Biologie für Hauptfächer I
Klassifizieren Sie verschiedene Arten von Atombindungen
Wenn Atome sich verbinden, bilden sie Elemente. Die verschiedenen Arten von Bindungen (ionische und kovalente, polare und unpolare) haben Auswirkungen auf die Elemente, die sie bilden. Das Verständnis der Arten von Bindungen, die Dinge schaffen, kann uns helfen, diese Dinge selbst zu verstehen.
Lernziele
- Beschreiben Sie die Merkmale ionischer Bindungen und identifizieren Sie häufige Ionen
- Beschreiben Sie die Merkmale kovalenter Bindungen und unterscheiden Sie zwischen polaren und unpolarenpolaren Bindungen
- Modellieren Sie eine Wasserstoffbindung und identifizieren Sie ihre einzigartigen Eigenschaften
Ionische Bindungen
Einige Atome sind stabiler, wenn sie ein Elektron (oder möglicherweise zwei) gewinnen oder verlieren und Ionen bilden. Dadurch wird ihre äußerste Elektronenhülle aufgefüllt und sie werden energetisch stabiler. Da die Anzahl der Elektronen nicht gleich der Anzahl der Protonen ist, hat jedes Ion eine Nettoladung. Kationen sind positive Ionen, die durch den Verlust von Elektronen gebildet werden. Negative Ionen werden durch die Aufnahme von Elektronen gebildet und als Anionen bezeichnet. Anionen werden dadurch bezeichnet, dass ihr Elementname auf „-id“ endet: Das Anion des Chlors heißt beispielsweise Chlorid, das Anion des Schwefels Sulfid.
Diese Bewegung von Elektronen von einem Element zum anderen wird als Elektronentransfer bezeichnet. Wie Abbildung 1 zeigt, hat Natrium (Na) nur ein Elektron in seiner äußeren Elektronenhülle. Es kostet Natrium weniger Energie, dieses eine Elektron abzugeben, als sieben weitere Elektronen aufzunehmen, um die äußere Schale zu füllen. Wenn Natrium ein Elektron verliert, hat es nun 11 Protonen, 11 Neutronen und nur 10 Elektronen, so dass es eine Gesamtladung von +1 hat. Es wird nun als Natriumion bezeichnet. Chlor (Cl) hat in seinem niedrigsten Energiezustand (dem Grundzustand) sieben Elektronen in seiner äußeren Schale. Auch hier ist es für Chlor energieeffizienter, ein Elektron zu gewinnen als sieben zu verlieren. Daher neigt es dazu, ein Elektron zu gewinnen, um ein Ion mit 17 Protonen, 17 Neutronen und 18 Elektronen zu bilden, was ihm eine negative Nettoladung (-1) verleiht. Es wird nun als Chloridion bezeichnet. In diesem Beispiel gibt Natrium ein Elektron ab, um seine Hülle zu leeren, und Chlor nimmt dieses Elektron an, um seine Hülle zu füllen. Beide Ionen erfüllen nun die Oktettregel und haben vollständige äußere Schalen. Da die Anzahl der Elektronen nicht mehr gleich der Anzahl der Protonen ist, sind beide nun Ionen und haben eine Ladung von +1 (Natriumkation) oder -1 (Chloridanion). Man beachte, dass diese Vorgänge normalerweise nur gleichzeitig stattfinden können: Damit ein Natriumatom ein Elektron verlieren kann, muss es sich in Gegenwart eines geeigneten Empfängers wie eines Chloratoms befinden.
Abbildung 1. Bei der Bildung einer Ionenverbindung verlieren Metalle Elektronen und gewinnen Nichtmetalle Elektronen, um ein Oktett zu bilden. Ionenbindungen werden zwischen Ionen mit entgegengesetzten Ladungen gebildet. Zum Beispiel verbinden sich positiv geladene Natriumionen und negativ geladene Chloridionen zu Natriumchloridkristallen oder Kochsalz, wodurch ein kristallines Molekül mit einer Nettoladung von Null entsteht.
Ionische Bindungen werden zwischen Ionen mit entgegengesetzten Ladungen gebildet. So verbinden sich beispielsweise positiv geladene Natrium- und negativ geladene Chloridionen zu Natriumchlorid- oder Kochsalzkristallen, wodurch ein kristallines Molekül mit einer Nettoladung von Null entsteht.
Bestimmte Salze werden in der Physiologie als Elektrolyte (einschließlich Natrium, Kalium und Kalzium) bezeichnet, Ionen, die für die Leitung von Nervenimpulsen, Muskelkontraktionen und den Wasserhaushalt erforderlich sind. Viele Sportgetränke und Nahrungsergänzungsmittel liefern diese Ionen, um die Ionen zu ersetzen, die der Körper beim Schwitzen während des Trainings verliert.
Videorschau
Dieses Video zeigt, wie sich ionische Verbindungen aus Anionen und Kationen bilden.
Kovalente Bindungen
Eine weitere Möglichkeit, die Oktettregel zu erfüllen, ist die gemeinsame Nutzung von Elektronen zwischen Atomen zur Bildung kovalenter Bindungen. Diese Bindungen sind in den Molekülen lebender Organismen viel häufiger als ionische Bindungen. Kovalente Bindungen sind häufig in organischen Molekülen auf Kohlenstoffbasis zu finden, z. B. in unserer DNA und in Proteinen. Kovalente Bindungen gibt es auch in anorganischen Molekülen wie H2O, CO2 und O2. Es können ein, zwei oder drei Elektronenpaare geteilt werden, wodurch Einfach-, Doppel- bzw. Dreifachbindungen entstehen. Je mehr kovalente Bindungen zwischen zwei Atomen bestehen, desto stärker ist ihre Verbindung. So sind Dreifachbindungen die stärksten.
Die Stärke der verschiedenen Ebenen der kovalenten Bindung ist einer der Hauptgründe, warum lebende Organismen Schwierigkeiten haben, Stickstoff für den Aufbau ihrer Moleküle zu erhalten, obwohl molekularer Stickstoff, N2, das am häufigsten vorkommende Gas in der Atmosphäre ist. Molekularer Stickstoff besteht aus zwei dreifach aneinander gebundenen Stickstoffatomen, und wie bei allen Molekülen ermöglicht die gemeinsame Nutzung dieser drei Elektronenpaare durch die beiden Stickstoffatome das Auffüllen ihrer äußeren Elektronenschalen, wodurch das Molekül stabiler ist als die einzelnen Stickstoffatome. Diese starke Dreifachbindung macht es für lebende Systeme schwierig, diesen Stickstoff aufzuspalten, um ihn als Bestandteile von Proteinen und DNA zu verwenden.
Die Bildung von Wassermolekülen ist ein Beispiel für eine kovalente Bindung. Die Wasserstoff- und Sauerstoffatome, die sich zu Wassermolekülen verbinden, sind durch kovalente Bindungen miteinander verbunden. Das Elektron des Wasserstoffs teilt seine Zeit zwischen der unvollständigen äußeren Schale der Wasserstoffatome und der unvollständigen äußeren Schale der Sauerstoffatome auf. Um die äußere Schale des Sauerstoffs vollständig aufzufüllen, der sechs Elektronen in seiner äußeren Schale hat, aber mit acht stabiler wäre, werden zwei Elektronen (eines von jedem Wasserstoffatom) benötigt: daher die bekannte Formel H2O. Die Elektronen werden zwischen den beiden Elementen geteilt, um die äußere Schale jedes Elements zu füllen, wodurch beide Elemente stabiler werden.
Schauen Sie sich dieses kurze Video an, um eine Animation über ionische und kovalente Bindungen zu sehen.
Polare kovalente Bindungen
Es gibt zwei Arten von kovalenten Bindungen: polare und unpolare. Bei einer polaren kovalenten Bindung, die in Abbildung 2 dargestellt ist, sind die Elektronen ungleich auf die Atome verteilt und werden mehr von einem Kern angezogen als vom anderen. Aufgrund der ungleichen Verteilung der Elektronen zwischen den Atomen der verschiedenen Elemente entsteht eine leicht positive (δ+) oder leicht negative (δ-) Ladung. Diese Teilladung ist eine wichtige Eigenschaft des Wassers und erklärt viele seiner Eigenschaften.
Wasser ist ein polares Molekül, bei dem die Wasserstoffatome eine positive Teilladung und der Sauerstoff eine negative Teilladung erhalten. Dies liegt daran, dass der Kern des Sauerstoffatoms für die Elektronen der Wasserstoffatome attraktiver ist als der Wasserstoffkern für die Elektronen des Sauerstoffs. Sauerstoff hat also eine höhere Elektronegativität als Wasserstoff, und die gemeinsam genutzten Elektronen halten sich länger in der Nähe des Sauerstoffkerns auf als in der Nähe des Wasserstoffkerns, wodurch die Sauerstoff- und Wasserstoffatome leicht negativ bzw. positiv geladen sind. Man könnte auch sagen, dass die Wahrscheinlichkeit, ein geteiltes Elektron in der Nähe eines Sauerstoffkerns zu finden, größer ist als in der Nähe eines Wasserstoffkerns. In jedem Fall trägt die relative Elektronegativität der Atome zur Bildung von Teilladungen bei, wenn ein Element deutlich elektronegativer ist als das andere, und die durch diese polaren Bindungen erzeugten Ladungen können dann für die Bildung von Wasserstoffbrücken verwendet werden, die auf der Anziehung entgegengesetzter Teilladungen beruhen. (Wasserstoffbrücken, auf die weiter unten näher eingegangen wird, sind schwache Bindungen zwischen leicht positiv geladenen Wasserstoffatomen und leicht negativ geladenen Atomen in anderen Molekülen). Da Makromoleküle oft Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität enthalten, sind polare Bindungen in organischen Molekülen häufig vorhanden.
Nichtpolare kovalente Bindungen
Abbildung 2. Ob ein Molekül polar oder unpolar ist, hängt sowohl vom Bindungstyp als auch von der Molekülform ab. Sowohl Wasser als auch Kohlendioxid haben polare kovalente Bindungen, aber Kohlendioxid ist linear, so dass sich die Teilladungen am Molekül gegenseitig aufheben.
Unpolare kovalente Bindungen entstehen zwischen zwei Atomen desselben Elements oder zwischen verschiedenen Elementen, die sich die Elektronen gleichermaßen teilen. Zum Beispiel ist molekularer Sauerstoff (O2) unpolar, weil die Elektronen gleichmäßig zwischen den beiden Sauerstoffatomen verteilt sind.
Ein weiteres Beispiel für eine unpolare kovalente Bindung ist Methan (CH4), das ebenfalls in Abbildung 2 dargestellt ist. Kohlenstoff hat vier Elektronen in seiner äußersten Schale und benötigt vier weitere, um sie aufzufüllen. Er erhält diese vier von vier Wasserstoffatomen, wobei jedes Atom eines zur Verfügung stellt, so dass eine stabile äußere Schale mit acht Elektronen entsteht. Kohlenstoff und Wasserstoff haben nicht die gleiche Elektronegativität, sind sich aber ähnlich; daher bilden sie unpolare Bindungen. Die Wasserstoffatome benötigen jeweils ein Elektron für ihre äußerste Schale, die gefüllt ist, wenn sie zwei Elektronen enthält. Diese Elemente teilen die Elektronen gleichmäßig auf die Kohlenstoffe und die Wasserstoffatome auf, wodurch ein unpolares kovalentes Molekül entsteht.
Schauen Sie sich dieses Video an, um eine weitere Erklärung der kovalenten Bindungen und ihrer Entstehung zu erhalten:
Wasserstoffbindungen
Ionische und kovalente Bindungen zwischen Elementen erfordern Energie, um sie zu brechen. Ionische Bindungen sind nicht so stark wie kovalente, was ihr Verhalten in biologischen Systemen bestimmt. Aber nicht alle Bindungen sind ionische oder kovalente Bindungen. Zwischen Molekülen können sich auch schwächere Bindungen bilden. Zwei schwache Bindungen, die häufig vorkommen, sind Wasserstoffbrücken und van-der-Waals-Wechselwirkungen. Ohne diese beiden Arten von Bindungen würde das Leben, wie wir es kennen, nicht existieren. Wasserstoffbrückenbindungen sorgen für viele der kritischen, lebenserhaltenden Eigenschaften von Wasser und stabilisieren auch die Strukturen von Proteinen und DNA, den Bausteinen der Zellen.
Wenn polare kovalente Bindungen mit Wasserstoff entstehen, ist der Wasserstoff in dieser Bindung leicht positiv geladen, weil das Elektron des Wasserstoffs stärker zum anderen Element und weg vom Wasserstoff gezogen wird. Da der Wasserstoff leicht positiv ist, wird er von benachbarten negativen Ladungen angezogen. In diesem Fall kommt es zu einer schwachen Wechselwirkung zwischen der δ+-Ladung des Wasserstoffs eines Moleküls und der δ–Ladung der elektronegativeren Atome eines anderen Moleküls, normalerweise Sauerstoff oder Stickstoff, oder innerhalb desselben Moleküls. Diese Wechselwirkung wird als Wasserstoffbrückenbindung bezeichnet. Diese Art von Bindung ist weit verbreitet und kommt regelmäßig zwischen Wassermolekülen vor. Einzelne Wasserstoffbrückenbindungen sind schwach und leicht zu brechen; sie treten jedoch in sehr großer Zahl in Wasser und in organischen Polymeren auf und bilden eine wichtige Kraft in Kombination. Wasserstoffbrücken sind auch dafür verantwortlich, dass die DNA-Doppelhelix zusammengehalten wird.
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