Biologi for hovedfag I

Klassificer forskellige typer atombindinger

Når atomer bindes sammen, danner de grundstoffer. De forskellige typer bindinger (ioniske og kovalente, polære og upolære) har en indvirkning på de grundstoffer, de skaber. Forståelse af de typer bindinger, der skaber ting, kan hjælpe os til at forstå selve tingene.

Ioniske bindinger

Nogle atomer er mere stabile, når de får eller mister en elektron (eller eventuelt to) og danner ioner. Dette fylder deres yderste elektronskal og gør dem energimæssigt mere stabile. Fordi antallet af elektroner ikke er lig med antallet af protoner, har hver ion en nettoladning. Kationer er positive ioner, der dannes ved at miste elektroner. Negative ioner dannes ved at få elektroner og kaldes anioner. Anioner betegnes ved at deres grundstofnavn ændres til at ende på “-ide”: klors anion kaldes f.eks. klorid, og svovlens anion kaldes f.eks. sulfid.

Denne bevægelse af elektroner fra et grundstof til et andet betegnes elektronoverførsel. Som det fremgår af figur 1, har natrium (Na) kun én elektron i sin ydre elektronskal. Det kræver mindre energi for natrium at afgive denne ene elektron, end det kræver at modtage syv ekstra elektroner for at fylde den ydre skal. Hvis natrium mister en elektron, har det nu 11 protoner, 11 neutroner og kun 10 elektroner, hvilket betyder, at det har en samlet ladning på +1. Det kaldes nu en natriumion. Klor (Cl) har i sin lavenergitilstand (kaldet grundtilstanden) syv elektroner i sin ydre skal. Igen er det mere energieffektivt for klor at få én elektron end at miste syv. Derfor har det en tendens til at få en elektron for at skabe en ion med 17 protoner, 17 neutroner og 18 elektroner, hvilket giver den en negativ nettoladning (-1). Den betegnes nu som en kloridion. I dette eksempel vil natrium afgive sin ene elektron for at tømme sin skal, og klor vil acceptere denne elektron for at fylde sin skal. Begge ioner opfylder nu oktetreglen og har fuldstændige yderste skaller. Da antallet af elektroner ikke længere er lig med antallet af protoner, er de nu hver især en ion og har en ladning på +1 (natriumkation) eller -1 (chloridanion). Bemærk, at disse transaktioner normalt kun kan finde sted samtidig: for at et natriumatom kan miste en elektron, skal det være i nærvær af en egnet modtager som f.eks. et kloratatom.

Figur 1. Ved dannelsen af en ionisk forbindelse mister metaller elektroner, og ikke-metaller får elektroner for at opnå en oktet. Ioniske bindinger dannes mellem ioner med modsatrettede ladninger. F.eks. bindes positivt ladede natriumioner og negativt ladede chloridioner sammen for at danne krystaller af natriumchlorid eller bordsalt, hvorved der dannes et krystallinsk molekyle med nul nettoladning.

Ioniske bindinger dannes mellem ioner med modsatrettede ladninger. F.eks. bindes positivt ladede natriumioner og negativt ladede kloridioner sammen til krystaller af natriumklorid eller bordsalt, hvorved der dannes et krystallinsk molekyle med nul nettoladning.

Visse salte betegnes i fysiologien som elektrolytter (herunder natrium, kalium og calcium), ioner, der er nødvendige for nerveimpulsledning, muskelsammentrækninger og vandbalance. Mange sportsdrikke og kosttilskud indeholder disse ioner for at erstatte de ioner, der går tabt fra kroppen via sved under træning.

Kovalente bindinger

En anden måde, hvorpå oktetreglen kan opfyldes, er ved at dele elektroner mellem atomer for at danne kovalente bindinger. Disse bindinger er langt mere almindelige end ioniske bindinger i molekylerne i levende organismer. Kovalente bindinger er almindeligt forekommende i kulstofbaserede organiske molekyler, som f.eks. vores DNA og proteiner. Kovalente bindinger findes også i uorganiske molekyler som H2O, CO2 og O2. Der kan deles et, to eller tre elektronpar, hvilket giver henholdsvis enkelt-, dobbelt- og trippelbindinger. Jo flere kovalente bindinger der er mellem to atomer, jo stærkere er deres forbindelse. Tredobbeltbindinger er således de stærkeste.

Styrken af forskellige niveauer af kovalente bindinger er en af hovedårsagerne til, at levende organismer har svært ved at skaffe sig kvælstof til brug i opbygningen af deres molekyler, selv om molekylært kvælstof, N2, er den mest rigelige gas i atmosfæren. Molekylært nitrogen består af to nitrogenatomer, der er tredobbelt bundet til hinanden, og som med alle molekyler giver delingen af disse tre elektronpar mellem de to nitrogenatomer mulighed for at fylde deres ydre elektronskaller, hvilket gør molekylet mere stabilt end de enkelte nitrogenatomer. Denne stærke tripelbinding gør det vanskeligt for levende systemer at bryde dette nitrogen fra hinanden for at bruge det som bestanddele i proteiner og DNA.

Dannelsen af vandmolekyler giver et eksempel på kovalent binding. De hydrogen- og oxygenatomer, der kombineres for at danne vandmolekyler, er bundet sammen af kovalente bindinger. Elektronen fra hydrogenet deler sin tid mellem hydrogenatomernes ufuldstændige ydre skal og iltatomernes ufuldstændige ydre skal. For at fylde den ydre skal af ilt, som har seks elektroner i sin ydre skal, men som ville være mere stabilt med otte, er der brug for to elektroner (en fra hvert hydrogenatom) for at fylde den ydre skal fuldstændigt: deraf den velkendte formel H2O. Elektronerne deles mellem de to grundstoffer for at fylde den ydre skal af hvert grundstof, hvilket gør begge grundstoffer mere stabile.

Polære kovalente bindinger

Der findes to typer af kovalente bindinger: polære og upolære. I en polær kovalent binding, som er vist i figur 2, er elektronerne ulige fordelt mellem atomerne og tiltrækkes mere af den ene kerne end den anden. På grund af den ulige fordeling af elektronerne mellem atomerne i de forskellige grundstoffer opstår der en svagt positiv (δ+) eller svagt negativ (δ-) ladning. Denne partielle ladning er en vigtig egenskab ved vand og forklarer mange af dets egenskaber.

Vand er et polært molekyle, idet hydrogenatomerne får en delvis positiv ladning og oxygenatomerne en delvis negativ ladning. Dette sker, fordi oxygenatomets kerne er mere tiltrækkende for hydrogenatomernes elektroner, end hydrogenkernen er for oxygenatomernes elektroner. Ilt har således en højere elektronegativitet end brint, og de fælles elektroner tilbringer mere tid i nærheden af iltkernen end de gør i nærheden af brintatomernes kerne, hvilket giver ilt- og brintatomerne henholdsvis lidt negative og positive ladninger. En anden måde at sige dette på er, at sandsynligheden for at finde en delt elektron i nærheden af en iltkerne er større end sandsynligheden for at finde den i nærheden af en brintkerne. Uanset hvad, bidrager atomernes relative elektronegativitet til udviklingen af partielle ladninger, når et grundstof er betydeligt mere elektronegativt end det andet, og de ladninger, der genereres af disse polære bindinger, kan derefter anvendes til dannelse af hydrogenbindinger baseret på tiltrækning af modsatte partielle ladninger. (Brintbindinger, som diskuteres i detaljer nedenfor, er svage bindinger mellem svagt positivt ladede brintatomer til svagt negativt ladede atomer i andre molekyler). Da makromolekyler ofte har atomer i dem, der har forskellig elektronegativitet, er polære bindinger ofte til stede i organiske molekyler.

Upolære kovalente bindinger

Upolære kovalente bindinger dannes mellem to atomer af det samme grundstof eller mellem forskellige grundstoffer, der deler elektroner ligeligt. For eksempel er molekylær oxygen (O2) upolær, fordi elektronerne vil være ligeligt fordelt mellem de to oxygenatomer.

Et andet eksempel på en upolær kovalent binding er methan (CH4), som også er vist i figur 2. Kulstof har fire elektroner i sin yderste skal og har brug for fire mere for at fylde den. Det får disse fire fra fire brintatomer, idet hvert atom giver ét, hvilket giver en stabil ydre skal med otte elektroner. Kulstof og brint har ikke samme elektronegativitet, men ligner hinanden, og der dannes derfor upolære bindinger. Brintatomerne har hver brug for en elektron til deres yderste skal, som er fyldt, når den indeholder to elektroner. Disse grundstoffer deler elektronerne ligeligt mellem kulstof- og brintatomerne, hvorved der dannes et upolært kovalent molekyle.

Væskestofbindinger

Ioniske og kovalente bindinger mellem grundstoffer kræver energi at bryde. Ikoniske bindinger er ikke så stærke som kovalente, hvilket bestemmer deres adfærd i biologiske systemer. Det er dog ikke alle bindinger, der er ioniske eller kovalente bindinger. Der kan også dannes svagere bindinger mellem molekyler. To svage bindinger, der forekommer hyppigt, er hydrogenbindinger og van der Waals-interaktioner. Uden disse to typer bindinger ville livet, som vi kender det, ikke eksistere. Brintbindinger giver mange af de kritiske, livsopretholdende egenskaber ved vand og stabiliserer også strukturerne af proteiner og DNA, som er byggestenene i cellerne.

Når der dannes polære kovalente bindinger, der indeholder brint, har brinten i den pågældende binding en let positiv ladning, fordi brints elektroner trækkes stærkere mod det andet grundstof og væk fra brinten. Fordi hydrogenet er let positivt, vil det blive tiltrukket af negative ladninger i nabolaget. Når dette sker, opstår der en svag vekselvirkning mellem hydrogenets δ+-ladning fra et molekyle og δ-ladningen på de mere elektronegative atomer i et andet molekyle, normalt oxygen eller nitrogen, eller i det samme molekyle. Denne vekselvirkning kaldes en hydrogenbinding. Denne type binding er almindelig og forekommer regelmæssigt mellem vandmolekyler. Individuelle hydrogenbindinger er svage og let opløselige; de forekommer dog i meget stort antal i vand og i organiske polymerer, hvilket skaber en stor kraft i kombination. Hydrogenbindinger er også ansvarlige for, at DNA-dobbeltspiralen kan lynlåses sammen.

Tjek din forståelse

Svar på spørgsmålet/spørgsmålene nedenfor for at se, hvor godt du forstår de emner, der blev behandlet i det foregående afsnit. Denne korte quiz tæller ikke med i din karakter i klassen, og du kan tage den igen et ubegrænset antal gange.

Brug denne quiz til at kontrollere din forståelse og beslutte, om du (1) skal studere det foregående afsnit yderligere eller (2) gå videre til næste afsnit.