Biologie pentru studenți I

Clasificați diferite tipuri de legături atomice

Când atomii se leagă între ei, ei creează elemente. Diferitele tipuri de legături (ionice și covalente, polare și nepolare) au un impact asupra elementelor pe care le creează. Înțelegerea tipurilor de legături care creează lucruri ne poate ajuta să înțelegem acele lucruri în sine.

Legături ionice

Câțiva atomi sunt mai stabili atunci când câștigă sau pierd un electron (sau eventual doi) și formează ioni. Acest lucru le umple învelișul electronic cel mai exterior și îi face mai stabili din punct de vedere energetic. Deoarece numărul de electroni nu este egal cu numărul de protoni, fiecare ion are o sarcină netă. Cationii sunt ioni pozitivi care se formează prin pierderea de electroni. Ionii negativi se formează prin câștigarea de electroni și se numesc anioni. Anionii sunt desemnați prin modificarea numelui lor elementar pentru a se termina în „-ide”: anionul de clor se numește clorură, iar anionul de sulf se numește sulfură, de exemplu.

Această mișcare a electronilor de la un element la altul este denumită transfer de electroni. După cum ilustrează figura 1, sodiul (Na) are doar un singur electron în învelișul său electronic exterior. Este nevoie de mai puțină energie pentru ca sodiul să doneze acel singur electron decât pentru a accepta încă șapte electroni pentru a umple învelișul exterior. Dacă sodiul pierde un electron, acesta are acum 11 protoni, 11 neutroni și doar 10 electroni, rămânând cu o sarcină totală de +1. Acum se numește ion de sodiu. Clorul (Cl) în starea sa de cea mai joasă energie (numită stare fundamentală) are șapte electroni în învelișul său exterior. Din nou, pentru clor este mai eficient din punct de vedere energetic să câștige un electron decât să piardă șapte. Prin urmare, acesta tinde să câștige un electron pentru a crea un ion cu 17 protoni, 17 neutroni și 18 electroni, ceea ce îi conferă o sarcină netă negativă (-1). Acesta este acum denumit ion clorură. În acest exemplu, sodiul va dona un electron pentru a-și goli învelișul, iar clorul va accepta acel electron pentru a-și umple învelișul. Ambii ioni îndeplinesc acum regula octetului și au învelișurile exterioare complete. Deoarece numărul de electroni nu mai este egal cu numărul de protoni, fiecare este acum un ion și are o sarcină +1 (cation de sodiu) sau -1 (anion de clorură). Rețineți că, în mod normal, aceste tranzacții nu pot avea loc decât simultan: pentru ca un atom de sodiu să piardă un electron, acesta trebuie să se afle în prezența unui recipient adecvat, cum ar fi un atom de clor.

Legăturile ionice se formează între ioni cu sarcini opuse. De exemplu, ionii de sodiu încărcați pozitiv și ionii de clorură încărcați negativ se leagă între ei pentru a forma cristale de clorură de sodiu, sau sare de masă, creând o moleculă cristalină cu sarcină netă zero.

Certe săruri sunt denumite în fiziologie electroliți (inclusiv sodiu, potasiu și calciu), ioni necesari pentru conducerea impulsului nervos, contracțiile musculare și echilibrul apei. Multe băuturi sportive și suplimente alimentare furnizează acești ioni pentru a-i înlocui pe cei pierduți din organism prin transpirație în timpul exercițiilor fizice.

Legături covalente

O altă modalitate prin care regula octetului poate fi satisfăcută este prin schimbul de electroni între atomi pentru a forma legături covalente. Aceste legături sunt mult mai frecvente decât legăturile ionice în moleculele organismelor vii. Legăturile covalente se găsesc în mod obișnuit în moleculele organice pe bază de carbon, cum ar fi ADN-ul și proteinele noastre. Legăturile covalente se găsesc, de asemenea, în moleculele anorganice, cum ar fi H2O, CO2 și O2. Una, două sau trei perechi de electroni pot fi partajate, formând legături simple, duble și, respectiv, triple. Cu cât sunt mai multe legături covalente între doi atomi, cu atât este mai puternică legătura dintre ei. Astfel, legăturile triple sunt cele mai puternice.

Forța diferitelor niveluri de legături covalente este unul dintre principalele motive pentru care organismele vii au dificultăți în a achiziționa azot pentru a-l folosi în construirea moleculelor lor, chiar dacă azotul molecular, N2, este cel mai abundent gaz din atmosferă. Azotul molecular este format din doi atomi de azot triplu legați unul de celălalt și, ca în cazul tuturor moleculelor, împărțirea acestor trei perechi de electroni între cei doi atomi de azot permite umplerea învelișurilor electronice exterioare ale acestora, ceea ce face ca molecula să fie mai stabilă decât atomii de azot individuali. Această legătură triplă puternică face dificil pentru sistemele vii să despartă acest azot pentru a-l folosi ca și constituenți ai proteinelor și ADN.

Formația moleculelor de apă oferă un exemplu de legătură covalentă. Atomii de hidrogen și oxigen care se combină pentru a forma moleculele de apă sunt legați între ei prin legături covalente. Electronul din hidrogen își împarte timpul între învelișul exterior incomplet al atomilor de hidrogen și învelișul exterior incomplet al atomilor de oxigen. Pentru a umple complet învelișul exterior al oxigenului, care are șase electroni în învelișul său exterior, dar care ar fi mai stabil dacă ar avea opt, sunt necesari doi electroni (câte unul de la fiecare atom de hidrogen): de aici și formula bine cunoscută H2O. Electronii sunt împărțiți între cele două elemente pentru a umple învelișul exterior al fiecăruia, ceea ce face ca ambele elemente să fie mai stabile.

Legături covalente polare

Există două tipuri de legături covalente: polare și nepolare. Într-o legătură covalentă polară, prezentată în figura 2, electronii sunt împărțiți în mod inegal de către atomi și sunt atrași mai mult de un nucleu decât de celălalt. Din cauza distribuirii inegale a electronilor între atomii diferitelor elemente, se dezvoltă o sarcină ușor pozitivă (δ+) sau ușor negativă (δ-). Această sarcină parțială este o proprietate importantă a apei și explică multe dintre caracteristicile sale.

Apa este o moleculă polară, atomii de hidrogen dobândind o sarcină pozitivă parțială, iar cei de oxigen o sarcină negativă parțială. Acest lucru se întâmplă deoarece nucleul atomului de oxigen este mai atractiv pentru electronii atomilor de hidrogen decât este nucleul hidrogenului pentru electronii oxigenului. Astfel, oxigenul are o electronegativitate mai mare decât hidrogenul, iar electronii comuni petrec mai mult timp în apropierea nucleului de oxigen decât în apropierea nucleului atomilor de hidrogen, ceea ce conferă atomilor de oxigen și hidrogen sarcini ușor negative și, respectiv, pozitive. Un alt mod de a afirma acest lucru este că probabilitatea de a găsi un electron partajat în apropierea unui nucleu de oxigen este mai mare decât de a-l găsi în apropierea unui nucleu de hidrogen. Oricum ar fi, electronegativitatea relativă a atomilor contribuie la dezvoltarea sarcinilor parțiale ori de câte ori un element este semnificativ mai electronegativ decât celălalt, iar sarcinile generate de aceste legături polare pot fi apoi folosite pentru formarea legăturilor de hidrogen bazate pe atracția sarcinilor parțiale opuse. (Legăturile de hidrogen, care sunt discutate în detaliu mai jos, sunt legături slabe între atomi de hidrogen ușor încărcați pozitiv cu atomi ușor încărcați negativ din alte molecule). Deoarece macromoleculele au adesea în interiorul lor atomi care diferă în ceea ce privește electronegativitatea, legăturile polare sunt adesea prezente în moleculele organice.

Legături covalente nepolare

Legături covalente nepolare se formează între doi atomi ai aceluiași element sau între elemente diferite care își împart electronii în mod egal. De exemplu, oxigenul molecular (O2) este nepolar deoarece electronii vor fi distribuiți în mod egal între cei doi atomi de oxigen.

Un alt exemplu de legătură covalentă nepolară este metanul (CH4), prezentat de asemenea în figura 2. Carbonul are patru electroni în învelișul său cel mai exterior și are nevoie de încă patru pentru a-l umple. Îi obține pe acești patru de la patru atomi de hidrogen, fiecare atom furnizând câte unul, formând un înveliș exterior stabil de opt electroni. Carbonul și hidrogenul nu au aceeași electronegativitate, dar sunt similare; astfel, se formează legături nepolare. Atomii de hidrogen au nevoie fiecare de câte un electron pentru învelișul lor cel mai exterior, care este umplut atunci când conține doi electroni. Aceste elemente împart electronii în mod egal între atomii de carbon și cei de hidrogen, creând o moleculă covalentă nepolară.

Legături de hidrogen

Legăturile ionice și covalente între elemente necesită energie pentru a se rupe. Legăturile ionice nu sunt la fel de puternice ca cele covalente, ceea ce determină comportamentul lor în sistemele biologice. Cu toate acestea, nu toate legăturile sunt legături ionice sau covalente. Legături mai slabe se pot forma și între molecule. Două legături slabe care apar frecvent sunt legăturile de hidrogen și interacțiunile van der Waals. Fără aceste două tipuri de legături, viața, așa cum o cunoaștem noi, nu ar exista. Legăturile de hidrogen asigură multe dintre proprietățile critice ale apei, care mențin viața și, de asemenea, stabilizează structurile proteinelor și ADN-ului, elementele constitutive ale celulelor.

Când se formează legături covalente polare care conțin hidrogen, hidrogenul din acea legătură are o sarcină ușor pozitivă, deoarece electronul hidrogenului este atras mai puternic spre celălalt element și îndepărtat de hidrogen. Deoarece hidrogenul este ușor pozitiv, el va fi atras de sarcinile negative vecine. Când se întâmplă acest lucru, are loc o interacțiune slabă între δ+ a hidrogenului dintr-o moleculă și sarcina δ- de pe atomii mai electronegativi ai unei alte molecule, de obicei oxigen sau azot, sau în cadrul aceleiași molecule. Această interacțiune se numește legătură de hidrogen. Acest tip de legătură este comun și apare în mod regulat între moleculele de apă. Legăturile de hidrogen individuale sunt slabe și ușor de rupt; cu toate acestea, ele apar în număr foarte mare în apă și în polimerii organici, creând o forță majoră în combinație. Legăturile de hidrogen sunt, de asemenea, responsabile pentru închiderea laolaltă a dublei elice a ADN-ului.

Verifică-ți înțelegerea

Răspundeți la întrebarea (întrebările) de mai jos pentru a vedea cât de bine ați înțeles subiectele abordate în secțiunea anterioară. Acest test scurt nu contează pentru nota dumneavoastră la curs și îl puteți relua de un număr nelimitat de ori.

Utilizați acest test pentru a vă verifica înțelegerea și pentru a decide dacă (1) să studiați în continuare secțiunea anterioară sau (2) să treceți la secțiunea următoare.

.