Interacciones Debiles

INTERACCIONES NO COOVALENTES

Las moléculas resultan de la unión de átomos individuales mediante enlaces covalentes. Pueden ser tan simples como la molécula de hidrógeno, en la que los dos átomos comparten los únicos dos electrones de la molécula, o tan extremadamente complejas como una proteína, en la que unas decenas de miles de átomos se unen entre sí por un número similar de enlaces covalentes.

Un enlace covalente está formado por dos electrones, cada uno perteneciente a cada átomo enlazado, que se comparten en un orbital molecular común a ambos átomos. Entre los elementos que componen la materia viva, el hidrógeno siempre forma un enlace covalente, el oxígeno siempre dos, el carbono generalmente cuatro, el nitrógeno (dependiendo de su estado de oxidación) generalmente 3 ó 5, el azufre 2 ó 6. Un enlace doble, o triple, entre dos átomos supone compartir dos (o tres) pares de electrones entre ellos. Por ejemplo, en el O=C=O un átomo de carbono se encuentra enlazado a dos átomos de oxígeno mediante un enlace doble con cada uno de ellos; en total, el carbono comparte cuatro pares de electrones, dos pares con cada uno de los oxígenos. Los enlaces de tipo covalente son muy estables desde el punto de vista energético: se requiere mucha energía para romperlos. En el caso de enlaces en los que participa un átomo de carbono, su energía de enlace se encuentra generalmente en el rango comprendido entre 350 y 400 kJ/mol. Las reacciones bioquímicas (menos algunas reacciones redox) suponen la modificación (creación, ruptura o ambas cosas) de enlaces covalentes, que es en lo que consiste la transformación de unas moléculas en otras.

Sin embargo, los enlaces covalentes por sí solos no pueden explicar la complejidad de los sistemas biológicos: existen otro tipo de fuerzas entre moléculas y átomos, que no suponen compartir pares de electrones, y que reciben colectivamente el nombre de enlaces (o, más propiamente y por lo que se verá más adelante) Interacciones NO covalentes. Estas interacciones son responsables de la estructura final de macromoléculas, de la unión específica entre moléculas, es decir, del reconocimiento molecular, de los procesos de autoorganización de estructuras macromoleculares y celulares y de todo lo que suponga movimiento y comunicación a nivel celular y subcelular. Su importancia, por ello, es fundamental para todos los aspectos estructurales y funcionales de los seres vivos.

Son enlaces más débiles que los enlaces covalentes, (su energía de enlace es típicamente de 10 a 100 veces menor) por lo que se pueden crear y romper con facilidad. Pero si bien individualmente son débiles, colectivamente pueden resultar tanto o más fuertes que un enlace covalente.

Un buen modelo del comportamiento cooperativo de estos enlaces lo supone las tiras de Velcro® u otros sistemas de unión basados en ganchos-y-lazos. En efecto, la unión de dos pequeños segmentos es muy débil, pero al ir aumentando la superficie de contacto entre la tira con ganchitos y la tira con lazos la fuerza total de la unión aumenta.

Tipos de interacciones no covalentes

Los cuatro grandes grupos de interacciones no covalentes son:

Interacciones Electrostáticas Fuerzas intermoleculares de Van der Waals Enlace o puente de hidrógeno Interacciones hidrofóbicas

Entre grupos cargados e iones Entre moléculas neutras Enlace parcialmente covalente Dependen de la elevada entropía del agua

Las interacciones electrostáticas y las fuerzas de Van der Waals son de naturaleza puramente electrostática (atracción o repulsión de cargas eléctricas), aunque en las últimas participan moléculas neutras, interaccionando bien con otras moléculas neutras o con iones.

El enlace de hídrógeno o puente de hidrógeno tiene también naturaleza electrostática, pero presenta simultáneamente un cierto carácter covalente. Por último, las interacciones hidrofóbicasdependen del elevado grado de desorden del agua, (es decir, de su elevada entropía) y son características de aquellas moléculas que no pueden interaccionar fácilmente con el agua.

Radio de Van der Waals

En la siguiente discusión, y para simplificar, vamos a considerar dos átomos neutros aislados.

Si se acercan dos átomos inicialmente separados, y medimos las fuerzas que se establecen entre ellos, observamos lo siguiente (en azul atracción, en rojo repulsión) :

Si inicialmente los átomos están suficientemente alejados no interaccionan entre ellos; ahora bien, al acercarse se atraen cada vez con más fuerza, debido a las fuerzas de London, que se discuten más adelante. Esta atracción aumenta rápidamente al disminuir la distancia interatómica. Por otra parte, a distancias muy pequeñas los átomos experimentan una fuerte repulsión (es la repulsión de Van der Waals) debida a las nubes electrónicas, muy juntas y que se repelen fuertemente al tener carga negativa. Esta repulsión depende de la duodécima potencia de la distancia interatómica, por lo que sólo es importante cuando la distancia interatómica es muy pequeña. Del balance (mostrado en verde) de las fuerzas anteriores, atracción y repulsión, se establece un equilibrio que es el que alcanzarían espontáneamente los dos átomos en ausencia de influencias exteriores. La distancia a la que se disponen los dos átomos es la distancia de Van der Waals.

Esta curva de potencial se conoce como Potencial de Lennard-Jones, y se puede expresar de la siguiente forma:

La distancia interatómica mínima a la que se pueden disponer los dos átomos es igual a la suma de los radios de Van der Waals de cada átomo. El radio de Van der Waals podemos imaginarlo como la frontera del átomo, suponiéndolo una esfera rígida. Realmente se requiere mucha energía para que dos átomos se aproximen más que la suma de sus radios de Van der Waals, si no están enlazados covalentemente entre sí, por lo que los átomos se pueden considerar como esferas rígidas con bastante precisión. Para el caso de dos iones de distinta carga la situación es similar a la descrita, aunque ahora la atracción entre ellos es mayor, ya que puede establecerse un enlace iónico. El radio iónico no coincide con el radio de Van der Waals del átomo neutro; generalmente es mayor en el caso de los aniones y menor en el caso de los cationes.

elemento Radio de Van der Waals nm

H 0,120

C 0,170

N 0,155

O 0,152

P 0,180

S 0,180

En los programas de visualización molecular (Rasmol, Chime, Jmol), en el tipo de representación denominado "espacial compacto" o "spacefill" los átomos se muestran como

...