Informatie

W2017_Lecture_02_reading - Biologie


Modellen en vereenvoudigende aannames

Modellen van echte dingen maken

Het leven is gecompliceerd. Een veelvoorkomend aforisme luidt: Alle modellen zijn fout, maar sommige zijn nuttig. Modellen zijn er in verschillende vormen, waaronder, maar niet beperkt tot:

Soorten modellen

  • Fysieke modellen - dit zijn 3D-objecten die we kunnen aanraken.
  • Tekeningen - deze kunnen op papier of op de computer zijn en in 2D of virtueel 3D. We kijken er vooral naar.
  • Wiskundige modellen - deze beschrijven iets in het echte leven in wiskundige termen. We gebruiken deze om het gedrag te berekenen van het ding of proces dat we willen begrijpen.
  • Verbale of schriftelijke modellen - deze modellen worden gecommuniceerd in geschreven of gesproken taal.
  • Mentale modellen - deze modellen worden in onze geest geconstrueerd en we gebruiken deze om de andere soorten modellen te creëren en om de dingen om ons heen te begrijpen.

Aannames vereenvoudigen


Gewoonlijk, zowel in de wetenschap als in het dagelijks leven, hebben eenvoudige modellen de voorkeur boven complexe. Om eenvoudige modellen van complexe reële dingen te maken, moeten we maken wat bekend staat als aannames vereenvoudigen. Zoals hun naam al aangeeft, aannames vereenvoudigen zijn aannames die in het model zijn opgenomen om de analyse zo veel mogelijk te vereenvoudigen. Wanneer een vereenvoudigd model het gedrag van de werkelijkheid niet langer binnen aanvaardbare grenzen voorspelt, zijn er te veel vereenvoudigende aannames gedaan. Wanneer er weinig voorspellende waarde wordt verkregen door meer details aan een model toe te voegen, is het waarschijnlijk te complex. Laten we eens kijken naar verschillende soorten modellen uit verschillende disciplines en wijzen op hun vereenvoudigende aannames.

Een voorbeeld uit de natuurkunde: Een blok op een wrijvingsloos vlak

Een lijntekening die een blok (van welk materiaal dan ook) modelleert dat op een generiek hellend vlak zit. In dit voorbeeld sommige vereenvoudiging veronderstellingen zijn gemaakt. De details van de materialen waaruit het blok en het vlak zijn gemaakt, worden bijvoorbeeld genegeerd. Vaak kunnen we ook gemakshalve aannemen dat het vliegtuig wrijvingsloos is. De aannames vereenvoudigen laat de leerling oefenen met nadenken over het balanceren van de krachten die op het blok inwerken wanneer het in een zwaartekrachtveld wordt geheven en het oppervlak waarop het staat niet loodrecht op de zwaartekrachtvector staat (mg). Dit vereenvoudigt de wiskunde en stelt de student in staat zich te concentreren op de geometrie van het model en hoe die wiskundig weer te geven. Het model en zijn aannames vereenvoudigen, kan redelijk goed het gedrag voorspellen van een ijsblokje dat van een glazen hellingsvlak glijdt, maar zou waarschijnlijk een slecht werk doen om het gedrag te voorspellen van een natte spons op een hellend vlak bedekt met schuurpapier. Voor het laatste scenario zou het model te eenvoudig zijn.

Bron: Gemaakt door Marc T. Facciotti (Eigen werk)

Een voorbeeld uit de biologie: een lintdiagram van een eiwit - Het transmembraaneiwit bacteriorodopsine

Dit is een cartoonmodel van het transmembraaneiwit bacteriorodopsine. Het eiwit wordt weergegeven als een lichtblauw en paars lint (de verschillende kleuren markeren respectievelijk de alfa-helix en het bètablad), een chloride-ion wordt weergegeven als een gele bol, rode bollen vertegenwoordigen watermoleculen, roze ballen-en-stokjes vertegenwoordigen een netvlies molecuul aan de "binnenkant" van het eiwit, en oranje ballen-en-stokjes vertegenwoordigen andere lipidemoleculen die zich aan de "buitenkant" van het eiwit bevinden. Het model wordt weergegeven in twee weergaven. Aan de linkerkant wordt het model "met de zijkant aan" bekeken, terwijl het aan de rechterkant langs zijn lange as wordt bekeken vanaf de extracellulaire kant van het eiwit (90 graden uit de pagina gedraaid vanuit de weergave aan de linkerkant). Dit model vereenvoudigt veel van de details op atomair niveau van het eiwit. Het geeft ook niet de dynamiek van het eiwit weer. De aannames vereenvoudigen betekent dat het model niet goed zou kunnen voorspellen hoeveel tijd het eiwit nodig heeft om zijn werk te doen of hoeveel protonen er per seconde over een membraan kunnen worden getransporteerd. Aan de andere kant kan dit model heel goed voorspellen hoeveel ruimte het eiwit in een celmembraan zal innemen, hoe ver in het membraan het netvlies zit, of dat bepaalde verbindingen redelijkerwijs door het binnenkanaal kunnen "lekken".

Bron: Gemaakt door Marc T. Facciotti (eigen werk), University of California, Davis
Afgeleid van PDBID:4FPD

Een voorbeeld uit de scheikunde: een moleculair lijnmodel van glucose

Figuur 3: Een lijntekening van een glucosemolecuul. Volgens afspraak worden de punten waar rechte lijnen elkaar ontmoeten geacht koolstofatomen te vertegenwoordigen, terwijl andere atomen expliciet worden getoond. Gezien wat aanvullende informatie over de aard van de atomen die hier figuurlijk worden weergegeven, kan dit model nuttig zijn voor het voorspellen van enkele van de chemische eigenschappen van dit molecuul, inclusief oplosbaarheid of de mogelijke reacties die het kan aangaan met andere moleculen. De aannames vereenvoudigen verbergen echter de dynamiek van de moleculen.

Bron: Gemaakt door Marc T. Facciotti (Eigen werk)

Een voorbeeld uit het dagelijks leven: Een schaalmodel van een Ferrari

Een schaalmodel van een Ferrari. Er zijn veel vereenvoudigingen en de meeste maken dit alleen nuttig voor het voorspellen van de algemene vorm en relatieve verhoudingen van het echte werk. Dit model geeft ons bijvoorbeeld geen voorspellende kracht over hoe goed de auto rijdt of hoe snel hij stopt vanaf een snelheid van 70 km/s.

Bron: Gemaakt door Marc T. Facciotti (Eigen werk)

Opmerking: mogelijke discussie

Beschrijf een fysiek model dat je in het dagelijks leven gebruikt. Wat vereenvoudigt het model van het echte werk?

Opmerking: mogelijke discussie

Beschrijf een tekening die je in de natuurkundeles gebruikt om iets echts te modelleren. Wat vereenvoudigt het model van het echte werk? Wat zijn de voor- en nadelen van de vereenvoudigingen?

De bolvormige koe

De bolvormige koe is een beroemde metafoor in de natuurkunde die de spot drijft met de neiging van natuurkundigen om enorm vereenvoudigde modellen te maken voor zeer complexe dingen. Talloze grappen worden geassocieerd met deze metafoor en ze gaan ongeveer als volgt:

"De melkproductie op een melkveebedrijf was laag, dus de boer schreef naar de plaatselijke universiteit en vroeg de academische wereld om hulp. Er werd een multidisciplinair team van professoren samengesteld, onder leiding van een theoretisch fysicus, en er vond twee weken intensief onderzoek ter plaatse plaats. De geleerden keerden vervolgens terug naar de universiteit, notitieboekjes volgepropt met gegevens, waar de taak van het schrijven van het rapport werd overgelaten aan de teamleider. Kort daarna keerde de natuurkundige terug naar de boerderij en zei tegen de boer: "Ik heb de oplossing, maar het is werkt alleen bij bolvormige koeien in vacuüm"."
Bron: Wikipedia-pagina over Spherical Cow - geraadpleegd op 23 november 2015.

Een cartoonvoorstelling van een bolvormige koe.
Bron: https://upload.wikimedia.org/wikiped.../d2/Sphcow.jpg
Door Ingrid Kallick (Eigen werk) [GFDL (http://www.gnu.org/copyleft/fdl.html) of CC BY 3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by/3.0)], via Wikimedia Commons

De bolvormige koe is een grappige manier om het proces van het maken van eenvoudige modellen belachelijk te maken en het is zeer waarschijnlijk dat uw BIS2A-instructeur de verwijzing naar de bolvormige koe zal oproepen wanneer een te vereenvoudigd model van iets in de biologie wordt besproken. Wees er klaar voor!

Begrenzings- of asymptotische analyse

In BIS2A maken we veelvuldig gebruik van modellen. Soms houden we er ook van om ons voor te stellen of te testen hoe goed onze modellen de werkelijkheid weergeven en dat vergelijken met de verwachtingen van wat we weten dat waar is voor het echte leven. Er zijn veel manieren om dit te doen, afhankelijk van hoe precies je het gedrag moet kennen van het ding dat je probeert te modelleren. Als u veel details wilt weten, maakt u een gedetailleerd model. Als je bereid bent om met minder details te leven, creëer je een eenvoudiger model. Naast solliciteren aannames vereenvoudigen, is het vaak handig om uw model te beoordelen met een techniek die we begrenzend of asymptotische analyse. Het belangrijkste idee van deze techniek is om het model te gebruiken, compleet met: aannames vereenvoudigen, om te begrijpen hoe het echte werk zich zou kunnen gedragen onder extreme omstandigheden (bijvoorbeeld het model evalueren op de minimum- en maximumwaarden van een variabele). Laten we een eenvoudig voorbeeld uit de praktijk bekijken van hoe deze techniek werkt:

Voorbeeld: Begrenzing

Probleemopstelling
Stel je voor dat je Davis, CA moet verlaten en voor het weekend naar Selma, CA moet gaan. Het is 17.00 uur en je hebt je ouders verteld dat je om 18.30 uur thuis zou zijn. Selma ligt op 200 mijl (322 km) van Davis. Je maakt je zorgen dat je niet op tijd thuis zult zijn. Kun je een schatting krijgen of het zelfs mogelijk is of dat je je avondeten in de magnetron gaat opwarmen?

Vereenvoudigd model en gebruik van begrenzing maken
U kunt een vereenvoudigd model maken. In dit geval kun je ervan uitgaan dat de weg tussen Davis en Selma perfect recht is. Je gaat er ook vanuit dat je auto maar 2 snelheden heeft: 0 mph en 120 mph. Deze twee snelheden zijn de minimale en maximale snelheden die je kunt rijden - de grenswaarden. U kunt nu inschatten dat zelfs onder aannames van het theoretisch "best case"-scenario, waarbij u op een perfect rechte weg zou rijden zonder obstakels of verkeer met maximale snelheid, u niet op tijd thuis zult zijn. Op maximale snelheid zou je maar 180 van de vereiste 200 mijl afleggen in de 1,5 uur die je hebt.

Interpretatie
In dit praktijkvoorbeeld wordt een vereenvoudigd model gemaakt. In dit geval een heel belangrijk aannames vereenvoudigen is gemaakt: De weg wordt verondersteld recht te zijn en vrij van obstakels of verkeer. Met deze aannames kun je er redelijkerwijs vanuit gaan dat je deze weg de hele afstand met volle snelheid kunt rijden. De aannames vereenvoudigen vereenvoudigde veel van wat je weet dat er in de echte wereld is, wat van invloed zou zijn op de snelheid die je zou kunnen reizen en bij uitbreiding de tijd die het zou kosten om de reis te maken. Het gebruik van begrenzing - of het berekenen van het gedrag van de minimale en maximale snelheden is een manier om snelle voorspellingen te doen over wat er in de echte wereld zou kunnen gebeuren.

We zullen vergelijkbare analyses uitvoeren in BIS2A.

Het belang van het kennen van de belangrijkste modelaannames

Weten welke vereenvoudigende aannames in een model worden gedaan, is van cruciaal belang om te beoordelen hoe nuttig het is voor het voorspellen van het echte leven en om te beginnen te raden waar het model moet worden verbeterd als het niet voldoende voorspellend is. In BIS2A wordt u periodiek gevraagd om verschillende soorten modellen te maken en om expliciet de aannames vereenvoudigen en de impact van die aannames op het nut en het voorspellend vermogen van het model. We zullen ook modellen gebruiken samen met begrenzend oefeningen om te proberen iets te leren over het mogelijke gedrag van een systeem.

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Algemene benadering van biomolecuultypen in Bis2a

Enige context en motivatie

In BIS2A houden we ons vooral bezig met het ontwikkelen van een functioneel begrip van een biologische cel. In de context van een ontwerpprobleem zouden we kunnen zeggen dat we het probleem van het bouwen van een cel willen oplossen. Als we deze grote taak opsplitsen in kleinere problemen of als alternatief vragen wat voor soort dingen we moeten begrijpen om dit te doen, zou het redelijk zijn om te concluderen dat het belangrijk zou zijn om te begrijpen waaruit de cel is gemaakt. Dat gezegd hebbende, is het niet voldoende om te waarderen WAAR de cel van gemaakt is. We moeten ook de EIGENSCHAPPEN begrijpen van de materialen waaruit de cel bestaat. Dit vereist dat we ons een beetje in de chemie verdiepen - de wetenschap van de 'spul' (materie) waaruit de wereld bestaat die we kennen.

Dit vooruitzicht om over moleculaire chemie en thermodynamica te praten, maakt sommige studenten biologie ongerust. Hopelijk zullen we echter laten zien dat veel van het enorme aantal biologische processen waar we om geven, rechtstreeks voortkomen uit de chemische eigenschappen van de "dingen" waaruit het leven bestaat en dat het ontwikkelen van een functioneel begrip van enkele fundamentele chemische concepten enorm nuttig kan zijn. bij het nadenken over hoe problemen op het gebied van geneeskunde, energie en milieu kunnen worden opgelost door ze in hun kern aan te vallen.

Belang van chemische samenstelling

Als student in BIS2A wordt je gevraagd om macromoleculen in groepen in te delen door naar hun chemische samenstelling te kijken en op basis van deze samenstelling ook enkele eigenschappen af ​​te leiden die ze zouden kunnen hebben. Koolhydraten hebben bijvoorbeeld typisch meerdere hydroxylgroepen. Hydroxylgroepen zijn polaire functionele groepen die waterstofbruggen kunnen vormen. Daarom kunnen sommige van de biologisch relevante eigenschappen van verschillende koolhydraten op een bepaald niveau worden begrepen door een evenwicht tussen hoe ze de neiging hebben om waterstofbruggen te vormen met water, zichzelf of andere moleculen.

Structuur aan functie koppelen

Elk macromolecuul speelt een specifieke rol in het algemene functioneren van een cel. De chemische eigenschappen en structuur van een macromolecuul zijn direct gerelateerd aan zijn functie. De structuur van een fosfolipide kan bijvoorbeeld worden onderverdeeld in twee groepen, een hydrofiele kopgroep en een hydrofobe staartgroep. Elk van deze groepen speelt niet alleen een rol bij de opbouw van het celmembraan, maar ook bij de selectiviteit van stoffen die wel/niet door het membraan kunnen.

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Atomen zijn de bouwstenen van moleculen die in het universum worden gevonden: lucht, bodem, water, rotsen. en ook de cellen van alle levende organismen. In dit model van een organisch molecuul worden de atomen koolstof (zwart), waterstof (wit), stikstof (blauw), zuurstof (rood) en zwavel (geel) weergegeven in proportionele atoomgrootte. De zilveren staafjes vertegenwoordigen chemische bindingen. (credit: wijziging van het werk door Christian Guthier)

De structuur van een atoom

Een atoom is de kleinste eenheid van materie die alle chemische eigenschappen van een element behoudt. elementen zijn vormen van materie met specifieke chemische en fysische eigenschappen die niet kunnen worden afgebroken tot kleinere stoffen door gewone chemische reacties.

De chemie die in BIS2A wordt besproken, vereist dat we een model voor een atoom gebruiken. Hoewel er meer geavanceerde modellen zijn, maakt het atomaire model dat in deze cursus wordt gebruikt de vereenvoudigende veronderstelling dat het standaardatoom is samengesteld uit drie subatomaire deeltjes, de proton, de neutron, en de elektron. Protonen en neutronen hebben een massa van ongeveer 1 atomaire massa-eenheid (a.m.u.). Eén atomaire massa-eenheid is ongeveer 1,660538921 × 10-27kg - ongeveer 1/12 van de massa van een koolstofatoom (zie onderstaande tabel voor een preciezere waarde). De massa van een elektron is 0,000548597 a.m.u. of 9,1 x 10-31kg. Neutronen en protonen bevinden zich in het centrum van het atoom in een gebied dat de wordt genoemd kern terwijl de elektronen rond de kern draaien in zones die . worden genoemd orbitalen, zoals hieronder geïllustreerd. De enige uitzondering op deze beschrijving is het waterstofatoom (H), dat is samengesteld uit één proton en één elektron zonder neutronen. Een atoom wordt een toegewezen atoomnummer gebaseerd op het aantal protonen in de kern. Neutraal koolstof (C) heeft bijvoorbeeld 6 neutronen, 6 protonen en 6 elektronen. Het heeft een atoomnummer van 6 en een massa van iets meer dan 12 uur 's ochtends.

Protonen, neutronen en elektronen
OpladenMis (a.m.u.)Massa (kg)Plaats
Proton+1~11.6726x10-27kern
Neutron0~11.6749x10-27kern
Elektron–1~09.1094x10-31orbitalen

TAFEL: Lading, massa en locatie van subatomaire deeltjes

Deze tabel geeft de lading en locatie weer van drie subatomaire deeltjes - het neutron, het proton en het elektron. a.m.u. = atomaire massa-eenheid (ook bekend als dalton - symbool Da) - dit wordt gedefinieerd als ongeveer een twaalfde van de massa van een neutraal koolstofatoom of 1.660538921 × 10−27 kg. Dit is ongeveer de massa van een proton of neutron.

Elementen, zoals helium, hier afgebeeld, zijn opgebouwd uit atomen. Atomen bestaan ​​uit protonen en neutronen die zich in de kern bevinden en elektronen die de kern omringen in gebieden die orbitalen worden genoemd. (Opmerking: deze figuur toont een Bohr-model voor een atoom - we zouden een nieuwe open-sourcefiguur kunnen gebruiken die een moderner model voor orbitalen weergeeft. Als iemand er een vindt, stuur het dan door.)
Bron:(https://commons.wikimedia.org/wiki/F...um_atom_QM.svg)
Door gebruiker: Yzmo (eigen werk) [GFDL (http://www.gnu.org/copyleft/fdl.html) of CC-BY-SA-3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/ 3.0/)], via Wikimedia Commons

Relatieve afmetingen en verdeling van elementen

Het typische atoom heeft een straal van 1-2 Angstrom (Å). 1Å = 1 x 10-10m. De typische kern heeft een straal van 1 x 10-5Å of 10.000 kleiner dan de straal van het hele atoom. Naar analogie heeft een typische grote oefenbal een straal van 0,85 m. Als dit een atoom was, zou de kern een straal hebben van ongeveer 1/2 tot 1/10 van je dunste haar. Al dat extra volume wordt ingenomen door de elektronen in regio's die worden genoemd orbitalen. Voor een ideaal atoom zijn orbitalen probabilistisch gedefinieerde gebieden in de ruimte rond de kern waarin naar verwachting een elektron zal worden gevonden.

Klik hier voor aanvullende basisinformatie over atomaire structuur.
Voor aanvullende basisinformatie over orbitalen hier.

Bekijk voor een overzicht van de atomaire structuur deze YouTube-video: atomaire structuur.

De eigenschappen van levende en niet-levende materialen worden in hoge mate bepaald door de samenstelling en organisatie van hun samenstellende elementen. Alle levende organismen hebben vijf elementen gemeen: zuurstof (O), koolstof (C), waterstof (H), fosfor (P) en stikstof (N). Andere elementen zoals zwavel (S), calcium (Ca), chloride (Cl), natrium (Na), ijzer (Fe), kobalt (Co), magnesium, kalium (K) en verschillende andere sporenelementen zijn ook noodzakelijk voor het leven maar worden meestal in veel minder overvloed aangetroffen dan de "top vijf" die hierboven is vermeld. Als gevolg hiervan richt de chemie van het leven - en bij uitbreiding de chemie die van belang is in Bis2A, zich grotendeels op gemeenschappelijke rangschikkingen van en reacties tussen de "top vijf" kernatomen van de biologie.

Een tabel die de overvloed aan elementen in het menselijk lichaam illustreert. Een cirkeldiagram dat de relaties in overvloed tussen de 4 meest voorkomende elementen illustreert.
Credit: gegevens van Wikipedia (http://en.wikipedia.org/wiki/Abundan...mical_elements); grafiek gemaakt door Marc T. Facciotti

Het periodiek systeem

De verschillende elementen zijn georganiseerd en weergegeven in de periodiek systeem. De tabel is in 1869 bedacht door de Russische chemicus Dmitri Mendelejev (1834-1907) en groepeert elementen die, vanwege enkele overeenkomsten in hun atomaire structuur, bepaalde chemische eigenschappen delen. De atomaire structuur van elementen is verantwoordelijk voor hun fysieke eigenschappen, inclusief of ze bestaan ​​als gassen, vaste stoffen of vloeistoffen onder specifieke omstandigheden en en hun chemische reactiviteit, een term die verwijst naar hun vermogen om elkaar en andere elementen te combineren en chemisch te binden.

In het periodiek systeem, hieronder weergegeven, zijn de elementen gerangschikt en weergegeven volgens hun atoomnummer en gerangschikt in een reeks rijen en kolommen op basis van gedeelde chemische en fysische eigenschappen. Naast het atoomnummer voor elk element, geeft het periodiek systeem ook de atoommassa van het element weer. Als we bijvoorbeeld naar koolstof kijken, verschijnen het symbool (C) en de naam ervan, evenals het atoomnummer zes (in de rechterbovenhoek geeft het aantal protonen in de neutrale kern aan) en de atoommassa van 12,11 (som van de massa van elektronen, protonen en neutronen).

Het periodiek systeem toont de atoommassa en het atoomnummer van elk element. Het atoomnummer verschijnt boven het symbool voor het element en de geschatte atoommassa verschijnt aan de linkerkant.
Bron: Tegen 2012rc (zelfgemaakt met inkscape) [Public domain], via Wikimedia Commons Gewijzigd door Marc T. Facciotti - 2016

Elektronegativiteit

Moleculen zijn verzamelingen atomen die door bindingen met elkaar zijn verbonden. Het is redelijk om te verwachten - en het geval is empirisch - dat verschillende atomen verschillende fysieke eigenschappen zullen vertonen, inclusief het vermogen om met andere atomen te interageren. Een dergelijke eigenschap, de neiging van een atoom om elektronen aan te trekken, wordt beschreven door het chemische concept en de term elektronegativiteit. Hoewel er verschillende methoden zijn ontwikkeld voor het meten van elektronegativiteit, is de methode die biologen het meest wordt onderwezen die van Linus Pauling.

Een beschrijving van hoe Pauling-elektronegativiteit kan worden berekend, valt buiten het bestek van Bis2a. Wat echter belangrijk is om te weten, is dat elektronegativiteitswaarden experimenteel en/of theoretisch zijn bepaald voor bijna alle elementen in het periodiek systeem. De waarden zijn eenheidsloos en worden gerapporteerd ten opzichte van de standaardreferentie, waterstof, waarvan de elektronegativiteit 2,20 is. Hoe groter de elektronegativiteitswaarde, hoe groter de neiging van een atoom om elektronen aan te trekken. Met behulp van deze schaal kan de elektronegativiteit van verschillende atomen kwantitatief worden vergeleken. Door bijvoorbeeld Tabel 1 hieronder te gebruiken, zou je kunnen melden dat zuurstofatomen meer elektronegatief zijn dan fosforatomen.

Pauling elektronegativiteitswaarden voor geselecteerde elementen die relevant zijn voor Bis2A en elementen aan de twee uiterste (hoogste en laagste) van de elektronegativiteitsschaal.

Naamsvermelding: Marc T. Facciotti (origineel werk)

Het nut van de Pauling-elektronegativiteitsschaal in Bis2a is om een ​​chemische basis te bieden voor het verklaren van de soorten bindingen die zich vormen tussen de algemeen voorkomende elementen in biologische systemen en om enkele van de belangrijkste interacties die we routinematig waarnemen te verklaren. We ontwikkelen ons begrip van op elektronegativiteit gebaseerde argumenten over bindingen en moleculaire interacties door de elektronegativiteiten tussen twee atomen te vergelijken. Bedenk dat hoe groter de elektronegativiteit, hoe sterker de "trekkracht" die een atoom uitoefent op nabijgelegen elektronen.

We kunnen bijvoorbeeld de gemeenschappelijke interactie tussen zuurstof(O) en waterstof(H) beschouwen. Laten we aannemen dat O en H een interactie aangaan (een binding vormen) en die interactie schrijven als O-H, waarbij het streepje tussen de letters de interactie tussen de twee atomen voorstelt. Om deze interactie beter te begrijpen, kunnen we de relatieve elektronegativiteit van elk atoom vergelijken. Als we de bovenstaande tabel bekijken, zien we dat O een elektronegativiteit van 3,44 heeft en H een elektronegativiteit van 2,20.

Op basis van het concept van elektronegativiteit zoals we dat nu begrijpen, kunnen we veronderstellen dat het zuurstof (O)-atoom de neiging heeft om de elektronen weg te trekken van de waterstof (H) wanneer ze op elkaar inwerken. Dit zal aanleiding geven tot een lichte maar significante negatieve lading rond het O-atoom (vanwege de grotere neiging van de elektronen om met het O-atoom te worden geassocieerd). Dit resulteert ook in een lichte positieve lading rond het H-atoom (vanwege de afname van de kans op het vinden van een elektron in de buurt). Omdat de elektronen niet gelijkmatig over de twee atomen zijn verdeeld EN als gevolg daarvan ook de elektrische lading niet gelijkmatig is verdeeld, noemen we deze interactie of binding polair. Er zijn in feite twee polen; de negatieve pool bij de zuurstof en de positieve pool bij de waterstof.

Om de bruikbaarheid van dit concept uit te breiden, kunnen we ons nu afvragen hoe een interactie tussen zuurstof (O) en waterstof (H) verschilt van een interactie tussen zwavel (S) en waterstof (H). Dat is hoe O-H verschilt van S-H? Als we bovenstaande tabel bekijken, zien we dat het verschil in elektronegativiteit O en H 1,24 (3,44 - 2,20 = 1,24) is en dat het verschil in elektronegativiteit tussen S en H 0,38 (2,58 - 2,20 = 0,38) is. We kunnen daarom concluderen dat een O-H-binding meer polair is dan een S-H-binding. De gevolgen van deze verschillen zullen we in volgende hoofdstukken bespreken.

Het periodiek systeem met de elektronegativiteiten van elk vermeld atoom.
Naamsvermelding: door DMacks (https://en.wikipedia.org/wiki/Electronegativity) [CC BY-SA 3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)], via Wikimedia Commons

Een onderzoek van het periodiek systeem van de elementen (figuur hierboven) illustreert dat elektronegativiteit verband houdt met enkele van de fysieke eigenschappen die worden gebruikt om de elementen in de tabel te ordenen. Er zijn bepaalde trends zichtbaar. De atomen met de grootste elektronegativiteit bevinden zich bijvoorbeeld meestal in de rechterbovenhoek van het periodiek systeem, zoals fluor (F), zuurstof (O) en chloor (Cl), terwijl elementen met de kleinste elektronegativiteit meestal worden gevonden aan de andere kant van de tafel, linksonder, zoals Francium (Fr), Cesium (Cs) en Radium (Ra).

Meer informatie over elektronegativiteit is te vinden in de:

Het belangrijkste gebruik van het concept van elektronegativiteit in Bis2a zal daarom zijn om een ​​conceptuele basis te bieden voor het bespreken van de verschillende soorten chemische bindingen die voorkomen tussen atomen in de natuur. We zullen ons voornamelijk richten op drie soorten obligaties: Ionische bindingen, Covalente obligaties en Waterstofbruggen.

Soorten obligaties

In Bis2a richten we ons primair op drie verschillende soorten obligaties: ionische bindingen, covalente bindingen, en waterstofbruggen. We verwachten dat studenten in moleculaire modellen elk verschillend bindingstype kunnen herkennen. Bovendien verwachten we dat de student voor veel voorkomende bindingen in de biologie een chemische verklaring geeft, geworteld in ideeën zoals elektronegativiteit, voor hoe deze bindingen bijdragen aan de chemie van biologische moleculen.

Ionische bindingen

Ionische bindingen zijn elektrostatische interacties gevormd tussen ionen met tegengestelde ladingen. De meesten van ons waarderen bijvoorbeeld dat natriumchloride (NaCl) positief geladen natriumionen en negatief geladen chloride-ionen zich associëren via elektrostatische (+ trekt -) interacties om kristallen van natriumchloride of tafelzout te maken, waardoor een kristallijn molecuul ontstaat zonder nettolading . Deze oorsprong van deze interacties kan voortkomen uit de associatie van neutrale atomen waarvan het verschil in elektronegativiteit voldoende groot is. Neem het voorbeeld hierboven. Als we ons voorstellen dat een neutraal natriumatoom en een neutraal chlooratoom elkaar naderen, is het mogelijk dat op korte afstanden, vanwege het relatief grote verschil in elektronegatief tussen de twee atomen, een elektron van het neutrale natriumatoom is overgebracht naar het neutrale chloride atoom, wat resulteert in een negatief geladen chloride-ion en een positief geladen natriumion. Deze ionen kunnen nu interageren via een ionbinding.

De vorming van een ionische binding tussen natrium en chloride wordt afgebeeld. In paneel A induceert een voldoende verschil in elektronegativiteit tussen natrium en chloride een overdracht van elektron van het natrium naar het chloride waarbij twee ionen worden gevormd die in paneel b worden geïllustreerd. In paneel c associëren de twee ionen zich via een elektrostatische interactie.

Naamsvermelding: door BruceBlaus (eigen werk) [CC BY-SA 4.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0)], via Wikimedia Commons

Deze beweging van elektronen van het ene atoom naar het andere wordt elektronenoverdracht genoemd. In het bovenstaande voorbeeld, wanneer natrium een ​​elektron verliest, heeft het nu 11 protonen, 11 neutronen en 10 elektronen, waardoor het een totale lading van +1 heeft (opgetelde ladingen: 11 protonen bij +1 laden elk en 10 elektronen bij -1 laad elk = +1). Eenmaal geladen wordt het natriumatoom een ​​​​natriumion genoemd. Evenzo, op basis van zijn elektronegativiteit, heeft een neutraal chlooratoom (Cl) de neiging om een ​​elektron te winnen om een ​​ion te creëren met 17 protonen, 17 neutronen en 18 elektronen, waardoor het een netto negatieve (–1) lading krijgt. Het wordt nu een chloride-ion genoemd.

We kunnen de elektronenoverdracht hierboven interpreteren met behulp van het concept van elektronegativiteit. Begin met het vergelijken van de elektronegativiteiten van natrium en chloor door het periodiek systeem der elementen hieronder te bekijken. We zien dat chloor zich in de rechterbovenhoek van de tafel bevindt, terwijl natrium zich linksboven bevindt. Als we de elektronegativiteitswaarden van chloor en natrium rechtstreeks vergelijken, zien we dat het chlooratoom meer elektronegatief is dan zijn natriumtegenhanger. Het verschil in de elektronegativiteit van chloor (3,16) en natrium (0,93) is 2,23 (volgens de schaal in onderstaande tabel). Aangezien we weten dat er een elektronenoverdracht zal plaatsvinden tussen deze twee elementen, kunnen we concluderen dat verschillen in elektronegativiteiten van ~2,2 groot genoeg zijn om een ​​elektronenoverdracht tussen twee atomen te veroorzaken en dat interacties tussen dergelijke elementen waarschijnlijk zijn via ionische bindingen.

Het periodiek systeem van de elementen met de elektronegativiteitswaarden voor elk element. De elementen natrium en chloor zijn omkaderd met een groenblauwe grens. Naamsvermelding: door DMacks (https://en.wikipedia.org/wiki/Electronegativity) [CC BY-SA 3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)], via Wikimedia Commons - Gewijzigd door Marc T. Facciotti

Opmerking:

Mogelijke discussie: De atomen in een 5 inch x 5 inch baksteen tafelzout (NaCl) die op uw aanrecht zit, worden bijna volledig bij elkaar gehouden door ionische bindingen. Hoe zou je op basis van die observatie de sterkte van ionische bindingen karakteriseren?

Overweeg nu diezelfde steen tafelzout nadat hij in een gemiddeld zwembad in de achtertuin is gegooid. Na een paar uur zou de steen volledig zijn opgelost en zouden de natrium- en chloride-ionen gelijkmatig over het zwembad zijn verdeeld. Wat zou je uit deze waarneming kunnen concluderen over de sterkte van ionische bindingen?

Stel een reden voor waarom de ionische bindingen in lucht zich anders zouden kunnen gedragen dan die in water? Wat is de betekenis hiervan voor de biologie?

Voor aanvullende informatie:

Bekijk de link van de Khan Academy over ionische bindingen.

Covalente obligaties

We kunnen ook een beroep doen op het concept van elektronegativiteit om de interacties tussen atomen met vergelijkbare elektronegativiteit te helpen beschrijven, verschillen die kleiner zijn dan nodig is om een ​​ionische binding te vormen. Dit soort associaties resulteert vaak in een binding die een covalente binding wordt genoemd. In deze bindingen worden elektronen gedeeld tussen twee atomen - in tegenstelling tot een ionische interactie waarbij elektronen op elk atoom van een ion blijven of worden overgedragen tussen soorten met zeer verschillende elektronegativiteiten.

We beginnen met het onderzoeken van de covalente binding door te kijken naar een voorbeeld waarbij het verschil in elektronegativiteit nul is. Overweeg een veel voorkomende interactie in de biologie, de interactie tussen twee koolstofatomen. In dit geval heeft elk atoom dezelfde elektronegativiteit, 2,55; het verschil in elektronegativiteit is dus nul. Als we ons mentale model van deze interactie bouwen met behulp van het concept van elektronegativiteit, realiseren we ons dat elk atoom in het koolstof-koolstofpaar dezelfde neiging heeft om elektronen ernaartoe te "trekken". In dit geval, wanneer een binding wordt gevormd, zal geen van de twee atomen de neiging hebben om elektronen van de andere te "trekken" (een goed antropomorfisme), in plaats daarvan zullen ze de elektronen gelijkelijk "delen" (een ander antropomorfisme).

Een kant:

Begrenzend voorbeeld: De twee bovenstaande voorbeelden (1) de interactie van natrium en chloor en (2) de interactie tussen twee koolstofatomen is een voorbeeld van het kaderen van een discussie door begrenzing of asymptotische analyse (zie eerdere lezing). We onderzochten wat er met een fysiek systeem gebeurt als we twee uitersten beschouwen. In dit geval waren de extremen in elektronegativiteitsverschillen tussen op elkaar inwerkende atomen. De interactie van natrium en chloor illustreerde wat er gebeurt als twee atomen een groot verschil hebben in elektronegativiteiten en het koolstof-koolstofvoorbeeld illustreerde wat er gebeurt als dat verschil nul is. Als we eenmaal die mentale doelpalen hebben die beschrijven wat er aan de extremen gebeurt, is het gemakkelijker om je voor te stellen wat er daartussen zou kunnen gebeuren - in dit geval wat er gebeurt bij verschillen in elektronegativiteit die tussen 0 en 2,2 liggen. Dat doen we hierna.

Wanneer het delen van elektronen tussen twee covalent gebonden atomen bijna gelijk is, noemen we deze bindingen niet-polaire covalente bindingen. Als daarentegen het delen van elektronen niet gelijk is tussen de twee atomen (waarschijnlijk als gevolg van een verschil in elektronegativiteiten tussen atomen), noemen we deze bindingen polair covalent obligaties.

In een polair covalent bindingen, worden de elektronen ongelijk gedeeld door de atomen en worden ze meer aangetrokken door de ene kern dan door de andere. Vanwege de ongelijke verdeling van elektronen tussen atomen in een polaire covalente binding, ontwikkelt zich op elke pool van de binding een licht positieve (aangegeven δ+) of licht negatieve (aangegeven δ–) lading. Deze licht positieve (δ+) lading zal zich ontwikkelen op het minder elektronegatieve atoom naarmate elektronen meer naar het iets meer elektronegatieve atoom worden getrokken. Een lichte negatieve lading (aangegeven δ–) zal zich ontwikkelen op het meer elektronegatieve atoom. Omdat er twee polen zijn (de positieve en negatieve polen) zou de binding a . bezitten dipool.

Voorbeelden van niet-polaire covalente en polaire covalente bindingen in biologisch relevante moleculen

Niet-polaire covalente bindingen

Moleculaire zuurstof

Moleculaire zuurstof (O2) is een associatie tussen twee zuurstofatomen. Omdat de twee atomen dezelfde elektronegativiteit delen, zijn de bindingen in niet-polaire covalente moleculaire zuurstof.

methaan

Een ander voorbeeld van een niet-polaire covalente binding is de C-H-binding in gasmethaan (CH4). In tegenstelling tot het geval van moleculaire zuurstof waar de twee gebonden atomen dezelfde elektronegativiteit delen, hebben koolstof en waterstof niet dezelfde elektronegativiteit; C = 2,55 en H = 2,20 - het verschil in elektronegativiteit is 0,35.

Moleculaire lijntekeningen van moleculaire zuurstof, methaan en kooldioxide.

Naamsvermelding: Marc T. Facciotti (eigen werk)

Sommigen van jullie zijn nu misschien in de war. Als er een verschil is in elektronegativiteit tussen de twee atomen, is de binding dan niet per definitie polair? Het antwoord is zowel ja als nee en hangt af van de definitie van polair die de spreker/schrijver gebruikt. Aangezien dit een voorbeeld is van hoe snelkoppelingen in het gebruik van specifieke woordenschat soms tot verwarring kunnen leiden, nemen we hier even de tijd om dit te bespreken. Zie de schijnuitwisseling tussen student en instructeur hieronder voor verduidelijking:

1. Docent: "In de biologie zien we vaak dat de C-H-binding niet-polair is."

2. Student: "Maar er is een elektronegativiteitsverschil tussen C en H en daarom lijkt het erop dat C een beetje meer neiging zou moeten hebben om elektronen aan te trekken. Dit verschil zou een kleine negatieve lading rond de koolstof moeten creëren en een kleine positieve lading rond de waterstof."

3. Student: "Omdat er een differentiële ladingsverdeling over de binding is, lijkt het erop dat dit per definitie als een polaire binding moet worden beschouwd."

4. Docent: "In feite heeft de band een klein polair karakter." 5. Student: "Dus dan is het polair? Ik ben in de war."

6. Docent: "Het heeft een kleine hoeveelheid polair karakter, maar het blijkt dat voor de meeste gewone scheikunde die we zullen tegenkomen, deze kleine hoeveelheid polair karakter onvoldoende is om tot "interessante" scheikunde te leiden. Dus, terwijl de binding is strikt licht polair, vanuit praktisch oogpunt is het in feite niet-polair. We noemen het daarom niet-polair."

7. Student: "Dat is onnodig verwarrend, hoe moet ik weten of je strikt 100% niet-polair, enigszins polair of functioneel polair bedoelt als je hetzelfde woord gebruikt om twee van die drie dingen te beschrijven?"

8. Instructeur: "Ja, het is klote. De oplossing is dat ik zo duidelijk mogelijk moet zijn als ik met je praat over "polariteit" over hoe ik de term gebruik. Ik moet je ook vertellen dat je deze (en andere) snelkoppeling die je gebruikt als je het veld in gaat en moedigt je aan om te leren herkennen wat de context van het gesprek bedoeld.

Een real-world analogie van hetzelfde probleem zou het gebruik van het woord "krant" kunnen zijn. Het kan in een zin worden gebruikt om te verwijzen naar het bedrijf dat nieuws publiceert OF het kan verwijzen naar het daadwerkelijke item dat het bedrijf produceert. In dit geval is de ondubbelzinnigheid gemakkelijk te maken door moedertaalsprekers van het Engels die de betekenis uit de context kunnen lezen; nieuwe leerlingen kunnen meer in de war zijn. Maak je geen zorgen, naarmate je meer voorbeelden ziet van technisch woordgebruik in de wetenschap, leer je ook de betekenis uit de context te lezen."

Een kant:

Hoe groot moet het verschil in elektronegativiteit zijn om een ​​binding te creëren die voldoende polair karakter heeft dat we hem in de biologie polair noemen? De exacte waarde hangt natuurlijk af van een aantal factoren, maar als losse vuistregel gebruiken we soms een verschil van 0,4 als schatting.

Deze extra informatie is puur ter informatie. In Bis2a wordt u niet gevraagd polariteit toe te kennen op basis van deze criteria. Je zou echter het concept moeten waarderen van hoe polariteit kan worden bepaald met behulp van het concept van elektronegativiteit, de functionele gevolgen van polariteit (meer hierover in andere secties), en de nuance die aan deze termen is gekoppeld (de discussie hierboven).

Polaire covalente bindingen

De polair covalent binding kan worden geïllustreerd door de associatie tussen O en H in water (H2O) te onderzoeken. Zuurstof heeft een elektronegativiteit van 3,44, terwijl waterstof een elektronegativiteit van 2,20 heeft. Het verschil in elektronegativiteit is 1,24. Het blijkt dat deze grootte van het elektronegativiteitsverschil groot genoeg is dat de dipool over de binding bijdraagt ​​aan chemische verschijnselen waarin we geïnteresseerd zullen zijn.

Dit is ook een goed punt om een ​​andere veelvoorkomende bron van verwarring bij studenten over het gebruik van de term polair te noemen. Water heeft polair obligaties. Deze verklaring verwijst specifiek naar de individuele O-H-bindingen. Elk van deze bindingen heeft een dipool. Studenten zullen echter ook horen dat water een pool is molecuul. Dit is ook waar. Deze laatste verklaring verwijst naar het feit dat de som van de twee bindingsdipolen een dipool over het hele molecuul creëert. EEN molecuul kan niet-polair zijn maar toch enkele polaire bindingen hebben.

Een watermolecuul heeft twee polaire O-H-bindingen. Omdat de ladingsverdeling in het molecuul asymmetrisch is (vanwege het aantal en de relatieve oriëntatie van de bindingsdipolen), is het molecuul ook polair. De naam van het element en de elektronegativiteiten worden gerapporteerd in de respectieve bol.

Naamsvermelding: Marc T. Facciotti (eigen werk)

Voor meer informatie: Bekijk deze korte video om een ​​animatie van ionische en covalente binding te zien.

Het continuüm van bindingen tussen covalent en ionisch

De bespreking van bindingstypen hierboven benadrukt dat je in de natuur bindingen zult zien op een continuüm van volledig niet-polair covalent tot puur ionisch, afhankelijk van de atomen die op elkaar inwerken. Tijdens je studie zul je verder ontdekken dat in grotere moleculen met meerdere atomen de lokalisatie van elektronen rond een atoom ook door meerdere factoren wordt beïnvloed. Andere atomen die ook dichtbij zijn gebonden, zullen bijvoorbeeld een invloed uitoefenen op de elektronenverdeling rond een kern op een manier die niet gemakkelijk kan worden verklaard door eenvoudige argumenten aan te halen voor paarsgewijze vergelijkingen van elektronegativiteit. Lokale elektrostatische velden geproduceerd door andere niet-gebonden atomen kunnen ook een invloed hebben. Bedenk dat de werkelijkheid altijd ingewikkelder is dan onze modellen. Als de modellen ons echter in staat stellen om met "goed genoeg" precisie te redeneren en te voorspellen of om enkele belangrijke onderliggende concepten te begrijpen die later kunnen worden uitgebreid, zijn ze behoorlijk nuttig.

Sleutelobligaties in Bis2a

Gelukkig houden we ons in Bis2A vooral bezig met het chemische gedrag van en bindingen tussen atomen in biomoleculen. Omdat biologische systemen zijn samengesteld uit een relatief klein aantal gemeenschappelijke elementen (bijv. C, H, N, O, P, S) en enkele sleutelionen (bijv. Na+, Cl-, Ca2+, K+, enz.). Begin met het herkennen van veelvoorkomende bindingen en de chemische eigenschappen die we ze vaak zien vertonen. Enkele veel voorkomende bindingen zijn C-C, C-O, C-H, N-H, C=O, C-N, P-O, O-H, S-H en enkele varianten. Deze zullen verder worden besproken in de context van functionele groepen. De taak is niet zo ontmoedigend als het lijkt.