Biológia szakos hallgatóknak I

Az atomi kötések különböző típusainak osztályozása

Amikor az atomok összekapcsolódnak, elemek jönnek létre. A különböző típusú kötések (ionos és kovalens, poláris és nem poláris) hatással vannak az általuk létrehozott elemekre. A dolgokat létrehozó kötéstípusok megértése segíthet megérteni magukat a dolgokat.

Ionkötések

Egyes atomok stabilabbak, ha elektronokat (esetleg kettőt) nyernek vagy veszítenek, és ionokat képeznek. Ezáltal kitöltik a legkülső elektronhéjukat, és energetikailag stabilabbá válnak. Mivel az elektronok száma nem egyenlő a protonok számával, minden ionnak nettó töltése van. A kationok pozitív ionok, amelyek elektronok elvesztésével jönnek létre. A negatív ionok elektronok felvételével keletkeznek, és anionoknak nevezzük őket. Az anionokat úgy jelöljük, hogy az elemi nevük “-id”-re végződik: a klór anionját például kloridnak, a kén anionját pedig szulfidnak nevezzük.

Az elektronok egyik elemről a másikra történő mozgását elektronátvitelnek nevezzük. Amint az 1. ábra szemlélteti, a nátriumnak (Na) csak egy elektronja van a külső elektronhéjában. A nátriumnak kevesebb energiára van szüksége ahhoz, hogy leadja ezt az egy elektront, mint ahhoz, hogy további hét elektront vegyen fel a külső héj kitöltéséhez. Ha a nátrium elveszít egy elektront, akkor már 11 protonja, 11 neutronja és csak 10 elektronja van, így az össztöltése +1. Ezután nátriumionnak nevezzük. A klór (Cl) a legalacsonyabb energiaállapotban (alapállapot) hét elektronnal rendelkezik a külső héjában. A klór számára ismét energiahatékonyabb, ha egy elektront nyer, mint ha hetet veszít. Ezért hajlamos egy elektront felvenni, hogy egy 17 protonból, 17 neutronból és 18 elektronból álló iont hozzon létre, ami nettó negatív (-1) töltést ad neki. Ezt nevezzük most kloridionnak. Ebben a példában a nátrium leadja az egyik elektronját, hogy kiürítse a héját, a klór pedig elfogadja ezt az elektront, hogy feltöltse a héját. Most már mindkét ion megfelel a nyolcas szabálynak, és teljes külső héjjal rendelkezik. Mivel az elektronok száma már nem egyenlő a protonok számával, mindegyik ion +1 (nátrium-kation) vagy -1 (klorid-anion) töltéssel rendelkezik. Vegyük észre, hogy ezek a tranzakciók általában csak egyszerre történhetnek: ahhoz, hogy egy nátriumatom elektronveszteséget szenvedjen, egy megfelelő befogadó, például egy klóratom jelenlétében kell lennie.

Ionkötések ellentétes töltésű ionok között jönnek létre. Például pozitív töltésű nátriumionok és negatív töltésű kloridionok kötődnek össze a nátrium-klorid, vagyis az asztali só kristályainak létrehozásához, így egy nulla nettó töltésű kristályos molekula jön létre.

A fiziológiában bizonyos sókat elektrolitoknak neveznek (beleértve a nátriumot, káliumot és kalciumot), az idegimpulzusok vezetéséhez, az izomösszehúzódásokhoz és a vízháztartáshoz szükséges ionokat. Számos sportital és táplálékkiegészítő biztosítja ezeket az ionokat, hogy pótolja a testből a testmozgás során az izzadással elveszített ionokat.

Kovalens kötések

Az oktett szabály másik módja, hogy az atomok között elektronok megosztásával kovalens kötések jönnek létre. Ezek a kötések az élő szervezetek molekuláiban sokkal gyakoribbak, mint az ionos kötések. A kovalens kötések gyakran előfordulnak a szénalapú szerves molekulákban, például a DNS-ben és a fehérjékben. A kovalens kötések olyan szervetlen molekulákban is megtalálhatók, mint a H2O, a CO2 és az O2. Egy, két vagy három elektronpárt oszthatnak meg egymással, ami egyszerű, kettős vagy hármas kötést eredményez. Minél több kovalens kötés van két atom között, annál erősebb a kapcsolatuk. Így a hármas kötések a legerősebbek.

A kovalens kötések különböző szintjeinek erőssége az egyik fő oka annak, hogy az élő szervezeteknek nehézséget okoz a molekuláik felépítéséhez szükséges nitrogén megszerzése, annak ellenére, hogy a molekuláris nitrogén, az N2 a légkörben a legnagyobb mennyiségben előforduló gáz. A molekuláris nitrogén két, egymással hármas kötésben lévő nitrogénatomból áll, és mint minden molekulánál, e három elektronpár megosztása a két nitrogénatom között lehetővé teszi a külső elektronhéjak kitöltését, ami a molekulát stabilabbá teszi, mint az egyes nitrogénatomokét. Ez az erős hármas kötés megnehezíti az élő rendszerek számára, hogy ezt a nitrogént szétszedjék, hogy a fehérjék és a DNS alkotórészeiként használják fel.

A kovalens kötés példáját a vízmolekulák képződése adja. A vízmolekulákat alkotó hidrogén- és oxigénatomokat kovalens kötések kötik össze. A hidrogénből származó elektron megosztja idejét a hidrogénatomok hiányos külső héja és az oxigénatomok hiányos külső héja között. Az oxigén külső héjának teljes kitöltéséhez, amelynek külső héjában hat elektron van, de nyolc elektronnal stabilabb lenne, két elektronra van szükség (egy-egy hidrogénatomból): innen a jól ismert H2O képlet. Az elektronokat megosztják a két elem között, hogy mindkét elem külső héját kitöltsék, így mindkét elem stabilabbá válik.

Poláris kovalens kötések

A kovalens kötéseknek két típusa van: poláris és nem poláris. A 2. ábrán látható poláros kovalens kötésben az elektronok egyenlőtlenül oszlanak meg az atomok között, és az egyik atommag jobban vonzza őket, mint a másik. A különböző elemek atomjai között az elektronok egyenlőtlen eloszlása miatt enyhén pozitív (δ+) vagy enyhén negatív (δ-) töltés alakul ki. Ez a részleges töltés a víz fontos tulajdonsága, és számos tulajdonságáért felelős.

A víz poláris molekula, a hidrogénatomok részleges pozitív, az oxigén pedig részleges negatív töltést kap. Ez azért következik be, mert az oxigénatom magja jobban vonzza a hidrogénatomok elektronjait, mint a hidrogénmag az oxigén elektronjait. Így az oxigénnek nagyobb az elektronegativitása, mint a hidrogénnek, és a közös elektronok több időt töltenek az oxigénmag közelében, mint a hidrogénatomok magjának közelében, így az oxigén- és a hidrogénatomok enyhén negatív, illetve pozitív töltést kapnak. Másképpen fogalmazva: nagyobb a valószínűsége annak, hogy egy megosztott elektron az oxigén atommagja közelében található, mint annak, hogy a hidrogén atommagja közelében. Akárhogy is, az atomok relatív elektronegativitása hozzájárul a parciális töltések kialakulásához, amikor az egyik elem jelentősen elektronegatívabb, mint a másik, és az ilyen poláris kötések által létrehozott töltések aztán felhasználhatók az ellentétes parciális töltések vonzásán alapuló hidrogénkötések kialakulásához. (A hidrogénkötések, amelyeket alább részletesen tárgyalunk, gyenge kötések enyhén pozitív töltésű hidrogénatomok és más molekulák enyhén negatív töltésű atomjai között.) Mivel a makromolekulákban gyakran vannak olyan atomok, amelyek elektronegativitásukban különböznek, a szerves molekulákban gyakran előfordulnak poláris kötések.

Nonpoláris kovalens kötések

A nem poláris kovalens kötések ugyanazon elem két atomja között vagy különböző elemek között alakulnak ki, amelyek egyenlően osztoznak az elektronokon. Például a molekuláris oxigén (O2) nem poláros, mert az elektronok egyenlően oszlanak meg a két oxigénatom között.

A nem poláros kovalens kötés másik példája a metán (CH4), amely szintén a 2. ábrán látható. A szénnek négy elektronja van a legkülső héjában, és további négy elektronra van szüksége a héj kitöltéséhez. Ezt a négyet négy hidrogénatomtól kapja, mindegyik atom egyet, így egy nyolc elektronból álló stabil külső héj jön létre. A szén és a hidrogén elektronegativitása nem azonos, de hasonló; így nem poláris kötések jönnek létre. A hidrogénatomoknak egy-egy elektronra van szükségük a legkülső héjukhoz, amely akkor töltődik be, ha két elektront tartalmaz. Ezek az elemek egyenlően osztják meg az elektronokat a szén- és a hidrogénatomok között, így egy nem poláris kovalens molekula jön létre.

Hidrogénkötések

Az elemek közötti ionos és kovalens kötések felbontásához energia szükséges. Az ionos kötések nem olyan erősek, mint a kovalensek, ami meghatározza viselkedésüket a biológiai rendszerekben. Azonban nem minden kötés ionos vagy kovalens kötés. A molekulák között gyengébb kötések is kialakulhatnak. Két gyakran előforduló gyenge kötés a hidrogénkötés és a van der Waals kölcsönhatás. E kétféle kötéstípus nélkül az általunk ismert élet nem létezne. A hidrogénkötések biztosítják a víz számos kritikus, életfenntartó tulajdonságát, valamint stabilizálják a fehérjék és a DNS szerkezetét, a sejtek építőkövét.

Amikor hidrogént tartalmazó poláros kovalens kötések keletkeznek, a kötésben lévő hidrogén enyhén pozitív töltéssel rendelkezik, mivel a hidrogén elektronja erősebben húzódik a másik elem felé és távolodik a hidrogéntől. Mivel a hidrogén enyhén pozitív, vonzódik a szomszédos negatív töltésekhez. Ilyenkor gyenge kölcsönhatás jön létre az egyik molekula hidrogénjének δ+ és egy másik molekula – általában oxigén vagy nitrogén – elektronegatívabb atomjainak δ- töltése között, vagy ugyanazon molekulán belül. Ezt a kölcsönhatást hidrogénkötésnek nevezzük. Ez a fajta kötés gyakori és rendszeresen előfordul a vízmolekulák között. Az egyes hidrogénkötések gyengék és könnyen megszakadnak; a vízben és a szerves polimerekben azonban nagyon nagy számban fordulnak elő, és jelentős erőt jelentenek a kombinációban. A hidrogénkötések felelősek a DNS kettős spiráljának összefogásáért is.

Check Your Understanding

Válaszolj az alábbi kérdés(ek)re, hogy lásd, mennyire érted az előző részben tárgyalt témákat. Ez a rövid kvíz nem számít bele az órai jegybe, és korlátlan számú alkalommal ismételheti meg.

Ezzel a kvízzel ellenőrizheti a megértését, és eldöntheti, hogy (1) tovább tanulmányozza-e az előző szakaszt, vagy (2) áttérjen a következő szakaszra.