embargo, vemos también que son perfectamente visibles los puentes de hidrógeno, como si en ellos hubiera un electrón “llenando el hueco” entre los átomos. Todo indica que en este caso se trata de un productAdam Sweetman et al. (Nature Communications)
Alberto Aparici
  • Alberto Aparici@cienciabrujula
    Doctor en física de partículas por vocación y, quién lo iba a decir, divulgador científico. Hablo de ciencia en Onda Cero, en el pódcast Coffee Break y en el Instituto de Física Corpuscular. La verdad está en las ecuaciones, pero para entenderla hace falta convertirla en palabras.
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La química está en los electrones, lo dice el saber popular. Esta frase significa que la mayoría de las propiedades químicas tienen que ver con cómo se comportan los electrones en torno a los átomos, y cómo los diferentes átomos se relacionan con los electrones de diferentes maneras. ¿El tamaño de un átomo? Viene dado por los electrones más externos, los que más se alejan del núcleo. ¿Libera calor una reacción química? Eso es porque algunos electrones están pasando de estados más energéticos a estados con menos energía. La diferencia entre unos y otros se libera en forma de calor.

Uniendo átomos

El propio enlace químico se construye sobre una especie de “comercio de electrones”: algunos átomos son más estables si capturan algún electrón adicional; otros prefieren perder alguno de los que tienen. De forma natural, los segundos se deshacen de algún electrón y los primeros lo atrapan, y a través de varios mecanismos esto lleva a que los dos átomos permanezcan unidos. Uno de esos mecanismos es que el átomo que ha perdido electrones tiene ahora carga positiva, y el que los ha ganado tiene carga negativa; como cargas opuestas se atraen… enlace habemus. A este mecanismo lo llamamos enlace iónico.

Otra manera de tener contentos a los dos átomos es que compartan los electrones: algún electrón, en lugar de rodear a un solo núcleo, se sitúa en torno a los dos. Claro, para esto es necesario que los dos átomos estén suficientemente cerca. Una vez esos electrones “abrazan” a ambos átomos, forman un cemento que los mantiene unidos: la única manera de separarlos es romper esa pasarela que los está conectando. A esto lo llamamos enlace covalente.

Imagen de una molécula de hexabenzocoroneno, formada por trece anillos de benceno fusionados, mediante un microscopio de fuerza atómica. Los átomos están localizados en los vértices, y las líneas son los enlaces covalentes que mantienen unidos los átomos. A lo largo de cada enlace, varios electrones están siendo compartidos entre los átomos.
Imagen de una molécula de hexabenzocoroneno, formada por trece anillos de benceno fusionados, mediante un microscopio de fuerza atómica. Los átomos están localizados en los vértices, y las líneas son los enlaces covalentes que mantienen unidos los átomos. A lo largo de cada enlace, varios electrones están siendo compartidos entre los átomos.Patrik Tschudin

Pero la naturaleza no tiene dos formas de proceder, una iónica y otra covalente. Esto son sólo dos nombres que hemos inventado para situaciones concretas: en una, la iónica, parece claro que un átomo se ha quedado con carga +1 y el otro con carga -1; en la otra, la covalente, vemos algo que tiene un aspecto intermedio. Efectivamente, aunque digamos que en el enlace covalente el electrón está compartido, casi siempre uno de los dos átomos “acapara más el electrón” que el otro. Alrededor de uno de los dos átomos habrá cierta concentración de carga negativa, aunque sin llegar a -1, y alrededor del otro habrá cierta carga positiva, aunque sin llegar a +1.

Lo que está pasando realmente es que los electrones son objetos cuánticos, y por lo tanto son extensos, ocupan un volumen. A menudo se describe esto diciendo que los electrones son “nubes” que rodean a los átomos. Cuando se produce el enlace, parte de la nube “se mueve al átomo de al lado”, formando esa pasarela que es típica del enlace covalente. Si uno de los átomos es más afín a los electrones que el otro (y esto es lo que ocurre casi siempre), entonces acaparará más la nube electrónica y acumulará carga negativa a su alrededor, empezando a parecerse a un enlace iónico. En el caso extremo en que uno de los dos átomos acapare la casi totalidad de la nube, tenemos un enlace iónico puro. De esta forma, la naturaleza tiene una única manera de actuar, pero nosotros lo vemos como dos mecanismos aparentemente diferentes.

Conversaciones entre moléculas

Este mismo fenómeno, que no es posible establecer límites claros entre transferir por completo la carga y compartirla, aparece también en las interacciones entre moléculas. Como muchas moléculas tienen átomos que acaparan la nube electrónica y otros a los que no les importa cederla, muchas moléculas tienen regiones con carga negativa y regiones con carga positiva. Esto permite que las moléculas “hablen” unas con otras, orientando su carga positiva hacia la carga negativa de la molécula de al lado, y eso, a su vez, influye en las propiedades de las sustancias: si las moléculas interaccionan fuertemente será más fácil que formen líquidos o sólidos, mientras que si no hay mucha atracción entre ellas tenderán a moverse cada una a su aire, formando un gas.

El caso más extremo de estas interacciones entre moléculas son los puentes de hidrógeno. Aparecen cuando el hidrógeno, que es un átomo pequeño y con poca capacidad para retener a su electrón, se une a átomos que son muy “acaparadores de electrones”, como el oxígeno o el flúor. En esos enlaces el oxígeno va a concentrar casi todo el electrón a su alrededor, quedando cargado negativamente, mientras que el hidrógeno va a quedar casi desnudo y con carga positiva. El ejemplo más cotidiano de esto es el agua, H2O, que tiene un átomo de oxígeno con una carga negativa fuerte y dos átomos de hidrógeno cargados positivamente.

Representación de cinco moléculas de agua orientadas por sus puentes de hidrógeno. En cada molécula la esfera roja representa el átomo de oxígeno, y las dos esferas blancas, los átomos de hidrógeno. Las cargas positivas se acumulan en los hidrógenos, y las negativas en la parte del oxígeno más alejada de éstos. Cada molécula, pues, procura orientar sus hidrógenos hacia el oxígeno de una molécula vecina. Los puentes de hidrógeno están aquí representados por líneas de puntos.
Representación de cinco moléculas de agua orientadas por sus puentes de hidrógeno. En cada molécula la esfera roja representa el átomo de oxígeno, y las dos esferas blancas, los átomos de hidrógeno. Las cargas positivas se acumulan en los hidrógenos, y las negativas en la parte del oxígeno más alejada de éstos. Cada molécula, pues, procura orientar sus hidrógenos hacia el oxígeno de una molécula vecina. Los puentes de hidrógeno están aquí representados por líneas de puntos.Qwerter (Wikimedia)

Cuando se da esta situación las cargas que hay dentro de la molécula son tan fuertes que los hidrógenos siempre están intentando orientarse hacia la carga negativa más cercana, formado una especie de “puente” entre el átomo que le ha robado el electrón y el que está robándolos en la molécula de al lado. Como resultado de este juego se forman sustancias más ordenadas, más cohesionadas y más difíciles de romper. Los puentes de hidrógeno son los responsables de que el agua sea líquida a temperatura ambiente, en lugar de un gas como el metano o el etano. También son los responsables, por ejemplo, de la estabilidad de la doble hélice del ADN, o de la forma de muchas moléculas orgánicas, que están reforzadas en su interior por “costuras” de puentes de hidrógeno.

Representación de moléculas de nylon 6-6 unidas por puentes de hidrógeno. El nylon está formado por moléculas muy largas, con forma de cadena, formadas principalmente por carbono e hidrógeno, pero con algunos átomos de nitrógeno y oxígeno. En esta representación el nitrógeno aparece coloreado en azul y el oxígeno en rojo. Como vemos, los nitrógenos y los oxígenos están conectados por puentes de hidrógeno, representados por líneas de trazos. Estas uniones entre las largas moléculas de nylon hacen más resistente a la fibra.
Representación de moléculas de nylon 6-6 unidas por puentes de hidrógeno. El nylon está formado por moléculas muy largas, con forma de cadena, formadas principalmente por carbono e hidrógeno, pero con algunos átomos de nitrógeno y oxígeno. En esta representación el nitrógeno aparece coloreado en azul y el oxígeno en rojo. Como vemos, los nitrógenos y los oxígenos están conectados por puentes de hidrógeno, representados por líneas de trazos. Estas uniones entre las largas moléculas de nylon hacen más resistente a la fibra.Yassine Mrabet (Wikimedia)

Un enlace entre dos mundos

Como hemos explicado, la forma más fácil de entender los puentes de hidrógeno es pensando que hay una carga positiva acumulada en el hidrógeno que se siente atraída por las cargas negativas. Es decir, una lógica muy similar a la del enlace iónico. Esta lógica funciona muy bien en la mayoría de los casos; en concreto, permite entender prácticamente todos los puentes de hidrógeno que aparecen en biología. Pero hay un grupo de sustancias que desafían esa lógica: son aquéllas en las que el puente de hidrógeno es especialmente corto. Esto ocurre en moléculas como el ácido fluorhídrico (HF), en la que el flúor es un gran acaparador de electrones, y la atracción entre el flúor y el hidrógeno de la molécula de al lado es muy fuerte. Como resultado, el flúor y el hidrógeno se acercan mucho, y ahí es donde empiezan a pasar cosas inesperadas.

Estos puentes de hidrógeno cortos y fuertes son tan intensos que casi son un enlace covalente. A nivel de fuerza, empiezan a emborronar la diferencia entre el enlace de dentro de la molécula, que se supone que es el más intenso, y el enlace de hidrógeno entre dos moléculas diferentes, que debería ser más débil. Además, el hidrógeno, que debería estar más cerca del fluir flúor de su molécula, empieza a estar más o menos a la misma distancia de “su” flúor y el de la molécula de al lado. ¿Qué está ocurriendo aquí?

Un artículo recién publicado en la revista Science ofrece parte de la respuesta a esta pregunta. En él los autores analizan los puentes de hidrógeno del ácido fluorhídrico, y llegan a la conclusión de que todo el átomo de hidrógeno está sirviendo de enlace entre los flúores. En el enlace covalente de toda la vida imaginamos un electrón haciendo de pasarela entre los dos átomos. Aquí, según parece, no sólo el electrón sino también el núcleo del hidrógeno, forman un enlace entre dos átomos de flúor.

Para entender lo que está ocurriendo hemos de pensar, de nuevo, que todos los actores involucrados en este enlace son objetos cuánticos. En condiciones normales nos viene muy bien pensar en los átomos como cosas más o menos esféricas que están quietas en un punto del espacio. Si queremos ser muy finos pasamos a imaginar el átomo como una esfera rodeada de una especie de “neblina” hecha de electrones, y esa neblina es la que se mueve de un sitio para otro y forma los enlaces covalentes. Y esta imagen es perfectamente apropiada para entender los puentes de hidrógeno normales, pero se queda corta para entender los que son cortos y fuertes.

Recordemos que el núcleo de hidrógeno está formado por un protón solitario: es una sola partícula. ¿Qué es lo que hace este protón en un puente de hidrógeno? Prácticamente es un “satélite” del flúor: le ha cedido su electrón casi por completo, y está “nadando” en la nube de electrones que hay alrededor del flúor. Cuando el puente de hidrógeno es lejano, esa nube de electrones es lo único que ve el protón. Pero en los puentes cortos el otro átomo de flúor está tan cerca que el protón también ve la “piscina de electrones” al otro lado del puente. En ese momento es cuando el protón desenvaina su carácter cuántico: no es un puntito, como lo solemos imaginar, sino un objeto extenso que, hasta ahora, estaba confinado en un espacio pequeño. Ahora que puede nadar por las nubes de electrones de dos átomos de flúor, lo hace: se dispersa en torno a los dos átomos, y por lo tanto ya no se puede decir que el hidrógeno esté ligado a un solo flúor. El hidrógeno ‒el protón‒ está en todo el puente, llenando el espacio entre los dos átomos de flúor.

Representación de un puente de hidrógeno largo y uno corto, y de las “piscinas de electrones” que ve el protón en cada uno. En el puente largo (izquierda), el protón está mucho más cerca de un átomo que del otro, y por lo tanto sólo ve la nube electrónica del átomo D. En el puente corto las dos nubes electrónicas están tan cerca que el protón puede moverse por ambas, dispersándose a lo largo de todo el puente. Esto da lugar a un enlace mucho más fuerte, porque para romperlo hay que, en primer lugar, sacar al protón de la piscina. Las letras D y A en los diagramas de arriba representan las palabras “donante” y “aceptor”, en consonancia con la idea de que el protón “le pertenece” a D, pero lo dona para crear el enlace.
Representación de un puente de hidrógeno largo y uno corto, y de las “piscinas de electrones” que ve el protón en cada uno. En el puente largo (izquierda), el protón está mucho más cerca de un átomo que del otro, y por lo tanto sólo ve la nube electrónica del átomo D. En el puente corto las dos nubes electrónicas están tan cerca que el protón puede moverse por ambas, dispersándose a lo largo de todo el puente. Esto da lugar a un enlace mucho más fuerte, porque para romperlo hay que, en primer lugar, sacar al protón de la piscina. Las letras D y A en los diagramas de arriba representan las palabras “donante” y “aceptor”, en consonancia con la idea de que el protón “le pertenece” a D, pero lo dona para crear el enlace.Bogdan Dereka et al. (Science)

Hay algo de sorprendente, de antiintuitivo, en este resultado: cuando el puente de hidrógeno es largo el átomo de hidrógeno está fuertemente localizado a un lado del puente. En cambio, cuando el puente es corto el átomo “se estira” y cubre todo el espacio intermedio. Sólo entendemos bien esta transición cuando nos damos cuenta de que la clave son las nubes electrónicas, que son las que guían el movimiento del protón. El paso de una situación a la otra es similar al cambio entre un enlace iónico y otro covalente: en uno, las partículas están todas localizadas en un sitio; en el otro, algunas de esas partículas se han estirado para cubrir un espacio mayor. Y lo más interesante es que en ambos casos la distinción es ilusoria: las partículas siempre están extendidas, siempre están cubriendo todo el espacio. Es sólo que en el caso de los puentes largos, como en el enlace iónico, casi toda la partícula está concentrada en uno de los lados del enlace.

Resulta divertido pensar ahora en un conjunto de moléculas de agua: siempre pensamos que los hidrógenos están firmemente pegados a “su” oxígeno, pero la realidad es que una pequeña parte de ellos está también pegada a los oxígenos de las moléculas cercanas, a través del puente de hidrógeno.

QUE NO TE LA CUELEN

  • Aunque, por comodidad, representemos los átomos mediante bolas o esferas, su aspecto real es más parecido a una nube de partículas de contornos muy difusos, y que puede solapar con las nubes de partículas de otros átomos. Cuando ocurre este contacto puede producirse un enlace entre los dos átomos.
  • Nociones como “enlace iónico” o “enlace covalente” no describen mecanismos de enlace diferentes, sino más bien regímenes diferentes de un solo mecanismo: el enlace químico. En el fondo, en ambos casos lo que está ocurriendo es que los electrones se reparten entre dos átomos distintos, dando lugar al enlace. Cuando el reparto es muy desigual llamamos “enlace iónico” a ese caso particular.
  • Solemos describir los enlaces por puente de hidrógeno como un fenómeno puramente electrostático, en el que no hay transferencia de materia entre las dos moléculas. Sin embargo, el caso de los puentes de hidrógeno cortos sugiere que parte del hidrógeno puede “saltar” al otro lado del puente, difuminando la diferencia entre un puente de hidrógeno y un enlace covalente.

REFERENCIAS

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