Wiązania chemiczne

Żywe stworzenia zbudowane są z atomów, ale w większości przypadków atomy te nie unoszą się w przestrzeni pojedynczo. Zamiast tego zwykle oddziałują z innymi atomami (lub grupami atomów).

Na przykład atomy mogą być połączone silnymi wiązaniami i zorganizowane w cząsteczki lub kryształy. Lub mogą tworzyć tymczasowe, słabe wiązania z innymi atomami, na które wpadają lub z którymi się zderzają. Zarówno silne wiązania, które utrzymują cząsteczki w całości, jak i słabsze wiązania, które tworzą tymczasowe połączenia, są niezbędne dla chemii naszego ciała i dla istnienia samego życia.

Po co tworzyć wiązania chemiczne? Podstawowa odpowiedź brzmi: atomy próbują osiągnąć najbardziej stabilny (najniżej energetyczny) stan, jaki mogą. Wiele atomów staje się stabilnych, gdy ich powłoka walencyjna jest wypełniona elektronami lub gdy spełniają regułę oktetu (mając osiem elektronów walencyjnych). Jeśli atomy nie mają takiego układu, będą „chciały” go osiągnąć: zyskując, tracąc lub dzieląc elektrony w wiązaniach chemicznych.

Niektóre atomy stają się bardziej stabilne poprzez przyłączenie lub utratę elektronu (lub kilku elektronów). Gdy to zrobią, atomy tworzą jony lub naładowane cząsteczki. Przyłączenie lub utrata elektronu może skutkować tym, że atom będzie miał wypełnioną zewnętrzną powłokę elektronową i uczyni ją bardziej stabilną energetycznie.

Istnieją dwa rodzaje jonów. Kationy to jony dodatnie powstające w wyniku utraty elektronów. Na przykład atom sodu traci elektron, stając się kationem sodu, $\text{Na}^+$start text, N, a, end text, start superscript, plus, end superscript. Jony ujemne powstają w wyniku przyłączenia elektronów i nazywane są anionami. Nazwy anionów tworzone są poprzez dodanie końcówki „-ek”: na przykład anion chloru ($\text{Cl}^-$start text, C, l, end text, start superscript, minus, end superscript) nazywa się chlorkiem.

Gdy jeden atom traci elektron, a drugi atom zyskuje ten elektron, proces nazywa się transferem elektronów. Atomy sodu i chloru stanowią dobry przykład przenoszenia elektronów.

Sód (Na) ma tylko jeden elektron na swojej zewnętrznej powłoce elektronowej, więc łatwiej jest (bardziej korzystnie energetycznie) mu oddać ten jeden elektron niż znaleźć siedem kolejnych elektronów do wypełnienia zewnętrznej powłoki. Z tego powodu sód traci zwykle jeden elektron, tworząc Na$^+$start superscript, plus, end superscript.

Z drugiej strony, chlor (Cl) ma siedem elektronów na swojej zewnętrznej powłoce. W tym przypadku, łatwiej jest mu przyłączyć jeden elektron niż stracić siedem, więc ma on tendencję do przyjmowania elektronu i stawania się w Cl$^-$start superscript, minus, end superscript.

Kiedy sód i chlor zostaną zmieszane, sód przekaże jeden elektron, aby opróżnić swoją powłokę, a chlor przyjmie ten elektron, aby wypełnić swoją powłokę. Obydwa jony spełniają teraz regułę oktetu i mają kompletne zewnętrzne powłoki. Ponieważ liczba elektronów nie jest już równa liczbie protonów, każdy atom jest teraz jonem i ma ładunek +1 (Na$^+$start superscript, plus, end superscript) lub –1 (Cl$^-$start superscript, minus, end superscript.

Ogólnie rzecz biorąc, utrata elektronu przez jeden atom i przyjęcie elektronu przez inny atom musi nastąpić w tym samym czasie: aby atom sodu stracił elektron, musi mieć odpowiedniego odbiorcę, takiego jak atom chloru.

Wiązania jonowe to wiązania utworzone pomiędzy jonami o przeciwnych ładunkach. Na przykład dodatnio naładowane jony sodu i ujemnie naładowane jony chlorkowe przyciągają się nawzajem, tworząc chlorek sodu, czyli sól kuchenną. Sól kuchenna, podobnie jak wiele związków jonowych, nie składa się tylko z jednego jonu sodu i jednego jonu chlorkowego; zawiera ona wiele jonów ułożonych w powtarzalny, przewidywalny wzór 3D (kryształ).$^1$start superscript, 1, end superscript

Niektóre jony są w fizjologii nazywane elektrolitami (w tym jony sodu, potasu i wapnia). Jony te są niezbędne do przewodzenia impulsu nerwowego, skurczów mięśni i równowagi wodnej. Wiele napojów sportowych i suplementów diety dostarcza te jony, aby zastąpić te utracone z organizmu podczas pocenia się w trakcie ćwiczeń.

Innym sposobem, w jaki atomy mogą stać się bardziej stabilne, jest dzielenie się elektronami (zamiast całkowitego ich przyjęcia lub utraty), tworząc w ten sposób wiązania kowalencyjne. W cząsteczkach żywych organizmów wiązania kowalencyjne występują częściej niż wiązania jonowe.

Na przykład wiązania kowalencyjne są kluczem do struktury cząsteczek organicznych, takich jak nasze DNA i białka. Wiązania kowalencyjne występują również w mniejszych cząsteczkach nieorganicznych, takich jak $\text H_2\text O$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, $\text {CO}_2$start text, C, O, end text, start subscript, 2, end subscript, and $\text {O}_2$start text, O, end text, start subscript, 2, end subscript. Jedna, dwie lub trzy pary elektronów mogą być dzielone przez atomy, co skutkuje odpowiednio pojedynczymi, podwójnymi lub potrójnymi wiązaniami. Im więcej elektronów jest dzielonych przez dwa atomy, tym silniejsze będzie ich wiązanie.

Jako przykład wiązania kowalencyjnego przyjrzyjmy się wodzie. Pojedyncza cząsteczka wody, $\text H_2\text O$start text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, składa się z dwóch atomów wodoru związanych z jednym atomem tlenu. Każdy wodór dzieli elektron z tlenem, a tlen dzieli jeden ze swoich elektronów z każdym wodorem:

Wspólne elektrony dzielą czas między powłoki walencyjne atomów wodoru i tlenu, dając każdemu atomowi coś przypominającego kompletną powłokę walencyjną (dwa elektrony dla H, osiem dla O). To sprawia, że cząsteczka wody jest znacznie bardziej stabilna niż jej składowe atomy pojedynczo.

Istnieją dwa podstawowe typy wiązań kowalencyjnych: spolaryzowane i niespolaryzowane. W spolaryzowanym wiązaniu kowalencyjnym elektrony są nierównomiernie dzielone przez atomy i spędzają więcej czasu bliżej jednego atomu niż drugiego. Ze względu na nierównomierny rozkład elektronów między atomami różnych pierwiastków, w różnych częściach cząsteczki powstają ładunki lekko dodatnie (δ+) i lekko ujemne (δ–).

W cząsteczce wody (powyżej) wiązanie łączące tlen z każdym wodorem jest wiązaniem polarnym. Tlen jest znacznie bardziej elektroujemnym atomem niż wodór, co oznacza, że silniej przyciąga wspólne elektrony, więc tlen w cząsteczce wody ma częściowy ładunek ujemny (ma wysoką gęstość elektronową), podczas gdy atomy wodoru mają częściowe ładunki dodatnie (mają niską gęstość elektronową).

Ogólnie rzecz biorąc, względne elektroujemności dwóch atomów w wiązaniu - to znaczy ich tendencje do „zawłaszczania” wspólnych elektronów - określą, czy wiązanie kowalencyjne jest spolaryzowane czy niespolaryzowane. Ilekroć jeden atom jest znacznie bardziej elektroujemny niż drugi, wiązanie między nimi będzie spolaryzowane, co oznacza, że jeden jego koniec będzie miał niewielki ładunek dodatni, a drugi niewielki ładunek ujemny.

Niespolaryzowane wiązania kowalencyjne tworzą się między dwoma atomami tego samego pierwiastka lub między atomami różnych pierwiastków, które dzielą elektrony mniej więcej po równo. Na przykład tlen cząsteczkowy ($\text {O}_2$start text, O, end text, start subscript, 2, end subscript) jest niepolarny, ponieważ elektrony są po równo dzielone przez dwa atomy tlenu.

Kolejny przykład niespolaryzowanego wiązania kowalencyjnego znajduje się w metanie ($\text {CH}_4$start text, C, H, end text, start subscript, 4, end subscript). Węgiel ma cztery elektrony w swojej najbardziej zewnętrznej powłoce i potrzebuje czterech dodatkowych, aby osiągnąć stabilny oktet. Dostaje je, dzieląc elektrony z czterema atomami wodoru, z których każdy zapewnia jeden elektron. Z kolei każdy z atomów wodoru potrzebuje jednego dodatkowego elektronu, aby wypełnić swoją najbardziej zewnętrzną powłokę, który otrzymują w postaci wspólnych elektronów od węgla. Chociaż węgiel i wodór nie mają dokładnie tej samej elektroujemności, są one dość podobne, więc wiązania węgiel-wodór uważa się za niespolaryzowane.

Wiązania kowalencyjne i jonowe są zwykle uważane za wiązania silne. Jednak między atomami lub cząsteczkami mogą również tworzyć się inne rodzaje bardziej chwilowych wiązań. Dwoma rodzajami słabych wiązań często spotykanych w biologii są wiązania wodorowe i siły dyspersyjne Londona.

Nie chcę wyolbrzymiać, ale bez tych dwóch rodzajów wiązań, życie jakie znamy nie istniałoby! Na przykład wiązania wodorowe warunkują wiele właściwości wody podtrzymujących życie i stabilizują struktury białek i DNA, które są kluczowymi składnikami komórek.

W spolaryzowanym wiązaniu kowalencyjnym zawierającym wodór (np. wiązanie O-H w cząsteczce wody), wodór będzie miał niewielki ładunek dodatni, ponieważ elektrony wiązania są przyciągane silniej w kierunku drugiego atomu. Z powodu tego niewielkiego ładunku dodatniego wodór będzie przyciągany do sąsiednich ładunków ujemnych. Ta interakcja nazywa się wiązaniem wodorowym .

Wiązania wodorowe są powszechne, a cząsteczki wody w szczególności tworzą wiele z nich. Pojedyncze wiązania wodorowe są słabe i łatwo ulegają zerwaniu, ale wiele wiązań wodorowych razem może być bardzo silnych.

Podobnie jak wiązania wodorowe, siły dyspersyjne Londona są słabymi wiązaniami między cząsteczkami. Jednak w przeciwieństwie do wiązań wodorowych mogą one występować między atomami lub cząsteczkami dowolnego rodzaju i zależą od przejściowych nierównowag w dystrybucji elektronów.

Jak to działa? Ponieważ elektrony są w ciągłym ruchu, będą takie momenty, w których elektrony atomu lub cząsteczki zostaną skupione razem, tworząc częściowy ładunek ujemny w jednej części cząsteczki (i częściowy ładunek dodatni w drugiej). Jeśli cząsteczka z tego rodzaju nierównowagą ładunku jest bardzo blisko innej cząsteczki, może to spowodować podobną redystrybucję ładunku w drugiej cząsteczce, a tymczasowe ładunki dodatnie i ujemne obu cząsteczek przyciągną się wzajemnie.$^2$squared

Wiązania wodorowe i siły dyspersyjne Londona są przykładami sił van der Waalsa , ogólnego terminu na interakcje międzycząsteczkowe, które nie obejmują wiązań kowalencyjnych ani jonów.$^3$cubed Niektóre podręczniki używają terminu „siły van der Waalsa” w odniesieniu tylko do sił dyspersyjnych Londona, więc upewnij się, że wiesz, jakiej definicji używa twój podręcznik lub nauczyciel.

Zarówno silne, jak i słabe wiązania odgrywają kluczową rolę w chemii naszych komórek i ciał. Na przykład silne wiązania kowalencyjne utrzymują razem chemiczne bloczki budulcowe, które tworzą nić DNA. Z kolei słabsze wiązania wodorowe utrzymują połączenia pomiędzy dwiema nićmi podwójnej helisy DNA. Te słabe wiązania utrzymują DNA stabilne, ale umożliwiają także rozplecenie go w celu skopiowania i wykorzystania przez komórkę.

Mówiąc bardziej ogólnie, wiązania między jonami, cząsteczkami wody i cząsteczkami polarnymi nieustannie tworzą się i rozpadają w środowisku wodnym komórki. W tym przypadku, cząsteczki różnego typu mogą i będą oddziaływać ze sobą poprzez słabe oddziaływania oparte na ładunkach. Na przykład jon Na$^+$start superscript, plus, end superscript może oddziaływać z cząsteczką wody w jednym momencie, a zaraz w następnej chwili z ujemnie naładowaną częścią białka.

Naprawdę niesamowite jest to, że miliardy oddziaływań chemicznych - silnych i słabych, stabilnych i tymczasowych - zachodzą teraz w naszych ciałach, trzymając nas razem i utrzymując życie!