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).

qr=μ (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+δ−

δ−4 δ−

δ+

δ+

δ+

δ+

Carga Dipolo Cuadrupolo OctupoloEj. Na+, F- HCl N2, CO2 CH4

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.

2

21

rQkQF ∝ (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:

120

221

4 rezzEp πε

= (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:

( ) ( )2/2/ lrQq

lrQqEp +

+−

−= (4)

La ecuación anterior puede ser simplificada, dando como resultado la ecuación 5:

2

1

rqEp

μ−=

(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).

−−=

ACABQqEp

11

4 0επε (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:

θcos21 lrAB −≈

(7)

θcos21 lrAC +≈

(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:

+−

+−+

+−−

+++

=rqq

rqq

rqq

rqqEp (9)

Simplificando la ecuación 9 y considerando que r » d, se obtiene:

3

22

rqqdEp −= (10)

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:

( )3

21 sinsincoscos2

rEp

φθφθμμ −= (11)

-

+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.

+ - + -

r

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:

δ+ δ-

A 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).

A H

BA

H

H

B A

H

H

B

B

B

A H

B

B

Semilineal Bifurcado Tricéntrico bifurcado Bifurcado

A H B

Lineal

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).

H F

H O

H

H O

H

H O

H

H O

H

H O

H

H O

H

H N

H

H N

H

H

H

N

H

H

H

H F H F

Aceptores

DonadoresAceptores

Aceptor

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):

R

IkE AH )(Δ= −μ

(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:

( )4

22

2/1r

eZE α−= (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:

6

2

rE αμ= (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:

6

2

rE αμ−=

(15)

donde μ 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).

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

a) b)

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).

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.

a) b)

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-, SO4

2-),

octaédricos (PF6-, M(CN)6

n-), 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).

O

OH

HO

OH

O

OOH

HO OHO

OOH

OH

OH

O

OO

OH

OH

HO

OOH

OHHO

O

OOH

HO

HO

O

O

OHHO

OH

O

O

OH

HOOHO

OOH

OH

OH

O

O

OHOH

OH

OO

OH

OH

HOO

OOH

OHHO

O

OOH

HO

HO

O

α-CD β-CD

O

OH

HO

OH

O

O

OH

HOOHO

OOH

OH

OH

O

O

OH

OH

OH

O

O

OH

OH

HO

O OH

OH

HO

O

OOH

HO

HO

O

O

OH

OH

HO

O

O

γ-CD

Figura 10. α, β y γ Ciclodextrinas. Fuente: Bianchi et al., 1997.

NHNH HN

HNHN

NH

NH

NH

HNNH

HN

HN

HNNH NH

O HN

HN

O

HNO

NH

NH HNN NH H

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).

a)

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

N

N(CH3)3

N

(CH3)3N

RhCl

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.

NNHN

HN

O2S

SO2

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 1,8-

diaminonaftaleno 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.

NH

NH

O

HN

O

HN

Hf

He

Hd

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 1,8-

dinitroantraquinona, 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.

NH

O

NH HN

HN

O

R R

HN

HN

O

R

1; R=NO22; R=H

3; R=NO24; 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.

O

NH

O

NHNH

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 1-

naftilisocianato 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.

NH HN

O

CH2CH2CH2

1 n=1 R=

2 n=1 R=

3 n=2 R=

CH2CH3

N(CH3)2

N N

R

a)

N N

NH HN

NH HN

O O

N N

NH HN

NH HN

O O

O-

O

-O

O

H H

b)

Figura 17. a) Estructura de los compuestos 1-3; b) Receptor 3 fluorescente para α,ω-

dicarboxilatos. Fuente: Mei y Wu, 2001.

Pimelato

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.