2.1 Atóm, samsætur, jónir og sameindir: Byggingareiningarnar

2.1 Atóm, samsætur, jónir og sameindir: Byggingareiningarnar

Námsmarkmið

Að loknum þessum hluta getur þú:

• Skilgreint efni og frumefni
• Lýst samspili róteinda, nifteinda og rafeinda
• Borið saman hvernig rafeindir geta flust á milli eða verið samnýttar af atómum
• Útskýrt hvernig náttúruleg frumefni sameinast og mynda sameindir, frumur, vefi, líffærakerfi og lífverur

Á grunnstigi er líf gert úr efni. Efni er hvert það efni sem tekur rými og hefur massa. Frumefni eru einstök form efnis með sértæka efna- og eðlisfræðilega eiginleika sem ekki er hægt að brjóta niður í smærri efni með venjulegum efnahvörfum. Til eru 118 frumefni, en aðeins 98 finnast í náttúrunni. Eftirstandandi frumefni eru óstöðug og þurfa vísindamenn að búa þau til á rannsóknarstofum.

Frumefnin fjögur sem eru sameiginleg öllum lifandi lífverum eru súrefni (O), kolefni (C), vetni (H) og nitur (N). Í lífvana heimi finnast frumefni í mismunandi hlutföllum og sum frumefni sem eru algeng í lifandi lífverum eru tiltölulega sjaldgæf á jörðinni í heild, eins og tafla 2.1 sýnir. Til dæmis er andrúmsloftið ríkt af nitri og súrefni en inniheldur lítið af kolefni og vetni, en jarðskorpan, þótt hún innihaldi súrefni og lítið magn af vetni, hefur lítið af nitri og kolefni. Þrátt fyrir mismunandi magn fylgja öll frumefni og efnahvörfin á milli þeirra sömu efna- og eðlisfræðilögmálum, hvort sem þau eru hluti af lifandi eða lífvana heimi.

Bygging atómsins

Til að skilja hvernig frumefni koma saman verðum við fyrst að fjalla um minnsta hluta eða byggingareiningu frumefnisins, atómið. Atóm er minnsta eining efnis sem heldur öllum efnafræðilegum eiginleikum frumefnisins. Til dæmis hefur eitt gullatóm alla eiginleika gulls, eins og hvarfgirni þess. Gullmynt er einfaldlega mjög mikill fjöldi gullatóma sem mótaður er í mynt og inniheldur lítið magn annarra frumefna sem kallast óhreinindi. Við getum ekki brotið gullatóm niður í neitt smærra og um leið haldið eiginleikum gulls.

Atóm er samsett úr tveimur svæðum: kjarnanum, sem er í miðju atómsins og inniheldur róteindir og nifteindir, og ysta svæði atómsins, þar sem rafeindir eru á braut umhverfis kjarnann, eins og mynd 2.2 sýnir. Atóm innihalda róteindir, rafeindir og nifteindir, ásamt öðrum öreindum. Algengasta samsæta vetnis (H) er eina undantekningin og er gerð úr einni róteind og einni rafeind án nifteinda.

Róteindir og nifteindir hafa um það bil sama massa, um 1,67 $\times \text{⁠}$ 10⁻²⁴ grömm. Vísindamenn skilgreina þetta massamagn sem eina atómmassaeiningu (amu) eða eitt dalton, eins og tafla 2.2 sýnir. Þótt þær séu svipaðar að massa eru róteindir og nifteindir ólíkar hvað varðar rafhleðslu. Róteind er jákvætt hlaðin, en nifteind er óhlaðin. Þess vegna stuðlar fjöldi nifteinda í atómi verulega að massa þess, en ekki að hleðslu þess. Rafeindir hafa mun minni massa en róteindir og vega aðeins 9,11 $\times \text{⁠}$ 10⁻²⁸ grömm, eða um 1/1800 af atómmassaeiningu. Þar af leiðandi leggja þær ekki mikið til heildar atómmassa frumefnis. Þegar atómmassi er skoðaður er því venjan að hunsa massa rafeinda og reikna massa atómsins eingöngu út frá fjölda róteinda og nifteinda. Þótt þær leggi ekki mikið til massans, leggja rafeindir mikið til hleðslu atómsins, þar sem hver rafeind hefur neikvæða hleðslu sem er jöfn jákvæðri hleðslu róteindarinnar. Í óhlöðnum, hlutlausum atómum er fjöldi rafeinda á braut um kjarnann jafn fjölda róteinda inni í kjarnanum. Í þessum atómum jafna jákvæðu og neikvæðu hleðslurnar hverja aðra út, sem leiðir til atóms án nettóhleðslu.

Þegar tekið er tillit til stærðar róteinda, nifteinda og rafeinda er mestur hluti rúmmáls atómsins - meira en 99 prósent - tómarúm. Með allt þetta tómarúm mætti spyrja hvers vegna svokallaðir fastir hlutir fara ekki einfaldlega í gegnum hvern annan. Ástæðan er sú að rafeindirnar sem umlykja öll atóm eru neikvætt hlaðnar og neikvæðar hleðslur hrinda hver annarri frá sér.

Sætistala og massi

Atóm hvers frumefnis innihalda einkennandi fjölda róteinda og rafeinda. Fjöldi róteinda ákvarðar sætistölu frumefnis, sem vísindamenn nota til að greina eitt frumefni frá öðru. Fjöldi nifteinda er breytilegur, sem leiðir til samsæta, sem eru mismunandi form sama atóms og eru aðeins ólík að fjölda nifteinda. Saman ákvarða fjöldi róteinda og nifteinda massatölu frumefnis, eins og mynd 2.3 sýnir. Athugið að við lítum framhjá hinu litla framlagi rafeinda til massa við útreikning á massatölu. Við getum notað þessa nálgun á massa til að reikna auðveldlega út hversu margar nifteindir frumefni hefur með því einfaldlega að draga fjölda róteinda frá massatölunni. Þar sem samsætur frumefnis hafa örlítið mismunandi massatölur ákvarða vísindamenn einnig atómþunga, sem er reiknað meðaltal atómmassa náttúrulegra samsæta þess. Oft inniheldur útkoman brot. Til dæmis er atómmassi klórs (Cl) 35,45 vegna þess að klór er samsett úr nokkrum samsætum: sumum, meirihlutanum, með atómmassann 35 (17 róteindir og 18 nifteindir) og sumum með atómmassann 37 (17 róteindir og 20 nifteindir).

Sjónræn tenging

Hversu margar nifteindir hafa kolefni-12 og kolefni-13?

Samsætur

Samsætur eru mismunandi form frumefnis sem hafa sama fjölda róteinda en mismunandi fjölda nifteinda. Sum frumefni, eins og kolefni, kalíum og úran, eiga sér náttúrulegar samsætur. Kolefni-12 inniheldur sex róteindir, sex nifteindir og sex rafeindir; þess vegna hefur það massatöluna 12. Kolefni-14 inniheldur sex róteindir, átta nifteindir og sex rafeindir; atómmassi þess er 14. Þessi tvö mismunandi form kolefnis eru samsætur. Sumar samsætur geta sent frá sér nifteindir, róteindir og rafeindir og öðlast stöðugri atómbyggingu, það er lægra stöðuorkustig; þetta eru geislavirkar samsætur. Geislavirk sundrun, þar sem kolefni-14 sundrast og verður að lokum að nitri-14, lýsir orkutapinu sem verður þegar kjarni óstöðugs atóms losar geislun.

Þróunarfræðileg tenging

Kolefnisaldursgreining

Kolefni er venjulega til staðar í andrúmsloftinu í formi gastegunda eins og koldíoxíðs og metans. Kolefni-14 (¹⁴C) er náttúruleg geislavirk samsæta sem myndast í andrúmsloftinu úr ¹⁴N (nitri) þegar nifteind bætist við og róteind tapast vegna geimgeisla. Þetta er stöðugt ferli, svo meira af ¹⁴C er alltaf að myndast. Þegar lifandi lífvera tekur upp ¹⁴C, upphaflega sem koldíoxíð bundið í ljóstillífun, er hlutfallslegt magn ¹⁴C í líkama hennar jafnt styrk ¹⁴C í andrúmsloftinu. Þegar lífvera deyr tekur hún ekki lengur upp ¹⁴C, svo hlutfallið milli ¹⁴C og ¹²C lækkar eftir því sem ¹⁴C sundrast smám saman í ¹⁴N með ferli sem kallast betasundrun - losun rafeinda eða jáeinda. Þessi sundrun losar orku hægt.

Eftir um það bil 5.730 ár mun helmingur upphafsstyrks ¹⁴C breytast aftur í ¹⁴N. Við köllum þann tíma sem það tekur helming upprunalegs styrks samsætu að sundrast aftur í sitt stöðugra form helmingunartíma hennar. Vegna þess að helmingunartími ¹⁴C er langur nota vísindamenn hann til að aldursgreina hluti sem áður voru lifandi, eins og gömul bein eða við. Með því að bera saman hlutfall ¹⁴C styrks í hlut við magn ¹⁴C í andrúmsloftinu geta vísindamenn ákvarðað magn samsætunnar sem hefur ekki enn sundrast. Á grundvelli þessa magns sýnir mynd 2.4 að við getum reiknað aldur efnisins, eins og dvergmammúts, með nákvæmni ef það er ekki mikið eldra en um 50.000 ár. Önnur frumefni hafa samsætur með mismunandi helmingunartíma. Til dæmis hefur ⁴⁰K (kalíum-40) helmingunartímann 1,25 milljarða ára og ²³⁵U (úran-235) hefur helmingunartímann um 700 milljónir ára. Með notkun geislavirknialdursgreiningar geta vísindamenn rannsakað aldur steingervinga eða annarra leifa útdauðra lífvera til að skilja hvernig lífverur hafa þróast frá eldri tegundum.

Tengill í námsefni

Til að læra meira um atóm, samsætur og hvernig má greina eina samsætu frá annarri skaltu keyra hermunina.

Lotukerfið

Lotukerfið skipuleggur og sýnir mismunandi frumefni. Kerfið, sem rússneski efnafræðingurinn Dmitri Mendeleev (1834–1907) hannaði árið 1869, flokkar saman frumefni sem, þótt þau séu einstök, deila ákveðnum efnafræðilegum eiginleikum með öðrum frumefnum. Eiginleikar frumefna bera ábyrgð á eðlisástandi þeirra við stofuhita: þau geta verið gastegundir, föst efni eða vökvar. Frumefni hafa einnig sértæka hvarfgirni, hæfileikann til að sameinast og mynda efnatengi sín á milli.

Í lotukerfinu á mynd 2.5 eru frumefnin skipulögð og sýnd samkvæmt sætistölu sinni og er raðað í raðir og dálka byggt á sameiginlegum efna- og eðliseiginleikum. Auk þess að gefa upp sætistölu hvers frumefnis sýnir lotukerfið einnig atómmassa frumefnisins. Ef litið er á kolefni, til dæmis, sést tákn þess (C) og heiti, ásamt sætistölunni sex (í efra vinstra horninu) og atómmassanum 12.01.

Lotukerfið flokkar frumefni eftir efnaeiginleikum. Vísindamenn byggja muninn á efnavirkni milli frumefna á fjölda og rýmisdreifingu rafeinda atóms. Atóm sem hvarfast og tengjast hver annarri mynda sameindir. Sameindir eru einfaldlega tvær eða fleiri atóm sem eru efnafræðilega tengdar saman. Það gefur auga leið að þegar tvær atóm tengjast efnafræðilega til að mynda sameind, koma rafeindir þeirra, sem mynda ysta svæði hverrar atóms, fyrst saman þegar atómin mynda efnatengi.

Rafeindahvel og Bohr-líkanið

Athugið að það er samband á milli fjölda róteinda í frumefni, sætistölunnar sem aðgreinir eitt frumefni frá öðru, og fjölda rafeinda sem það hefur. Í öllum rafhlutlausum atómum er fjöldi rafeinda sá sami og fjöldi róteinda. Þannig hefur hvert frumefni, að minnsta kosti þegar það er rafhlutlaust, einkennandi fjölda rafeinda sem er jafn sætistölu þess.

Árið 1913 þróaði danski vísindamaðurinn Niels Bohr (1885–1962) snemmbúið líkan af atómiðni. Bohr-líkanið sýnir atómið sem miðlægan kjarna sem inniheldur róteindir og nifteindir, með rafeindirnar á rafeindahvelum eða orkuhvelum í ákveðinni fjarlægð frá kjarnanum, eins og mynd 2.6 sýnir. Þessi orkuhvel eru auðkennd með tölu og tákninu „n.“ Til dæmis táknar 1n fyrsta orkuhveli sem er staðsett næst kjarnanum.

Rafeindir fylla svigrúm í ákveðinni röð: þær fylla fyrst svigrúmin næst kjarnanum, síðan halda þær áfram að fylla svigrúm með vaxandi orku lengra frá kjarnanum. Ef mörg svigrúm hafa sömu orku fyllast þau með einni rafeind hvert áður en annarri rafeind er bætt við. Rafeindirnar á ysta orkuhveli ákvarða orkulegan stöðugleika atómsins og tilhneigingu þess til að mynda efnatengi við önnur atóm og þannig mynda sameindir.

Við staðalaðstæður fylla atóm innri hvelin fyrst, sem leiðir oft til breytilegs fjölda rafeinda á ysta hveli. Innsta hveli hefur hámark tvær gildisrafeindir en næstu tvö rafeindahvel geta hvort um sig haft átta gildisrafeindir. Þetta er þekkt sem áttureglan, sem segir, að undanskildu innsta hvelinu, að atóm séu orkulega stöðugri þegar þær hafa átta rafeindir á gildishveli sínu, ysta rafeindahvelinu. Mynd 2.7 sýnir dæmi um nokkrar hlutlausar atóm og rafeindaskipan þeirra. Taktu eftir að á mynd 2.7 hefur helíum fullskipað ysta rafeindahvel, með tveimur rafeindum sem fylla fyrsta og eina hvel þess. Sömuleiðis hefur neon fullskipað ytra 2n hvel sem inniheldur átta rafeindir. Aftur á móti hafa klór og natríum sjö og eina rafeind á ytri hvelum sínum, í þessari röð, en fræðilega séð væru þau orkulega stöðugri ef þau fylgdu áttureglunni og hefðu átta gildisrafeindir.

Myndræn tenging

Atóm getur gefið, tekið eða deilt rafeindum með öðru atómi til að öðlast fullskipað gildishvel, sem er stöðugasta rafeindaskipanin. Ef litið er á þessa mynd, hversu mörgum rafeindum þurfa frumefni í flokki 1 að tapa til að ná stöðugri rafeindaskipan? Hversu margar rafeindir þurfa frumefni í flokkum 14 og 17 að taka til sín til að ná stöðugri skipan?

Skilningur á því að skipulag lotukerfisins byggist á heildarfjölda róteinda og rafeinda hjálpar okkur að vita hvernig rafeindir dreifast á hvelin. Lotukerfinu er raðað í dálka og raðir byggt á fjölda rafeinda og staðsetningu þeirra. Skoðið nánar sum frumefnanna í dálkinum lengst til hægri í töflunni á mynd 2.5. Atómin í flokki 18, helíum (He), neon (Ne) og argon (Ar), hafa öll fullskipuð ytri rafeindahvel, sem gerir það óþarft fyrir þau að deila rafeindum með öðrum atómum til að öðlast stöðugleika. Þau eru mjög stöðug sem stök atóm. Vegna þess að þau eru óhvarfgjörn kallast þau óvirkar lofttegundir eða eðalgastegundir. Berið þetta saman við frumefnin í flokki 1 í vinstri dálkinum. Þessi frumefni, þar á meðal vetni (H), litíum (Li) og natríum (Na), hafa öll eina rafeind á ysta hveli sínu. Það þýðir að þau geta náð stöðugri skipan og fullskipuðu ytra hveli með því að gefa eða deila einni rafeind með öðru atómi eða sameind eins og vatni. Vetni gefur eða deilir rafeind sinni til að ná þessari skipan, en litíum og natríum gefa rafeind sína til að verða stöðug. Við það að tapa neikvætt hlaðinni rafeind verða þau að jákvætt hlöðnum jónum. Frumefni í flokki 17, þar á meðal flúor og klór, hafa sjö rafeindir á ysta hveli sínu, svo þau hafa tilhneigingu til að fylla þetta hvel með rafeind frá öðru atómi eða sameind, sem gerir þau að neikvætt hlöðnum jónum. Frumefni í flokki 14, þar sem kolefni er mikilvægast fyrir lifandi kerfi, hafa fjórar rafeindir á ysta hveli sínu, sem gerir þeim kleift að mynda nokkur samgild tengi við önnur atóm. Þannig tákna dálkar lotukerfisins mögulegt sameiginlegt ástand ytri rafeindahvela þessara frumefna sem ber ábyrgð á svipuðum efnaeiginleikum þeirra.

Rafeindasvigrúm

Þótt Bohr-líkanið sé gagnlegt til að útskýra hvarfgirni og efnatengi ákveðinna frumefna, endurspeglar það ekki nákvæmlega hvernig rafeindir dreifa sér í rýminu umhverfis kjarnann. Þær hringsóla ekki um kjarnann eins og jörðin gengur um sólina, heldur finnum við þær í rafeindasvigrúmum. Þessi tiltölulega flóknu form stafa af þeirri staðreynd að rafeindir hegða sér ekki bara eins og agnir, heldur einnig eins og bylgjur. Stærðfræðijöfnur úr skammtafræði, sem vísindamenn kalla bylgjuföll, geta spáð fyrir um með ákveðnum líkindum hvar rafeind gæti verið á hverjum tíma. Vísindamenn kalla svæðið þar sem líklegast er að rafeind finnist svigrúm hennar.

Rifjið upp að Bohr-líkanið sýnir rafeindahvelaskipan atóms. Innan hvers rafeindahvels eru undirhvel, og hvert undirhvel hefur tiltekinn fjölda svigrúma sem innihalda rafeindir. Þótt ómögulegt sé að reikna nákvæma staðsetningu rafeindar, vita vísindamenn að hún er líklegast staðsett innan svigrúmsferils síns. Bókstafirnir s, p, d og f auðkenna undirhvelin. s-undirhveli er kúlulaga og hefur eitt svigrúm. Aðalhvel 1n hefur aðeins eitt s-svigrúm, sem getur rúmað tvær rafeindir. Aðalhvel 2n hefur eitt s- og eitt p-undirhvel og getur rúmað samtals átta rafeindir. p-undirhveli hefur þrjú handlóðslaga svigrúm, eins og mynd 2.8 sýnir. Undirhvel d og f hafa flóknari form og innihalda fimm og sjö svigrúm, í þessari röð. Við sýnum þau ekki á myndinni. Aðalhvel 3n hefur s-, p- og d-undirhvel og getur rúmað 18 rafeindir. Aðalhvel 4n hefur s-, p-, d- og f-svigrúm og getur rúmað 32 rafeindir. Þegar fjær dregur kjarnanum eykst fjöldi rafeinda og svigrúma á orkuhvelunum. Þegar farið er frá einu atómi til þess næsta í lotukerfinu getum við ákvarðað rafeindabygginguna með því að setja aukarafeind í næsta lausa svigrúm.

Svigrúmið næst kjarnanum, 1s-svigrúmið, getur rúmað allt að tvær rafeindir. Þetta svigrúm jafngildir innsta rafeindahveli Bohr-líkansins. 1s-svigrúmið er næst kjarnanum og fyllist alltaf fyrst, áður en nokkurt annað svigrúm fyllist. Vetni hefur eina rafeind; þess vegna tekur hún aðeins eitt pláss innan 1s-svigrúmsins. Við táknum þetta sem 1s¹, þar sem ¹ í hávísi vísar til einu rafeindarinnar innan 1s-svigrúmsins. Helíum hefur tvær rafeindir; þess vegna getur það fyllt 1s-svigrúmið alveg með tveimur rafeindum sínum. Við táknum þetta sem 1s², sem vísar til tveggja rafeinda helíums í 1s-svigrúminu. Í lotukerfinu á mynd 2.5 eru vetni og helíum einu tvö frumefnin í fyrstu röðinni, eða lotunni. Þetta er vegna þess að þau hafa aðeins rafeindir á fyrsta hveli sínu, 1s-svigrúminu. Vetni og helíum eru einu tvö frumefnin sem hafa 1s-svigrúm og engin önnur rafeindasvigrúm í rafhlutlausu ástandi.

Annað rafeindahveli getur innihaldið átta rafeindir. Þetta hvel inniheldur annað kúlulaga s-svigrúm og þrjú handlóðslaga p-svigrúm, sem hvert um sig getur rúmað tvær rafeindir, eins og mynd 2.8 sýnir. Eftir að 1s-svigrúmið fyllist fyllist annað rafeindahveli, fyrst 2s-svigrúm þess og síðan þrjú p-svigrúm þess. Þegar p-svigrúmin fyllast tekur hvert þeirra eina rafeind. Þegar hvert p-svigrúm hefur eina rafeind getur það bætt við annarri. Litíum (Li) inniheldur þrjár rafeindir sem skipa sér á fyrsta og annað hvel. Tvær rafeindir fylla 1s-svigrúmið og þriðja rafeindin fyllir síðan 2s-svigrúmið. Rafeindaskipan þess er 1s² 2s¹. Neon (Ne) hefur aftur á móti samtals tíu rafeindir: tvær eru í innsta 1s-svigrúmi þess og átta fylla annað hvel þess, tvær í 2s-svigrúmi og sex í þremur p-svigrúmum. Þannig er það óvirk lofttegund og orkulega stöðugt sem stakt atóm sem myndar sjaldan efnatengi við önnur atóm. Stærri frumefni hafa fleiri svigrúm sem mynda þriðja rafeindahvelið. Þótt hugtökin rafeindahvel og svigrúm séu náskyld gefa svigrúm nákvæmari lýsingu á rafeindaskipan atóms vegna þess að svigrúmslíkanið tilgreinir mismunandi form og sérstakar stefnur allra staðanna sem rafeindir geta skipað.

Tengill í námsefni

Horfðu á þessa hreyfimynd til að sjá rýmisskipan p- og s-svigrúma.

Efnahvörf og sameindir

Öll frumefni eru stöðugust þegar ysta hvel þeirra er fyllt með rafeindum samkvæmt áttureglunni. Þetta er vegna þess að það er orkulega hagstætt fyrir atóm að vera í þeirri skipan og hún gerir þau stöðug. Hins vegar hafa ekki öll frumefni nægar rafeindir til að fylla ystu hvel sín, svo atóm mynda efnatengi við önnur atóm og fá þannig rafeindirnar sem þau þurfa til að ná stöðugri rafeindaskipan. Þegar tvö eða fleiri atóm tengjast efnafræðilega hvert öðru er efnafræðilega byggingin sem myndast sameind. Hin þekkta vatnssameind, H₂O, samanstendur af tveimur vetnisatómum og einu súrefnisatómi. Þau tengjast saman og mynda vatn, eins og mynd 2.9 sýnir. Atóm geta myndað sameindir með því að gefa, þiggja eða deila rafeindum til að fylla ytri hvel sín.

Efnahvörf eiga sér stað þegar tvær eða fleiri atóm tengjast saman og mynda sameindir eða þegar tengdar atóm skiljast að. Vísindamenn kalla efnin sem notuð eru í upphafi efnahvarfs hvarfefni (venjulega vinstra megin í efnajöfnu) og við köllum efnin í lok hvarfsins myndefni (venjulega hægra megin í efnajöfnu). Við teiknum venjulega ör á milli hvarfefna og myndefna til að sýna stefnu efnahvarfsins. Þessi stefna er ekki alltaf „einstefna“. Til að búa til vatnssameindina hér að ofan væri efnajafnan:

Dæmi um einfalt efnahvarf er niðurbrot vetnisperoxíðsameinda, sem hver samanstendur af tveimur vetnisatómum tengdum tveimur súrefnisatómum (H₂O₂). Hvarfefnið vetnisperoxíð brotnar niður í vatn, sem inniheldur eitt súrefnisatóm tengt tveimur vetnisatómum (H₂O), og súrefni, sem samanstendur af tveimur tengdum súrefnisatómum (O₂). Í jöfnunni hér að neðan felur hvarfið í sér tvær vetnisperoxíðsameindir og tvær vatnssameindir. Þetta er dæmi um stillta efnajöfnu, þar sem fjöldi atóma hvers frumefnis er sá sami báðum megin jöfnunnar. Samkvæmt lögmálinu um varðveislu efnis ætti fjöldi atóma fyrir og eftir efnahvarf að vera jafn, þannig að engin atóm verða til eða eyðast við venjulegar aðstæður.

Þótt öll hvarfefni og myndefni þessa hvarfs séu sameindir, og hvert atóm sé áfram tengt að minnsta kosti einu öðru atómi, eru aðeins vetnisperoxíð og vatn efnasambönd í þessu hvarfi: þau innihalda atóm af fleiri en einni tegund frumefna. Súrefnissameind, aftur á móti, eins og mynd 2.10 sýnir, samanstendur af tveimur tvítengdum súrefnisatómum og flokkast ekki sem efnasamband heldur sem samkjarna sameind.

Sum efnahvörf, eins og það hér að ofan, geta gengið í eina átt þar til þau klára öll hvarfefnin. Jöfnurnar sem lýsa þessum hvörfum innihalda einstefnuör og eru óafturkræfar. Afturkræf hvörf eru þau sem geta gengið í báðar áttir. Í afturkræfum hvörfum breytast hvarfefni í myndefni, en þegar styrkur myndefnisins fer yfir ákveðin mörk (sem eru einkennandi fyrir tiltekið hvarf), breytast sum þessara myndefna aftur í hvarfefni. Á þessum tímapunkti snúast heiti myndefna og hvarfefna við. Þetta gengur fram og til baka þar til ákveðnu hlutfallslegu jafnvægi milli hvarfefna og myndefna er náð – ástand sem kallast jafnvægi. Efnajafna með tvíhöfða ör sem bendir bæði í átt að hvarfefnum og myndefnum táknar oft þessar aðstæður afturkræfra hvarfa.

Til dæmis bindast umfram vetnisjónir (H⁺) í mannsblóði við bíkarbónatjónir $({\mathrm{H}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_3}^{-}$ og mynda jafnvægisástand við kolsýru (H₂CO₃). Ef við bættum kolsýru við þetta kerfi myndi hluti hennar breytast í bíkarbónat og vetnisjónir.

Hins vegar ná líffræðileg hvörf sjaldan jafnvægi vegna þess að styrkur hvarfefna eða myndefna eða beggja er stöðugt að breytast, oft þar sem myndefni eins hvarfs er hvarfefni fyrir annað. Til að snúa aftur að dæminu um umfram vetnisjónir í blóðinu, þá verður myndun kolsýru meginátt hvarfsins. Hins vegar getur kolsýran einnig yfirgefið líkamann sem koldíoxíðgas (við útöndun) í stað þess að breytast aftur í bíkarbónatjón, og drifið þannig hvarfið til hægri samkvæmt massaverkunarlögmálinu. Þessi hvörf eru mikilvæg til að viðhalda samvægi í blóði okkar.

Jónir og jónatengi

Sum atóm eru stöðugri þegar þau fá eða missa rafeind, eða mögulega tvær, og mynda jónir. Þetta fyllir ysta rafeindahvel þeirra og gerir þau orkulega stöðugri. Þar sem fjöldi rafeinda er ekki jafn fjölda róteinda hefur hver jón hleðslu. Katjónir eru jákvæðar jónir sem myndast við að missa rafeindir. Neikvæðar jónir myndast við að taka til sín rafeindir og kallast anjónir. Við táknum anjónir með nafni frumefnisins og breytum endingunni í „-íð“; þannig er anjón klórs klóríð og anjón brennisteins súlfíð.

Vísindamenn kalla þessa hreyfingu rafeinda frá einu frumefni til annars rafeindaflutning. Eins og mynd 2.11 sýnir hefur natríum (Na) aðeins eina rafeind á ysta rafeindahveli sínu. Það krefst minni orku fyrir natríum að gefa þessa einu rafeind en að taka við sjö rafeindum til viðbótar til að fylla ysta hvelið. Ef natríum missir rafeind hefur það nú 11 róteindir, 11 nifteindir og aðeins 10 rafeindir, sem skilur það eftir með heildarhleðsluna +1. Við köllum það nú natríumjón. Klór (Cl) í sínu lægsta orkuástandi, grunnástandi, hefur sjö rafeindir á ysta hveli sínu. Aftur er orkulega hagkvæmara fyrir klór að fá eina rafeind en að missa sjö. Þess vegna hefur það tilhneigingu til að taka til sín rafeind til að mynda jón með 17 róteindum, 17 nifteindum og 18 rafeindum, sem gefur því hreina neikvæða (–1) hleðslu. Við köllum það nú klóríðjón. Í þessu dæmi gefur natríum sína einu rafeind til að tæma hvel sitt og klór tekur við þeirri rafeind til að fylla sitt hvel. Báðar jónirnar uppfylla nú átturegluna og hafa fullskipuð ystu hvel. Þar sem fjöldi rafeinda er ekki lengur jafn fjölda róteinda er hvor um sig nú jón og hefur +1 (natríumkatjón) eða –1 (klóríðanjón) hleðslu. Athugið að þessi tilfærsla getur venjulega aðeins átt sér stað samtímis: til þess að natríumatóm geti misst rafeind verður hún að vera í návist viðeigandi rafeindaþega eins og klóratóms.

Jónatengi myndast á milli jóna með gagnstæðar hleðslur. Til dæmis tengjast jákvætt hlaðnar natríumjónir og neikvætt hlaðnar klóríðjónir saman og mynda kristalla af natríumklóríði, eða matarsalti, og skapa kristallaða sameind með enga hleðslu.

Lífeðlisfræðingar kalla ákveðin sölt rafvaka (þar á meðal natríum, kalíum og kalsíum), jónir sem eru nauðsynlegar fyrir leiðni taugaboða, vöðvasamdrátt og vatnsjafnvægi. Margir íþróttadrykkir og fæðubótarefni innihalda þessar jónir til að bæta upp fyrir þær sem tapast úr líkamanum með svita við æfingar.

Samgild tengi og önnur tengi og hrif

Önnur leið til að uppfylla átturegluna er að deila rafeindum milli atóma og mynda þannig samgild tengi. Þessi tengi eru sterkari og mun algengari en jónatengi í sameindum lifandi lífvera. Algeng samgild tengi finnast í kolefnisgrunnuðum lífrænum sameindum, svo sem DNA og próteinum. Þau finnast einnig í ólífrænum sameindum eins og H₂O, CO₂ og O₂. Tengin geta deilt einu, tveimur eða þremur pörum af rafeindum og myndað þannig einföld, tvöföld og þreföld tengi, í þeirri röð. Því fleiri samgild tengi sem eru milli tveggja atóma, því sterkari er tenging þeirra. Þannig eru þreföld tengi sterkust.

Styrkur mismunandi stiga samgildra tengja er ein helsta ástæða þess að lifandi lífverur eiga erfitt með að nálgast nitur til notkunar við uppbyggingu sameinda sinna, jafnvel þótt nitursameindin, N₂, sé algengasta gasið í lofthjúpnum. Nitursameindin samanstendur af tveimur nitursatómum sem eru þrítengd hvort öðru og, eins og í öllum sameindum, gerir samnýting þessara þriggja rafeindapara milli nitursatómanna tveggja kleift að fylla ystu rafeindahvel þeirra. Það gerir sameindina stöðugri en stök nitursatóm. Þetta sterka þrefalda tengi gerir lifandi kerfum erfitt fyrir að brjóta niður nitrið til að nota það sem byggingarefni próteina og DNA.

Myndun vatnssameinda er dæmi um samgild tengi. Samgild tengi binda vetnis- og súrefnisatómin sem sameinast og mynda vatnssameindir eins og mynd 2.9 sýnir. Rafeindin frá vetninu skiptir tíma sínum milli ófullkomins ysta hvels vetnisatómsins og ófullkomins ysta hvels súrefnisatómsins. Til að fylla alveg ysta hvel súrefnisins, sem hefur sex rafeindir en væri stöðugra með átta, þarf tvær rafeindir, eina frá hvoru vetnisatómi. Þess vegna er hin vel þekkta formúla H₂O. Frumefnin tvö deila rafeindunum til að fylla ysta hvel hvors um sig, sem gerir bæði frumefnin stöðugri.

Tengill í námsefni

Horfðu á þetta stutta myndband til að sjá hreyfimynd af jónatengjum og samgildum tengjum.

Skautuð samgild tengi

Það eru tvær gerðir af samgildum tengjum: skautuð og óskautuð. Í skautuðu samgildu tengi sýnir mynd 2.12 að atóm deila rafeindunum ójafnt þar sem rafeindirnar dragast meira að öðrum kjarnanum en hinum. Vegna ójafnrar dreifingar rafeinda milli atóma mismunandi frumefna myndast örlítil jákvæð (δ⁺) eða örlítil neikvæð (δ⁻) hleðsla. Þessi hlutahleðsla er mikilvægur eiginleiki vatns og skýrir marga af eiginleikum þess.

Vatn er skautuð sameind, þar sem vetnisatómin fá hlutajákvæða hleðslu og súrefnið hlutaneikvæða hleðslu. Þetta gerist vegna þess að kjarni súrefnisatómsins dregur rafeindir vetnisatómanna meira til sín en vetniskjarninn dregur til sín rafeindir súrefnisins. Þannig hefur súrefni hærri rafneikvæðni en vetni og samnýttu rafeindirnar eyða meiri tíma nálægt súrefniskjarnanum en kjarna vetnisatómanna, sem gefur súrefnis- og vetnisatómunum örlítið neikvæðar og jákvæðar hleðslur, í þeirri röð. Önnur leið til að orða þetta er að líkurnar á að finna samnýtta rafeind nálægt súrefniskjarna eru meiri en að finna hana nálægt vetniskjarna. Hvort heldur sem er, stuðlar hlutfallsleg rafneikvæðni atómsins að myndun hlutahleðslna hvenær sem eitt frumefni er verulega rafneikvæðara en annað, og hleðslurnar sem þessi skautuðu tengi mynda má síðan nota til að mynda vetnistengi byggt á aðdráttarafli gagnstæðra hlutahleðslna. (Vetnistengi, sem við ræðum ítarlega hér að neðan, eru veik tengi milli örlítið jákvætt hlaðinna vetnisatóma og örlítið neikvætt hlaðinna atóma í öðrum sameindum.) Þar sem stórsameindir hafa oft atóm innan sinna raða sem eru mismunandi hvað varðar rafneikvæðni, eru skautuð tengi oft til staðar í lífrænum sameindum.

Óskautuð samgild tengi

Óskautuð samgild tengi myndast milli tveggja atóma sama frumefnis eða milli mismunandi frumefna sem deila rafeindum jafnt. Til dæmis er sameindin súrefni (O₂) óskautuð vegna þess að rafeindirnar dreifast jafnt milli súrefnisatómanna tveggja.

Mynd 2.12 sýnir einnig annað dæmi um óskautað samgilt tengi: metan (CH₄). Kolefni hefur fjórar rafeindir á ysta hveli sínu og þarf fjórar til viðbótar til að fylla það. Það fær þessar fjórar frá fjórum vetnisatómum, þar sem hvert atóm leggur til eina rafeind, og myndar stöðugt ysta hvel með átta rafeindum. Kolefni og vetni hafa ekki sömu rafneikvæðni en eru svipuð; þannig myndast óskautuð tengi. Vetnisatómin þurfa hvert um sig eina rafeind fyrir ysta hvel sitt, sem fyllist þegar það inniheldur tvær rafeindir. Þessi frumefni deila rafeindunum jafnt milli kolefnisins og vetnisatómanna og mynda óskautaða samgilda sameind.

Vetnistengi og van der Waals-hrif

Jónatengi og samgild tengi milli frumefna krefjast orku til að rofna. Jónatengi eru ekki eins sterk og samgild tengi, sem ákvarðar hegðun þeirra í líffræðilegum kerfum. Hins vegar eru ekki öll tengi jónatengi eða samgild tengi. Veikari tengi geta einnig myndast milli sameinda. Tvö veik tengi sem koma oft fyrir eru vetnistengi og van der Waals-hrif. Án þessara tveggja tegunda tengja væri lífið eins og við þekkjum það ekki til. Vetnistengi veita marga af þeim mikilvægu, lífsnauðsynlegu eiginleikum vatns og stöðga einnig byggingu próteina og DNA, byggingareininga frumna.

Þegar skautuð samgild tengi sem innihalda vetni myndast hefur vetnið í tenginu örlítið jákvæða hleðslu vegna þess að rafeind vetnisins dregst sterkar að hinu frumefninu og í burtu frá vetninu. Þar sem vetnið er örlítið jákvætt dregst það að nálægum neikvæðum hleðslum. Þegar þetta gerist verða veik hrif milli δ⁺ vetnisins í einni sameind og δ⁻ hleðslu á annarri sameind með rafneikvæðara atómi, venjulega súrefni. Vísindamenn kalla þessi hrif vetnistengi. Þessi tegund tengja er algeng og á sér stað reglulega milli vatnssameinda. Einstök vetnistengi eru veik og rofna auðveldlega; hins vegar koma þau fyrir í mjög miklum mæli í vatni og í lífrænum fjölliðum og mynda saman mikinn kraft. Vetnistengi bera einnig ábyrgð á að halda saman tvöföldum gormi DNA.

Líkt og vetnistengi eru van der Waals-hrif veik aðdráttaröfl eða hrif milli sameinda. Van der Waals-aðdráttur getur átt sér stað milli hvaða tveggja eða fleiri sameinda sem er og er háður smávægilegum sveiflum í rafeindaþéttleika, sem er ekki alltaf samhverfur umhverfis atóm. Til að þessi aðdráttur geti átt sér stað þurfa sameindirnar að vera mjög nálægt hver annarri. Þessi tengi – ásamt jónatengjum, samgildum tengjum og vetnistengjum – stuðla að þrívíddarbyggingu próteina í frumum okkar sem er nauðsynleg fyrir eðlilega virkni þeirra.

Starfstengsl

Lyfjaefnafræðingur

Lyfjaefnafræðingar bera ábyrgð á þróun nýrra lyfja og reyna að ákvarða verkunarmáta bæði gamalla og nýrra lyfja. Þeir koma að hverju skrefi í lyfjaþróunarferlinu. Við getum fundið lyf í náttúrulegu umhverfi eða við getum myndað þau á rannsóknarstofunni. Í mörgum tilfellum breyta efnafræðingar mögulegum lyfjum úr náttúrunni efnafræðilega á rannsóknarstofunni til að gera þau öruggari og virkari, og stundum koma tilbúnar útgáfur lyfja í stað þeirrar útgáfu sem við finnum í náttúrunni.

Eftir upphaflega uppgötvun eða myndun lyfs þróar efnafræðingurinn lyfið síðan áfram, breytir því kannski efnafræðilega, prófar það til að sjá hvort það sé eitrað og hannar síðan aðferðir fyrir skilvirka framleiðslu í stórum stíl. Síðan hefst ferlið við að samþykkja lyfið til notkunar fyrir menn. Í Bandaríkjunum sér Matvæla- og lyfjaeftirlitið (FDA) um samþykki lyfja. Þetta felur í sér röð umfangsmikilla tilrauna með þátttöku fólks til að tryggja að lyfið sé ekki skaðlegt og meðhöndli ástandið sem því er ætlað á áhrifaríkan hátt. Þetta ferli tekur oft nokkur ár og krefst þátttöku lækna og vísindamanna, auk efnafræðinga, til að ljúka prófunum og fá samþykki.

Dæmi um lyf sem var upphaflega uppgötvað í lifandi lífveru er Paclitaxel (Taxol), krabbameinslyf sem notað er til að meðhöndla brjóstakrabbamein. Þetta lyf uppgötvaðist í berki kyrrahafsýviðar. Annað dæmi er aspirín, sem var upphaflega einangrað úr víðiberki. Að finna lyf þýðir oft að prófa hundruð sýna af plöntum, sveppum og öðrum lífsformum til að sjá hvort þau innihaldi einhver líffræðilega virk efnasambönd. Stundum geta hefðbundnar lækningar gefið nútímalæknisfræði vísbendingar um hvar finna megi virkt efnasamband. Til dæmis hefur mannkynið notað víðibörk til að búa til lyf í þúsundir ára, allt aftur til Forn-Egyptalands. Hins vegar var það ekki fyrr en seint á 19. öld sem vísindamenn og lyfjafyrirtæki hreinsuðu og markaðssettu aspirínsameindina, asetýlsalisýlsýru, til notkunar fyrir menn.

Stundum hafa lyf sem þróuð eru til einnar notkunar ófyrirséð áhrif sem leyfa notkun á annan, óskyldan hátt. Til dæmis þróuðu vísindamenn upphaflega lyfið minoxidil (Rogaine) til að meðhöndla háan blóðþrýsting. Þegar það var prófað á mönnum tóku rannsakendur eftir því að einstaklingar sem tóku lyfið fengu nýjan hárvöxt. Að lokum markaðssetti lyfjafyrirtækið lyfið fyrir fólk með skalla til að endurheimta tapað hár.

Að lokum getur lyfjaefnafræðingur uppgötvað neikvæð áhrif eða jafnvel skort á áhrifum. Snemma á sjöunda áratugnum héldu uppfinningamenn, læknar og jafnvel bandarískur öldungadeildarþingmaður fram krabbameinshamlandi eiginleikum nýs lyfs, Krebiozen, og byrjuðu að markaðssetja og selja það af krafti. Með innrauðri litrófsgreiningu uppgötvuðu FDA-efnafræðingurinn Alma Levant Hayden og teymi hennar að „kraftaverkalyfið“ var ekkert annað en algengt efnasamband sem kallast kreatín. Starfsferill lyfjaefnafræðings getur falið í sér rannsóknarvinnu, tilraunir og lyfjaþróun, allt með það að markmiði að gera fólk heilbrigðara.