Biology for Majors I

Luokittele erityyppiset atomisidokset

Kun atomit liittyvät toisiinsa, ne muodostavat alkuaineita. Erilaiset sidostyypit (ioniset ja kovalenttiset, pooliset ja poolittomat) vaikuttavat siihen, millaisia alkuaineita ne luovat. Asioita luovien sidostyyppien ymmärtäminen voi auttaa meitä ymmärtämään näitä asioita itseään.

Ionisidokset

Jotkut atomit ovat vakaampia, kun ne saavat tai menettävät elektronin (tai mahdollisesti kaksi) ja muodostavat ioneja. Tämä täyttää niiden uloimman elektronikuoren ja tekee niistä energeettisesti vakaampia. Koska elektronien määrä ei ole yhtä suuri kuin protonien määrä, kullakin ionilla on nettovaraus. Kationit ovat positiivisia ioneja, jotka muodostuvat menettämällä elektroneja. Negatiiviset ionit muodostuvat saamalla elektroneja, ja niitä kutsutaan anioneiksi. Anionit nimetään siten, että niiden alkuaineen nimi muutetaan päättymään ”-idiin”: esimerkiksi kloorin anionia kutsutaan kloridiksi ja rikin anionia sulfidiksi.

Tätä elektronien siirtymistä alkuaineesta toiseen kutsutaan elektroninsiirroksi. Kuten kuvasta 1 käy ilmi, natriumilla (Na) on vain yksi elektroni ulommassa elektronikuoressaan. Natriumilta kuluu vähemmän energiaa tuon yhden elektronin luovuttamiseen kuin seitsemän uuden elektronin vastaanottamiseen ulkokuoren täyttämiseksi. Jos natrium menettää elektronin, sillä on nyt 11 protonia, 11 neutronia ja vain 10 elektronia, jolloin sen kokonaisvaraus on +1. Sitä kutsutaan nyt natriumioniksi. Kloorilla (Cl) on alimmassa energiatilassaan (jota kutsutaan perustilaksi) seitsemän elektronia ulkokuorensa sisällä. Tässäkin tapauksessa kloorille on energiatehokkaampaa saada yksi elektroni kuin menettää seitsemän. Siksi se pyrkii saamaan elektronin muodostaakseen ionin, jossa on 17 protonia, 17 neutronia ja 18 elektronia, jolloin se saa negatiivisen (-1) nettovarauksen. Sitä kutsutaan nyt kloridi-ioniksi. Tässä esimerkissä natrium luovuttaa yhden elektronin tyhjentääkseen kuorensa, ja kloori ottaa elektronin vastaan täyttääkseen kuorensa. Molemmat ionit täyttävät nyt oktettisäännön ja niillä on täydet uloimmat kuoret. Koska elektronien määrä ei ole enää yhtä suuri kuin protonien määrä, kumpikin on nyt ioni ja sillä on +1 (natriumkationi) tai -1 (kloridianioni) varaus. Huomaa, että nämä tapahtumat voivat yleensä tapahtua vain samanaikaisesti: jotta natriumatomi menettäisi elektronin, sen on oltava sopivan vastaanottajan, kuten klooriatomin, läsnäollessa.

Ionisidoksia muodostuu vastakkaisia varauksia omaavien ionien välille. Esimerkiksi positiivisesti varautuneet natriumionit ja negatiivisesti varautuneet kloridi-ionit sitoutuvat toisiinsa muodostaen natriumkloridin eli ruokasuolan kiteitä, jolloin syntyy kiteinen molekyyli, jolla ei ole nettovarausta.

Tietyistä suoloista käytetään fysiologiassa nimitystä elektrolyytit (mukaan lukien natrium, kalium ja kalsium), jotka ovat välttämättömiä hermoimpulssien johtumiseen, lihassupistuksiin ja vesitasapainoon. Monet urheilujuomat ja ravintolisät sisältävät näitä ioneja korvatakseen ne ionit, jotka elimistö menettää hikoilun kautta liikunnan aikana.

Kovalenttiset sidokset

Muutakin tapaa, millä oktettisääntöä voidaan noudattaa, on elektronien jakaminen atomien kesken kovalenttisten sidosten muodostamiseksi. Nämä sidokset ovat paljon yleisempiä kuin ionisidokset elävien organismien molekyyleissä. Kovalenttisia sidoksia esiintyy yleisesti hiilipohjaisissa orgaanisissa molekyyleissä, kuten DNA:ssa ja proteiineissa. Kovalenttisia sidoksia esiintyy myös epäorgaanisissa molekyyleissä, kuten H2O:ssa, CO2:ssa ja O2:ssa. Elektronipareja voi olla yksi, kaksi tai kolme, jolloin muodostuu yksi-, kaksi- ja kolmoissidoksia. Mitä enemmän kovalenttisia sidoksia kahden atomin välillä on, sitä vahvempi on niiden yhteys. Näin ollen kolmoissidokset ovat vahvimpia.

Kovalenttisten sidosten eri tasojen vahvuus on yksi tärkeimmistä syistä siihen, että elävien organismien on vaikea saada typpeä molekyyliensä rakentamiseen, vaikka molekyylityppi, N2, on ilmakehän runsain kaasu. Molekyylityppi koostuu kahdesta toisiinsa kolminkertaisesti sitoutuneesta typpiatomista, ja kuten kaikissa molekyyleissä, näiden kolmen elektroniparin jakaminen kahden typpiatomin kesken mahdollistaa niiden ulompien elektronikuorien täyttymisen, mikä tekee molekyylistä vakaamman kuin yksittäiset typpiatomit. Tämän vahvan kolmoissidoksen vuoksi elävien järjestelmien on vaikea hajottaa tätä typpeä käyttääkseen sitä proteiinien ja DNA:n ainesosina.

Vesimolekyylien muodostuminen on esimerkki kovalenttisesta sidoksesta. Vety- ja happiatomit, jotka yhdistyvät muodostaen vesimolekyylejä, ovat sitoutuneet toisiinsa kovalenttisilla sidoksilla. Vedyn elektroni jakaa aikansa vetyatomien epätäydellisen ulkokuoren ja happiatomien epätäydellisen ulkokuoren välillä. Jotta hapen ulkokuori täyttyisi kokonaan, tarvitaan kaksi elektronia (yksi kummastakin vetyatomista), sillä hapen ulkokuoressa on kuusi elektronia, mutta happi olisi vakaampi kahdeksan elektronin avulla: tästä johtuu tunnettu kaava H2O. Elektronit jaetaan kahden alkuaineen kesken, jotta kummankin alkuaineen ulkokuori täyttyisi, mikä tekee molemmista alkuaineista vakaampia.

Polaariset kovalenttiset sidokset

Kovalenttisia sidoksia on kahta eri tyyppiä: polaarisia ja poolittomia. Polaarisessa kovalenttisessa sidoksessa, joka on esitetty kuvassa 2, elektronit ovat epätasaisesti jakautuneet atomien kesken ja ne vetävät toista ydintä enemmän puoleensa kuin toista. Koska elektronit jakautuvat epätasaisesti eri alkuaineiden atomien kesken, syntyy hieman positiivinen (δ+) tai hieman negatiivinen (δ-) varaus. Tämä osittaisvaraus on veden tärkeä ominaisuus ja selittää monet sen ominaisuuksista.

Vesi on polaarinen molekyyli, jossa vetyatomit saavat osittaisen positiivisen varauksen ja happiatomit osittaisen negatiivisen varauksen. Tämä johtuu siitä, että happiatomin ydin houkuttelee vetyatomien elektroneja enemmän kuin vetyatomin ydin hapen elektroneja. Näin ollen hapella on suurempi elektronegatiivisuus kuin vedyllä, ja jaetut elektronit viettävät enemmän aikaa happiatomin ytimen läheisyydessä kuin vetyatomien ytimen läheisyydessä, jolloin happi- ja vetyatomit saavat hieman negatiivisen ja positiivisen varauksen. Toinen tapa ilmaista tämä on, että todennäköisyys löytää jaettu elektroni hapen ytimen läheltä on suurempi kuin todennäköisyys löytää se vedyn ytimen läheltä. Niin tai näin, atomin suhteellinen elektronegatiivisuus edistää osittaisvarausten syntymistä aina, kun toinen alkuaine on huomattavasti elektronegatiivisempi kuin toinen, ja näiden polaaristen sidosten synnyttämiä varauksia voidaan sitten käyttää vastakkaisten osittaisvarausten vetovoimaan perustuvien vetysidosten muodostamiseen. (Vetysidokset, joita käsitellään yksityiskohtaisesti jäljempänä, ovat heikkoja sidoksia hieman positiivisesti varautuneiden vetyatomien ja muiden molekyylien hieman negatiivisesti varautuneiden atomien välillä). Koska makromolekyyleissä on usein atomeja, joiden sisällä on elektronegatiivisuudeltaan erilaisia atomeja, polaarisia sidoksia esiintyy usein orgaanisissa molekyyleissä.

Ei-polaariset kovalenttiset sidokset

Nonpolaariset kovalenttiset sidokset muodostuvat kahden saman alkuaineen atomin välille tai eri alkuaineiden välille, jotka jakavat elektroneja tasan. Esimerkiksi molekulaarinen happi (O2) on pooliton, koska elektronit jakautuvat tasaisesti kahden happiatomin kesken.

Toinen esimerkki poolittomasta kovalenttisesta sidoksesta on metaani (CH4), joka näkyy myös kuvassa 2. Hiilellä on neljä elektronia uloimmassa kuoressaan ja se tarvitsee neljä muuta täyttääkseen sen. Se saa nämä neljä neljältä vetyatomilta, joista kukin antaa yhden, jolloin muodostuu stabiili kahdeksan elektronin ulompi kuori. Hiilen ja vedyn elektronegatiivisuus ei ole sama, mutta ne ovat samankaltaisia, joten muodostuu poolittomia sidoksia. Vetyatomit tarvitsevat kukin yhden elektronin uloimpaan kuoreensa, joka täyttyy, kun siinä on kaksi elektronia. Nämä alkuaineet jakavat elektronit tasan hiili- ja vetyatomien kesken, jolloin syntyy pooliton kovalenttinen molekyyli.

Vetysidokset

Alkuaineiden väliset ioniset ja kovalenttiset sidokset vaativat energiaa rikkoutuakseen. Ioniset sidokset eivät ole yhtä vahvoja kuin kovalenttiset, mikä määrää niiden käyttäytymisen biologisissa järjestelmissä. Kaikki sidokset eivät kuitenkaan ole ionisia tai kovalenttisia sidoksia. Molekyylien välille voi muodostua myös heikompia sidoksia. Kaksi usein esiintyvää heikkoa sidosta ovat vetysidokset ja van der Waalsin vuorovaikutukset. Ilman näitä kahta sidostyyppiä elämää sellaisena kuin me sen tunnemme, ei olisi olemassa. Vetysidokset tarjoavat monia veden kriittisiä, elämää ylläpitäviä ominaisuuksia, ja ne myös vakauttavat proteiinien ja DNA:n, solujen rakennusaineen, rakenteita.

Kun polaariset kovalenttiset sidokset, jotka sisältävät vetyä, muodostuvat, sidoksessa olevalla vedyllä on hiukan positiivinen varaus, koska vedyn elektroni vetäytyy voimakkaammin toista alkuaineeseen päin ja vetystä poispäin. Koska vety on hieman positiivinen, se vetää puoleensa viereisiä negatiivisia varauksia. Kun näin tapahtuu, syntyy heikko vuorovaikutus yhden molekyylin vedyn δ+ -varauksen ja toisen molekyylin, yleensä hapen tai typen, elektronegatiivisempien atomien δ- varauksen välillä tai saman molekyylin sisällä. Tätä vuorovaikutusta kutsutaan vetysidokseksi. Tämäntyyppinen sidos on yleinen ja esiintyy säännöllisesti vesimolekyylien välillä. Yksittäiset vetysidokset ovat heikkoja ja rikkoutuvat helposti, mutta niitä esiintyy kuitenkin hyvin paljon vedessä ja orgaanisissa polymeereissä, ja ne muodostavat merkittävän yhdistelmävoiman. Vetysidokset ovat myös vastuussa DNA:n kaksoiskierteestä.

Tarkista ymmärryksesi

Vastaamalla alla oleviin kysymyksiin näet, kuinka hyvin ymmärrät edellisessä jaksossa käsiteltyjä aiheita. Tätä lyhyttä tietovisaa ei lasketa kurssin arvosanaan, ja voit suorittaa sen uudelleen rajoittamattoman määrän kertoja.

Käytä tätä tietovisaa tarkistaaksesi ymmärryksesi ja päättäessäsi, (1) opiskeletko edellistä jaksoa tarkemmin vai (2) siirrytkö seuraavaan jaksoon.