معلومة

3.1: الكهربية - علم الأحياء

3.1: الكهربية - علم الأحياء



We are searching data for your request:

Forums and discussions:
Manuals and reference books:
Data from registers:
Wait the end of the search in all databases.
Upon completion, a link will appear to access the found materials.

كهرسلبية

الجزيئات عبارة عن مجموعات من الذرات التي ترتبط ببعضها البعض من خلال الروابط. من المعقول أن نتوقع - والحالة التجريبية - أن الذرات المختلفة ستظهر خواصًا فيزيائية مختلفة ، بما في ذلك القدرة على التفاعل مع الذرات الأخرى. إحدى هذه الخصائص ، ميل الذرة لجذب الإلكترونات ، موصوفة بالمفهوم الكيميائي والمصطلح ، الكهربية. في حين تم تطوير عدة طرق لقياس الكهربية ، فإن الطريقة الأكثر شيوعًا التي يتم تدريسها لعلماء الأحياء هي تلك التي أنشأها لينوس بولينج.

إن وصف كيفية حساب باولينج الكهربية خارج نطاق BIS2A. ومع ذلك ، من المهم أن تعرف أن قيم الكهربية قد تم تحديدها تجريبيًا و / أو نظريًا لجميع العناصر تقريبًا في الجدول الدوري. القيم بدون وحدة ويتم الإبلاغ عنها بالنسبة للمرجع القياسي ، الهيدروجين ، الذي تبلغ كهروميته 2.20. كلما زادت قيمة الكهربية ، زاد ميل الذرة لجذب الإلكترونات. باستخدام هذا المقياس ، يمكن مقارنة الكهربية للذرات المختلفة كمياً. على سبيل المثال ، باستخدام الجدول 1 أدناه ، يمكنك الإبلاغ عن أن ذرات الأكسجين (O) أكثر كهرسلبية من ذرات الفوسفور (P).

الجدول 1. قيم Pauling الكهربية لعناصر مختارة ذات صلة بـ BIS2A وكذلك العناصر الموجودة في طرفي نقيض (الأعلى والأدنى) لمقياس الكهربية.

الإسناد: Marc T. Facciotti (العمل الأصلي)

تتمثل فائدة مقياس Pauling الكهربية في BIS2A في توفير أساس كيميائي لشرح أنواع الروابط التي تتشكل بين العناصر الشائعة الحدوث في الأنظمة البيولوجية وشرح بعض التفاعلات الرئيسية التي نلاحظها بشكل روتيني. نقوم بتطوير فهمنا للحجج القائمة على الكهربية حول الروابط والتفاعلات الجزيئية من خلال مقارنة الكهربية الكهربية لذرتين. تذكر أنه كلما زادت الطاقة الكهربية ، زادت قوة "سحب" الذرة على الإلكترونات القريبة.

يمكننا النظر ، على سبيل المثال ، في التفاعل المشترك بين الأكسجين (O) والهيدروجين (H). لنفترض أن O و H يتفاعلان (يشكلان رابطة) ونكتب هذا التفاعل كـ O-H ، حيث تمثل الشرطة بين الحروف التفاعل بين الذرتين. لفهم هذا التفاعل بشكل أفضل ، يمكننا مقارنة الكهربية النسبية لكل ذرة. من خلال فحص الجدول أعلاه ، نرى أن O لها كهرسلبية تبلغ 3.44 ، وأن H لها كهرسلبية تبلغ 2.20.

استنادًا إلى مفهوم الكهربية كما نفهمه الآن ، يمكننا أن نخمن أن ذرة الأكسجين (O) ستميل إلى "سحب" الإلكترونات بعيدًا عن الهيدروجين (H) عندما تتفاعل. سيؤدي هذا إلى ظهور شحنة سالبة طفيفة ولكنها مهمة حول ذرة O (بسبب زيادة ميل الإلكترونات إلى الارتباط بذرة O). ينتج عن هذا أيضًا شحنة موجبة طفيفة حول ذرة H (بسبب انخفاض احتمالية العثور على إلكترون قريب). نظرًا لأن الإلكترونات لا يتم توزيعها بالتساوي بين الذرتين ، ونتيجة لذلك ، فإن الشحنة الكهربائية أيضًا غير موزعة بالتساوي ، فإننا نصف هذا التفاعل أو الرابطة على أنها قطبي. هناك قطبان ساريان: القطب السالب بالقرب من الأكسجين والقطب الموجب بالقرب من الهيدروجين.

لتوسيع فائدة هذا المفهوم ، يمكننا الآن أن نسأل كيف يختلف التفاعل بين الأكسجين (O) والهيدروجين (H) عن التفاعل بين الكبريت (S) والهيدروجين (H). بمعنى ، كيف تختلف O-H عن S-H؟ إذا فحصنا الجدول أعلاه ، نرى أن الفرق في الكهربية بين O و H هو 1.24 (3.44 - 2.20 = 1.24) وأن الفرق في الكهربية بين S و H هو 0.38 (2.58 - 2.20 = 0.38). لذلك يمكننا أن نستنتج أن رابطة O-H أكثر قطبية من رابطة S. سنناقش عواقب هذه الاختلافات في الفصول اللاحقة.

الشكل 2. الجدول الدوري مع الكهربية لكل ذرة مدرجة.

الإسناد: بواسطة DMacks (https://en.wikipedia.org/wiki/Electronegativity) [CC BY-SA 3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)] ، عبر ويكيميديا ​​كومنز

يوضح فحص الجدول الدوري للعناصر (الشكل 2) أن الكهربية مرتبطة ببعض الخصائص الفيزيائية المستخدمة لتنظيم العناصر في الجدول. بعض الاتجاهات واضحة. على سبيل المثال ، تميل تلك الذرات ذات القدرة الكهربية الأكبر إلى الإقامة في الزاوية اليمنى العلوية من الجدول الدوري ، مثل الفلور (F) والأكسجين (O) والكلور (Cl) ، بينما تميل العناصر ذات القدرة الكهربية الأصغر إلى العثور عليها في الطرف الآخر من الجدول ، في أسفل اليسار ، مثل الفرانسيوم (Fr) والسيزيوم (Cs) والراديوم (Ra).

سيكون الاستخدام الرئيسي لمفهوم الكهربية في BIS2A هو توفير أساس مفاهيمي لمناقشة الأنواع المختلفة من الروابط الكيميائية التي تحدث بين الذرات في الطبيعة. سنركز بشكل أساسي على ثلاثة أنواع من السندات: الرابطة الأيونية, الروابط التساهمية و روابط الهيدروجين.


3.1: الكهربية - علم الأحياء

بنية البروتين ووظيفته

تنثني البروتينات في بنيتها الأصلية بسبب التفاعلات الكيميائية للأحماض الأمينية المختلفة. تكون البنية المطوية للبروتينات معًا أقسامًا بعيدة خطيًا من البروتين لتشكيل مواقع مثيرة للاهتمام كيميائيًا على البروتين.

الأولية & # 150 النتيجة للأحماض الأمينية التي تشكل سلسلة البروتين

تنظيم ثانوي & # 150 محلي في هياكل ثانوية مثل اللوالب وألواح ب

الترتيبات الثلاثية والأبعاد الثلاثية للأحماض الأمينية عندما تتفاعل مع بعضها البعض بسبب القطبية والتفاعلات الناتجة بين سلاسلها الجانبية

الرباعية & # 150 عدد والمواقع النسبية للوحدات البروتينية الفرعية

مصدر الصورة: www.ebi.ac.uk/microarray/biology_intro.html

  • ألانين (أ ، ألا)
  • فالين (V ، VAL)
  • ليوسين (L، LEU)
  • Isoleucine (I، ILE)
  • فينيل ألانين (F ، PHE)
  • برولين (ف ، للمحترفين)
  • سيرين (S ، SER)
  • ثريونين (T ، THR)
  • سيستين (C ، CYS)
  • ميثيونين (M ، MET)
  • التربتوفان (W ، TRP)
  • تيروزين (T ، TYR)
  • أسباراجين (N ، ASN)
  • الجلوتامين (Q ، GLN)
  • حمض الأسبارتيك (D ، ASP)
  • حمض الجلوتاميك (E ، GLU)
  • ليسين (K ، LYS)
  • أرجينين (R ، ARG)
  • الهيستيدين (H ، HIS)
  • بداية: أغسطس
  • توقف: UAA ، UAG ، UGA

كل حمض أميني له نفس البنية الأساسية ، ويختلف فقط في السلسلة الجانبية ، المعينة للمجموعة R. ذرة الكربون التي ترتبط بها المجموعة الأمينية ومجموعة الكربوكسيل والسلسلة الجانبية (المجموعة R) هي الكربون ألفا (C a).

يحتوي الجليسين فقط على ذرة هيدروجين بدلاً من مجموعة R.

مجموعات R غير القطبية ، كارهة للماء

مجموعات R القطبية ، المحبة للماء - في درجة الحموضة الفسيولوجية ، يتم شحن بعض مجموعات الأحماض الأمينية R ، بسبب تفكك أو ارتباط بروتون ، على سبيل المثال ، مجموعة كربوكسيل أو أمينية.

كيف "التسامح" هو خطأ في عملية نسخ الحمض النووي إلى الحمض النووي الريبي فيما يتعلق بتشفير آخر نيوكليوتيد في كل كودون؟

العناصر - الأشياء التي لا يمكن تقليلها أكثر بالتفاعلات الكيميائية

الذرة - "وحدة" فردية من عنصر

تتكون الذرات من ثلاث جسيمات دون ذرية مستقرة:

جسيم وزن الشحنة "موقع" نيوترون 1.7 × 10-24 جرام لا أحد نواة بروترون 1.7 × 10-24 جرام +1 نواة إلكترون حوالي 1 / 1،840 بقدر بروترون -1 تتحرك في مدارات حول النواة بسرعة الضوء

تنجذب الإلكترونات والبروتونات كهربائيًا لبعضها البعض.

تقريبا كل كتلة الذرة في نواتها تقريبا كل حجم الذرة تحتلها الإلكترونات.

يحدد عدد البروتونات (المعروف أيضًا برقمه الذري) العنصر. يؤدي تباين عدد النيوترونات إلى ظهور نظائر.

يؤدي تباين عدد الإلكترونات إلى ظهور أيونات.

ترتبط الجسيمات داخل الذرة ببعضها البعض بواسطة قوى جبارة.

من الأسهل إضافة أو إزالة الإلكترونات من الذرة أكثر من البروتون أو النيوترون. تشمل التفاعلات الكيميائية إلى حد كبير الذرات أو مجموعات الذرات والتفاعلات بين إلكتروناتها.

كل إلكترون في ذرة له رقم كمي يحدد ثلاث خصائص للإلكترون.

1. يتم تحديد مستوى طاقة الإلكترون من خلال الرقم الكمي الأساسي ، n ، والذي يتناسب مع متوسط ​​المسافة التي يمثلها من النواة. لكل قيمة n ، هناك n 2 مدارًا مختلفًا.

2. قد يكون شكل مدار الإلكترون كرويًا ، أو محددًا على شكل s أو على شكل دمبل ، يُشار إليه بالرمز p. المدار d و f و g له أشكال أخرى. وبالتالي فإن المدار 2p هو مدار على شكل دمبل عند مستوى الطاقة الثاني والمدار 3s هو مدار كروي عند مستوى الطاقة الثالث. المدار الكروي لمستويات الطاقة الثلاثة الأولى موضحة أدناه

3. يتم تمثيل اتجاه المدار في الفضاء بحرف منخفض. نظرًا لأن المدار الكروي يمكن أن يكون له اتجاه واحد فقط محتمل ، فإن الأرقام الكمومية للإلكترونات s لا تحمل أبدًا أي خط منخفض. يُظهر المدار p على شكل دمبل ثلاثة اتجاهات مختلفة ، والتي يتم تمثيلها تقليديًا على طول الإحداثيات الديكارتية الثلاثة للفضاء: x و y و z. تعبر الأعداد الكمية للإلكترونات p عن الاتجاه بعلامة x أو y أو z. المدارات d لها خمسة اتجاهات محتملة والمدارات f لها سبعة اتجاهات.

تتمثل إحدى طرق تفسير التفاعل الكيميائي في الدرجة التي تجذب بها الذرة إلكترونات الذرات الأخرى. يتم تحديد جاذبية الذرة لمثل هذه الإلكترونات من خلال عدد الإلكترونات في مستوى طاقتها الخارجية ، أو الغلاف الخارجي.

    الذرات ذات الأصداف الخارجية المملوءة بالكامل لا تجذب الإلكترونات وتكون غير متفاعلة نسبيًا أو خاملة.

تميل الذرة التي تحتوي على إلكترون واحد فقط في مستواها الخارجي إلى فقدان هذا الإلكترون بسهولة. عند فقدان الإلكترون ، تكتسب الذرة شحنة كهربائية إجمالية قدرها +1 ، مما يمكّنها من الانجذاب والتفاعل مع الذرات ذات الشحنة المعاكسة. على العكس من ذلك ، تميل الذرات التي تحتوي على شاغر واحد في مستوى طاقتها الخارجية إلى التقاط إلكترون ، وتصبح سالبة الشحنة. باستثناء المستوى 1 ، تميل الذرات التي تحتوي على إلكترونين في مستوى طاقتها الخارجية إلى فقدان ذرتين من الإلكترونات مع ستة إلكترونات ذات غلاف خارجي تميل إلى اكتساب اثنتين. تميل الذرات التي تحتوي على أربعة إلكترونات ذات غلاف خارجي إلى فقدان أو اكتساب إلكترونات. تفقد الذرات الإلكترونات أو تكتسبها فقط إذا تفاعلت معها الذرات المستقبلة أو المانحة.

التكافؤ - عدد الإلكترونات غير المزاوجة في المدار الخارجي للذرة.

6 ج لها تكافؤ 4 وتشكل عادة 4 روابط

الذرات ذات التكافؤ المتماثل لها خصائص كيميائية متشابهة: الكربون ، 6 درجة مئوية

الكهربية هي انجذاب ذرات ("رغبة") للإلكترونات.

يتم تحديد كهرسلبية الذرات من خلال عدد الإلكترونات التي تحتاجها لاكتسابها أو التبرع بها لملء أو تفريغ غلافها الخارجي من المدارات بالكامل.

الهيدروجين (1 H) والكربون (6 C) لهما أغلفة خارجية نصف ممتلئة ، لذا فإن سلبيتهما الكهربية متساوية تقريبًا ، لذلك يتشاركان الإلكترونات بالتساوي.

الأكسجين (8 O) أكثر كهرسلبية لأنه يحتاج فقط إلى اكتساب 2 (أو فقد 6) إلكترونات لإكمال غلافه الخارجي. لذلك ، عندما يرتبط الأكسجين بالهيدروجين (H 2 O) ، تقضي الإلكترونات وقتًا أطول بالقرب من ذرة الأكسجين مما يتسبب في فصل طفيف للشحنة ، يسمى الرابطة القطبية.

تسمح الروابط القطبية بالترابط الهيدروجيني في الجزيئات.

الروابط الهيدروجينية أضعف بكثير من الروابط التساهمية حيث لا توجد إلكترونات مشتركة بين الذرات.

لماذا لا يختلط الزيت والماء؟

تحتوي الجزيئات المحبة للماء ("صديقة للماء") على روابط قطبية تسمح لها بالذوبان في الماء بسهولة.

تحتوي الجزيئات الكارهة للماء ("الخوف من الماء") على روابط غير قطبية تمنعها من تكوين روابط هيدروجينية مع الماء لذا فهي ليست قابلة للذوبان في الماء.

الأدوات المستخدمة لتوليد بيانات التسلسل واختبار الأهمية البيولوجية لنتائج المعلوماتية الحيوية المحتملة.

هضم إنزيمات التقييد - تقوم البروتينات التي تسمى إنزيمات التقييد بقطع الحمض النووي المزدوج الشريطة عندما تواجه تسلسلًا محددًا من النيوكليوتيدات ، يطلق عليه موقع التقييد.

أكثر من 300 نوع من إنزيمات التقييد المعروفة ، على سبيل المثال ،

انزيم التقييد موقع التقييد
ايكو ري 5 '- GAATTC - 3'
هينف أنا 5 '- جاتك - 3'
ليس أنا 5 '- GCGGCCGC - 3'

ما حجم شظايا الحمض النووي التي تتوقعها باستخدام EcoRI مقابل HinfI؟

يمكن للأنزيمات المقيدة أن تقطع خيطي الحمض النووي "مستقيمين" لتترك نهايات غير حادة ، أو "ملتوية" لتترك نهايات لزجة.

ملخص: تعمل إنزيمات التقييد بمثابة "مقص" للحمض النووي

يسمح الفصل الكهربائي للهلام بفصل آلاف شظايا الحمض النووي الناتجة عن هضم الحمض النووي بواسطة إنزيم التقييد

  • يتم تحميل شظايا الحمض النووي (الحمض النووي الريبي أو البروتينات) في الآبار في أحد طرفي مصفوفة تشبه الهلام (agarose أو الأكريلاميد)
  • يتم تطبيق المجال الكهربائي عبر الهلام
  • يهاجر العمود الفقري للفوسفات سالب الشحنة للحمض النووي نحو القطب الموجب
  • تتحرك الجزيئات الأصغر بشكل أسرع عبر مصفوفة الهلام بحيث يتم فصل الجزيئات حسب الحجم.

باستخدام المواد الهلامية بتركيزات مختلفة من الاغاروز ، يمكن للمرء حل أحجام مختلفة من شظايا الحمض النووي.

تركيزات أعلى لفصل agarose facilite للحمض النووي الصغير ، بينما تسمح تركيزات agarose المنخفضة بتحليل الحمض النووي الأكبر.


العوامل المؤثرة في الكهربية

(أ) الحجم الذري: تتناقص القدرة الكهربية للذرة المترابطة مع زيادة حجمها.

(ب) عندما تكون الشحنة النووية الفعالة عالية ، ستجذب النواة الإلكترونات المشتركة بقوة أكبر وستكون الكهربية عالية.

كهرسلبية فعالة الشحنة النووية

(ج) هذا التأثير يزيد من الحجم الذري مما يقلل من قيمة الكهربية.

د) حالة تهجين الذرة: تزداد السالبية الكهربية مع زيادة خصائص المدار الهجين. هذا لأن المدار s أقرب إلى النواة وبالتالي يعاني من جاذبية أكبر مما ينتج عنه زيادة في الكهربية. النسبة المئوية للكهرباء من س طابع المدار الهجين

(هـ) يُعرف عدد الروابط التساهمية الموجودة بين ذرتين مترابطتين بترتيب السندات. مع الزيادات في ترتيب الرابطة ، تقلل مسافة الرابطة الشحنة النووية الفعالة وبالتالي تزداد الكهربية.

ترتيب السندات الكهربية

الترتيب المتزايد للسلبية الكهربية هو كما يلي: C – C & lt C = C & lt C C

(F) عدد التأكسد: تزداد قيمة الكهربية مع زيادة عدد الأكسدة لأن نصف القطر يتناقص مع زيادة عدد الأكسدة.

رقم التأكسد α الكهربية

الترتيب المتزايد للكهرباء هو كما يلي:

(ز) لا تعتمد الكهربية على استقرار المدارات المملوءة بالكامل أو نصف الممتلئة لأنها ببساطة قدرة النواة على جذب الإلكترونات. هنا لا يدخل الإلكترون مدار الذرة.

الجدول الدوري والكهربائية

يتناقص الحجم الذري عند الانتقال من اليسار إلى اليمين في فترة ما ، وبالتالي تزداد الكهربية. يزداد الحجم الذري عند الانتقال من أعلى إلى أسفل في مجموعة وبالتالي تنخفض القدرة الكهربية.

(أ) الغازات الخاملة: قيمة الكهربية للغازات الخاملة هي صفر لأنها لا تشكل روابط تساهمية

(ب) في فترة ما ، تكون قيمة الكهربية الكهربية للهالوجين هي القصوى ، بينما تكون قيمة الكهربية الكهربية للمعدن القلوي هي الحد الأدنى.

(ج) F لها قيمة كهرسلبية قصوى في الجدول الدوري ، بينما C لديها الحد الأدنى من الكهربية.

(د) وفقًا لمقياس Pauling ، فإن قيمة الكهربية الكهربية لـ F هي 4.0 ، و O تساوي 3.5 N تساوي 3.0 و Cl هي 3.1.

استثناءات

(هـ) تظهر عناصر المجموعة II B أي Zn و Cd و Hg زيادة في قيمة الكهربية عند الانتقال من أعلى إلى أسفل في المجموعة.

(F) تظهر عناصر المجموعة III-A ، أي Al to Ga ، زيادة في قيمة الكهربية عند الانتقال من أعلى إلى أسفل في المجموعة.

(ز) لا تظهر عناصر المجموعة IV A أي تغيير في قيمة الكهربية عند الانتقال من أعلى إلى أسفل في المجموعة من Si على الكلمات.

الجدول الدوري والكهربائية

يتناقص الحجم الذري عند الانتقال من اليسار إلى اليمين في فترة ما ، وبالتالي تزداد الكهربية. يزداد الحجم الذري عند الانتقال من أعلى إلى أسفل في مجموعة وبالتالي تنخفض القدرة الكهربية.

(أ) الغازات الخاملة: قيمة الكهربية للغازات الخاملة هي صفر لأنها لا تشكل روابط تساهمية

(ب) في فترة ما ، تكون قيمة الكهربية الكهربية للهالوجين هي القصوى ، بينما تكون قيمة الكهربية الكهربية للمعدن القلوي هي الحد الأدنى.

(ج) F لها قيمة كهرسلبية قصوى في الجدول الدوري ، بينما C لديها الحد الأدنى من الكهربية.

(د) وفقًا لمقياس Pauling ، فإن قيمة الكهربية الكهربية لـ F هي 4.0 ، و O تساوي 3.5 N تساوي 3.0 و Cl هي 3.1.

استثناءات

(هـ) تظهر عناصر المجموعة II B أي Zn و Cd و Hg زيادة في قيمة الكهربية عند الانتقال من أعلى إلى أسفل في المجموعة.

(F) تظهر عناصر المجموعة III-A ، أي Al to Ga ، زيادة في قيمة الكهربية عند الانتقال من أعلى إلى أسفل في المجموعة.

(ز) لا تظهر عناصر المجموعة IV A أي تغيير في قيمة الكهربية عند الانتقال من أعلى إلى أسفل في المجموعة من Si على الكلمات.


محتويات

تحرير باولينج الكهربية

اقترح بولينج لأول مرة [3] مفهوم الكهربية في عام 1932 لشرح سبب أن الرابطة التساهمية بين ذرتين مختلفتين (أ-ب) أقوى من متوسط ​​الروابط أ-أ وب-ب. وفقًا لنظرية رابطة التكافؤ ، التي كان بولينج من أبرز المؤيدين لها ، فإن هذا "التثبيت الإضافي" للرابطة غير النوية يرجع إلى مساهمة الأشكال القانونية الأيونية في الترابط.

يتم إعطاء الفرق في الكهربية بين الذرات A و B من خلال:

حيث طاقات التفكك ، هد، من الروابط A – B و A – A و B – B يتم التعبير عنها بالفولت الإلكتروني ، ويتم تضمين العامل (eV) - 1 2 لضمان نتيجة بلا أبعاد. ومن ثم ، فإن الاختلاف في الكهربية الكهربية لبولينج بين الهيدروجين والبروم هو 0.73 (طاقات التفكك: H-Br ، 3.79 eV H-H ، 4.52 eV Br-Br 2.00 eV)

نظرًا لأنه يتم تحديد الاختلافات في الكهربية فقط ، فمن الضروري اختيار نقطة مرجعية عشوائية من أجل إنشاء مقياس. تم اختيار الهيدروجين كمرجع ، حيث أنه يشكل روابط تساهمية مع مجموعة كبيرة ومتنوعة من العناصر: تم إصلاح سلبيته الكهربية أولاً [3] عند 2.1 ، وتم تعديلها لاحقًا [6] إلى 2.20. من الضروري أيضًا تحديد أي من العنصرين هو الأكثر كهرسلبية (أي ما يعادل اختيار إحدى العلامتين المحتملتين للجذر التربيعي). عادة ما يتم ذلك باستخدام "الحدس الكيميائي": في المثال أعلاه ، يذوب بروميد الهيدروجين في الماء ليشكل أيونات H + و Br ، لذلك قد يُفترض أن البروم أكثر كهرسلبية من الهيدروجين. ومع ذلك ، من حيث المبدأ ، نظرًا لأنه يجب الحصول على نفس السالبية الكهربية لأي مركبين مترابطين ، فإن البيانات في الواقع محددة بشكل مفرط ، وتكون العلامات فريدة بمجرد تثبيت نقطة مرجعية (عادةً ، لـ H أو F).

لحساب القدرة الكهربية لبولينج لعنصر ما ، من الضروري الحصول على بيانات عن طاقات التفكك لنوعين على الأقل من الروابط التساهمية المكونة من هذا العنصر. قام A.L Allred بتحديث قيم Pauling الأصلية في عام 1961 لمراعاة التوفر الأكبر للبيانات الديناميكية الحرارية ، [6] وهذه القيم "المنقحة بولينج" للكهرباء السالبة هي الأكثر استخدامًا.

النقطة الأساسية لسلبية Pauling الكهربية هي أن هناك صيغة أساسية ، دقيقة تمامًا ، شبه تجريبية لطاقات التفكك ، وهي:

أو في بعض الأحيان تناسب أكثر دقة

هذه معادلة تقريبية ولكنها تحمل دقة جيدة. حصل عليها بولينج بالإشارة إلى أنه يمكن تمثيل الرابطة تقريبًا على أنها تراكب ميكانيكي كمي لرابطة تساهمية وحالتين من حالات الرابطة الأيونية. الطاقة التساهمية للرابطة تقريبية ، بحسابات ميكانيكا الكم ، المتوسط ​​الهندسي لطاقتين من الروابط التساهمية للجزيئات نفسها ، وهناك طاقة إضافية تأتي من العوامل الأيونية ، أي الطابع القطبي للرابطة.

المتوسط ​​الهندسي مساوٍ تقريبًا للمتوسط ​​الحسابي - الذي يتم تطبيقه في الصيغة الأولى أعلاه - عندما تكون الطاقات ذات قيمة مماثلة ، على سبيل المثال ، باستثناء العناصر شديدة الحساسية للكهرباء ، حيث يوجد فرق أكبر بين طاقتين تفكك هندسي يعني أكثر دقة ويعطي دائمًا طاقة زائدة موجبة ، بسبب الترابط الأيوني. يشير بولينج إلى أن الجذر التربيعي لهذه الطاقة الزائدة هو مضاف تقريبًا ، وبالتالي يمكن للمرء أن يقدم الكهربية. وبالتالي ، فإن هذه الصيغة شبه التجريبية لطاقة الرابطة هي التي يقوم عليها مفهوم Pauling الكهربية.

الصيغ تقريبية ، لكن هذا التقريب التقريبي في الواقع جيد نسبيًا ويعطي الحدس الصحيح ، مع فكرة قطبية الرابطة وبعض التأريض النظري في ميكانيكا الكم. ثم يتم تحديد الكهربية لتناسب البيانات بشكل أفضل.

في المركبات الأكثر تعقيدًا ، هناك خطأ إضافي لأن الكهربية تعتمد على البيئة الجزيئية للذرة. أيضًا ، لا يمكن استخدام تقدير الطاقة إلا للروابط الفردية ، وليس للروابط المتعددة. يمكن لاحقًا تقريب طاقة تكوين جزيء يحتوي على روابط مفردة فقط من جدول الكهربية ويعتمد على مكونات ومجموع مربعات الاختلافات الكهربية لجميع أزواج الذرات المترابطة. تحتوي هذه الصيغة لتقدير الطاقة عادةً على خطأ نسبي قدره 10٪ ولكن يمكن استخدامها للحصول على فكرة نوعية تقريبية وفهم للجزيء.


يعتبر بيتا بالإضافة إلى الإشعاع أحد أنواع الاضمحلال. هيكل البوزيترون هو المكان الذي يوجد فيه بروتون بيتا بلس في النويدات المشعة. ثم.

لذلك يمكننا أن نرى أن النجوم هي مجرد ذرات (هيدروجين) تضرب بعضها البعض وتنتج الضوء. يعرف العلماء ما تتكون النجوم من خلال استخدام a.

وغالبًا ما يطلق عليها "مصانع البروتين" للخلية. تتحد الريبوسومات مع الأحماض الأمينية وهذان معًا هو ما يصنع البروتينات. هم.

تلعب الفونونات دورًا رئيسيًا في فهم المواد وخصائصها الفيزيائية للمواد المكثفة مثل الحرارة النوعية والتوصيل الحراري. مورو.

يعد البروتون جزءًا مهمًا جدًا من الذرة ، لأن العدد الذري للذرة يعادل عدد البروتونات الموجودة في الذرة. بالإضافة إلى.

طومسون. كان اسمه إرنست رذرفورد واكتشف الجسيمات الموجبة الشحنة في الذرة ، والتي تسمى البروتونات. اكتشفهم بإطلاق النار على alpha p.

ما هو مقياس الكيمياء؟ الأرقام المهمة في ورقة العمل والترميز العلمي وأسماء النظام المتري _______________ _______________ القسم.

على سبيل المثال ، عند الخضوع للاضمحلال الإشعاعي ، تصبح ذرة العدد الذري 92 (مع 92 بروتونًا) ذرة ذات عدد ذري ​​90 (مع 90 بروتونًا).

التأثير الكهروضوئي- ملاحظة أن العديد من المعادن تصدر إلكترونات عندما يضيء الضوء عليها الفوتون (الكم) - حزمة من طيف الانبعاث الضوئي- أ.

ينص هذا القانون على أن "الكتلة الكلية تظل ثابتة أثناء التغيير الكيميائي" (Ebbing and Gammon ، 7) أو أن هذه المادة لا تختفي ببساطة أثناء إجراء كيميائي.


سلسلة أسئلة الكهربية

أهلا! أود أن أعرف ما إذا كان ما أفكر فيه صحيحًا. الرجاء مساعدتي لأنني في حيرة من أمري

1. إذا كان لدى atom & quotX & quot طاقة كهرسلبية عالية ، فهذا يعني أنه يمكن أن تأخذ الإلكترونات من الذرة & quotY & quot مع كهرسلبية منخفضة مما يتسبب بسهولة في أن يكون لدى الذرة & quotX & quot شحنة سالبة أكثر & quot هل هذه العبارة صحيحة؟

2. بالنظر إلى العبارة رقم 1 ، هل يعني هذا أن الذرة ذات الطاقة الكهربية العالية من المرجح أن يكون لها شحنة سالبة & quot- & quot؟

3. ماذا عن مجمع؟ على سبيل المثال ، عبارة عن مركب كاشف Grignard & quotRMgX & quot حيث تشير & quotR & quot إلى أي هيدروكربون ، وتشير & quotMg & quot إلى المغنيسيوم و & quotX & quot كهاليد. أود أن أعرف كيف تعمل الكهربية مع تفاعل غرينيارد في تكوين مركب كربون-كربون جديد. عندما يضاف ثاني أكسيد الكربون & quotCO2 & quot إلى كاشف Grignard. إليك ما يحدث كما هو موضح في 3.1.

ثم تقوم بتحليله بالماء لتشكيل مركب الكربون والكربون الجديد في 3.2.

3.2 RCOOMgX + H2O - & gt RCOOH + Mg (OH) X

فيما يتعلق بهذا التفاعل ، مع ارتباط الكربون في & quotR & quot وكربون & quotC & quot ، كيف تأثرت كهربيتها (حول الزيادة أو النقص في الكهربية أو الشحن حتى يمكن للكربون & quotR & quot أن يشكلوا رابطة مع الكربون & quotC & quot) حتى يتمكنوا من تكوين رابطة وكذلك انها علاقتها مع المغنيسيوم & quotMg & quot الكهربية؟ لا أحصل على الشرح في الرابط http://wiki.answers.com/Q/Why_Magnesium_is_necessary_for_Grignard's_reagent#slide1

إذا كان بإمكانك تقديم شرح بسيط وسهل الفهم في مصطلح الشخص العادي إن أمكن. لدي امتحان القبول الذي سيتضمن هذا الموضوع. شكرا لك.


3.1: الكهربية - علم الأحياء

مطلوب الاشتراك في J o VE لعرض هذا المحتوى. ستتمكن من رؤية أول 20 ثانية فقط.

يتوافق مشغل الفيديو JoVE مع HTML5 و Adobe Flash. المتصفحات القديمة التي لا تدعم HTML5 وبرنامج ترميز الفيديو H.264 ستظل تستخدم مشغل فيديو يعتمد على Flash. نوصي بتنزيل أحدث إصدار من Flash هنا ، لكننا ندعم جميع الإصدارات 10 وما فوق.

إذا لم يساعد ذلك ، فيرجى إخبارنا بذلك.

تشكل اللافلزات روابط تساهمية عن طريق مشاركة الإلكترونات. لكن هل هذه الإلكترونات مشتركة بالتساوي بين كلتا الذرتين ، أم أن ذرة واحدة تجذب الإلكترونات أكثر من الأخرى؟

يصور نموذج لويس جميع الروابط التساهمية على أنها إلكترونات مشتركة بشكل متساوٍ ، ولكن هذا ليس هو الحال دائمًا. على سبيل المثال ، إذا تم وضع النيتروجين الغازي في مجال كهربائي ، فسيتم توجيهه بالتساوي بين القطبين.

ولكن عندما يتم وضع كلوريد الهيدروجين الغازي ، وهو جزيء محايد ، في مجال كهربائي ، يتجه الهيدروجين نحو الكاثود والكلور نحو الأنود ، مما يشير إلى أن الهيدروجين له شحنة موجبة جزئية وأن الكلور له شحنة سالبة جزئية.

تسمى قدرة الذرة على جذب الإلكترونات نحو نفسها الكهربية الكهربية. وهكذا يقال أن الكلور أكثر كهرسلبية من الهيدروجين ، حيث يجذب الإلكترونات المشتركة نحو نفسه ، بينما يقاوم إزالة إلكتروناته.

ومع ذلك ، فإن هذا لا يجعل الرابطة أيونية. في الرابطة الأيونية ، يتم نقل الإلكترونات من المعادن إلى اللافلزات ، بينما في حمض الهيدروكلوريك ، يتم تقاسم الإلكترونات بشكل غير متساو. كثافة الإلكترون أعلى على الكلور منها على ذرة الهيدروجين التي تشكل رابطة تساهمية قطبية.

كلما زاد الفرق في الكهربية بين ذرتين ، كلما كانت الرابطة أكثر قطبية. وهكذا ، بالإضافة إلى الروابط التساهمية أو الأيونية غير القطبية ، توجد الروابط التساهمية القطبية عبر مجموعة كبيرة ومتنوعة من المركبات.

درس الكيميائي الأمريكي لينوس بولينج الطاقات المطلوبة لكسر الروابط في جزيئات مثل الكلور ثنائي الذرة أو الهيدروجين. أنشأ مقياسًا للكهرباء يعتمد على البيانات الحرارية الكيميائية ، مما يساعد على التنبؤ بأنواع الروابط.

ترتبط الكهربية بطاقة التأين وتقارب الإلكترون في الذرات. في الجدول الدوري ، تزداد قيم الكهربية من اليسار إلى اليمين وتكون المعادن أقل كهرسلبية مقارنة باللافلزات ، باستثناء المعادن الانتقالية.

بالإضافة إلى ذلك ، فإن قيم الكهربية تتناقص أسفل العمود ومع زيادة الحجم الذري ، لأن الذرات تكون أقل قدرة على جذب الإلكترونات إلى نفسها.

يحتوي الفلور ، وهو العنصر الأكثر كهرسلبية ، على قيمة كهرسلبية معينة بشكل تعسفي تبلغ 3.98. الفرانسيوم ، من ناحية أخرى ، هو أقل عنصر كهرسلبي مع قيمة كهرسلبية تبلغ 0.7.

لا تحتوي الكهربية على وحدة لا يمكن تحديدها تجريبياً.

9.7: الكهربية

يتم تحديد ما إذا كانت الرابطة غير قطبية أو تساهمية قطبية من خلال خاصية الذرات الرابطة التي تسمى الكهربية الكهربية.

تم اقتراح قيم الكهربية للعناصر من قبل أحد أشهر الكيميائيين في القرن العشرين: لينوس بولينج. درس بولينج الطاقات المطلوبة لكسر الروابط في الجزيئات غير المتجانسة مثل الهيدروجين والفلورايد. بناءً على القيم ، اقترح أن الطاقة المطلوبة لكسر الرابطة ستكون متوسط ​​طاقات الرابطة لـ H2 (436 كيلوجول / مول) و F.2 (155 كيلوجول / مول) ، أي 296 كيلوجول / مول. ومع ذلك ، فإن طاقة الرابطة التي تم الحصول عليها تجريبياً لـ HF هي 565 كيلو جول / مول ، وهي أعلى بكثير من القيمة المتوقعة. لتفسير هذا الاختلاف ، اقترح بولينج أن الرابطة يجب أن يكون لها طابع أيوني ، والذي يحدده مفهوم الكهربية.

الكهربية هي مقياس لميل الذرة لجذب الإلكترونات (أو كثافة الإلكترون) نحو نفسها.

تحدد الكهربية كيفية توزيع الإلكترونات المشتركة بين الذرتين في الرابطة. كلما زادت قوة جذب الذرة للإلكترونات في روابطها ، زادت كهرسلبيتها. يتم إزاحة الإلكترونات الموجودة في الرابطة التساهمية القطبية نحو الذرة الأكثر كهرسلبية ، وبالتالي ، فإن الذرة الأكثر كهرسلبية هي تلك التي تحتوي على شحنة سالبة جزئية. كلما زاد الاختلاف في الكهربية ، زاد الاستقطاب في توزيع الإلكترون وزادت الشحنات الجزئية للذرات.

الكهربية والجدول الدوري

  • تزداد الكهربية من اليسار إلى اليمين عبر فترة في الجدول الدوري وتنخفض إلى أسفل مجموعة.
  • تتبع قيم الكهربية المشتقة من Pauling اتجاهات دورية يمكن التنبؤ بها ، مع ارتفاع الكهرسلبية نحو أعلى يمين الجدول الدوري.
  • وبالتالي ، فإن اللافلزات الموجودة في الجزء العلوي الأيمن ، تميل إلى الحصول على أعلى كهرسلبية ، مع الفلور هو العنصر الأكثر كهرسلبية على الإطلاق (EN = 4.0).
  • تميل المعادن إلى أن تكون عناصر كهربية أقل ، وتحتوي معادن المجموعة 1 على أقل كهرسلبية.
  • يتم استبعاد الغازات النبيلة من قائمة الكهربية لأن هذه الذرات عادة لا تشارك الإلكترونات مع ذرات أخرى لأن لها غلاف تكافؤ كامل. (بينما مركبات الغازات النبيلة مثل XeO2 موجودة ، لا يمكن تشكيلها إلا في ظل ظروف قاسية ، وبالتالي فهي لا تتناسب بدقة مع النموذج العام للسلبية الكهربية.)

الكهربية مقابل تقارب الإلكترون

احرص على عدم الخلط بين الكهربية وتقارب الإلكترون. تقارب الإلكترون لعنصر ما هو كمية مادية قابلة للقياس ، أي الطاقة المنبعثة أو الممتصة عندما تكتسب ذرة الطور الغازي المعزولة إلكترونًا ، تقاس بالكيلوجول / مول. من ناحية أخرى ، تصف الكهربية كيف تجذب الذرة بشدة الإلكترونات في رابطة. إنها كمية بلا أبعاد يتم حسابها وليس قياسها. اشتق باولينج القيم الكهربية الأولى من خلال مقارنة كميات الطاقة المطلوبة لكسر أنواع مختلفة من الروابط. اختار مقياسًا نسبيًا تعسفيًا يتراوح من 0 إلى 4.


1.3.2. خصائص الروابط التساهمية

هدف التعلم

الروابط التساهمية لها خصائص معينة تعتمد على هويات الذرات المشاركة في الرابطة. سمتان هما طول الرابطة وقطبية الرابطة.

طول الرابطة

الرابطة التساهمية في جزيء الهيدروجين (H2) بطول معين (حوالي 7.4 × 10 −11 م). الروابط التساهمية الأخرى لها أيضًا أطوال روابط معروفة ، والتي تعتمد على كل من هويات الذرات في الرابطة وما إذا كانت الروابط هي روابط مفردة أو مزدوجة أو ثلاثية. الجدول 1.1. يسرد أطوال الرابطة التقريبية لبعض الروابط التساهمية الفردية. قد يختلف طول الرابطة الدقيق اعتمادًا على هوية الجزيء ولكنه سيكون قريبًا من القيمة الواردة في الجدول.

الجدول 1.1. أطوال الرابطة التقريبية لبعض الروابط الفردية

رابطة الطول (× 10 −12 م)
ح ح 74
ح- ج 110
ح – ن 100
ح - يا 97
أهلا 161
نسخة 154
سي - ن 147
C – O 143
N – N 145
O – O 145

الجدول 1.2. يقارن أطوال الروابط التساهمية المفردة مع أطوال الروابط المزدوجة والثلاثية بين نفس الذرات. بدون استثناء ، مع زيادة عدد الروابط التساهمية بين ذرتين ، يتناقص طول الرابطة. With more electrons between the two nuclei, the nuclei can get closer together before the internuclear repulsion is strong enough to balance the attraction.

Table 1.2. Comparison of bond lengths for single and multiple bonds

Bond Length (× 10 −12 m)
C–C 154
C=C 134
C≡C 120
C–N 147
C=N 128
C≡N 116
C–O 143
C=O 120
C≡O 113
N–N 145
N=N 123
N≡N 110
O–O 145
O=O 121

Electronegativity and bond polarity

Figure 1.6. Polar versus nonpolar covalent bonds. (a) The electrons in the covalent bond are equally shared by both hydrogen atoms. This is a nonpolar covalent bond. (b) The fluorine atom attracts the electrons in the bond more than the hydrogen atom does, leading to an imbalance in the electron distribution. This is a polar covalent bond.

Although we defined covalent bonding as electron sharing, the electrons in a covalent bond are not always shared equally by the two bonded atoms. Unless the bond connects two atoms of the same element, there will always be one atom that attracts the electrons in the bond more strongly than the other atom does, as shown in Figure 1.6. “Polar versus Nonpolar Covalent Bonds”. When such an imbalance occurs, there is a resulting buildup of some negative charge (called a partial negative charge and designated δ−) on one side of the bond and some positive charge (designated δ+) on the other side of the bond. A covalent bond that has an unequal sharing of electrons, as in part (b) of Figure 1.6., is called a polar covalent bond. A covalent bond that has an equal sharing of electrons (part (a) is called a nonpolar covalent bond.

Any covalent bond between atoms of different elements is a polar bond, but the degree of polarity varies widely. Some bonds between different elements are only minimally polar, while others are strongly polar. Ionic bonds can be considered the ultimate in polarity, with electrons being transferred rather than shared. To judge the relative polarity of a covalent bond, chemists use electronegativity , which is a relative measure of how strongly an atom attracts electrons when it forms a covalent bond. There are various numerical scales for rating electronegativity. الشكل 1.7. “Electronegativities of Various Elements” shows one of the most popular—the Pauling scale. The polarity of a covalent bond can be judged by determining the difference in the electronegativities of the two atoms making the bond. The greater the difference in electronegativities, the greater the imbalance of electron sharing in the bond. Although there are no hard and fast rules, the general rule is if the difference in electronegativities is less than about 0.4, the bond is considered nonpolar if the difference is greater than 0.4, the bond is considered polar. If the difference in electronegativities is large enough (generally greater than about 1.8), the resulting compound is considered ionic rather than covalent. An electronegativity difference of zero, of course, indicates a nonpolar covalent bond.

When a molecule’s bonds are polar, the substance is usually found to be polar. The polarity of water has an enormous impact on its physical and chemical properties. (For example, the boiling point of water [100°C] is high for such a small molecule and is due to the fact that polar molecules attract each other strongly.) This aspect will be discussed in more detail in section 1.8. on intermolecular forces.

الشكل 1.7. Electronegativities of Various Elements. A popular scale for electronegativities has the value for fluorine atoms set at 4.0, the highest value.

Looking Closer: Linus Pauling

Arguably the most influential chemist of the 20th century, Linus Pauling (1901–94) is the only person to have won two individual (that is, unshared) Nobel Prizes. In the 1930s, Pauling used new mathematical theories to enunciate some fundamental principles of the chemical bond. His 1939 book The Nature of the Chemical Bond is one of the most significant books ever published in chemistry.

By 1935, Pauling’s interest turned to biological molecules, and he was awarded the 1954 Nobel Prize in Chemistry for his work on protein structure. (He was very close to discovering the double helix structure of DNA when James Watson and James Crick announced their own discovery of its structure in 1953.) He was later awarded the 1962 Nobel Peace Prize for his efforts to ban the testing of nuclear weapons.

In his later years, Pauling became convinced that large doses of vitamin C would prevent disease, including the common cold. Most clinical research failed to show a connection, but Pauling continued to take large doses daily. He died in 1994, having spent a lifetime establishing a scientific legacy that few will ever equal.

Linus Pauling was one of the most influential chemists of the 20th century.

Example 2

Describe the electronegativity difference between each pair of atoms and the resulting polarity (or bond type).


Electron Transport Chain

In their reduced forms, NADH and FADH2 carry electrons to the electron transport chain in the inner mitochondrial membrane. They deposit their electrons at or near the beginning of the transport chain, and the electrons are then passed along from one protein or organic molecule to the next in a predictable series of steps. Importantly, the movement of electrons through the transport chain is energetically “downhill,” such that energy is released at each step. In redox terms, this means that each member of the electron transport chain is more electronegative (electron-hungry) that the one before it, and less electronegative than the one after [2] . NAD + , which deposits its electrons at the beginning of the chain as NADH, is the least electronegative, while oxygen, which receives the electrons at the end of the chain (along with H + ) to form water, is the most electronegative. As electrons trickle “downhill” through the transport chain, they release energy, and some of this energy is captured in the form of an electrochemical gradient and used to make ATP.


شاهد الفيديو: مقدمة في علم التشريح وعلم وظائف الأعضاء: تحطم دورة A u0026 P # 1 (أغسطس 2022).