Biology for Majors I

Classify different types of atomic bonds

Wanneer atomen zich aan elkaar binden, creëren ze elementen. De verschillende soorten bindingen (ionische en covalente, polaire en apolaire) hebben een invloed op de elementen die ze creëren. Inzicht in de soorten bindingen die dingen maken, kan ons helpen die dingen zelf te begrijpen.

Ionische bindingen

Sommige atomen zijn stabieler als ze een elektron (of eventueel twee) winnen of verliezen en ionen vormen. Hierdoor wordt hun buitenste elektronenschil gevuld en worden ze energetisch stabieler. Omdat het aantal elektronen niet gelijk is aan het aantal protonen, heeft elk ion een netto lading. Kationen zijn positieve ionen die worden gevormd door elektronen te verliezen. Negatieve ionen worden gevormd door elektronen te winnen en worden anionen genoemd. Anionen worden aangeduid door hun elementaire naam te veranderen en te laten eindigen op “-ide”: het anion van chloor wordt bijvoorbeeld chloride genoemd, en het anion van zwavel wordt sulfide genoemd.

De verplaatsing van elektronen van het ene element naar het andere wordt elektronenoverdracht genoemd. Zoals figuur 1 laat zien, heeft natrium (Na) slechts één elektron in zijn buitenste elektronenschil. Het kost natrium minder energie om dat ene elektron af te staan dan om nog eens zeven elektronen te accepteren om de buitenste schil te vullen. Als natrium een elektron verliest, heeft het nu 11 protonen, 11 neutronen en slechts 10 elektronen, waardoor het een totale lading van +1 heeft. Het wordt nu een natriumion genoemd. Chloor (Cl) in zijn laagste energietoestand (de grondtoestand genoemd) heeft zeven elektronen in zijn buitenste schil. Ook hier is het energie-efficiënter voor chloor om één elektron te winnen dan om er zeven te verliezen. Daarom heeft het de neiging een elektron te winnen om een ion te creëren met 17 protonen, 17 neutronen en 18 elektronen, waardoor het een netto negatieve (-1) lading krijgt. Het wordt nu een chloride-ion genoemd. In dit voorbeeld zal natrium zijn ene elektron afstaan om zijn schil te legen, en chloor zal dat elektron accepteren om zijn schil te vullen. Beide ionen voldoen nu aan de octet-regel en hebben volledige buitenste schillen. Omdat het aantal elektronen niet langer gelijk is aan het aantal protonen, is elk ion nu een ion en heeft het een lading van +1 (natriumkation) of -1 (chloride-anion). Merk op dat deze transacties normaal alleen gelijktijdig kunnen plaatsvinden: om een natriumatoom een elektron te laten verliezen, moet het in de aanwezigheid zijn van een geschikte ontvanger, zoals een chlooratoom.

Ionische bindingen worden gevormd tussen ionen met tegengestelde ladingen. Bijvoorbeeld, positief geladen natriumionen en negatief geladen chloride-ionen binden zich aan elkaar om kristallen van natriumchloride, of keukenzout te maken, waardoor een kristallijn molecuul met nul netto lading ontstaat.

Zouten worden in de fysiologie elektrolyten genoemd (inclusief natrium, kalium en calcium), ionen die nodig zijn voor de zenuwprikkelgeleiding, spiersamentrekkingen en de waterhuishouding. Veel sportdranken en voedingssupplementen leveren deze ionen om de ionen te vervangen die het lichaam tijdens het zweten verliest.

Covalente bindingen

Een andere manier waarop aan de octetregel kan worden voldaan is door het delen van elektronen tussen atomen om covalente bindingen te vormen. Deze bindingen komen veel meer voor dan ionische bindingen in de moleculen van levende organismen. Covalente bindingen komen veel voor in organische moleculen op basis van koolstof, zoals ons DNA en eiwitten. Covalente bindingen worden ook gevonden in anorganische moleculen zoals H2O, CO2, en O2. Eén, twee of drie elektronenparen kunnen worden gedeeld, waardoor respectievelijk enkele, dubbele en drievoudige bindingen ontstaan. Hoe meer covalente bindingen tussen twee atomen, hoe sterker hun verbinding. Drievoudige bindingen zijn dus het sterkst.

De sterkte van de verschillende niveaus van covalente binding is een van de belangrijkste redenen waarom levende organismen het moeilijk hebben om aan stikstof te komen voor gebruik bij de opbouw van hun moleculen, ook al is moleculaire stikstof, N2, het meest voorkomende gas in de atmosfeer. Moleculair stikstof bestaat uit twee stikstofatomen die drievoudig aan elkaar gebonden zijn en, zoals bij alle moleculen, zorgt het delen van deze drie elektronenparen tussen de twee stikstofatomen voor het vullen van hun buitenste elektronenschillen, waardoor het molecuul stabieler is dan de individuele stikstofatomen. Deze sterke drievoudige binding maakt het voor levende systemen moeilijk om dit stikstof uit elkaar te halen om het te gebruiken als bestanddeel van eiwitten en DNA.

De vorming van watermoleculen geeft een voorbeeld van covalente binding. De waterstof- en zuurstofatomen die samen watermoleculen vormen, zijn met elkaar verbonden door covalente bindingen. Het elektron van de waterstof verdeelt zijn tijd tussen de onvolledige buitenste schil van de waterstofatomen en de onvolledige buitenste schil van de zuurstofatomen. Om de buitenste schil van zuurstof, die zes elektronen in zijn buitenste schil heeft maar stabieler zou zijn met acht, volledig te vullen, zijn twee elektronen (één van elk waterstofatoom) nodig: vandaar de bekende formule H2O. De elektronen worden gedeeld tussen de twee elementen om de buitenste schil van elk van beide te vullen, waardoor beide elementen stabieler worden.

Polaire covalente bindingen

Er zijn twee soorten covalente bindingen: polaire en niet-polaire. In een polaire covalente binding, te zien in figuur 2, zijn de elektronen ongelijk verdeeld over de atomen en worden ze meer aangetrokken door de ene kern dan door de andere. Door de ongelijke verdeling van de elektronen tussen de atomen van verschillende elementen ontstaat een licht positieve (δ+) of licht negatieve (δ-) lading. Deze partiële lading is een belangrijke eigenschap van water en verklaart veel van zijn eigenschappen.

Water is een polair molecuul, waarbij de waterstofatomen een partiële positieve lading krijgen en de zuurstof een partiële negatieve lading. Dit komt doordat de kern van het zuurstofatoom aantrekkelijker is voor de elektronen van de waterstofatomen dan de waterstofkern voor de elektronen van de zuurstof. Zuurstof heeft dus een hogere elektronegativiteit dan waterstof en de gedeelde elektronen brengen meer tijd door in de buurt van de zuurstofkern dan in de buurt van de kern van de waterstofatomen, waardoor de zuurstof- en waterstofatomen respectievelijk lichtjes negatief en positief geladen zijn. Een andere manier om dit te zeggen is dat de kans om een gedeeld elektron in de buurt van een zuurstofkern te vinden waarschijnlijker is dan om het in de buurt van een waterstofkern te vinden. Hoe dan ook, de relatieve elektronegativiteit van de atomen draagt bij aan de ontwikkeling van partiële ladingen wanneer het ene element beduidend elektronegatiever is dan het andere, en de ladingen die door deze polaire bindingen worden gegenereerd kunnen dan worden gebruikt voor de vorming van waterstofbruggen gebaseerd op de aantrekkingskracht van tegengestelde partiële ladingen. (Waterstofbruggen, die hieronder in detail worden besproken, zijn zwakke bindingen tussen licht positief geladen waterstofatomen aan licht negatief geladen atomen in andere moleculen). Aangezien macromoleculen vaak atomen in zich hebben die verschillen in elektronegativiteit, zijn polaire bindingen vaak aanwezig in organische moleculen.

Nonpolaire covalente bindingen

Nonpolaire covalente bindingen ontstaan tussen twee atomen van hetzelfde element of tussen verschillende elementen die de elektronen gelijkelijk delen. Moleculaire zuurstof (O2) is bijvoorbeeld niet polair, omdat de elektronen gelijkelijk worden verdeeld over de twee zuurstofatomen.

Een ander voorbeeld van een niet polaire covalente binding is methaan (CH4), ook weergegeven in figuur 2. Koolstof heeft vier elektronen in zijn buitenste schil en heeft er nog vier nodig om die te vullen. Het krijgt deze vier van vier waterstofatomen, waarbij elk atoom er een levert, zodat een stabiele buitenste schil van acht elektronen ontstaat. Koolstof en waterstof hebben niet dezelfde elektronegativiteit, maar zijn wel gelijksoortig; zo ontstaan niet-polaire bindingen. De waterstofatomen hebben elk één elektron nodig voor hun buitenste schil, die gevuld is als hij twee elektronen bevat. Deze elementen verdelen de elektronen gelijkelijk over de koolstofatomen en de waterstofatomen, waardoor een apolair covalent molecuul ontstaat.

Hydrogeenbindingen

Ionische en covalente bindingen tussen elementen vereisen energie om te breken. Ionische bindingen zijn niet zo sterk als covalente, wat hun gedrag in biologische systemen bepaalt. Maar niet alle bindingen zijn ionische of covalente bindingen. Er kunnen ook zwakkere bindingen tussen moleculen ontstaan. Twee zwakke bindingen die vaak voorkomen zijn waterstofbruggen en van der Waals interacties. Zonder deze twee soorten bindingen zou het leven zoals wij dat kennen niet bestaan. Waterstofbruggen leveren veel van de kritische, levensonderhoudende eigenschappen van water en stabiliseren ook de structuren van eiwitten en DNA, de bouwsteen van cellen.

Wanneer polaire covalente bindingen worden gevormd die waterstof bevatten, heeft de waterstof in die binding een licht positieve lading omdat het elektron van waterstof sterker naar het andere element wordt getrokken en weg van de waterstof. Omdat de waterstof licht positief is, zal het worden aangetrokken door naburige negatieve ladingen. Wanneer dit gebeurt, ontstaat er een zwakke wisselwerking tussen de δ+ van de waterstof van het ene molecuul en de δ- lading op de meer elektronegatieve atomen van een ander molecuul, meestal zuurstof of stikstof, of binnen hetzelfde molecuul. Deze interactie wordt een waterstofbrug genoemd. Dit type binding is gebruikelijk en komt regelmatig voor tussen watermoleculen. Individuele waterstofbruggen zijn zwak en gemakkelijk te verbreken; ze komen echter in zeer grote aantallen voor in water en in organische polymeren, waardoor ze een belangrijke kracht in combinatie vormen. Waterstofbruggen zijn ook verantwoordelijk voor het aan elkaar ritsen van de DNA dubbele helix.

Check Your Understanding

Beantwoord de onderstaande vraag (vragen) om te zien hoe goed je de onderwerpen uit het vorige deel begrijpt. Deze korte quiz telt niet mee voor je cijfer en je kunt hem een onbeperkt aantal keren overdoen.

Gebruik deze quiz om je begrip te toetsen en te beslissen of je (1) het vorige deel verder wilt bestuderen of (2) verder wilt gaan met het volgende deel.