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Winter_2021_Bis2A_Facciotti_Reading_02 - Biología

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Objetivos de aprendizaje asociados con Winter_2021_Bis2a_Facciotti_Reading_02

  • Identificar las ubicaciones de los tres elementos atómicos centrales (electrones, neutrones y protones) a partir de un modelo básico para un átomo y describir sus propiedades básicas.
  • Reconocer los símbolos y nombres de los seis elementos centrales de las biomoléculas: C, H, N, O, P, S.
  • Interpretar (elementos de identidad y tipos de enlaces) fórmulas químicas y estructurales (incluidas las de 2 y 3 dimensiones, condensadas y de ángulo lineal) de biomoléculas.
  • Defina la electronegatividad y explique cómo se puede utilizar este concepto para predecir los tipos de enlaces que pueden estar formados por dos átomos.
  • Identificar enlaces iónicos, covalentes, covalentes polares, enlaces de hidrógeno e interacciones de Van der Waals en diferentes tipos de modelos moleculares.

Introducción a las biomoléculas en BIS2A

Antes de que empieces

Si es necesario, revise el módulo Desafío de diseño para revisar la rúbrica del Desafío de diseño.

Algo de contexto y motivación

En BIS2A, nos enfocamos principalmente en comprender cómo funciona una célula biológica. Desde la perspectiva de Design Challenge, estipulamos que queremos resolver el problema de construir una celda. Usando la rúbrica Design Challenge, comenzamos dividiendo esta gran tarea en problemas más pequeños. Un problema fundamental a resolver es comprender qué "cosas" componen la celda. También necesitamos entender las PROPIEDADES de las "cosas" que componen la celda y cómo esas propiedades determinan cómo se pueden ensamblar estos materiales para construir las "partes" funcionales de una celda. Es decir, ¿cómo se conectan las partes moleculares de una célula? ¿Cuáles son las diferentes formas en que interactúan estas partes moleculares? ¿Cómo se determinan estas interacciones y cómo se pueden cambiar? ¿Y cómo se pueden "utilizar" estas diferentes propiedades y tipos de interacciones entre las partes para construir cosas que reconocemos como importantes para la biología? Las respuestas a este tipo de preguntas requieren que profundicemos un poco en la química: la ciencia de las "cosas" que componen el mundo que conocemos.

La perspectiva de hablar de química molecular y termodinámica hace que algunos estudiantes de biología se sientan aprensivos. Sin embargo, mostraremos que muchos de los procesos biológicos que nos interesan surgen directamente de las propiedades químicas de las "cosas" que componen la vida. Por lo tanto, desarrollar una comprensión funcional de algunos conceptos químicos básicos puede ser tremendamente útil para pensar en cómo resolver problemas en la medicina, la energía y el medio ambiente atacándolos en su esencia. Poner un poco de esfuerzo adicional en comprender algunas ideas clave de la química puede ayudar a abrir una comprensión completamente nueva y más profunda de la biología que ayude a comprender la biología desde la escala molecular hasta la del ecosistema.

Importancia de la composición química

Como estudiante de BIS2A, le pedimos que clasifique las macromoléculas en grupos observando su composición química y, en base a esta composición, también infiera algunas propiedades que podrían tener. Por ejemplo, aprenderemos que los carbohidratos suelen tener múltiples grupos hidroxilo capaces de formar enlaces de hidrógeno. Pronto apreciará que algunas propiedades biológicamente relevantes de los carbohidratos pueden entenderse al razonar sobre su capacidad para formar enlaces de hidrógeno con el agua, ellos mismos u otras moléculas.

Vincular la estructura a la función

Cada macromolécula juega un papel específico en el funcionamiento general de una célula. La estructura y las propiedades químicas de una macromolécula se relacionarán de alguna manera con su función. Por ejemplo, verá que la estructura de un fosfolípido se puede dividir en dos regiones, un grupo de cabeza hidrófilo y un grupo de cola hidrófobo. Cada uno de estos grupos desempeña un papel no solo en el ensamblaje de la membrana celular, sino también en la selectividad de las sustancias que pueden o no pueden atravesar la membrana. La estructura de las enzimas, gobernada en gran medida por el número, tipo y orden de los aminoácidos que componen la cadena proteica, tendrá estructuras altamente especializadas que determinarán su función en la célula. Comprender cómo la estructura específica de una proteína ayuda a llevar a cabo su función requiere una comprensión básica de las "partes" químicas que componen la proteína y cómo interactúan entre sí y con otras moléculas en la célula y su entorno.

La estructura de un átomo

Un átomo es la unidad de materia más pequeña que conserva todas las propiedades químicas de un elemento. Elementos son formas de materia con propiedades químicas y físicas específicas que no pueden descomponerse en sustancias más pequeñas mediante reacciones químicas ordinarias.

La química discutida en BIS2A requiere que usemos un modelo para un átomo. Si bien hay modelos más sofisticados, el modelo atómico utilizado en este curso hace la suposición simplificadora de que el átomo estándar está compuesto por tres partículas subatómicas, la protón, los neutrón, y el electrón. Los protones y neutrones tienen una masa de aproximadamente una unidad de masa atómica (a.m.u.). Una unidad de masa atómica es aproximadamente 1,660538921 x 10-27kg: aproximadamente 1/12 de la masa de un átomo de carbono (consulte la tabla siguiente para obtener un valor más preciso). La masa de un electrón es 0,000548597 a.m.u. o 9,1 x 10-31kg. Los neutrones y protones residen en el centro del átomo en una región llamada núcleo mientras que los electrones orbitan alrededor del núcleo en zonas llamadas orbitales, como se ilustra a continuación. La única excepción a esta descripción es el átomo de hidrógeno (H), que está compuesto por un protón y un electrón sin neutrones. A un átomo se le asigna un número atómico basado en el número de protones en el núcleo. El carbono neutro (C), por ejemplo, tiene seis neutrones, seis protones y seis electrones. Tiene un número atómico de seis y una masa de poco más de 12 a.m.u.

Tabla 1. Carga, masa y ubicación de partículas subatómicas: Protones, neutrones y electrones
CargarMisa (a.m.u.)Masa (kilogramo)Localización
Protón+1~11,6726 x 10-27núcleo
Neutrón0~11,6749 x 10-27núcleo
Electrón–1~09.1094 x 10-31orbitales

La Tabla 1 informa la carga y la ubicación de tres partículas subatómicas: el neutrón, el protón y el electrón. Unidad de masa atómica = a.m.u. (también conocido como Dalton [Da]) - esto se define como aproximadamente una doceava parte de la masa de un átomo de carbono neutro o 1,660538921 x 10−27 kg. Esta es aproximadamente la masa de un protón o neutrón.

Figura 2. Los elementos, como el helio que se muestra aquí, están formados por átomos. Los átomos están formados por protones y neutrones ubicados dentro del núcleo y electrones que rodean el núcleo en regiones llamadas orbitales. (Nota: esta figura muestra un modelo de Bohr para un átomo; podríamos usar una nueva figura de código abierto que represente un modelo más moderno de orbitales. Si alguien encuentra uno, reenvíelo).
Fuente: (https://commons.wikimedia.org/wiki/F...um_atom_QM.svg)
Por usuario: Yzmo (Trabajo propio) [GFDL (http://www.gnu.org/copyleft/fdl.html) o CC-BY-SA-3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/ 3.0 /)], a través de Wikimedia Commons

Tamaños relativos y distribución de elementos.

El átomo típico tiene un radio de uno a dos angstroms (Å). 1Å = 1 x 10-10metro. El núcleo típico tiene un radio de 1 x 10-5Å o 10,000 más pequeño que el radio de todo el átomo. Por analogía, una pelota de ejercicio grande típica tiene un radio de 0,85 m. Si la pelota de ejercicio fuera un átomo, el núcleo tendría un radio de aproximadamente 1/2 a 1/10 de su cabello más delgado. Todo ese volumen extra está ocupado por los electrones en regiones llamadas orbitales, regiones definidas probabilísticamente en el espacio alrededor del núcleo en las que se puede esperar que se encuentre un electrón.

Para obtener información básica adicional sobre la estructura atómica, haga clic aquí.
Para obtener información básica adicional sobre orbitales aquí.

Videoclips

Para una revisión de la estructura atómica, vea este video de Youtube: estructura atómica.

Las propiedades de los materiales vivos y no vivos están determinadas en gran medida por la composición y organización de sus elementos constituyentes. Cinco elementos son relativamente abundantes en todos los organismos vivos: oxígeno (O), carbono (C), hidrógeno (H), fósforo (P) y nitrógeno (N). Otros elementos como azufre (S), calcio (Ca), cloruro (Cl), sodio (Na), hierro (Fe), cobalto (Co), magnesio, potasio (K) y varios otros oligoelementos también son necesarios para la vida. , pero normalmente se encuentran en mucha menos abundancia que los "cinco primeros" mencionados anteriormente. Como consecuencia, la química de la vida y, por extensión, la química de relevancia en BIS2A, se centra en gran medida en arreglos y reacciones comunes entre los "cinco primeros" átomos centrales de la biología.

figura 3. Una tabla que ilustra la abundancia de elementos en el cuerpo humano. Un gráfico circular que ilustra las relaciones en abundancia entre los cuatro elementos más comunes.
Crédito: Datos de Wikipedia (http://en.wikipedia.org/wiki/Abundan...mical_elements); gráfico creado por Marc T. Facciotti

La tabla periodica

La tabla periódica organiza y muestra los diferentes elementos que se encuentran en la naturaleza. Ideada por el químico ruso Dmitri Mendeleev (1834-1907) en 1869, la tabla agrupa elementos que, debido a algunos puntos en común de su estructura atómica, comparten ciertas propiedades químicas. La estructura atómica de los elementos es responsable de sus propiedades físicas, incluido si existen como gases, sólidos o líquidos en condiciones específicas y su reactividad química, un término que se refiere a su capacidad para combinarse y unirse químicamente entre sí y con otros elementos.

En la tabla periódica, que se muestra a continuación, los elementos están organizados y mostrados de acuerdo con su número atómico y están dispuestos en una serie de filas y columnas basadas en propiedades químicas y físicas compartidas. Además de proporcionar el número atómico de cada elemento, la tabla periódica también muestra la masa atómica del elemento. Al observar el carbono, por ejemplo, aparecen su símbolo (C) y su nombre, y su número atómico de seis (en la esquina superior derecha que muestra el número de protones en el núcleo neutro) y su masa atómica de 12,11 (suma de la masa de electrones, protones y neutrones).

Figura: La tabla periódica muestra la masa atómica y el número atómico de cada elemento. El número atómico aparece encima del símbolo del elemento y la masa atómica aproximada aparece a la izquierda.
Fuente: por 2012rc (hecho a sí mismo con inkscape) [dominio público], a través de Wikimedia Commons Modificado por Marc T. Facciotti - 2016

Electronegatividad

Las moléculas son conjuntos de átomos que se asocian entre sí a través de enlaces. Es razonable esperar, y es cierto empíricamente, que diferentes átomos exhibirán diferentes propiedades físicas, incluida la capacidad para interactuar con otros átomos. Describimos una de esas propiedades, la tendencia de un átomo a atraer electrones, mediante el concepto químico y el término electronegatividad. Mientras que los químicos han desarrollado varios métodos para medir la electronegatividad, Linus Pauling creó el que se enseña con más frecuencia a los biólogos.


Una descripción de cómo se puede calcular la electronegatividad de Pauling está más allá del alcance de la introducción a la biología. Lo que es importante saber, sin embargo, es que los valores de electronegatividad se han determinado experimental y / o teóricamente para casi todos los elementos de la tabla periódica. Los valores no tienen unidades. Cuanto mayor es el valor de electronegatividad, mayor es la tendencia que tiene un átomo a atraer electrones. Usando esta escala, se puede comparar cuantitativamente la electronegatividad de diferentes átomos. Por ejemplo, al usar la Tabla 1 a continuación, podría informar que los átomos de oxígeno (O) son más electronegativos que los átomos de fósforo (P).

Tabla 1. Valores de electronegatividad de Pauling para elementos seleccionados de relevancia para BIS2A, así como elementos en los dos extremos (más alto y más bajo) de la escala de electronegatividad.

Atribución: Marc T. Facciotti (obra original)

La utilidad de la escala de electronegatividad de Pauling en BIS2A es proporcionar una base química para explicar los enlaces que se forman entre los elementos que ocurren comúnmente en los sistemas biológicos y explicar algunas interacciones clave que observamos de forma rutinaria. Desarrollamos nuestra comprensión de los argumentos basados ​​en la electronegatividad sobre los enlaces y las interacciones moleculares comparando las electronegatividades de dos átomos. Recuerde, cuanto mayor es la electronegatividad, más fuerte es la "atracción" que ejerce un átomo sobre los electrones cercanos.
Podemos considerar, por ejemplo, la interacción común entre oxígeno (O) e hidrógeno (H). Supongamos que O y H están interactuando (formando un enlace) y escribamos esa interacción como O-H, donde el guión entre las letras representa la interacción entre los dos átomos. Para comprender mejor esta interacción, podemos comparar la electronegatividad relativa de cada átomo. Al examinar la tabla anterior, vemos que O tiene una electronegatividad de 3.44 y H tiene una electronegatividad de 2.20.

Basado en el concepto de electronegatividad tal como lo entendemos ahora, podemos suponer que el átomo de oxígeno (O) tenderá a "alejar" los electrones del hidrógeno (H) cuando interactúen. Esto dará lugar a una carga negativa parcial leve pero significativa alrededor del átomo de O (debido a la mayor tendencia de los electrones a asociarse con el átomo de O). Esto también da como resultado una ligera carga parcial positiva alrededor del átomo de H (debido a la disminución en la probabilidad de encontrar un electrón cerca). Dado que los electrones se distribuyen de manera desigual entre los dos átomos Y, en consecuencia, la carga eléctrica también se distribuye de manera desigual, describimos esta interacción o enlace como polar. En efecto, hay dos polos: el polo más negativo cerca del oxígeno y el polo más positivo cerca del hidrógeno.

Para ampliar la utilidad de este concepto, ahora podemos preguntarnos en qué se diferencia una interacción entre oxígeno (O) e hidrógeno (H) de una interacción entre azufre (S) e hidrógeno (H). Es decir, ¿en qué se diferencia O-H de S-H? Si examinamos la tabla anterior, vemos que la diferencia de electronegatividad entre O y H es 1,24 (3,44 - 2,20 = 1,24) y que la diferencia de electronegatividad entre S y H es 0,38 (2,58 - 2,20 = 0,38). Por lo tanto, podemos concluir que un enlace O-H es más polar que un enlace S-H. Discutiremos las consecuencias de estas diferencias en capítulos posteriores.

Figura 2. La tabla periódica con las electronegatividades de cada átomo enumeradas.

Atribución: Por DMacks (https://en.wikipedia.org/wiki/Electronegativity) [CC BY-SA 3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)], a través de Wikimedia Commons

Un examen de la tabla periódica de los elementos (Figura 2) ilustra la relación entre la electronegatividad y algunas propiedades físicas utilizadas para organizar los elementos en la tabla. Algunas tendencias son claras. Por ejemplo, los átomos con la mayor electronegatividad tienden a residir en la esquina superior derecha de la tabla periódica, como el flúor (F), el oxígeno (O) y el cloro (Cl), mientras que los elementos con la menor electronegatividad tienden a ser que se encuentran en el otro extremo de la tabla, en la parte inferior izquierda, como francio (Fr), cesio (Cs) y radio (Ra).

Puede encontrar más información sobre electronegatividad en Chemistry LibreTexts.

El uso principal del concepto de electronegatividad en BIS2A será, por lo tanto, proporcionar una base conceptual para discutir los diferentes tipos de interacciones químicas que ocurren entre los átomos en la naturaleza. Nos centraremos principalmente en enlaces covalentes, y varias interacciones no covalentes llamadas enlaces iónicos, enlaces de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals.

Enlaces covalentes e interacciones moleculares no covalentes

En BIS2A, nos enfocamos principalmente en enlaces covalentes, enlaces iónicos, enlaces de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals. Esperamos que los estudiantes sean capaces de reconocer cada tipo de enlace diferente en modelos moleculares. Además, para los enlaces comúnmente vistos en biología, esperamos que el estudiante proporcione una explicación química, basada en ideas como la electronegatividad, de cómo estos enlaces contribuyen a la química de las moléculas biológicas.

Enlaces iónicos

Enlaces iónicos son interacciones electrostáticas formadas entre iones de cargas opuestas. Por ejemplo, la mayoría de nosotros sabemos que en el cloruro de sodio (NaCl) los iones de sodio con carga positiva y los iones de cloruro con carga negativa se asocian a través de interacciones electrostáticas (+ atrae -) para formar cristales de cloruro de sodio, o sal de mesa, creando una molécula cristalina con cero neto. cargar. Los orígenes de estas interacciones pueden surgir de la asociación de átomos neutros cuya diferencia en electronegatividades es suficientemente alta. Tomemos el ejemplo del cloruro de sodio (NaCl). Si imaginamos que un átomo de sodio neutro y un átomo de cloro neutro se acercan, es posible que a distancias cercanas, debido a la diferencia relativamente grande de electronegatividad entre los dos átomos, un electrón del átomo de sodio neutro se transfiera al átomo de sodio. átomo de cloro neutro, lo que da como resultado un ion cloruro cargado negativamente y un ion sodio cargado positivamente. Estos iones ahora pueden interactuar a través de un enlace iónico.

Figura 1. Se representa la formación de un enlace iónico entre el sodio y el cloro. En el panel A, una diferencia suficiente en la electronegatividad entre el sodio y el cloro induce la transferencia de un electrón del sodio al cloro, formando dos iones, como se ilustra en el panel B. En el panel C, los dos iones se asocian mediante una interacción electrostática. Atribución: Por Bruce Blaus (trabajo propio) [CC BY-SA 4.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0)], a través de Wikimedia Commons

Este movimiento de electrones de un átomo a otro se denomina transferencia de electrones. En el ejemplo anterior, cuando el sodio pierde un electrón, ahora tiene 11 protones, 11 neutrones y 10 electrones, dejándolo con una carga total de +1 (cargas sumadas: 11 protones a +1 carga cada uno y 10 electrones a -1 cobrar cada uno = +1). Una vez cargado, el átomo de sodio se denomina ión de sodio. Asimismo, según su electronegatividad, un átomo de cloro neutro (Cl) tiende a ganar un electrón para crear un ión con 17 protones, 17 neutrones y 18 electrones, lo que le da una carga neta negativa (-1). Ahora se lo conoce como ion cloruro.

Podemos interpretar la transferencia de electrones anterior utilizando el concepto de electronegatividad. Comience comparando las electronegatividades del sodio y el cloro examinando la tabla periódica de elementos a continuación. Vemos que el cloro se encuentra en la esquina superior derecha de la tabla, mientras que el sodio está en la esquina superior izquierda. Comparando los valores de electronegatividad del cloro y el sodio directamente, vemos que el átomo de cloro es más electronegativo que el sodio. La diferencia en la electronegatividad del cloro (3,16) y el sodio (0,93) es 2,23 (utilizando la escala de la siguiente tabla). Dado que sabemos que se producirá una transferencia de electrones entre estos dos elementos, podemos concluir que las diferencias en las electronegatividades de ~ 2.2 son lo suficientemente grandes como para hacer que un electrón se transfiera entre dos átomos y que las interacciones entre dichos elementos probablemente se realicen a través de enlaces iónicos.

Figura 2. La tabla periódica de los elementos que enumera los valores de electronegatividad para cada elemento. Los elementos sodio y cloro están encuadrados con un límite verde azulado. Atribución: Por DMacks (https://en.wikipedia.org/wiki/Electronegativity) [CC BY-SA 3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)], a través de Wikimedia CommonsModificado por Marc T. Facciotti


Posible punto de discusión NB

Los átomos en un ladrillo de 5 x 5 pulgadas de sal de mesa (NaCl) que se encuentra en la encimera de la cocina se mantienen unidos casi en su totalidad por enlaces iónicos. Con base en esa observación, ¿cómo caracterizaría la fuerza de los enlaces iónicos? Ahora considere ese mismo ladrillo de sal de mesa después de haber sido arrojado a una piscina promedio en el patio trasero. Después de un par de horas, el ladrillo se disolvería por completo y los iones de sodio y cloruro se distribuirían uniformemente por toda la piscina. ¿Qué podría concluir sobre la fuerza de los enlaces iónicos a partir de esta observación? Proponga una razón por la que los enlaces iónicos de NaCl aparentemente se comportan de manera diferente en el aire y en el agua. ¿Cuál es el significado de esta observación para la biología?


Enlaces covalentes

También podemos invocar el concepto de electronegatividad para ayudar a describir las interacciones entre átomos que tienen diferencias en electronegatividad demasiado pequeñas para que los átomos formen un enlace iónico. Estos tipos de interacciones a menudo dan como resultado un enlace llamado enlace covalente. En estos enlaces, los electrones se comparten entre dos átomos, en contraste con una interacción iónica en la que los electrones permanecen en cada átomo de un ión o se transfieren entre especies que tienen electronegatividades muy diferentes.

Comenzamos a explorar el enlace covalente observando un ejemplo en el que la diferencia de electronegatividad es cero. Considere una interacción muy común en biología, la interacción entre dos átomos de carbono. En este caso, cada átomo tiene la misma electronegatividad, 2,55; la diferencia de electronegatividad es, por tanto, cero. Si construimos nuestro modelo mental de esta interacción usando el concepto de electronegatividad, nos damos cuenta de que cada átomo de carbono en el par carbono-carbono tiene la misma tendencia a "atraer" electrones hacia él. En este caso, cuando se forma un enlace, ninguno de los dos átomos de carbono tenderá a "tirar" (un buen antropomorfismo) de electrones del otro. En cambio, "compartirán" (otro antropomorfismo) los electrones por igual.

Aparte: ejemplo delimitador

Los dos ejemplos anteriores, (1) la interacción del sodio y el cloro, y (2) la interacción entre dos átomos de carbono, enmarcan una discusión mediante un análisis "delimitador" o asintótico (ver lectura anterior). Examinamos lo que le sucede a un sistema físico cuando consideramos dos extremos. En este caso, los extremos estaban en las diferencias de electronegatividad entre los átomos que interactuaban. La interacción del sodio y el cloro ilustró lo que sucede cuando dos átomos tienen una gran diferencia en electronegatividades, y el ejemplo carbono-carbono ilustró lo que sucede cuando esa diferencia es cero. Una vez que creamos esos mensajes de metas mentales que describen lo que sucede en los extremos, es más fácil imaginar lo que podría suceder en el medio; en este caso, lo que sucede cuando la diferencia en electronegatividad está entre 0 y 2,2. Haremos eso a continuación.

Cuando el intercambio de electrones entre dos átomos unidos covalentemente es casi igual, llamamos a estos enlaces enlaces covalentes no polares. Si, por el contrario, el intercambio de electrones no es igual entre los dos átomos (probablemente debido a una diferencia en las electronegatividades entre los átomos), llamamos a estos enlaces polar covalente cautiverio.

en un polar covalente enlace, los electrones son compartidos de manera desigual por los átomos y son atraídos por un núcleo más que por el otro. Debido a la distribución desigual de electrones entre los átomos en un enlace covalente polar, se desarrolla una carga ligeramente positiva (indicada por δ +) o ligeramente negativa (indicada por δ–) en cada polo del enlace. La carga ligeramente positiva (δ +) se desarrollará en el átomo menos electronegativo, a medida que los electrones sean atraídos más hacia el átomo ligeramente más electronegativo. Se desarrollará una carga ligeramente negativa (δ–) en el átomo más electronegativo. Dado que hay dos polos (los polos positivo y negativo), se dice que el enlace posee un dipolo.

Ejemplos de enlaces covalentes polares y covalentes no polares en moléculas biológicamente relevantes

Enlaces covalentes no polares

Oxígeno molecular

Oxígeno molecular (O2) está formado por una asociación entre dos átomos de oxígeno. Dado que los dos átomos comparten la misma electronegatividad, los enlaces en el oxígeno molecular son covalentes apolares.

Metano

Otro ejemplo de enlace covalente no polar es el enlace C-H que se encuentra en el gas metano (CH4). A diferencia del caso del oxígeno molecular, donde los dos átomos unidos comparten la misma electronegatividad, el carbono y el hidrógeno no tienen la misma electronegatividad; C = 2.55 y H = 2.20 — la diferencia en electronegatividad es 0.35.

Figura 3. Dibujos de líneas moleculares de oxígeno molecular, metano y dióxido de carbono. Atribución: Marc T. Facciotti (trabajo propio)

Algunos de ustedes ahora pueden estar confundidos. Si hay una diferencia de electronegatividad entre los dos átomos, ¿no es el enlace, por definición, polar? La respuesta es ambas, si y no. Depende de la definición de polar que esté usando el hablante / escritor. Dado que este es un ejemplo de cómo tomar atajos en el uso de vocabulario específico a veces puede generar confusión, nos tomamos un momento para discutir esto aquí. Vea el intercambio simulado entre un estudiante y un instructor a continuación para obtener una aclaración:

1. Instructor: "En biología, solemos decir que el enlace C-H es no polar".

2. Estudiante: "Pero hay una diferencia de electronegatividad entre C y H, por lo que parece que C debería tener una tendencia ligeramente más fuerte a atraer electrones. Esta diferencia de electronegatividad debería crear una pequeña carga negativa alrededor del carbono y una pequeña carga positiva carga alrededor del hidrógeno ".

3. Estudiante: "Dado que existe una distribución diferencial de carga a través del enlace, parecería que, por definición, esto debería considerarse un enlace polar".

4. Instructor: "De hecho, el vínculo tiene algún pequeño carácter polar".

5. Estudiante: "Entonces, ¿es polar? Estoy confundido".

6. Instructor: "Tiene una pequeña cantidad de carácter polar, pero resulta que para la mayor parte de la química común que encontraremos en biología, esta pequeña cantidad de carácter polar es insuficiente para conducir a una química" interesante ". Entonces, mientras que el enlace es, estrictamente hablando, ligeramente polar, desde un punto de vista práctico es efectivamente no polar. Por lo tanto, lo llamamos no polar ".

7. Estudiante: "Eso es innecesariamente confuso; ¿cómo se supone que voy a saber cuando te refieres estrictamente al 100% no polar, ligeramente polar o funcionalmente polar cuando usas la misma palabra para describir dos de esas tres cosas?"

8. Instructor: "Sí, apesta. La solución es que debo ser lo más claro posible cuando hablo con usted sobre cómo estoy usando el término" polaridad ". También debo informarle que encontrará esto atajo (y otros) que se usan cuando sales al campo, y te animo a que empieces a aprender a reconocer lo que se pretende con el contexto de la conversación.

Una analogía del mundo real de este mismo problema podría ser el uso de la palabra "periódico". Puede usarse en una oración para referirse a la empresa que publica algunas noticias, O puede referirse al artículo real que produce la empresa. En este caso, los hablantes nativos de inglés hacen fácilmente la desambiguación, ya que pueden determinar el significado correcto a partir del contexto; los hablantes no nativos pueden estar más confundidos. No te preocupes. A medida que vea más ejemplos de uso de palabras técnicas en la ciencia, también aprenderá a leer los significados correctos de los contextos ".

Aparte:

¿Qué tan grande debería ser la diferencia de electronegatividad para crear un enlace que sea "suficientemente polar" para que decidamos llamarlo polar en biología? Por supuesto, el valor exacto depende de varios factores, pero como regla general, a veces usamos una diferencia de 0,4 como estimación aproximada.

Esta información adicional es puramente para su información. No se le pedirá que asigne polaridad según este criterio en BIS2A. Sin embargo, debe apreciar el concepto de cómo se puede determinar la polaridad utilizando el concepto de electronegatividad. También debe apreciar las consecuencias funcionales de la polaridad (más sobre esto en otras secciones) y los matices asociados con estos términos (como los de la discusión anterior).

Enlaces covalentes polares

los polar covalente enlace se puede ilustrar examinando la asociación entre O y H en el agua (H2O). El oxígeno tiene una electronegatividad de 3,44, mientras que el hidrógeno tiene una electronegatividad de 2,20. La diferencia de electronegatividad es 1,24. Resulta que este tamaño de diferencia de electronegatividad es lo suficientemente grande como para que el dipolo a través de la molécula contribuya al fenómeno químico de interés.

Este es un buen punto para mencionar otra fuente común de confusión entre los estudiantes con respecto al uso del término polar. El agua tiene polar cautiverio. Esta declaración se refiere específicamente a los enlaces O-H individuales. Cada uno de estos enlaces tiene un dipolo. Sin embargo, los estudiantes también escucharán que el agua es un polo molécula. Esto también es cierto. Esta última afirmación se refiere al hecho de que la suma de los dos dipolos de enlace crea un dipolo en toda la molécula. Sin embargo, también es cierto que un molécula puede ser no polar pero aún tener algunos enlaces polares. El ejemplo típico que se da para ilustrar este caso es el del dióxido de carbono (CO2) - esta molécula se muestra en la figura anterior. Mientras que el CO2 La molécula tiene dos enlaces C-O polares, estos diploes son iguales en magnitud y apuntan en direcciones opuestas. Cuando el enlace dipolos en CO2 se suman para determinar el dipolo de la molécula y se cancelan entre sí. Esto lleva a molécula sin dipolo a pesar de que tiene enlaces individuales que son polares.

Figura 4. Una molécula de agua tiene dos enlaces O-H polares. Dado que la distribución de carga en la molécula es asimétrica (debido al número y las orientaciones relativas de los dipolos de enlace), la molécula también es polar. El nombre del elemento y las electronegatividades se informan en la esfera respectiva. Facciotti (trabajo propio)

Para obtener información adicional, vea este breve video para ver una animación de enlaces iónicos y covalentes.

El continuo de enlaces entre covalentes e iónicos.

La discusión de los tipos de enlaces anterior destaca que en la naturaleza verá enlaces en un continuo desde completamente covalentes no polares hasta puramente iónicos, dependiendo de los átomos que interactúan. A medida que avance en sus estudios, descubrirá además que en las moléculas de múltiples átomos más grandes, la localización de los electrones alrededor de un átomo también está influenciada por múltiples factores. Por ejemplo, otros átomos que también están unidos cerca ejercerán una influencia en la distribución de electrones alrededor de un núcleo de una manera que no se explica fácilmente invocando argumentos simples de comparaciones de electronegatividad por pares. Los campos electrostáticos locales producidos por otros átomos no enlazados también pueden influir. La realidad siempre es más complicada que nuestros modelos. Sin embargo, si los modelos nos permiten razonar y predecir con precisión "suficientemente buena" o comprender algunos conceptos subyacentes clave que pueden extenderse más adelante, son bastante útiles.

Bonos clave en BIS2A

En BIS2A, nos ocupamos del comportamiento químico y los enlaces entre átomos en biomoléculas. Afortunadamente, los sistemas biológicos están compuestos por un número relativamente pequeño de elementos comunes (por ejemplo, C, H, N, O, P, S, etc.) y algunos iones clave (por ejemplo, Na +, Cl-, Ca2+, K +, etc.). Comience a reconocer los enlaces que ocurren comúnmente y las propiedades químicas que a menudo vemos que muestran. Algunos enlaces comunes incluyen C-C, C-O, C-H, N-H, C = O, C-N, P-O, O-H, S-H y algunas variantes. Estos se discutirán más a fondo en el contexto de los grupos funcionales. La tarea no es tan abrumadora como parece.

Nota: Punto común de confusión estudiantil

En esta lectura hemos estado hablando de la polaridad de cautiverio. Es decir, hemos estado aprendiendo a describir la polaridad de un enlace simple que une dos átomos (es decir, ¿cómo se comparten los electrones entre dos átomos distribuidos alrededor de los respectivos núcleos?). En biología también hablamos a veces de la polaridad de un molécula. La polaridad de una molécula es diferente a la polaridad de un enlace dentro de la molécula. Este último se pregunta si toda la molécula tiene un dipolo neto. los moléculas dipolo se puede considerar aproximadamente como la suma de todos sus vínculo dipolos. Por ejemplo, examinemos una molécula de CO2 representada en la figura anterior. Si preguntamos si uno de los C = O cautiverio es polar, concluiríamos que se debe a que el oxígeno es significativamente más electronegativo que el carbono al que está unido covalentemente. Sin embargo, si preguntamos si el molécula O = C = O es polar, concluiríamos que no lo es. ¿Por qué? Mire la figura de CO2 de arriba. Cada CO vínculo tiene un dipolo. Sin embargo, estos dos dipolos apuntan en direcciones directamente opuestas. Si sumamos estos dos vínculo dipolos juntos para obtener el dipolo neto del molécula no obtenemos nada - los dos vínculo dipoles "cancel" one another out. By contrast, if we examine the structure of water above, we also see that each O-H bond has a dipole. In this case when we ask whether the molécula has a net dipole (done by adding the bond dipoles together) we see that the answer is yes. The sum of the the two bond dipoles still yields a net dipole moment. We therefore say that this molécula is polar. We can do this same exercise for parts of molecules so long as we define what specific part we are looking at.


Posible punto de discusión NB

Imagine that you were able to shrink yourself down to the size of an atom and see things like electrons and protons. Describe what you would see if you were standing on Carbon 1 in the molecule below and looking in different directions towards the bound oxygen, hydrogens or carbon 2. Compare and contrast what you expect to see along each bond.


Hydrogen Bonds

When hydrogen forms a polar covalent bond with an atom of higher electronegativity, the region around the hydrogen will have a fractional positive charge (termed δ+). When this fractional positive charge encounters a partial negative charge (termed δ-) from another electronegative atom to which the hydrogen is NOT bound, AND it is presented to that negative charge in a suitable orientation, a special kind of interaction called a hydrogen bond can form. While chemists are still debating the exact nature of the hydrogen bond, in BIS2A, we like to conceive of it as a weak electrostatic interaction between the δ+ of the hydrogen and the δ- charge on an electronegative atom. We call the molecule that contributes the partially charged hydrogen atom the "hydrogen bond donor" and the atom with the partial negative charge the "hydrogen bond aceptador." We will ask you to learn to recognize common biological hydrogen bond donors and acceptors and to identify putative hydrogen bonds from models of molecular structures.

Hydrogen bonds are common in biology both within and between many biomolecules. Hydrogen bonds are also critical interactions between biomolecules and their solvent, water. It is common, as seen in the figure below, to represent hydrogen bonds in figures with dashed lines.

Figura 1: Two water molecules are depicted forming a hydrogen bond (drawn as a dashed blue line). The water molecule on top "donates" a partially charged hydrogen while the water molecule on the bottom accepts that partial charge by presenting a complementary negatively charged oxygen atom. Facciotti (obra original)

Diploes, Van der Waals Forces, and Pi Interactions

In addition to ionic and hydrogen bonds, there are several other types of non-covalent molecular interactions that we encounter in General Biology. Key among these are dipole-dipole interactions, Van der Waals forces and pi interactions. In this section we briefly describe each of these interactions and some of their underlying basis. Developing a deep and comprehensive theoretical understanding of these interaction types requires a dive into more advanced chemistry. We don’t do that. Rather, we try to provide a more descriptive understanding of these phenomena that will hopefully be useful for interpreting common molecular interactions in biology. Recall that with respect to chemistry, our goals in General Biology are relatively modest. We want students to recognize different chemical interactions between biomolecules, to appreciate that these interactions arise from the unique chemical properties of the elements that make up the molecules, and to appreciate how environmental and chemical factors can change these interactions. If you can identify obvious biological scenarios in which different interactions can take place, you’re doing great!

Dipole-Dipole Interactions

Diploe-dipole interactions are, as the name suggests, simply interactions between two dipoles. Recall how the differences in electronegativities between elements can explain the creation of polar covalent bonds. We describe these polar covalent bonds as permanent dipoles, “hard-coded” by the properties of the elements bonded together. The dipole-dipole interaction is an interaction between two permanent dipoles. If partial charges carrying the same (+ or -) sign interact (i.e. positive interacts with positive or negative interacts with negative) we say that the interacting molecules experience a repulsive dipole-dipole force which pushes the molecules away from one another. If partial charges of opposite sign (i.e. positive interacts with negative) interact, we say that the interacting molecules experience an atractivo dipole-dipole force which attracts the molecules to one another.

The core idea underlying the formation of dipole-dipole interactions - the interaction between two permanent dipoles - should sound familiar. Recall that we describe a hydrogen bond as an electrostatic interaction between a partially charged hydrogen (the positive end of a bond dipole) with a partial negative charge from the negative end of a different bond dipole. While the hydrogen bond has some special properties not discussed in this text, you can think of it as a sub-type of attractive dipole-dipole interaction.

For a deeper dive into diploe-dipole interactions, see this LibreText Chemistry reading.

Van der Waals Forces

All molecules can experience Van der Waals forces, a type of molecular interaction found when molecules get very close together, typically at distances between 4-5 Angstroms. For reference, recall that 1 Angstrom = 10-10 metros. Van der Waals forces are, yet again, based on the attraction or repulsion of electrical poles. However, unlike the dipole-dipole interactions discussed above that arise from the interaction between permanent dipoles in molecules, the Van der Waals forces arise from the spontaneous and/or induced transient polarization of molecules. The local polarization (i.e. polarization on a part of a molecule) may last only a short time as electrons dynamically redistribute. When two molecules are close together and one of them may spontaneously form a transient dipole (or more accurately, multipole). In response, the second molecule may “sense” the partial charge nearby and react by adjusting its own charge distribution in response, thus becoming polar itself. We say that the first dipole/multipole induces the formation of the second. If the two molecules remain within 4-5 Anganstroms long enough, this process can repeat, and even synchronize, leading to molecular attraction at very short distances. At distances closer than ~4 Angstroms, electron clouds can overlap and this creates repulsive interaction. While all molecules can engage in Van der Waals interactions, in introductory biology we usually introduce students to these interactions in a discussion of lipid membrane structures. As you will soon discover, Nature creates biological membranes by packing many lipid molecules together at distances that allow many simultaneous Van der Waals interactions to occur. Collectively, these many small and transient interactions between lipid molecules contribute to the stability of membrane structures.

Pi Interactions

Pi interactions are a type of molecular interaction that biologists typically encounter in when discussing stabilizing interactions in nucleic acid and protein structures. In a course of General Biology, you may also encounter pi interactions in a discussion of protein-DNA interactions. These types of interactions derive their name from the involvement of pi bonds, a specific type of covalent bond between two atoms in which neighboring electron orbitals are close enough to overlap. We’ll leave the underlying discussion of molecular orbital theory for your chemistry course and just say that we usually associate pi bonds with double or triple covalent bonds. In biology, these types of bonds occur in many kinds of molecules, particularly those with so called conjugated pi systems including aromatic ring structures like those seen in some amino acids, vitamins and cofactors, and nucleic acids.

The distribution of electrons within these pi systems can create regions of more negative and more positive charge and thus creating areas that may “attract” or “repel” other charged or partially charged molecules depending on their relative alignments to one another. Again, we can reserve a deeper discussion of pi systems for your upper division chemistry classes. For now, simply appreciate that - once again - the unique properties of the elements that make up molecules contribute to how electrons distribute within those molecules. The often uneven distributions of electrons about the molecule can create local positive and negative charges and when these regions of partial charges on different molecules (or different parts of molecules) come together in appropriate orientations, that electrostatic interactions (attractive and repulsive) can happen.

A TAKE-HOME POINT ON MOLECULAR INTERACTIONS

Hopefully, you appreciate a common theme to our discussion of non-covalent molecular interactions. Whether we consider ionic bonds, hydrogen bonds, dipole-dipole interactions, Van der Waals forces, or pi interactions, all share the feature of being interactions between full or partial electrostatic charges. The key differences between each of these types of interactions types have to do with how the charges arise on molecules (i.e. the atomic basis for the charge) and/or how the charges interact. This depends, of course, on the underlying unique chemical properties of each element and how they behave at the subatomic level with one another - a suitable topic for discussion in your chemistry class.