Biologia Tema 1: Introducció
Enllaços covalents
Dos àtoms s'enllacen per a formar una molècula, compartint electrons pertanyents a la seva
capa de valència o últim nivell d'energia, aconseguint gràcies a això el conegut “octet
estable”.
L'enllaç covalent es forma entre àtoms que no tenen una gran diferència d'electronegativitat.
Aquest enllaç es pot formar entre àtoms no metàl·lics, o entre àtoms metàl·lics i l'hidrogen.
Tipus:
-Simple: Els àtoms enllaçats comparteixen un parell d'electrons de la seva última capa
electrònica (un electró cadascun). Per exemple: H-H (Hidrogen-Hidrogen), H-Cl
(Hidrogen-Clor).
-Doble: Els àtoms enllaçats aporten cadascun dos electrons de la seva última capa d'energia,
formant un enllaç de dos parells d'electrons. Per exemple: O=O (Oxigen-Oxigen), O=C=O
(Oxigen-Carboni-Oxigen).
-Triple: Aquest enllaç es forma per tres parells d'electrons, és a dir, cada àtom aporta 3
electrons de la seva última capa d'energia. Per exemple: N≡N (Nitrogen-Nitrogen).
-Datiu: Un tipus d'enllaç covalent en què un només dels dos àtoms enllaçats aporta dos
electrons i l'altre, en canvi, cap. Es representa amb una fletxa en el compost molecular. Per
exemple l'ió amoni:
Els enllaços covalents poden formar molècules apolars o polars:
-Enllaç covalent polar: S'enllacen àtoms de diferents elements i amb diferència
d'electronegativitat per sobre de 0,5. Així, la molècula tindrà la densitat de càrrega negativa
sobre l'àtom més electronegatiu, perquè aquest àtom atreu amb major força els electrons de
l'enllaç, mentre que sobre l'àtom menys electronegatiu quedarà una densitat de càrrega
positiva. La separació de les densitats de càrrega genera dipols electromagnètics.
-Enllaç covalent apolar: S'enllacen àtoms d'un mateix element, o de diferents elements però
amb similars electronegativitats, amb una diferència d'electronegativitat menor que 0,4. El
núvol electrònic és atreta amb igual intensitat per tots dos nuclis i no es forma un dipol
molecular.
Interacciones dèbils o no covalents
-Càrrega-Càrrega: També conegudes com enllaços iònics o ponts salins
-Forces de dispersió: Dues molècules que no tenen càrrega neta, o no són dipols
permanents, poden atreure's si es troben suficientment a prop. La distribució de càrrega de
una molècula no és estàtica, fluctua. Es deuen a l’aparició de dipols instantanis que es
creen quan, amb el moviment dels electrons, les càrregues es sincronitzen (inducció dipolar
mútua). Aquestes forces poden ser particularment fortes quan es tracta de molècules planes
que es situen una damunt l’altra:
-Repulsió de Van der Waals: Quan dues molècules (o àtoms), no enllaçats covalentment ,
s’aproximen molt i els seus orbitals exteriors comencen a solapar-se, es dona una repulsió
mútua . Combinant aquesta repulsió amb les energies de atracció ja estudiades, s’observa
un mínim d'Energia d’interacció a distància, r0. Aquesta és la distancia més estable entre els
centres de dues partícules.
Radis de Van der Waals:
-Ponts d’hidrogen: Interacció entre un àtom d'hidrogen unit covalentment a un grup donador
(-O-H, =N-H) i un parell d'electrons lliures d'un grup acceptor (O, N). L'àtom donador ha de
ser molt electronegatiu. Té característiques parcials de pont salí, i d'enllaç covalent. Aquest
doble carácter es reflexa a la longitud d’enllaç. Enllaç més energètic que d’altres
interaccions no covalents, i direccional.
Grups funcionals
-Hidroxil:
-Carbonil:
→ Aldeid
↓
Cetona
-Carboxil:
-
-Amina:
-Amida:
-Sulfidril:
-Fosforil:
-Ester:
-Eter:
L’aigua:
Cada molècula d’aigua pot formar fins a 4 ponts d’hidrogen. Una mostra d’aigua és una
xarxa dinàmica de molècules unides per ponts d’hidrogen (3,4 PH per H2O). Aquesta xarxa
dona la capacitat calorífica característica de l’aigua (calor específic). Que el punt d’ebullició
sigui tan alt, fa que l’aigua sigui líquida a la majoria de temperatures de la terra.
Grups de biomolècules principals:
Tots els organismes vius utilitzen les mateixes biomolècules elementals per a construir les
pròpies macromolècules responsables de la seva forma i la seva funció
0
