Biologi för studenter I

Klassificera olika typer av atombindningar

När atomer binds samman skapar de grundämnen. De olika typerna av bindningar (joniska och kovalenta, polära och opolära) har en inverkan på de grundämnen de skapar. Att förstå de typer av bindningar som skapar saker kan hjälpa oss att förstå själva sakerna.

Ioniska bindningar

Vissa atomer är mer stabila när de får eller förlorar en elektron (eller eventuellt två) och bildar joner. Detta fyller deras yttersta elektronskal och gör dem energimässigt stabilare. Eftersom antalet elektroner inte är lika med antalet protoner har varje jon en nettoladdning. Kationer är positiva joner som bildas genom att förlora elektroner. Negativa joner bildas genom att vinna elektroner och kallas anjoner. Anjoner betecknas genom att deras grundämnesnamn ändras så att det slutar på ”-ide”: klors anjon kallas t.ex. klorid och svavelns anjon kallas t.ex. sulfid.

Denna förflyttning av elektroner från ett grundämne till ett annat kallas för elektronöverföring. Som figur 1 visar har natrium (Na) endast en elektron i sitt yttre elektronskal. Det krävs mindre energi för natrium för att donera den ena elektronen än för att ta emot ytterligare sju elektroner för att fylla det yttre skalet. Om natrium förlorar en elektron har det nu 11 protoner, 11 neutroner och endast 10 elektroner, vilket gör att det har en total laddning på +1. Det kallas nu för en natriumjon. Klor (Cl) i sitt lägsta energitillstånd (kallat grundtillstånd) har sju elektroner i sitt yttre skal. Återigen är det mer energieffektivt för klor att få en elektron än att förlora sju. Därför tenderar det att få en elektron för att skapa en jon med 17 protoner, 17 neutroner och 18 elektroner, vilket ger den en negativ nettoladdning (-1). Den kallas nu för en kloridjon. I det här exemplet kommer natrium att donera sin ena elektron för att tömma sitt skal, och klor kommer att ta emot den elektronen för att fylla sitt skal. Båda jonerna uppfyller nu oktettregeln och har fullständiga yttersta skal. Eftersom antalet elektroner inte längre är lika med antalet protoner är båda nu en jon och har en laddning på +1 (natriumkatjon) eller -1 (kloridanjon). Observera att dessa transaktioner normalt bara kan ske samtidigt: för att en natriumatom ska förlora en elektron måste den befinna sig i närvaro av en lämplig mottagare som en kloratom.

Figur 1. Vid bildandet av en jonisk förening förlorar metaller elektroner och icke-metaller får elektroner för att uppnå en oktett. Joniska bindningar bildas mellan joner med motsatta laddningar. Till exempel binder positivt laddade natriumjoner och negativt laddade kloridjoner samman för att bilda kristaller av natriumklorid, eller bordssalt, vilket skapar en kristallin molekyl med noll nettoladdning.

Ioniska bindningar bildas mellan joner med motsatta laddningar. Positivt laddade natriumjoner och negativt laddade kloridjoner binds till exempel samman till kristaller av natriumklorid, eller bordssalt, vilket skapar en kristallin molekyl med noll nettoladdning.

Vissa salter benämns inom fysiologin som elektrolyter (bland annat natrium, kalium och kalcium), joner som är nödvändiga för nervimpulsledning, muskelkontraktioner och vattenbalans. Många sportdrycker och kosttillskott innehåller dessa joner för att ersätta de joner som förloras från kroppen via svettning under träning.

Kovalenta bindningar

Ett annat sätt på vilket oktetregeln kan uppfyllas är genom att elektroner delas mellan atomer för att bilda kovalenta bindningar. Dessa bindningar är mycket vanligare än joniska bindningar i molekylerna i levande organismer. Kovalenta bindningar är vanliga i kolbaserade organiska molekyler, t.ex. vårt DNA och proteiner. Kovalenta bindningar finns också i oorganiska molekyler som H2O, CO2 och O2. Ett, två eller tre elektronpar kan delas, vilket ger enkel-, dubbel- eller trippelbindningar. Ju fler kovalenta bindningar mellan två atomer, desto starkare är deras förbindelse. Trippelbindningar är således de starkaste.

Styrkan hos olika nivåer av kovalenta bindningar är en av huvudorsakerna till att levande organismer har svårt att få tag på kväve som de kan använda för att konstruera sina molekyler, trots att molekylärt kväve, N2, är den mest förekommande gasen i atmosfären. Molekylärt kväve består av två kväveatomer som är tredubbelt bundna till varandra och, som i alla molekyler, gör delningen av dessa tre elektronpar mellan de två kväveatomerna det möjligt att fylla deras yttre elektronskal, vilket gör molekylen stabilare än de enskilda kväveatomerna. Denna starka trippelbindning gör det svårt för levande system att bryta sönder detta kväve för att använda det som beståndsdelar i proteiner och DNA.

Bildningen av vattenmolekyler ger ett exempel på kovalent bindning. De väte- och syreatomer som kombineras för att bilda vattenmolekyler är bundna till varandra genom kovalenta bindningar. Elektronen från väte delar sin tid mellan väteatomernas ofullständiga yttre skal och syreatomernas ofullständiga yttre skal. För att fullständigt fylla det yttre skalet hos syret, som har sex elektroner i sitt yttre skal men som skulle vara mer stabilt med åtta, behövs två elektroner (en från varje väteatom): därav den välkända formeln H2O. Elektronerna delas mellan de två grundämnena för att fylla det yttre skalet hos var och en av dem, vilket gör båda grundämnena stabilare.

Polära kovalenta bindningar

Det finns två typer av kovalenta bindningar: polära och opolära. I en polär kovalent bindning, som visas i figur 2, är elektronerna ojämnt fördelade mellan atomerna och dras mer till den ena kärnan än den andra. På grund av den ojämna fördelningen av elektroner mellan atomerna i olika grundämnen utvecklas en svagt positiv (δ+) eller svagt negativ (δ-) laddning. Denna partiella laddning är en viktig egenskap hos vatten och förklarar många av dess egenskaper.

Vatten är en polär molekyl, där väteatomerna får en partiell positiv laddning och syreatomerna en partiell negativ laddning. Detta beror på att syreatomens kärna är mer attraktiv för väteatomernas elektroner än vad vätekärnan är för syreatomernas elektroner. Syre har alltså en högre elektronegativitet än väte och de delade elektronerna tillbringar mer tid i närheten av syrekärnan än de gör i närheten av väteatomernas kärna, vilket ger syre- och väteatomerna svagt negativa respektive positiva laddningar. Ett annat sätt att uttrycka detta är att sannolikheten att hitta en delad elektron nära en syreatomkärna är större än att hitta den nära en väteatomkärna. Hur som helst bidrar atomernas relativa elektronegativitet till utvecklingen av partiella laddningar när ett grundämne är betydligt mer elektronegativt än det andra, och de laddningar som genereras av dessa polära bindningar kan sedan användas för att bilda vätebindningar baserade på attraktionen av motsatta partiella laddningar. (Vätgasbindningar, som diskuteras i detalj nedan, är svaga bindningar mellan svagt positivt laddade väteatomer till svagt negativt laddade atomer i andra molekyler). Eftersom makromolekyler ofta har atomer inom sig som skiljer sig åt i elektronegativitet förekommer polära bindningar ofta i organiska molekyler.

Nonpolära kovalenta bindningar

Opolära kovalenta bindningar bildas mellan två atomer av samma grundämne eller mellan olika grundämnen som delar lika mycket elektroner. Till exempel är molekylärt syre (O2) opolärt eftersom elektronerna kommer att fördelas lika mellan de två syreatomerna.

Ett annat exempel på en opolär kovalent bindning är metan (CH4), som också visas i figur 2. Kolet har fyra elektroner i sitt yttersta skal och behöver fyra till för att fylla det. Det får dessa fyra från fyra väteatomer, där varje atom ger en, vilket ger ett stabilt yttre skal med åtta elektroner. Kol och väte har inte samma elektronegativitet men är likartade; därför bildas opolära bindningar. Väteatomerna behöver vardera en elektron till sitt yttersta skal, som är fyllt när det innehåller två elektroner. Dessa element delar elektronerna lika mellan kol- och väteatomerna, vilket skapar en opolär kovalent molekyl.

Vätgasbindningar

Ioniska och kovalenta bindningar mellan element kräver energi för att brytas. Ikoniska bindningar är inte lika starka som kovalenta, vilket avgör deras beteende i biologiska system. Alla bindningar är dock inte joniska eller kovalenta bindningar. Svagare bindningar kan också bildas mellan molekyler. Två svaga bindningar som förekommer ofta är vätebindningar och van der Waals-interaktioner. Utan dessa två typer av bindningar skulle livet som vi känner det inte existera. Vätgasbindningar ger många av vattnets kritiska, livsuppehållande egenskaper och stabiliserar också strukturerna hos proteiner och DNA, cellens byggstenar.

När polära kovalenta bindningar som innehåller väte bildas har väteämnet i den bindningen en svagt positiv laddning eftersom väteämnets elektroner dras starkare mot det andra grundämnet och bort från väteämnet. Eftersom vätet är svagt positivt kommer det att dras till närliggande negativa laddningar. När detta sker uppstår en svag växelverkan mellan δ+- laddningen av väte från en molekyl och δ- laddningen på de mer elektronegativa atomerna i en annan molekyl, vanligtvis syre eller kväve, eller inom samma molekyl. Denna växelverkan kallas vätebindning. Denna typ av bindning är vanlig och förekommer regelbundet mellan vattenmolekyler. Enskilda vätebindningar är svaga och bryts lätt, men de förekommer i mycket stort antal i vatten och i organiska polymerer, vilket skapar en viktig kraft i kombination. Vätgasbindningar är också ansvariga för att DNA:s dubbelspiral kan knytas ihop.

Kontrollera din förståelse

Svara på frågan/frågorna nedan för att se hur väl du har förstått de ämnen som behandlades i det föregående avsnittet. Den här korta frågesporten räknas inte in i ditt betyg i kursen och du kan göra om den ett obegränsat antal gånger.

Använd den här frågesporten för att kontrollera din förståelse och besluta om du ska (1) studera det föregående avsnittet ytterligare eller (2) gå vidare till nästa avsnitt.