معلومة

2.1: اللبنات الأساسية للجزيئات - علم الأحياء

2.1: اللبنات الأساسية للجزيئات - 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.

تتكون الحياة في أبسط مستوياتها من مادة. تتكون كل المواد من عناصر ، مواد لا يمكن تفكيكها أو تحويلها كيميائيًا إلى مواد أخرى. يتكون كل عنصر من ذرات ، ولكل منها عدد ثابت من البروتونات وخصائص فريدة. تم تحديد ما مجموعه 118 عنصرًا ؛ ومع ذلك ، يوجد 92 فقط بشكل طبيعي ، وأقل من 30 يوجد في الخلايا الحية. العناصر الـ 26 المتبقية غير مستقرة ، وبالتالي فهي غير موجودة لفترة طويلة جدًا أو أنها نظرية ولم يتم اكتشافها بعد.

يتم تحديد كل عنصر برمزه الكيميائي (مثل H و N و O و C و Na) ، وله خصائص فريدة. تسمح هذه الخصائص الفريدة للعناصر بالاندماج والترابط مع بعضها البعض بطرق محددة.

الذرات

الذرة هي أصغر مكون للعنصر الذي يحتفظ بجميع الخصائص الكيميائية لهذا العنصر. على سبيل المثال ، تحتوي ذرة هيدروجين واحدة على جميع خصائص عنصر الهيدروجين ، مثل وجوده كغاز في درجة حرارة الغرفة ، ويترابط مع الأكسجين لتكوين جزيء ماء. لا يمكن تقسيم ذرات الهيدروجين إلى أي شيء أصغر مع الاحتفاظ بخصائص الهيدروجين. إذا تم تقسيم ذرة الهيدروجين إلى جزيئات دون ذرية ، فلن يكون لها خصائص الهيدروجين.

في المستوى الأساسي ، تتكون جميع الكائنات الحية من مجموعة من العناصر. تحتوي على ذرات تتحد مع بعضها لتشكل جزيئات. في الكائنات متعددة الخلايا ، مثل الحيوانات ، يمكن للجزيئات أن تتفاعل لتشكل خلايا تتحد لتشكل الأنسجة التي تشكل الأعضاء. تستمر هذه التوليفات حتى يتم تكوين كائنات متعددة الخلايا كاملة.

تحتوي جميع الذرات على بروتونات وإلكترونات ونيوترونات (الشكل 2.1.1). الاستثناء الوحيد هو الهيدروجين (H) ، والذي يتكون من بروتون واحد وإلكترون واحد. البروتون هو جسيم موجب الشحنة يتواجد في نواة الذرة (لب الذرة) وله كتلة 1 وشحنة +1. الإلكترون هو جسيم سالب الشحنة ينتقل في الفراغ حول النواة. بمعنى آخر ، إنها تتواجد خارج النواة. لها كتلة ضئيلة ولها شحنة -1.


الشكل 2.1.1: تتكون الذرات من البروتونات والنيوترونات الموجودة داخل النواة والإلكترونات المحيطة بالنواة.

توجد النيوترونات ، مثل البروتونات ، في نواة الذرة. كتلتها 1 ولا توجد شحنة. تتوازن الشحنات الموجبة (البروتونات) والسالبة (الإلكترونات) مع بعضها البعض في ذرة محايدة تحتوي على صافي شحنة صفرية.

نظرًا لأن البروتونات والنيوترونات لها كتلة واحدة ، فإن كتلة الذرة تساوي عدد البروتونات والنيوترونات في تلك الذرة. لا يؤثر عدد الإلكترونات في الكتلة الكلية ، لأن كتلتها صغيرة جدًا.

كما ذكرنا سابقًا ، لكل عنصر خصائصه الفريدة. يحتوي كل منها على عدد مختلف من البروتونات والنيوترونات ، مما يعطيها العدد الذري والعدد الكتلي الخاص بها. العدد الذري لعنصر ما يساوي عدد البروتونات التي يحتويها هذا العنصر. العدد الكتلي ، أو الكتلة الذرية ، هو عدد البروتونات بالإضافة إلى عدد النيوترونات لهذا العنصر. لذلك ، من الممكن تحديد عدد النيوترونات عن طريق طرح العدد الذري من العدد الكتلي.

توفر هذه الأرقام معلومات حول العناصر وكيف ستتفاعل عند دمجها. العناصر المختلفة لها نقاط انصهار وغليان مختلفة ، وتكون في حالات مختلفة (سائل ، صلب ، أو غاز) في درجة حرارة الغرفة. هم أيضا يتحدون بطرق مختلفة. يشكل بعضها أنواعًا معينة من السندات ، في حين أن البعض الآخر لا يفعل ذلك. تعتمد طريقة اتحادها على عدد الإلكترونات الموجودة. بسبب هذه الخصائص ، يتم ترتيب العناصر في الجدول الدوري للعناصر ، وهو مخطط للعناصر يتضمن العدد الذري والكتلة الذرية النسبية لكل عنصر. يوفر الجدول الدوري أيضًا معلومات أساسية حول خصائص العناصر (الشكل 2.1.2) - يشار إليها غالبًا عن طريق الترميز اللوني. يوضح ترتيب الجدول أيضًا كيفية تنظيم الإلكترونات في كل عنصر ويوفر تفاصيل مهمة حول كيفية تفاعل الذرات مع بعضها البعض لتشكيل الجزيئات.

النظائر هي أشكال مختلفة لنفس العنصر ولها نفس عدد البروتونات ، ولكن عدد النيوترونات مختلف. بعض العناصر ، مثل الكربون والبوتاسيوم واليورانيوم ، لها نظائر طبيعية. يحتوي الكربون 12 ، وهو النظير الأكثر شيوعًا للكربون ، على ستة بروتونات وستة نيوترونات. لذلك ، لديها عدد كتلي 12 (ستة بروتونات وستة نيوترونات) وعدد ذري ​​6 (مما يجعلها كربون). يحتوي الكربون 14 على ستة بروتونات وثمانية نيوترونات. لذلك ، يحتوي على عدد كتلي 14 (ستة بروتونات وثمانية نيوترونات) وعدد ذري ​​يساوي 6 ، مما يعني أنه لا يزال عنصر الكربون. هذان الشكلان البديلان للكربون هما نظائر. بعض النظائر غير مستقرة وستفقد البروتونات أو الجسيمات دون الذرية الأخرى أو الطاقة لتكوين عناصر أكثر استقرارًا. وتسمى هذه النظائر المشعة أو النظائر المشعة.

اتصال فني

كم عدد النيوترونات الموجودة في (K) البوتاسيوم 39 والبوتاسيوم 40 على التوالي؟

التطور في العمل


يؤرخ الكربون الكربون 14 (14C) هو نظير مشع طبيعي يتم إنشاؤه في الغلاف الجوي بواسطة الأشعة الكونية. هذه عملية مستمرة ، وأكثر من ذلك 14يتم إنشاء C دائمًا. مع تطور كائن حي ، فإن المستوى النسبي لـ 14C في جسمه يساوي تركيز 14ج في الغلاف الجوي. عندما يموت الكائن الحي ، فإنه لم يعد يبتلع 14C ، لذلك فإن النسبة ستنخفض. 14يتحلل C إلى 14N من خلال عملية تسمى تحلل بيتا ؛ يعطي الطاقة في هذه العملية البطيئة.

بعد ما يقرب من 5730 سنة ، نصف تركيز البداية فقط 14سيتم تحويل C إلى 14N. الوقت الذي يستغرقه نصف التركيز الأصلي للنظير حتى يتحلل إلى شكله الأكثر استقرارًا يسمى نصف عمره. لأن نصف عمر 14C طويل ، ويستخدم لتقدم العمر في الكائنات الحية سابقًا ، مثل الأحافير. باستخدام نسبة 14وجد تركيز C في كائن لمقدار 14تم اكتشاف C في الغلاف الجوي ، ويمكن تحديد كمية النظير الذي لم يتحلل بعد. بناءً على هذا المقدار ، يمكن حساب عمر الحفرية بحوالي 50000 سنة (الشكل 2.1.3). تستخدم النظائر ذات فترات نصف عمر أطول ، مثل البوتاسيوم -40 ، لحساب أعمار الحفريات القديمة. من خلال استخدام التأريخ بالكربون ، يمكن للعلماء إعادة بناء البيئة والجغرافيا الحيوية للكائنات الحية التي تعيش خلال الخمسين ألف سنة الماضية.

المفهوم في العمل

لمعرفة المزيد حول الذرات والنظائر ، وكيف يمكنك تمييز نظير عن نظير آخر ، قم بزيارة هذا الموقع وقم بتشغيل المحاكاة.

روابط كيميائية

تعتمد كيفية تفاعل العناصر مع بعضها البعض على كيفية ترتيب إلكتروناتها وعدد فتحات الإلكترونات الموجودة في المنطقة الخارجية حيث توجد الإلكترونات في الذرة. توجد الإلكترونات عند مستويات الطاقة التي تشكل أصدافًا حول النواة. يمكن للقشرة الأقرب أن تستوعب ما يصل إلى إلكترونين. دائمًا ما يتم ملء أقرب قشرة للنواة أولاً ، قبل ملء أي غلاف آخر. يحتوي الهيدروجين على إلكترون واحد. لذلك ، تحتوي على بقعة واحدة فقط داخل القشرة السفلية. الهليوم له إلكترونان. لذلك ، يمكن أن تملأ القشرة السفلية بالكامل بإلكترونين لها. إذا نظرت إلى الجدول الدوري ، سترى أن الهيدروجين والهيليوم هما العنصران الوحيدان في الصف الأول. هذا لأن لديهم إلكترونات في غلافهم الأول فقط. الهيدروجين والهيليوم هما العنصران الوحيدان اللذان لهما أدنى قشرة وليس لهما قذائف أخرى.

يمكن لمستويات الطاقة الثانية والثالثة استيعاب ما يصل إلى ثمانية إلكترونات. يتم ترتيب الإلكترونات الثمانية في أربعة أزواج ويتم ملء موضع واحد في كل زوج بإلكترون قبل اكتمال أي أزواج.

بالنظر إلى الجدول الدوري مرة أخرى (الشكل 2.1.2) ، ستلاحظ وجود سبعة صفوف. تتوافق هذه الصفوف مع عدد الأصداف الموجودة داخل هذا الصف. تحتوي العناصر الموجودة داخل صف معين على أعداد متزايدة من الإلكترونات حيث تنتقل الأعمدة من اليسار إلى اليمين. على الرغم من أن كل عنصر له نفس عدد الأصداف ، إلا أن جميع الأصداف ليست ممتلئة بالكامل بالإلكترونات. إذا نظرت إلى الصف الثاني من الجدول الدوري ، ستجد الليثيوم (Li) ، البريليوم (Be) ، البورون (B) ، الكربون (C) ، النيتروجين (N) ، الأكسجين (O) ، الفلور (F) ، والنيون (ني). كل هذه لديها إلكترونات لا تشغل سوى الغلافين الأول والثاني. يحتوي الليثيوم على إلكترون واحد فقط في غلافه الخارجي ، ويحتوي البريليوم على إلكترونين ، والبورون ثلاثة ، وهكذا ، حتى تمتلئ الغلاف بالكامل بثمانية إلكترونات ، كما هو الحال مع النيون.

لا تحتوي كل العناصر على ما يكفي من الإلكترونات لملء غلافها الخارجي ، ولكن الذرة تكون في أكثر حالاتها ثباتًا عندما تمتلئ جميع مواضع الإلكترون في الغلاف الخارجي. بسبب هذه الشواغر في الأصداف الخارجية ، نرى تكوين روابط كيميائية ، أو تفاعلات بين عنصرين أو أكثر من نفس العناصر أو عناصر مختلفة تؤدي إلى تكوين الجزيئات. لتحقيق قدر أكبر من الاستقرار ، تميل الذرات إلى ملء غلافها الخارجي تمامًا وستتواصل مع عناصر أخرى لتحقيق هذا الهدف من خلال مشاركة الإلكترونات ، أو قبول الإلكترونات من ذرة أخرى ، أو التبرع بالإلكترونات لذرة أخرى. نظرًا لأن الأصداف الخارجية للعناصر ذات الأعداد الذرية المنخفضة (حتى الكالسيوم ، برقم ذري 20) يمكن أن تحتوي على ثمانية إلكترونات ، يُشار إلى ذلك بقاعدة الثمانيات. يمكن لعنصر التبرع بالإلكترونات أو قبولها أو مشاركتها مع عناصر أخرى لملء غلافه الخارجي وتلبية قاعدة الثمانيات.

عندما لا تحتوي الذرة على أعداد متساوية من البروتونات والإلكترونات ، فإنها تسمى أيون. نظرًا لأن عدد الإلكترونات لا يساوي عدد البروتونات ، فلكل أيون شحنة صافية. تتشكل الأيونات الموجبة بفقدان الإلكترونات وتسمى الكاتيونات. تتشكل الأيونات السالبة عن طريق اكتساب الإلكترونات وتسمى الأنيونات.

على سبيل المثال ، يحتوي الصوديوم على إلكترون واحد فقط في غلافه الخارجي. يستغرق الصوديوم طاقة أقل للتبرع بهذا الإلكترون الواحد مما يتطلبه لقبول سبعة إلكترونات أخرى لملء الغلاف الخارجي. إذا فقد الصوديوم إلكترونًا ، فإنه يحتوي الآن على 11 بروتونًا و 10 إلكترونات فقط ، مما يتركه بشحنة إجمالية قدرها +1. يطلق عليه الآن أيون الصوديوم.

تحتوي ذرة الكلور على سبعة إلكترونات في غلافها الخارجي. مرة أخرى ، يعتبر اكتساب الكلور إلكترونًا واحدًا أكثر كفاءة في استخدام الطاقة من خسارة سبعة إلكترون. لذلك ، فإنه يميل إلى اكتساب إلكترون لتكوين أيون مكون من 17 بروتونًا و 18 إلكترونًا ، مما يمنحه صافي شحنة سالبة (-1). يطلق عليه الآن أيون الكلوريد. يشار إلى حركة الإلكترونات هذه من عنصر إلى آخر باسم نقل الإلكترون. كما يوضح الشكل 2.1.4 ، تحتوي ذرة الصوديوم (Na) على إلكترون واحد فقط في غلافها الخارجي ، بينما تحتوي ذرة الكلور (Cl) على سبعة إلكترونات في غلافها الخارجي. ستتبرع ذرة الصوديوم بإلكترون واحد لتفريغ غلافها ، وستقبل ذرة الكلور هذا الإلكترون لملء غلافه ، ليصبح كلوريد. يلبي كل من الأيونات الآن قاعدة الثمانيات ولهما أغلفة خارجية كاملة. نظرًا لأن عدد الإلكترونات لم يعد مساويًا لعدد البروتونات ، فإن كل منها أصبح الآن أيونًا وله شحنة +1 (صوديوم) أو -1 (كلوريد).

الرابطة الأيونية

هناك أربعة أنواع من الروابط أو التفاعلات: الروابط الأيونية ، والتساهمية ، والروابط الهيدروجينية ، وتفاعلات فان دير فال. الروابط الأيونية والتساهمية هي تفاعلات قوية تتطلب مدخلات طاقة أكبر لتفكك. عندما يتبرع عنصر بإلكترون من غلافه الخارجي ، كما في مثال ذرة الصوديوم أعلاه ، يتشكل أيون موجب. أصبح العنصر الذي يقبل الإلكترون الآن سالبًا. نظرًا لأن الشحنات الموجبة والسالبة تجتذب ، فإن هذه الأيونات تبقى معًا وتشكل رابطة أيونية ، أو رابطة بين الأيونات. تترابط العناصر مع الإلكترون من عنصر يبقى في الغالب مع العنصر الآخر. عندما نا+ و Cl تتحد الأيونات لإنتاج كلوريد الصوديوم ، ويبقى الإلكترون من ذرة الصوديوم مع السبعة الآخرين من ذرة الكلور ، وتجذب أيونات الصوديوم والكلوريد بعضها البعض في شبكة من الأيونات بشحنة صفرية صافية.

الروابط التساهمية

نوع آخر من الروابط الكيميائية القوية بين ذرتين أو أكثر هو الرابطة التساهمية. تتشكل هذه الروابط عندما يتم مشاركة الإلكترون بين عنصرين وهما أقوى أشكال الروابط الكيميائية وأكثرها شيوعًا في الكائنات الحية. تتشكل الروابط التساهمية بين العناصر التي تشكل الجزيئات البيولوجية في خلايانا. على عكس الروابط الأيونية ، لا تنفصل الروابط التساهمية في الماء.

ترتبط ذرات الهيدروجين والأكسجين التي تتحد لتكوين جزيئات الماء ببعضها البعض بواسطة روابط تساهمية. يقسم الإلكترون من ذرة الهيدروجين وقته بين الغلاف الخارجي لذرة الهيدروجين والقشرة الخارجية غير المكتملة لذرة الأكسجين. لملء الغلاف الخارجي لذرة الأكسجين بالكامل ، هناك حاجة إلى إلكترونين من ذرتين من الهيدروجين ، ومن هنا يأتي الرمز "2" في H2O. يتم تقاسم الإلكترونات بين الذرات ، وتقسيم الوقت بينها "لملء" الغلاف الخارجي لكل منهما. هذه المشاركة هي حالة طاقة أقل لجميع الذرات المعنية مما لو كانت موجودة دون أن تمتلئ أغلفةها الخارجية.

هناك نوعان من الروابط التساهمية: القطبية وغير القطبية. تتشكل الروابط التساهمية غير القطبية بين ذرتين من نفس العنصر أو بين عناصر مختلفة تشترك في الإلكترونات بالتساوي. على سبيل المثال ، يمكن لذرة الأكسجين أن تتحد مع ذرة أكسجين أخرى لملء غلافها الخارجي. هذا الارتباط غير قطبي لأن الإلكترونات ستوزع بالتساوي بين كل ذرة أكسجين. تتشكل رابطتان تساهمية بين ذرتي الأكسجين لأن الأكسجين يتطلب إلكترونين مشتركين لملء غلافه الخارجي. ستشكل ذرات النيتروجين ثلاث روابط تساهمية (تسمى أيضًا تساهمية ثلاثية) بين ذرتين من النيتروجين لأن كل ذرة نيتروجين تحتاج إلى ثلاثة إلكترونات لملء غلافها الخارجي. يوجد مثال آخر على الرابطة التساهمية غير القطبية في الميثان (CH4) مركب. تحتوي ذرة الكربون على أربعة إلكترونات في غلافها الخارجي وتحتاج إلى أربعة إلكترونات أخرى لملئها. يحصل على هذه الأربعة من أربع ذرات هيدروجين ، كل ذرة توفر واحدة. تشترك جميع هذه العناصر في الإلكترونات بالتساوي ، مما يؤدي إلى إنشاء أربعة روابط تساهمية غير قطبية (الشكل 2.1.5).

في الرابطة التساهمية القطبية ، تقضي الإلكترونات المشتركة بين الذرات وقتًا أقرب إلى نواة واحدة من النواة الأخرى. بسبب التوزيع غير المتكافئ للإلكترونات بين النوى المختلفة ، تتطور شحنة موجبة قليلاً (+) أو سالبة قليلاً (δ–). الروابط التساهمية بين ذرات الهيدروجين والأكسجين في الماء هي روابط تساهمية قطبية. تقضي الإلكترونات المشتركة وقتًا أطول بالقرب من نواة الأكسجين ، مما يعطيها شحنة سالبة صغيرة ، مما تقضيه بالقرب من نواة الهيدروجين ، مما يعطي هذه الجزيئات شحنة موجبة صغيرة.

روابط الهيدروجين

الروابط الأيونية والتساهمية هي روابط قوية تتطلب طاقة كبيرة للكسر. ومع ذلك ، ليست كل الروابط بين العناصر عبارة عن روابط أيونية أو تساهمية. يمكن أن تتشكل الروابط الأضعف أيضًا. هذه عوامل جذب تحدث بين الشحنات الموجبة والسالبة التي لا تتطلب الكثير من الطاقة للكسر. هناك رابطان ضعيفان يحدثان بشكل متكرر وهما الروابط الهيدروجينية وتفاعلات فان دير فال. تؤدي هذه الروابط إلى ظهور الخصائص الفريدة للماء والهياكل الفريدة للحمض النووي والبروتينات.

عندما تتكون الروابط التساهمية القطبية التي تحتوي على ذرة هيدروجين ، فإن ذرة الهيدروجين في تلك الرابطة لها شحنة موجبة قليلاً. وذلك لأن الإلكترون المشترك يتم سحبه بقوة أكبر تجاه العنصر الآخر وبعيدًا عن نواة الهيدروجين. نظرًا لأن ذرة الهيدروجين موجبة قليلاً (+) ، فسوف تنجذب إلى الشحنات الجزئية السالبة المجاورة (δ–). عندما يحدث هذا ، يحدث تفاعل ضعيف بين δ + شحنة ذرة الهيدروجين لجزيء واحد وشحنة δ للجزيء الآخر. يسمى هذا التفاعل رابطة هيدروجينية. هذا النوع من السندات شائع. على سبيل المثال ، الطبيعة السائلة للماء ناتجة عن الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء (الشكل). تمنح الروابط الهيدروجينية الماء الخصائص الفريدة التي تحافظ على الحياة. لولا الرابطة الهيدروجينية ، لكان الماء غازًا وليس سائلًا في درجة حرارة الغرفة.

يمكن أن تتكون الروابط الهيدروجينية بين جزيئات مختلفة ولا يجب أن تشتمل دائمًا على جزيء ماء. يمكن لذرات الهيدروجين في الروابط القطبية داخل أي جزيء أن تشكل روابط مع جزيئات أخرى مجاورة. على سبيل المثال ، تربط الروابط الهيدروجينية شريطين طويلين من الحمض النووي لإعطاء جزيء الحمض النووي هيكله المزدوج المميز. الروابط الهيدروجينية مسؤولة أيضًا عن بعض الهياكل ثلاثية الأبعاد للبروتينات.

تفاعلات فان دير فال

مثل روابط الهيدروجين ، تعتبر تفاعلات فان دير فالس عوامل جذب ضعيفة أو تفاعلات بين الجزيئات. تحدث بين الذرات القطبية ، المرتبطة تساهميًا في جزيئات مختلفة. بعض هذه التجاذبات الضعيفة ناتجة عن شحنات جزئية مؤقتة تتشكل عندما تتحرك الإلكترونات حول النواة. هذه التفاعلات الضعيفة بين الجزيئات مهمة في النظم البيولوجية.

وظائف في العمل: فني التصوير الشعاعي

هل خضعت أنت أو أي شخص تعرفه من قبل لفحص التصوير بالرنين المغناطيسي أو تصوير الثدي بالأشعة السينية أو الأشعة السينية؟ تنتج هذه الاختبارات صورًا لأنسجتك وأعضائك الرخوة (كما هو الحال مع التصوير بالرنين المغناطيسي أو تصوير الثدي الشعاعي) أو عظامك (كما يحدث في الأشعة السينية) باستخدام موجات راديوية أو نظائر خاصة (تحمل علامات إشعاعية أو مُصنَّفة بالفلوريسنت) يتم تناولها أو حقنها في هيئة. توفر هذه الاختبارات بيانات لتشخيص المرض من خلال إنشاء صور لأعضائك أو نظام الهيكل العظمي.

يعمل التصوير بالرنين المغناطيسي عن طريق تعريض نوى الهيدروجين ، المتواجدة بكثرة في الماء في الأنسجة الرخوة ، لمجالات مغناطيسية متذبذبة ، مما يجعلها تصدر مجالها المغناطيسي. ثم يتم قراءة هذه الإشارة بواسطة أجهزة الاستشعار الموجودة في الجهاز ويتم تفسيرها بواسطة الكمبيوتر لتكوين صورة مفصلة.

يتخصص بعض تقنيي وفنيي التصوير الشعاعي في التصوير المقطعي والتصوير بالرنين المغناطيسي والتصوير الشعاعي للثدي. ينتجون أفلامًا أو صورًا للجسم تساعد المهنيين الطبيين في الفحص والتشخيص. يعمل أخصائيو الأشعة مباشرة مع المرضى ، ويشرحون الآلات ، ويجهزونهم للاختبارات ، ويتأكدون من أن أجسامهم أو أجزاء أجسامهم في وضع صحيح لإنتاج الصور المطلوبة. ثم يقوم الأطباء أو اختصاصيو الأشعة بتحليل نتائج الاختبار.

يمكن لفنيي التصوير الشعاعي العمل في المستشفيات أو مكاتب الأطباء أو مراكز التصوير المتخصصة. يتم التدريب لتصبح فني تصوير إشعاعي في المستشفيات والكليات والجامعات التي تقدم شهادات أو درجات الزمالة أو درجات البكالوريوس في التصوير الشعاعي.

ملخص

المادة هي أي شيء يشغل حيزًا وله كتلة. يتكون من ذرات من عناصر مختلفة. جميع العناصر الـ 92 التي تحدث بشكل طبيعي لها صفات فريدة تسمح لها بالاندماج بطرق مختلفة لإنشاء مركبات أو جزيئات. الذرات ، التي تتكون من البروتونات والنيوترونات والإلكترونات ، هي أصغر وحدات العنصر التي تحتفظ بجميع خصائص هذا العنصر.يمكن التبرع بالإلكترونات أو مشاركتها بين الذرات لإنشاء روابط ، بما في ذلك الروابط الأيونية والتساهمية والهيدروجينية ، وكذلك تفاعلات فان دير فال.

اتصالات فنية

الشكل 2.1.2: كم عدد النيوترونات الموجودة في (K) البوتاسيوم -39 والبوتاسيوم -40 على التوالي؟

يحتوي البوتاسيوم 39 على عشرين نيوترونًا. يحتوي البوتاسيوم -40 على واحد وعشرين نيوترونًا.

قائمة المصطلحات

أنيون
أيون سالب يتكون من اكتساب الإلكترونات
العدد الذري
عدد البروتونات في الذرة
الكاتيون
يتكون أيون موجب بفقدان الإلكترونات
رابطة كيميائية
تفاعل بين عنصرين أو أكثر من نفس العناصر أو عناصر مختلفة ينتج عنه تكوين الجزيئات
الرابطة التساهمية
نوع من الروابط القوية بين عنصرين أو أكثر من نفس العناصر أو عناصر مختلفة ؛ تتشكل عند مشاركة الإلكترونات بين العناصر
إلكترون
جسيم سالب الشحنة موجود خارج النواة في مدار الإلكترون ؛ يفتقر إلى الكتلة الوظيفية وبه شحنة –1
نقل الإلكترون
حركة الإلكترونات من عنصر إلى آخر
عنصر
واحدة من 118 مادة فريدة لا يمكن تقسيمها إلى مواد أصغر وتحتفظ بخصائص تلك المادة ؛ كل عنصر له عدد محدد من البروتونات والخصائص الفريدة
رابطة الهيدروجين
رابطة ضعيفة بين ذرات الهيدروجين المشحونة جزئيًا والعناصر أو الجزيئات سالبة الشحنة جزئيًا
أيون
ذرة أو مركب لا يحتوي على عدد متساوٍ من البروتونات والإلكترونات ، وبالتالي له شحنة صافية
الرابطة الأيونية
رابطة كيميائية تتكون بين أيونات الشحنات المعاكسة
النظير
شكل واحد أو أكثر من العناصر التي لها أعداد مختلفة من النيوترونات
العدد الشامل
عدد البروتونات بالإضافة إلى النيوترونات في الذرة
شيء
أي شيء له كتلة ويحتل مساحة
نيوترون
جسيم بدون شحنة يتواجد في نواة الذرة ؛ كتلته 1
الرابطة التساهمية اللاقطبية
نوع من الرابطة التساهمية التي تتكون بين الذرات عندما يتم تقاسم الإلكترونات بالتساوي بين الذرات ، مما ينتج عنه عدم وجود مناطق ذات شحنات جزئية كما هو الحال في الروابط التساهمية القطبية
نواة
(الكيمياء) المركز الكثيف للذرة المكون من البروتونات والنيوترونات (باستثناء ذرة الهيدروجين)
القاعدة الثماني
تنص على أن الغلاف الخارجي لعنصر ذي رقم ذري منخفض يمكن أن يحتوي على ثمانية إلكترونات
الجدول الدوري للعناصر
مخطط تنظيمي للعناصر ، مع الإشارة إلى العدد الذري والعدد الكتلي لكل عنصر ؛ يوفر أيضًا معلومات أساسية حول خصائص العناصر
الرابطة التساهمية القطبية
نوع من الرابطة التساهمية يتم فيه سحب الإلكترونات نحو ذرة واحدة وبعيدًا عن الأخرى ، مما يؤدي إلى ظهور مناطق موجبة قليلاً وسالبة قليلاً في الجزيء
بروتون
جسيم موجب الشحنة يتواجد في نواة الذرة ؛ كتلته 1 وشحنة +1
النظير المشع
أحد النظائر التي تنبعث منها تلقائيًا جزيئات أو طاقة لتكوين عنصر أكثر استقرارًا
تفاعل فان دير فال
جاذبية أو تفاعل ضعيف بين الجزيئات ناتج عن ذرات موجبة الشحنة أو سالبة الشحنة قليلاً

اتصال لدورات AP ®

تخضع الأنظمة الحية لقوانين الكيمياء والفيزياء. المادة هي أي شيء يشغل الفضاء والكتلة. تحتوي العناصر الـ 92 التي تحدث بشكل طبيعي على خصائص فريدة ، وتنتج مجموعات مختلفة منها جزيئات تتحد لتشكل عضيات وخلايا وأنسجة ونظام عضوي وكائنات حية. الذرات ، التي تتكون من البروتونات والنيوترونات والإلكترونات ، هي أصغر وحدات المادة التي تحتفظ بجميع خصائصها وتكون أكثر استقرارًا عندما تحتوي أغلفة الإلكترونات الخارجية أو التكافؤ على أكبر عدد من الإلكترونات. يمكن نقل الإلكترونات أو مشاركتها أو إحداث تباينات في الشحنات بين الذرات لإنشاء روابط ، بما في ذلك الروابط الأيونية والتساهمية والهيدروجينية ، بالإضافة إلى تفاعلات فان ديل فالس. النظائر هي أشكال مختلفة من عنصر لها أعداد مختلفة من النيوترونات مع الاحتفاظ بنفس عدد البروتونات ، والعديد من النظائر المشعة ، مثل الكربون 14.

المعلومات المقدمة والأمثلة الموضحة في هذا القسم تدعم المفاهيم وأهداف التعلم الموضحة في الفكرة الكبيرة 2 من إطار منهج علم الأحياء AP ®. توفر أهداف التعلم المدرجة في إطار المناهج الدراسية أساسًا شفافًا لدورة AP ® Biology ، وتجربة معملية قائمة على الاستفسار ، وأنشطة تعليمية ، وأسئلة اختبار AP ®. يدمج هدف التعلم المحتوى المطلوب مع واحد أو أكثر من الممارسات العلمية السبعة.

فكرة كبيرة 2 تستخدم النظم البيولوجية الطاقة المجانية ولبنات البناء الجزيئية للنمو والتكاثر والحفاظ على التوازن الديناميكي.
الفهم الدائم 2 يتطلب نمو وتكاثر وصيانة الأنظمة الحية طاقة ومواد مجانية.
المعرفة الأساسية 2-أ 1 تتطلب جميع الأنظمة الحية مدخلات ثابتة من الطاقة المجانية.
ممارسة العلوم 4.1 يمكن للطالب تبرير اختيار نوع البيانات اللازمة للإجابة على سؤال علمي معين.
ممارسة العلوم 6.2 يمكن للطالب بناء تفسيرات للظواهر بناءً على الأدلة المنتجة من خلال الممارسات العلمية.
ممارسة العلوم 6.4 يمكن للطالب تقديم ادعاءات وتنبؤات حول الظواهر الطبيعية بناءً على النظريات والنماذج العلمية.
هدف التعلم 2.8 يستطيع الطالب تبرير اختيار البيانات المتعلقة بأنواع الجزيئات التي سيتناولها الحيوان أو النبات أو البكتيريا باعتبارها لبنات بناء ضرورية وتفرزها كمخلفات.

يحتوي ملحق تقييم الممارسات العلمية على أسئلة اختبار إضافية لهذا القسم والتي ستساعدك على التحضير لامتحان AP. تتناول هذه الأسئلة المعايير التالية:

تتكون الحياة في أبسط مستوياتها من مادة. المادة هي أي مادة تشغل حيزًا ولها كتلة. العناصر هي أشكال فريدة للمادة ذات خصائص كيميائية وفيزيائية محددة لا يمكن تقسيمها إلى مواد أصغر بواسطة التفاعلات الكيميائية العادية. هناك 118 عنصرًا ، لكن 92 عنصرًا فقط تحدث بشكل طبيعي. يتم تصنيع العناصر المتبقية في المختبرات وهي غير مستقرة.

يتم تحديد كل عنصر برمزه الكيميائي ، وهو حرف كبير واحد أو عندما يكون الحرف الأول بالفعل مأخوذ بواسطة عنصر آخر ، مزيج من حرفين. تتبع بعض العناصر المصطلح الإنجليزي للعنصر ، مثل C للكربون و Ca للكالسيوم. تستمد الرموز الكيميائية للعناصر الأخرى من أسمائها اللاتينية على سبيل المثال ، رمز الصوديوم هو Na ، في إشارة إلى النتريوم، الكلمة اللاتينية للصوديوم.

العناصر الأربعة المشتركة لجميع الكائنات الحية هي الأكسجين (O) والكربون (C) والهيدروجين (H) والنيتروجين (N). في العالم غير الحي ، توجد العناصر بنسب مختلفة ، كما أن بعض العناصر المشتركة للكائنات الحية نادرة نسبيًا على الأرض ككل ، كما هو موضح في الجدول 2.1. على سبيل المثال ، الغلاف الجوي غني بالنيتروجين والأكسجين ولكنه يحتوي على القليل من الكربون والهيدروجين ، في حين أن قشرة الأرض ، على الرغم من أنها تحتوي على الأكسجين وكمية صغيرة من الهيدروجين ، إلا أنها تحتوي على القليل من النيتروجين والكربون. على الرغم من اختلافها في الوفرة ، فإن جميع العناصر والتفاعلات الكيميائية بينها تخضع لنفس القوانين الكيميائية والفيزيائية بغض النظر عما إذا كانت جزءًا من العالم الحي أو غير الحي.


الذرات

الذرة هي أصغر مكون للعنصر الذي يحتفظ بجميع الخصائص الكيميائية لهذا العنصر. على سبيل المثال ، تحتوي ذرة هيدروجين واحدة على جميع خصائص عنصر الهيدروجين ، مثل وجوده كغاز في درجة حرارة الغرفة ، ويترابط مع الأكسجين لتكوين جزيء ماء. لا يمكن تقسيم ذرات الهيدروجين إلى أي شيء أصغر مع الاحتفاظ بخصائص الهيدروجين. إذا تم تكسير ذرة الهيدروجين ، فلن تعود لها خصائص عنصر الهيدروجين.

في المستوى الأساسي ، تتكون جميع الكائنات الحية من مجموعة من العناصر. تحتوي على ذرات تتحد مع بعضها لتشكل جزيئات. في الكائنات متعددة الخلايا ، مثل الحيوانات ، يمكن للجزيئات أن تتفاعل لتشكل خلايا تتحد لتشكل الأنسجة التي تشكل الأعضاء. تستمر هذه التوليفات حتى يتم تكوين كائنات متعددة الخلايا كاملة.

الشكل 1. تتكون الذرات من البروتونات والنيوترونات الموجودة داخل النواة والإلكترونات المحيطة بالنواة.

تحتوي جميع الذرات على البروتونات والنيوترونات والإلكترونات (الشكل 1). أ بروتون هو جسيم موجب الشحنة يتواجد في نواة (لب الذرة) من ذرة كتلته 1 وشحنة +1. توجد النيوترونات ، مثل البروتونات ، في نواة الذرة. كتلتها 1 ولا توجد شحنة. ان إلكترون هو جسيم سالب الشحنة ينتقل في الفراغ حول النواة. بمعنى آخر ، إنها تتواجد خارج النواة. لها كتلة ضئيلة ولها شحنة -1. تتوازن الشحنات الموجبة (البروتونات) والسالبة (الإلكترونات) مع بعضها البعض في ذرة محايدة تحتوي على صافي شحنة صفرية.

كما ذكرنا سابقًا ، لكل عنصر خصائصه الفريدة. يحتوي كل منها على عدد مختلف من البروتونات والنيوترونات ، مما يعطيها العدد الذري والعدد الكتلي الخاص بها. ال العدد الذري من عنصر يساوي عدد البروتونات التي يحتويها هذا العنصر. ال العدد الكتلي هو عدد البروتونات بالإضافة إلى عدد النيوترونات لهذا العنصر. لذلك ، من الممكن تحديد عدد النيوترونات بطرح العدد الذري من العدد الكتلي.

توفر هذه الأرقام معلومات حول العناصر وكيف ستتفاعل أثناء الترابط. العناصر المختلفة لها نقاط انصهار وغليان مختلفة ، وتكون في حالات مختلفة (سائل ، صلب ، أو غاز) في درجة حرارة الغرفة. هم أيضا يترابطون بطرق مختلفة. يشكل بعضها أنواعًا معينة من السندات ، في حين أن البعض الآخر لا يفعل ذلك. تعتمد كيفية ارتباطهم على عدد الإلكترونات الموجودة. بسبب هذه الخصائص ، يتم ترتيب العناصر في الجدول الدوري للعناصر، مخطط للعناصر يتضمن العدد الذري والكتلة الذرية النسبية لكل عنصر. فترات (1-7) مرتبة عن طريق زيادة العدد الذري (من اليسار إلى اليمين). مجموعات (I-VIII) مرتبة حسب عدد إلكترونات الغلاف الخارجي (التكافؤ) (الأعمدة). يوفر الجدول الدوري أيضًا معلومات أساسية حول خصائص العناصر (الشكل 2) - يشار إليها غالبًا بواسطة الترميز اللوني.

النظائر هي أشكال مختلفة من نفس العنصر لها نفس عدد البروتونات ، ولكن عدد النيوترونات مختلف. أو ، طريقة أخرى لتعريفه ستكون نفس العدد الذري لكن عدد الكتلة مختلف. بعض العناصر ، مثل الكربون والبوتاسيوم واليورانيوم ، لها نظائر طبيعية. يحتوي الكربون 12 ، وهو النظير الأكثر شيوعًا للكربون ، على ستة بروتونات وستة نيوترونات. لذلك ، لديها عدد كتلي 12 (ستة بروتونات وستة نيوترونات) وعدد ذري ​​6 (مما يجعلها كربون). يحتوي الكربون 14 على ستة بروتونات وثمانية نيوترونات. لذلك ، يحتوي على عدد كتلي 14 (ستة بروتونات وثمانية نيوترونات) وعدد ذري ​​يساوي 6 ، مما يعني أنه لا يزال عنصر الكربون. هذان الشكلان البديلان للكربون هما نظائر. بعض النظائر غير مستقرة وستفقد البروتونات أو الجسيمات دون الذرية الأخرى أو الطاقة لتكوين عناصر أكثر استقرارًا. تسمى هذه النظائر المشعة أو النظائر المشعة.

اتصال فني

الشكل 2. مرتبة في أعمدة وصفوف بناءً على خصائص العناصر ، يوفر الجدول الدوري معلومات أساسية حول العناصر وكيفية تفاعلها مع بعضها البعض لتكوين جزيئات. توفر معظم الجداول الدورية مفتاحًا أو وسيلة إيضاح للمعلومات التي تحتوي عليها.

كم عدد النيوترونات الموجودة في (K) البوتاسيوم 39 والبوتاسيوم 40 على التوالي؟

التطور في العمل

تاريخ الكربون

الشكل 3. يمكن تحديد عمر البقايا التي تحتوي على الكربون والتي يقل عمرها عن حوالي 50000 سنة ، مثل هذا الماموث الأقزام ، باستخدام التأريخ بالكربون. (الائتمان: Bill Faulkner / NPS)

الكربون 14 (14 درجة مئوية) هو نظير مشع طبيعي يتكون في الغلاف الجوي عن طريق الأشعة الكونية. هذه عملية مستمرة ، لذلك يتم دائمًا إنشاء أكثر من 14 درجة مئوية. مع تطور كائن حي ، فإن المستوى النسبي البالغ 14 درجة مئوية في جسمه يساوي تركيز 14 درجة مئوية في الغلاف الجوي. عندما يموت الكائن الحي ، لم يعد يستوعب 14 درجة مئوية ، وبالتالي فإن النسبة ستنخفض. تتحلل 14 درجة مئوية إلى 14 نيوتن من خلال عملية تسمى تحلل بيتا ، وهي تعطي طاقة في هذه العملية البطيئة.

بعد ما يقرب من 5730 عامًا ، سيتم تحويل نصف تركيز البداية البالغ 14 درجة مئوية إلى 14 درجة مئوية ، والوقت الذي يستغرقه نصف التركيز الأصلي للنظير ليتحلل إلى شكله الأكثر استقرارًا يسمى نصف عمره. . نظرًا لأن عمر النصف لـ 14 درجة مئوية طويل ، يتم استخدامه لتعمير الكائنات الحية سابقًا ، مثل الأحافير. باستخدام نسبة تركيز 14 درجة مئوية الموجود في جسم ما إلى كمية 14 درجة مئوية المكتشفة في الغلاف الجوي ، يمكن تحديد كمية النظير الذي لم يتحلل بعد. بناءً على هذا المقدار ، يمكن حساب عمر الحفرية بحوالي 50000 سنة (الشكل 3). تستخدم النظائر ذات فترات نصف عمر أطول ، مثل البوتاسيوم -40 ، لحساب أعمار الحفريات القديمة. من خلال استخدام التأريخ بالكربون ، يمكن للعلماء إعادة بناء البيئة والجغرافيا الحيوية للكائنات الحية التي تعيش خلال الخمسين ألف سنة الماضية.

المفهوم في العمل


29. لماذا يمكن أن يكون الماء عازلًا جيدًا داخل جسم الحيوانات الماصّة للحرارة (ذوات الدم الحار)؟ الخصائص اللاصقة للتوتر السطحي للحرارة للتبخير ، السعة الحرارية المحددة 30. الخصائص الفريدة.

31. في الوقت الذي كانت فيه نظرية التطور مثيرة للجدل (السنة التي أعقبت محاكمة Scopes Monkey) ، قدم ماكالوم (المراجعات الفسيولوجية ، 2 ، 1926) ملاحظة لا تزال محل نزاع من قبل سوم.

  • أنت هنا: & # 160
  • الصفحة الرئيسية
  • مظلة
  • كتب مدرسية
  • بيو 581
  • الجدول الدوري للعناصر

يستند هذا النص إلى Openstax Biology لدورات AP ، المؤلفين المساهمين الكبار Julianne Zedalis ، مدرسة Bishop في La Jolla ، كاليفورنيا ، John Eggebrecht ، المؤلفون المساهمون بجامعة كورنيل Yael Avissar ، كلية رود آيلاند ، Jung Choi ، معهد جورجيا للتكنولوجيا ، Jean DeSaix ، University of North Carolina at Chapel Hill، Vladimir Jurukovski، Suffolk County Community College، Connie Rye، East Mississippi Community College، Robert Wise، University of Wisconsin، Oshkosh

هذا العمل مُرخص بموجب ترخيص Creative Commons Attribution-NonCommercial 4.0 Unported License بدون قيود إضافية


جزيء واحد في اللبنات الأساسية للحياة

الق نظرة حول غرفة المعيشة الخاصة بك. كل شيء من حولك يتكون من جزيئات - تمامًا كما أنت. عندما يتم تجميعها معًا ، تعمل الجزيئات بمثابة اللبنات الأساسية للحياة. كل وحدة بناء فردية لها تأثير ضئيل للغاية ونحن عادة ما نتعلق بالأشياء النهائية. ومع ذلك ، هناك تخصصات علمية تخصصت في النظر إلى الجزيئات الفردية لفهم كيفية عملها وخاصة ما يحدث عندما يحدث خطأ ما في اللبنات الأساسية.

الجزيئية بكمن

يدور البحث في الجزيئات الفردية حول فهم المكونات واستخدامها كبوابة لمعرفة المزيد عن الارتباطات. من الناحية التصويرية ، فإن الأمر يشبه مراقبة القطط في الليل. تبدو جميعها رمادية اللون ، لكن علينا التعرف على لونها بشكل فردي لتمييزها عن بعضها البعض. يقوم الباحثون في جميع أنحاء العالم الذين يعملون في البيولوجيا الجزيئية وعلم النانو والكيمياء والفيزياء بعمل متعدد التخصصات في هذا المجال. إلى حد كبير ، يستخدمون طريقة قياس تسمى نقل طاقة الرنين الفلوري أحادي الجزيء (smFRET) ، والتي تأخذ قياسات للمسافات بين الجزيئات وصولاً إلى 2-10 نانومتر.

الجزيئات ليست ثابتة ، لكنها يمكن أن تتحرك وتفتح وتغلق - شيء مثل لعبة بكمن في الثمانينيات. يؤثر هيكلها وأنماط حركتها على كيفية تفاعلها مع الجزيئات الأخرى ، وهذا هو سبب اهتمام الباحثين بالقدرة على وصفها.

توفر الجزيئات الفردية معرفة جديدة

"إذا تمكنا من تصور ووصف جزيء واحد ورؤية كيفية تفاعله مع الجزيئات الأخرى ، فيمكننا فهم ما يحدث في الحدث الفردي. بمجرد أن نفهم الآليات الكامنة وراء ذلك ، يمكننا البدء في العمل على التحكم في كيفية عمل الجزيئات تقول الأستاذة المشاركة فيكتوريا بيركيدال ، التي تجري بحثًا في فهم الجزيئات الفردية في مركز علوم النانو متعدد التخصصات (iNANO) بجامعة آرهوس ، "العمل ، بحيث يحدث هذا في أكثر الأوقات فائدة".

سهولة الوصول إلى بيانات أفضل

طورت المجموعة البحثية للبروفيسور المساعد بيركيدال برنامجًا جديدًا يسهل الحصول على بيانات سريعة ودقيقة بعد تحليل smFRET. نشرت المجموعة للتو مقالاً عن البرنامج في المجلة طرق الطبيعة.

يوفر البرنامج وصولاً أسهل إلى البيانات التي قد تستغرق وقتًا طويلاً وشاقة للحصول عليها. لم يتمكن سوى عدد قليل من المتخصصين في السابق من معالجة البيانات. ومع ذلك ، فإن البرنامج الآن يجعله في متناول دائرة واسعة من الباحثين.

من نقطة إلى هيكل

يقول البروفيسور المساعد بيركيدال: "اعتدنا على إجراء تحليلات للبيانات أثناء الليل دون أن نعرف حقًا ما إذا كانوا سيقدمون الإجابات التي نريدها. البرنامج سريع جدًا لدرجة أننا نحصل الآن على النتائج في غضون بضع دقائق". يوفر البرنامج نهجًا مرئيًا مبتكرًا للبيانات ويمكّن الباحثين من إجراء تحليلات بيانات أسرع وأكثر دقة. توفر رؤية الجزيئات الفردية وتحليل سلوكها دعمًا تصويريًا يمكن استخدامه في جميع الأبحاث المتعلقة بالجزيئات الفردية ، لكن مجموعة آرهوس تستخدمه للنظر في العمليات البيولوجية في الجسم.

يقول البروفيسور المساعد بيركيدال: "الجزيء صغير جدًا جدًا ، لكنه لم يعد مجرد نقطة. يمكننا أن نرى هيكله وكيف يتصرف ، ونحاول فهم سبب قيامه بما يفعله".

الخطوة التالية هي التحكم في بنية الجزيء لجعله يتصرف بطريقة معينة - شيء يمكن استخدامه في الطب المستهدف.

البرمجيات الديمقراطية

قررت المجموعة إتاحة برامجها للجميع مجانًا. يقول البروفيسور المساعد بيركيدال ، الذي يسره أن البرنامج يفتح فرصًا أسهل للعمل معًا عن بعد: "نود إضفاء الطابع الديمقراطي على الوصول إلى البيانات". تم استقبال البرنامج بشكل جيد أينما تم تقديمه.


اللبنات الأساسية للدهون

مثل أي جزيئات حيوية أخرى ، تتكون الدهون من مونومرات بناء. في الكيمياء الحيوية، يشير المونومر إلى جزيء واحد يمكن عند دمجه كيميائيًا مع مونومرات أخرى (يمكن أن يكون من نفس النوع أو جزيئات أخرى) أن يشكل جزيئات أكبر ومختلفة. في الأساس ، تتكون المونومرات فقط من عناصر بسيطة.

  • على عكس الجزيئات الحيوية الثلاثة ، لا تتكون الدهون من & # 8220حقيقيةالبوليمرات نظرًا لصغر حجمها نسبيًا ومونومراتها غير المتكررة.
  • كما أشرنا سابقًا ، يتكون جزيء الدهون من جلسرين و (ثلاث) وحدات فرعية من الأحماض الدهنية. تم وصفها في ما يلي.

1. الجلسرين

يعتبر كحول ثلاثي الكربون طبيعيًا (يحتوي على جزيء كربون واحد مرتبط بثلاث مجموعات OH) ، الجلسرين هو جزيء يعمل بمثابة العمود الفقري الهيكلي للدهون. بصرف النظر عن ذلك ، يستخدم الجلسرين أيضًا في التخزين طاقة.

  • بسبب مجموعة OH ، يمكن اعتبار الجلسرين على أنه & # 8220بوليول & # 8220 ، نوع من الكحول يحتوي على أكثر من مجموعة OH. بسبب هذه الخاصية ، يمكن إذابة الجلسرين بسهولة في الماء.
  • بالإضافة إلى ذلك ، يساهم وجود مجموعات OH هذه في خاصية استرطابية الجلسرين. بمعنى آخر ، يمكن أن تمتص جزيئات الماء بسهولة وتحتفظ بها.
  • في المصطلح العادي & # 8217s ، يُعرف الجلسرين أيضًا باسم الجلسرين أو الجلسرين. في الصناعات ، يستخدم الجلسرين كمحليات ومرطبات.

2. الأحماض الدهنية

الصيغة الكيميائية للأحماض الدهنية (مصدر الصورة: ويكيميديا)

الأحماض الدهنية هي سلاسل من الهيدروكربونات لها أطوال ومستويات مختلفة من عدم التشبع تنتهي بمجموعات وظيفية من الأحماض الكربوكسيلية. ينشأ الاسم الكيميائي الحيوي للأحماض الدهنية من اسم الهيدروكربون الأصلي ، مع الاسم النهائي & # 8220ه& # 8221 يتم تغييره إلى & # 8220oic& # 8221 وإضافة & # 8220حامض& # 8221 في النهاية.

  • في النظم البيولوجية ، تحتوي معظم الأحماض الدهنية على عدد زوجي من ذرات الكربون ، تتراوح عادة من 14 إلى 24 ، مع وجود 16 و 18 ذرة كربون هي الأكثر شيوعًا. في الحيوانات، سلسلة الهيدروكربون دائمًا غير ممنوحة.
  • تعتمد الخصائص الكيميائية الحيوية للأحماض الدهنية ومشتقاتها الدهنية في الغالب على طول سلاسلها ومستويات التشبع. بالمقارنة مع نظائرها المشبعة (من نفس الطول) ، تميل الأحماض الدهنية غير المشبعة إلى الحصول على نقاط انصهار أقل.
  • بالإضافة إلى ذلك ، يؤثر طول السلسلة أيضًا على نقطة الانصهار لأن أطوال السلسلة الأقصر تؤثر بطريقة ما على مستوى التشبع وتساهم في سيولتها.
  • بالمقارنة مع الجلسرين والأحماض الدهنية & # 8220الدهون& # 8221 توفر كمية أعلى نسبيًا من الطاقة لكل جرام ولها أدوار بيولوجية أكثر من الجلسرين.

فكيف تتحد هذه الجزيئات وتترابط لتشكل دهونًا؟ ترتبط مجموعة OH الموجودة في جزيء الجلسرين ومجموعة الكربوكسيل للأحماض الدهنية ارتباطًا تساهميًا عبر ارتباط استر. التوليف الجفاف مطلوب من أجل إنشاء هذا.


2.1 العناصر والذرات: اللبنات الأساسية للمادة

جوهر الكون - من حبة الرمل إلى نجم - يسمى شيء. يعرف العلماء المادة على أنها أي شيء يشغل الفضاء وله كتلة. كتلة الجسم ووزنه مفهومان مترابطان ، لكنهما ليسا متشابهين تمامًا. كتلة الجسم هي كمية المادة الموجودة في الجسم ، وهي نفسها سواء كان ذلك الجسم على الأرض أو في بيئة انعدام الجاذبية في الفضاء الخارجي. من ناحية أخرى ، فإن وزن الجسم هو كتلته التي تتأثر بقوة الجاذبية. يكون وزن الجسم أكبر في الأماكن التي تكون فيها قوة الجاذبية أقوى من تلك التي تكون فيها الجاذبية أقل قوة. على سبيل المثال ، يزن جسم كتلة معينة على القمر أقل من وزنه على الأرض لأن جاذبية القمر أقل من جاذبية الأرض. بمعنى آخر ، الوزن متغير ويتأثر بالجاذبية. تزن قطعة الجبن التي تزن رطلاً على الأرض بضعة أونصات فقط على سطح القمر.

العناصر والمركبات

تتكون كل المواد في العالم الطبيعي من واحد أو أكثر من 92 مادة أساسية تسمى العناصر. ان عنصر هي مادة نقية تتميز عن جميع المواد الأخرى بحقيقة أنه لا يمكن تكوينها أو تفكيكها بوسائل كيميائية عادية. بينما يمكن لجسمك تجميع العديد من المركبات الكيميائية اللازمة للحياة من العناصر المكونة لها ، إلا أنه لا يمكنه تكوين عناصر. يجب أن يأتوا من البيئة. مثال مألوف للعنصر الذي يجب أن تأخذه هو الكالسيوم (Ca ++). الكالسيوم ضروري لجسم الإنسان ، حيث يتم امتصاصه واستخدامه في عدد من العمليات ، بما في ذلك تقوية العظام. عندما تستهلك منتجات الألبان ، فإن جهازك الهضمي يقسم الطعام إلى مكونات صغيرة بما يكفي للعبور إلى مجرى الدم. من بين هذه العناصر الكالسيوم ، الذي ، لأنه عنصر ، لا يمكن تكسيره أكثر. لذلك ، فإن عنصر الكالسيوم في الجبن هو نفس الكالسيوم الذي يشكل عظامك. بعض العناصر الأخرى التي قد تكون على دراية بها هي الأكسجين والصوديوم والحديد. تظهر العناصر الموجودة في جسم الإنسان في الشكل 2.1.1 ، بدءًا من الأكثر وفرة: الأكسجين (O) والكربون (C) والهيدروجين (H) والنيتروجين (N). يمكن استبدال اسم كل عنصر برمز مكون من حرف واحد أو حرفين وستتعرف على بعض هذه العناصر خلال هذه الدورة التدريبية. جميع العناصر الموجودة في جسمك مستمدة من الأطعمة التي تتناولها والهواء الذي تتنفسه.

الشكل 2.1.1 & # 8211 عناصر جسم الإنسان: تظهر العناصر الرئيسية التي يتكون منها جسم الإنسان من الأكثر وفرة إلى الأقل وفرة.

في الطبيعة ، نادرًا ما تحدث العناصر بمفردها. بدلا من ذلك ، فإنها تتحد لتشكل مركبات. أ مجمع هي مادة تتكون من عنصرين أو أكثر مرتبطة بروابط كيميائية. على سبيل المثال ، يعتبر مركب الجلوكوز وقودًا مهمًا للجسم. يتكون دائمًا من نفس العناصر الثلاثة: الكربون والهيدروجين والأكسجين. علاوة على ذلك ، فإن العناصر التي يتكون منها أي مركب تحدث دائمًا بنفس الكميات النسبية. في الجلوكوز ، يوجد دائمًا ست وحدات كربون وست وحدات أكسجين لكل اثني عشر وحدة هيدروجين. ولكن ما هي بالضبط "وحدات" العناصر هذه؟

الذرات والجسيمات دون الذرية

ان ذرة هي أصغر كمية من عنصر يحتفظ بالخصائص الفريدة لهذا العنصر. بعبارة أخرى ، ذرة الهيدروجين هي وحدة من الهيدروجين - أصغر كمية يمكن أن توجد من الهيدروجين. كما قد تتخيل ، فإن الذرات تكاد تكون صغيرة بشكل يتعذر فهمه. يبلغ عرض الفترة في نهاية هذه الجملة ملايين الذرات.

التركيب الذري والطاقة

تتكون الذرات من جسيمات دون ذرية أصغر ، والتي تشمل ثلاثة أنواع مهمة: بروتون, نيوترون، و إلكترون. يعطي عدد البروتونات موجبة الشحنة والنيوترونات غير المشحونة ("المحايدة") كتلة للذرة ، ويحدد عدد كل منها في نواة الذرة العنصر. عدد الإلكترونات سالبة الشحنة التي "تدور" حول النواة بسرعة تقترب من سرعة الضوء يساوي عدد البروتونات. تبلغ كتلة الإلكترون حوالي 1/2000 من كتلة البروتون أو النيوترون.

يوضح الشكل 2.1.2 نموذجين يمكن أن يساعدك في تخيل بنية الذرة - في هذه الحالة ، الهيليوم (He). في النموذج الكوكبي ، يظهر إلكترونان الهليوم يدوران حول النواة في مدار ثابت مصور على شكل حلقة. على الرغم من أن هذا النموذج مفيد في تصور التركيب الذري ، في الواقع ، لا تنتقل الإلكترونات في مدارات ثابتة ، ولكنها تدور حول النواة بشكل متقطع في ما يسمى سحابة الإلكترون.

الشكل 2.1.2 & # 8211 نموذجان للتركيب الذري: (أ) في نموذج الكواكب ، تظهر إلكترونات الهيليوم في مدارات ثابتة ، تُصوَّر على شكل حلقات ، على مسافة دقيقة من النواة ، إلى حد ما مثل الكواكب التي تدور حول الشمس. (ب) في نموذج السحابة الإلكترونية ، تظهر إلكترونات الكربون في مجموعة متنوعة من المواقع التي سيكون لها على مسافات مختلفة من النواة بمرور الوقت.

تحمل البروتونات والإلكترونات في الذرة شحنات كهربائية. يُشار إلى البروتونات ، بشحنتها الموجبة ، بـ p +. يُشار إلى الإلكترونات ، التي لها شحنة سالبة ، بـ e -. لا توجد شحنة لنيوترونات الذرة: فهي متعادلة كهربائيًا. مثلما يلتصق المغناطيس بالثلاجة الفولاذية لأن الشحنات المعاكسة تجتذب ، تجذب البروتونات موجبة الشحنة الإلكترونات سالبة الشحنة. هذا الجذب المتبادل يعطي الذرة بعض الاستقرار الهيكلي. يساعد جاذبية النواة الموجبة الشحنة على منع الإلكترونات من الشرود بعيدًا. عدد البروتونات والإلكترونات داخل ذرة متعادلة متساوية ، وبالتالي ، فإن الشحنة الكلية للذرة متوازنة.

العدد الذري والعدد الكتلي

ذرة الكربون فريدة من نوعها بالنسبة للكربون ، لكن بروتون الكربون ليس كذلك. بروتون واحد هو نفسه بروتون آخر ، سواء كان موجودًا في ذرة من الكربون أو الصوديوم (Na) أو الحديد (Fe). وينطبق الشيء نفسه على النيوترونات والإلكترونات. إذن ، ما الذي يعطي عنصرًا ما خصائصه المميزة - ما الذي يجعل الكربون مختلفًا جدًا عن الصوديوم أو الحديد؟ الجواب هو الكمية الفريدة من البروتونات التي يحتوي كل منها. الكربون بالتعريف هو عنصر تحتوي ذراته على ستة بروتونات. لا يوجد عنصر آخر يحتوي على ستة بروتونات بالضبط في ذراته. وعلاوة على ذلك، الكل تحتوي ذرات الكربون ، سواء وجدت في الكبد أو في قطعة من الفحم ، على ستة بروتونات. وهكذا ، فإن العدد الذري، وهو عدد البروتونات في نواة الذرة ، يحدد العنصر. نظرًا لأن الذرة تحتوي عادةً على نفس عدد الإلكترونات مثل البروتونات ، فإن العدد الذري يحدد العدد المعتاد للإلكترونات أيضًا.

في الشكل الأكثر شيوعًا ، تحتوي العديد من العناصر أيضًا على نفس عدد النيوترونات مثل البروتونات. الشكل الأكثر شيوعًا للكربون ، على سبيل المثال ، يحتوي على ستة نيوترونات بالإضافة إلى ستة بروتونات ، ليصبح المجموع 12 جسيمًا دون ذري في نواته. رقم كتلة العنصر هو مجموع عدد البروتونات والنيوترونات في نواته. لذا فإن الشكل الأكثر شيوعًا لعدد كتلة الكربون هو 12. تمتلك الإلكترونات كتلة صغيرة جدًا بحيث لا تساهم بشكل ملحوظ في كتلة الذرة. الكربون هو عنصر خفيف نسبيًا من اليورانيوم (U) ، على النقيض من ذلك ، يحتوي على رقم كتلي 238 ويشار إليه على أنه معدن ثقيل. العدد الذري هو 92 (يحتوي على 92 بروتونًا) ولكنه يحتوي على 146 نيوترونًا ، فهو يحتوي على أكبر كتلة من جميع العناصر الطبيعية.

ال الجدول الدوري للعناصر، الموضح في الشكل 2.1.3 ، هو مخطط يحدد 92 عنصرًا موجودة في الطبيعة ، بالإضافة إلى العديد من العناصر الأكبر وغير المستقرة التي تم اكتشافها تجريبياً. العناصر مرتبة حسب عددها الذري ، مع وجود الهيدروجين والهيليوم في أعلى الجدول ، والعناصر الأكثر ضخامة أدناه. يعد الجدول الدوري أداة مفيدة لأنه لكل عنصر ، فهو يحدد الرمز الكيميائي والعدد الذري ورقم الكتلة ، بينما ينظم العناصر وفقًا لميلها للتفاعل مع العناصر الأخرى. عدد البروتونات والإلكترونات في عنصر ما متساوي. قد يكون عدد البروتونات والنيوترونات متساويًا بالنسبة لبعض العناصر ، ولكن ليس متساويًا للجميع.

الشكل 2.1.3 & # 8211 الجدول الدوري للعناصر (الائتمان: R.A. Dragoset، A. Musgrove، CW Clark، W.C Martin)

موقع خارجي

قم بزيارة هذا الموقع لعرض الجدول الدوري. في الجدول الدوري للعناصر ، تحتوي العناصر الموجودة في عمود واحد على نفس عدد الإلكترونات التي يمكنها المشاركة في تفاعل كيميائي. تُعرف هذه الإلكترونات باسم "إلكترونات التكافؤ". على سبيل المثال ، تحتوي جميع العناصر الموجودة في العمود الأول على إلكترون تكافؤ واحد ، وهو إلكترون يمكن "التبرع به" في تفاعل كيميائي مع ذرة أخرى. ما معنى العدد الكتلي الموضح بين قوسين؟

على الرغم من أن كل عنصر له عدد فريد من البروتونات ، إلا أنه يمكن أن يوجد كنظائر مختلفة. ان النظير هي أحد الأشكال المختلفة للعنصر ، والتي تتميز عن بعضها البعض بأعداد مختلفة من النيوترونات. النظير القياسي للكربون هو 12 درجة مئوية ، ويسمى عادة الكربون اثني عشر. يحتوي 12C على ستة بروتونات وستة نيوترونات ، لعدد كتلته اثني عشر. جميع نظائر الكربون لها نفس عدد البروتونات ، لذلك ، 13 درجة مئوية بها سبعة نيوترونات ، و 14 درجة مئوية بها ثمانية نيوترونات. يمكن أيضًا الإشارة إلى النظائر المختلفة لعنصر ما برقم الكتلة الموصولة (على سبيل المثال ، C-12 بدلاً من 12C). يحتوي الهيدروجين على ثلاثة نظائر شائعة ، كما هو موضح في الشكل 2.1.4.

الشكل 2.1.4 - نظائر الهيدروجين: يحتوي البروتيوم ، المعين 1H ، على بروتون واحد ولا نيوترونات. إنه إلى حد بعيد أكثر نظائر الهيدروجين وفرة في الطبيعة. يحتوي الديوتيريوم ، المعين 2H ، على بروتون واحد ونيوترون واحد. يحتوي التريتيوم ، المعين 3H ، على نيوترونين.

يشار إلى النظير الذي يحتوي على أكثر من العدد المعتاد من النيوترونات بالنظير الثقيل. مثال على ذلك هو 14 درجة مئوية. تميل النظائر الثقيلة إلى أن تكون غير مستقرة ، والنظائر غير المستقرة مشعة. أ النظير المشع هو نظير تتحلل نواته بسهولة ، مما ينتج عنه جزيئات دون ذرية وطاقة كهرومغناطيسية. تختلف النظائر المشعة المختلفة (وتسمى أيضًا النظائر المشعة) في نصف عمرها ، والوقت الذي يستغرقه تحلل نصف أي حجم من أي نظير. على سبيل المثال ، يبلغ عمر النصف للتريتيوم - وهو نظير مشع للهيدروجين - حوالي 12 عامًا ، مما يشير إلى أن نصف نوى التريتيوم في العينة يستغرق 12 عامًا. يمكن أن يؤدي التعرض المفرط للنظائر المشعة إلى إتلاف الخلايا البشرية وحتى التسبب في الإصابة بالسرطان والعيوب الخلقية ، ولكن عند التحكم في التعرض ، يمكن أن تكون بعض النظائر المشعة مفيدة في الطب. لمزيد من المعلومات ، راجع الروابط المهنية.

العلاقات المهنية & # 8211 أخصائي الأشعة التداخلية

إن الاستخدام الخاضع للرقابة للنظائر المشعة له تشخيص طبي متقدم وعلاج للأمراض. أطباء الأشعة التداخلية هم أطباء يعالجون المرض باستخدام تقنيات طفيفة التوغل تتضمن الإشعاع. يمكن الآن علاج العديد من الحالات التي كان من الممكن علاجها مرة واحدة فقط من خلال عملية طويلة وصادمة بدون جراحة ، مما يقلل التكلفة والألم ومدة الإقامة في المستشفى ووقت الشفاء للمرضى. على سبيل المثال ، في الماضي ، كانت الخيارات الوحيدة للمريض المصاب بورم واحد أو أكثر في الكبد هي الجراحة والعلاج الكيميائي (إعطاء الأدوية لعلاج السرطان).

ومع ذلك ، يصعب الوصول إلى بعض أورام الكبد جراحيًا ، وقد يتطلب البعض الآخر من الجراح إزالة الكثير من العلاج الكيميائي للكبد وهو شديد السمية للكبد ، وبعض الأورام لا تستجيب له بشكل جيد. في بعض هذه الحالات ، يمكن لأخصائي الأشعة التداخلية علاج الأورام عن طريق تعطيل إمداد الدم لديهم ، وهو ما يحتاجون إليه إذا أرادوا الاستمرار في النمو. في هذا الإجراء ، الذي يسمى الانصمام الإشعاعي ، يصل اختصاصي الأشعة إلى الكبد بإبرة دقيقة ، يتم تمريرها عبر أحد الأوعية الدموية للمريض. يقوم أخصائي الأشعة بعد ذلك بإدخال "بذور" مشعة صغيرة في الأوعية الدموية التي تغذي الأورام. في الأيام والأسابيع التي تلي الإجراء ، يدمر الإشعاع المنبعث من البذور الأوعية الدموية ويقتل الخلايا السرطانية في المنطقة المجاورة للعلاج مباشرة.

تنبعث النظائر المشعة جسيمات دون ذرية يمكن اكتشافها وتتبعها بواسطة تقنيات التصوير. أحد الاستخدامات الأكثر تقدمًا للنظائر المشعة في الطب هو ماسح التصوير المقطعي بالإصدار البوزيتروني (PET) ، والذي يكتشف النشاط في الجسم لحقن صغير جدًا من الجلوكوز المشع ، وهو السكر البسيط الذي تستخدمه الخلايا للطاقة. تُظهر كاميرا التصوير المقطعي بالإصدار البوزيتروني للفريق الطبي أي من أنسجة المريض تستهلك أكبر قدر من الجلوكوز. وهكذا ، تظهر الأنسجة الأكثر نشاطًا في التمثيل الغذائي على أنها "نقاط ساخنة" مشرقة على الصور (الشكل 2.1.5). يمكن أن تكشف PET عن بعض الكتل السرطانية لأن الخلايا السرطانية تستهلك الجلوكوز بمعدل مرتفع لتغذية تكاثرها السريع.

الشكل 2.1.5 & # 8211 فحص الحيوانات الأليفة: يسلط التصوير المقطعي بالإصدار البوزيتروني الضوء على مناطق الجسم التي يرتفع فيها استخدام الجلوكوز نسبيًا ، وهو ما يميز الأنسجة السرطانية. يُظهر فحص التصوير المقطعي بالإصدار البوزيتروني هذا مواقع انتشار ورم أولي كبير إلى مواقع أخرى.

سلوك الإلكترونات

في جسم الإنسان ، لا توجد الذرات ككيانات مستقلة. وبدلاً من ذلك ، فإنها تتفاعل باستمرار مع الذرات الأخرى لتكوين وتحطيم مواد أكثر تعقيدًا. لفهم علم التشريح وعلم وظائف الأعضاء تمامًا ، يجب أن تفهم كيفية مشاركة الذرات في مثل هذه التفاعلات. المفتاح هو فهم سلوك الإلكترونات.

على الرغم من أن الإلكترونات لا تتبع مدارات صلبة على مسافة محددة من نواة الذرة ، فإنها تميل إلى البقاء داخل مناطق معينة من الفضاء تسمى أصداف الإلكترون. ان قذيفة الإلكترون هي طبقة من الإلكترونات تحيط بالنواة عند مستوى طاقة مميز.

تحتوي ذرات العناصر الموجودة في جسم الإنسان من قشرة إلكترون واحدة إلى خمس قذائف ، وتحتوي جميع قذائف الإلكترون على ثمانية إلكترونات باستثناء الغلاف الأول ، والذي يمكن أن يحتوي على اثنين فقط. هذا التكوين لقذائف الإلكترون هو نفسه لجميع الذرات. يعتمد العدد الدقيق للقذائف على عدد الإلكترونات في الذرة. يحتوي الهيدروجين والهيليوم على إلكترون واحد واثنين فقط على التوالي. إذا ألقيت نظرة على الجدول الدوري للعناصر ، ستلاحظ أن الهيدروجين والهيليوم يوضعان بمفردهما على جانبي الصف العلوي وهما العنصران الوحيدان اللذان يحتويان على غلاف إلكترون واحد فقط (الشكل 2.1.6). الغلاف الثاني ضروري لعقد الإلكترونات في جميع العناصر الأكبر من الهيدروجين والهيليوم.

يحتوي الليثيوم (Li) ، رقمه الذري 3 ، على ثلاثة إلكترونات. اثنان من هؤلاء يملأون غلاف الإلكترون الأول ، والثالث ينسكب في الغلاف الثاني. يمكن أن تستوعب غلاف الإلكترون الثاني ما يصل إلى ثمانية إلكترونات. يملأ الكربون ، بإلكتروناته الستة ، غلافه الأول بالكامل ، ويملأ نصفه الثاني. بعشرة إلكترونات ، يملأ النيون (Ne) غلافي الإلكترون بالكامل. مرة أخرى ، تكشف نظرة على الجدول الدوري أن جميع العناصر الموجودة في الصف الثاني ، من الليثيوم إلى النيون ، لها غلافان إلكترونيان فقط. تتطلب الذرات التي تحتوي على أكثر من عشرة إلكترونات أكثر من غلافين. تحتل هذه العناصر الصفوف الثالثة واللاحقة من الجدول الدوري.

الشكل 2.1.6 قذائف الإلكترون: تدور الإلكترونات حول النواة الذرية عند مستويات مختلفة من الطاقة تسمى أصداف الإلكترون. (أ) بإلكترون واحد ، يملأ الهيدروجين نصف غلافه الإلكتروني فقط. يحتوي الهيليوم أيضًا على غلاف واحد ، لكن إلكترونيه يملأه تمامًا. (ب) تملأ إلكترونات الكربون غلافها الإلكتروني الأول بالكامل ، ولكن نصفها فقط تملأ غلافها الإلكترونى الأول. (ج) يحتوي النيون ، وهو عنصر لا يوجد في الجسم ، على 10 إلكترونات ، تملأ كلا غلافي الإلكترون.

العامل الذي يتحكم بشدة في ميل الذرة للمشاركة في التفاعلات الكيميائية هو عدد الإلكترونات في غلاف التكافؤ. أ التكافؤ مدار هو الغلاف الإلكتروني الخارجي للذرة. إذا كانت قشرة التكافؤ ممتلئة ، فإن الذرة تكون مستقرة ، مما يعني أنه من غير المحتمل أن يتم سحب إلكتروناتها بعيدًا عن النواة بواسطة الشحنات الكهربائية للذرات الأخرى. إذا لم تكن قشرة التكافؤ ممتلئة ، فإن الذرة تكون تفاعلية ، مما يعني أنها ستميل إلى التفاعل مع الذرات الأخرى بطرق تجعل غلاف التكافؤ ممتلئًا. خذ بعين الاعتبار الهيدروجين ، بإلكترون واحد فقط يملأ نصف غلاف التكافؤ. من المحتمل أن يتم سحب هذا الإلكترون الفردي في علاقات مع ذرات العناصر الأخرى ، بحيث يمكن تثبيت غلاف التكافؤ الفردي للهيدروجين.

تكون جميع الذرات (باستثناء الهيدروجين والهيليوم مع غلافهما الإلكتروني الفردي) أكثر استقرارًا عندما يكون هناك ثمانية إلكترونات بالضبط في غلاف التكافؤ. يشار إلى هذا المبدأ بقاعدة الثمانيات ، وينص على أن الذرة ستتخلى عن الإلكترونات أو تكسبها أو تشاركها مع ذرة أخرى بحيث ينتهي بها الأمر بثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص بها. على سبيل المثال ، من المرجح أن يتفاعل الأكسجين ، الذي يحتوي على ستة إلكترونات في غلاف التكافؤ ، مع ذرات أخرى بطريقة تؤدي إلى إضافة إلكترونين إلى غلاف تكافؤ الأكسجين ، وبذلك يصل العدد إلى ثمانية. عندما تشترك ذرتا هيدروجين في الإلكترون الفردي مع الأكسجين ، تتشكل الروابط التساهمية ، مما ينتج عنه جزيء من الماء ، H2س.

في الطبيعة ، تميل ذرات عنصر واحد إلى الانضمام إلى ذرات عناصر أخرى بطرق مميزة. على سبيل المثال ، عادةً ما يملأ الكربون غلاف التكافؤ الخاص به عن طريق الارتباط بأربع ذرات من الهيدروجين. وبذلك ، يشكل العنصران أبسط الجزيئات العضوية - الميثان - والذي يعد أيضًا أحد أكثر المركبات المحتوية على الكربون وفرة وثباتًا على الأرض. كما هو مذكور أعلاه ، مثال آخر هو أن أكسجين الماء يحتاج إلى إلكترونين لملء غلاف التكافؤ.يتفاعل عادة مع ذرتين من الهيدروجين ، مكونًا H2O. بالمناسبة ، يعكس اسم "الهيدروجين" مساهمته في الماء (hydro- = "ماء" -gen = "صانع"). وبالتالي ، فإن الهيدروجين هو "صانع الماء".

مراجعة الفصل

يتكون جسم الإنسان من عناصر أكثرها وفرة هي الأكسجين (O) والكربون (C) والهيدروجين (H) والنيتروجين (N). تحصل على هذه العناصر من الأطعمة التي تتناولها ومن الهواء الذي تتنفسه. أصغر وحدة في العنصر تحتفظ بجميع خصائص هذا العنصر هي الذرة. تحتوي الذرات نفسها على العديد من الجسيمات دون الذرية ، وأهمها ثلاث جسيمات هي البروتونات والنيوترونات والإلكترونات. هذه الجسيمات لا تختلف في الجودة من عنصر إلى آخر ، بل ما يعطي العنصر تعريفه المميز هو كمية البروتونات التي يطلق عليها الرقم الذري. تساهم البروتونات والنيوترونات بكتلة الذرة تقريبًا ، وعدد البروتونات والنيوترونات هو عدد كتلة العنصر. يمكن أن تظهر الإصدارات الأثقل والأخف من نفس العنصر في الطبيعة لأن هذه الإصدارات تحتوي على أعداد مختلفة من النيوترونات. تسمى الإصدارات المختلفة من عنصر النظائر.

إن ميل الذرة إلى الاستقرار أو التفاعل بسهولة مع الذرات الأخرى يرجع إلى حد كبير إلى سلوك الإلكترونات داخل غلاف الإلكترون الخارجي للذرة ، والذي يُطلق عليه غلاف التكافؤ. من غير المرجح أن يشارك الهيليوم ، وكذلك الذرات الأكبر التي تحتوي على ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ ، في التفاعلات الكيميائية لأنها مستقرة. تميل جميع الذرات الأخرى إلى قبول الإلكترونات أو التبرع بها أو مشاركتها في عملية تجعل الإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ ثمانية (أو في حالة الهيدروجين ، إلى اثنين).

أسئلة الارتباط التفاعلي

قم بزيارة هذا الموقع لعرض الجدول الدوري. في الجدول الدوري للعناصر ، تحتوي العناصر الموجودة في عمود واحد على نفس عدد الإلكترونات التي يمكن أن تشارك في تفاعل كيميائي. تُعرف هذه الإلكترونات باسم "إلكترونات التكافؤ". على سبيل المثال ، تحتوي جميع العناصر الموجودة في العمود الأول على إلكترون تكافؤ واحد - إلكترون يمكن "التبرع به" في تفاعل كيميائي مع ذرة أخرى. ما معنى العدد الكتلي الموضح بين قوسين؟

العدد الكتلي هو العدد الإجمالي للبروتونات والنيوترونات في نواة الذرة.


2.1: اللبنات الأساسية للجزيئات - علم الأحياء

تتكون الحياة في أبسط مستوياتها من مادة. المادة تحتل مساحة ولها كتلة. تتكون كل المواد من عناصر ، مواد لا يمكن تفكيكها أو تحويلها كيميائيًا إلى مواد أخرى. يتكون كل عنصر من ذرات ، ولكل منها عدد ثابت من البروتونات وخصائص فريدة. تم تحديد ما مجموعه 118 عنصرًا ، ولكن 92 عنصرًا فقط تحدث بشكل طبيعي ، وأقل من 30 عنصر موجود في الخلايا الحية. العناصر الـ 26 المتبقية غير مستقرة ، وبالتالي فهي غير موجودة لفترة طويلة جدًا أو أنها نظرية ولم يتم اكتشافها بعد.

يتم تحديد كل عنصر برمزه الكيميائي (مثل H و N و O و C و Na) ، وله خصائص فريدة. تسمح هذه الخصائص الفريدة للعناصر بالاندماج والترابط مع بعضها البعض بطرق محددة.

الذرات

الذرة هي أصغر مكون للعنصر الذي يحتفظ بجميع الخصائص الكيميائية لهذا العنصر. على سبيل المثال ، تحتوي ذرة هيدروجين واحدة على جميع خصائص عنصر الهيدروجين ، مثل وجوده كغاز في درجة حرارة الغرفة ، ويترابط مع الأكسجين لتكوين جزيء ماء. لا يمكن تقسيم ذرات الهيدروجين إلى أي شيء أصغر مع الاحتفاظ بخصائص الهيدروجين. إذا تم تقسيم ذرة الهيدروجين إلى جسيمات دون ذرية (أي البروتونات والنيوترونات والإلكترونات) ، فلن يكون لها خصائص الهيدروجين بعد الآن.

في المستوى الأساسي ، تتكون جميع الكائنات الحية من مجموعة من العناصر. تحتوي على ذرات تتحد مع بعضها لتشكل جزيئات. في الكائنات متعددة الخلايا ، مثل الحيوانات ، يمكن للجزيئات أن تتفاعل لتشكل خلايا تتحد لتشكل الأنسجة التي تشكل الأعضاء. تستمر هذه التوليفات حتى يتم تكوين كائنات متعددة الخلايا كاملة.

تحتوي جميع الذرات على بروتونات وإلكترونات ونيوترونات ([رابط]). الاستثناء الوحيد هو الهيدروجين (H) ، والذي يتكون من بروتون واحد وإلكترون واحد. البروتون هو جسيم موجب الشحنة يتواجد في نواة الذرة (لب الذرة) وله كتلة 1 وشحنة +1. الإلكترون هو جسيم سالب الشحنة ينتقل في الفراغ حول النواة. بمعنى آخر ، إنها تتواجد خارج النواة. لها كتلة ضئيلة (أي تعتبر صفراً مقارنة بالبروتونات والنيوترونات) ولها شحنة & # 82111.

تتكون الذرات من البروتونات والنيوترونات الموجودة داخل النواة والإلكترونات المحيطة بالنواة.

توجد النيوترونات ، مثل البروتونات ، في نواة الذرة. كتلتها 1 ولا توجد شحنة. تتوازن الشحنات الموجبة (البروتونات) والسالبة (الإلكترونات) مع بعضها البعض في ذرة محايدة تحتوي على صافي شحنة صفرية.

نظرًا لأن كل من البروتونات والنيوترونات لها كتلة واحدة ، فإن كتلة الذرة تساوي العدد المجمع للبروتونات والنيوترونات لتلك الذرة. لا يؤثر عدد الإلكترونات في الكتلة الكلية ، لأن كتلتها صغيرة جدًا.

كما ذكرنا سابقًا ، لكل عنصر خصائصه الفريدة. يحتوي كل منها على عدد مختلف من البروتونات والنيوترونات ، مما يعطيها العدد الذري والعدد الكتلي الخاص بها. العدد الذري لعنصر ما يساوي عدد البروتونات التي يحتويها هذا العنصر. العدد الكتلي ، أو الكتلة الذرية ، هو عدد البروتونات بالإضافة إلى عدد النيوترونات لهذا العنصر. لذلك ، من الممكن تحديد عدد النيوترونات عن طريق طرح العدد الذري من العدد الكتلي. على سبيل المثال ، يحتوي عنصر الفوسفور (P) على عدد ذري ​​15 ورقم كتلي 31. لذلك ، تحتوي ذرة الفوسفور على 15 بروتونًا و 15 إلكترونًا و 16 نيوترونًا (31-15 = 16).

توفر هذه الأرقام معلومات حول العناصر وكيف ستتفاعل عند دمجها. العناصر المختلفة لها نقاط انصهار وغليان مختلفة ، وتكون في حالات مختلفة (سائل ، صلب ، أو غاز) في درجة حرارة الغرفة. هم أيضا يتحدون بطرق مختلفة. يشكل بعضها أنواعًا معينة من السندات ، في حين أن البعض الآخر لا يفعل ذلك. تعتمد طريقة اتحادها على عدد الإلكترونات الموجودة. بسبب هذه الخصائص ، يتم ترتيب العناصر في الجدول الدوري للعناصر ، وهو مخطط للعناصر يتضمن العدد الذري والكتلة الذرية النسبية لكل عنصر. يوفر الجدول الدوري أيضًا معلومات أساسية حول خصائص العناصر ([رابط]) & # 8212 غالبًا ما يشار إليها بواسطة الترميز اللوني. يوضح ترتيب الجدول أيضًا كيفية تنظيم الإلكترونات في كل عنصر ويوفر تفاصيل مهمة حول كيفية تفاعل الذرات مع بعضها البعض لتشكيل الجزيئات.

النظائر هي أشكال مختلفة لنفس العنصر ولها نفس عدد البروتونات ، ولكن عدد النيوترونات مختلف. بعض العناصر ، مثل الكربون والبوتاسيوم واليورانيوم ، لها نظائر طبيعية. يحتوي الكربون 12 ، وهو النظير الأكثر شيوعًا للكربون ، على ستة بروتونات وستة نيوترونات. لذلك ، لديها عدد كتلي 12 (ستة بروتونات وستة نيوترونات) وعدد ذري ​​6 (مما يجعلها كربون). يحتوي الكربون 14 على ستة بروتونات وثمانية نيوترونات. لذلك ، يحتوي على عدد كتلي 14 (ستة بروتونات وثمانية نيوترونات) وعدد ذري ​​6 ، مما يعني أنه لا يزال عنصر الكربون. هذان الشكلان البديلان للكربون هما نظائر. بعض النظائر غير مستقرة وستفقد البروتونات أو الجسيمات دون الذرية الأخرى أو الطاقة لتكوين عناصر أكثر استقرارًا. وتسمى هذه النظائر المشعة أو النظائر المشعة.

يوفر الجدول الدوري ، الذي تم ترتيبه في أعمدة وصفوف استنادًا إلى خصائص العناصر ، معلومات أساسية حول العناصر وكيفية تفاعلها مع بعضها البعض لتكوين جزيئات. توفر معظم الجداول الدورية مفتاحًا أو وسيلة إيضاح للمعلومات التي تحتوي عليها.

الكربون الذي يرجع تاريخه إلى الكربون 14 (14 درجة مئوية) هو نظير مشع طبيعي يتم إنشاؤه في الغلاف الجوي بواسطة الأشعة الكونية. هذه عملية مستمرة ، لذلك يتم دائمًا إنشاء أكثر من 14 درجة مئوية. مع تطور كائن حي ، فإن المستوى النسبي البالغ 14 درجة مئوية في جسمه يساوي تركيز 14 درجة مئوية في الغلاف الجوي. عندما يموت الكائن الحي ، لم يعد يستوعب 14 درجة مئوية ، وبالتالي فإن النسبة ستنخفض. تتحلل 14 درجة مئوية إلى 14 نيوتن من خلال عملية تسمى تحلل بيتا ، وهي تعطي طاقة في هذه العملية البطيئة.

بعد ما يقرب من 5730 عامًا ، سيتم تحويل نصف تركيز البداية البالغ 14 درجة مئوية إلى 14 درجة مئوية ، والوقت الذي يستغرقه نصف التركيز الأصلي للنظير ليتحلل إلى شكله الأكثر استقرارًا يسمى نصف عمره. . نظرًا لأن عمر النصف لـ 14 درجة مئوية طويل ، يتم استخدامه لتعمير الكائنات الحية سابقًا ، مثل الأحافير. باستخدام نسبة تركيز 14 درجة مئوية الموجودة في جسم ما إلى كمية 14 درجة مئوية المكتشفة في الغلاف الجوي ، يمكن تحديد كمية النظير الذي لم يتحلل بعد. بناءً على هذا المقدار ، يمكن حساب عمر الحفرية بحوالي 50000 سنة ([رابط]). تستخدم النظائر ذات فترات نصف عمر أطول ، مثل البوتاسيوم -40 ، لحساب أعمار الحفريات القديمة. من خلال استخدام التأريخ بالكربون ، يمكن للعلماء إعادة بناء البيئة والجغرافيا الحيوية للكائنات الحية التي تعيش خلال الخمسين ألف سنة الماضية.

يمكن تحديد عمر البقايا التي تحتوي على الكربون والتي يقل عمرها عن حوالي 50000 عام ، مثل هذا الماموث الأقزام ، باستخدام التأريخ بالكربون. (الائتمان: Bill Faulkner / NPS)

لمعرفة المزيد حول الذرات والنظائر ، وكيف يمكنك تمييز نظير عن نظير آخر ، قم بزيارة هذا الموقع وقم بتشغيل المحاكاة.

روابط كيميائية

تعتمد كيفية تفاعل العناصر مع بعضها البعض على كيفية ترتيب إلكتروناتها وعدد فتحات الإلكترونات الموجودة في المنطقة الخارجية حيث توجد الإلكترونات في الذرة. توجد الإلكترونات عند مستويات الطاقة التي تشكل أصدافًا حول النواة. يمكن للقشرة الأقرب أن تستوعب ما يصل إلى إلكترونين. دائمًا ما يتم ملء أقرب قشرة للنواة أولاً ، قبل ملء أي غلاف آخر. يحتوي الهيدروجين على إلكترون واحد ، لذلك يحتوي على بقعة واحدة فقط داخل القشرة السفلية. يحتوي الهيليوم على إلكترونين ، لذلك يمكنه ملء أدنى غلاف بإلكترونيه. إذا نظرت إلى الجدول الدوري ، سترى أن الهيدروجين والهيليوم هما العنصران الوحيدان في الصف الأول. هذا لأن لديهم إلكترونات في غلافهم الأول فقط. الهيدروجين والهيليوم هما العنصران الوحيدان اللذان لهما أدنى قشرة وليس لهما قذائف أخرى.

يمكن لمستويات الطاقة الثانية والثالثة استيعاب ما يصل إلى ثمانية إلكترونات. يتم ترتيب الإلكترونات الثمانية في أربعة أزواج ويتم ملء موضع واحد في كل زوج بإلكترون قبل اكتمال أي أزواج.

بالنظر إلى الجدول الدوري مرة أخرى ([رابط]) ، ستلاحظ وجود سبعة صفوف. تتوافق هذه الصفوف مع عدد الأصداف الموجودة داخل هذا الصف. تحتوي العناصر الموجودة داخل صف معين على أعداد متزايدة من الإلكترونات حيث تنتقل الأعمدة من اليسار إلى اليمين. على الرغم من أن كل عنصر له نفس عدد الأصداف ، إلا أن جميع الأصداف ليست ممتلئة بالكامل بالإلكترونات. إذا نظرت إلى الصف الثاني من الجدول الدوري ، ستجد الليثيوم (Li) ، البريليوم (Be) ، البورون (B) ، الكربون (C) ، النيتروجين (N) ، الأكسجين (O) ، الفلور (F) ، والنيون (ني). كل هذه لديها إلكترونات لا تشغل سوى الغلافين الأول والثاني. يحتوي الليثيوم على إلكترون واحد فقط في غلافه الخارجي ، ويحتوي البريليوم على إلكترونين ، والبورون ثلاثة ، وهكذا ، حتى تمتلئ الغلاف بالكامل بثمانية إلكترونات ، كما هو الحال مع النيون.

لا تحتوي جميع العناصر على ما يكفي من الإلكترونات لملء غلافها الخارجي ، ولكن الذرة تكون في أكثر حالاتها ثباتًا عندما تمتلئ جميع مواضع الإلكترون في الغلاف الخارجي. بسبب هذه الشواغر في الأصداف الخارجية ، نرى تكوين روابط كيميائية ، أو تفاعلات بين عنصرين أو أكثر من نفس العناصر أو عناصر مختلفة تؤدي إلى تكوين الجزيئات. لتحقيق قدر أكبر من الاستقرار ، تميل الذرات إلى ملء غلافها الخارجي تمامًا وستتواصل مع عناصر أخرى لتحقيق هذا الهدف من خلال مشاركة الإلكترونات ، أو قبول الإلكترونات من ذرة أخرى ، أو التبرع بالإلكترونات لذرة أخرى. نظرًا لأن الأصداف الخارجية للعناصر ذات الأعداد الذرية المنخفضة (حتى الكالسيوم ، برقم ذري 20) يمكن أن تحتوي على ثمانية إلكترونات ، يُشار إلى ذلك بقاعدة الثمانيات. يمكن لعنصر التبرع بالإلكترونات أو قبولها أو مشاركتها مع عناصر أخرى لملء غلافه الخارجي وتلبية قاعدة الثمانيات.

عندما لا تحتوي الذرة على أعداد متساوية من البروتونات والإلكترونات ، فإنها تسمى أيون. نظرًا لأن عدد الإلكترونات لا يساوي عدد البروتونات ، فلكل أيون شحنة صافية. تتشكل الأيونات الموجبة بفقدان الإلكترونات وتسمى الكاتيونات. تتشكل الأيونات السالبة عن طريق اكتساب الإلكترونات وتسمى الأنيونات.

على سبيل المثال ، يحتوي الصوديوم على إلكترون واحد فقط في غلافه الخارجي. يستغرق الصوديوم طاقة أقل للتبرع بهذا الإلكترون الواحد مما يتطلبه لقبول سبعة إلكترونات أخرى لملء الغلاف الخارجي. إذا فقد الصوديوم إلكترونًا ، فإنه يحتوي الآن على 11 بروتونًا و 10 إلكترونات فقط ، مما يتركه بشحنة إجمالية قدرها +1. يطلق عليه الآن أيون الصوديوم.

تحتوي ذرة الكلور على سبعة إلكترونات في غلافها الخارجي. مرة أخرى ، يعتبر اكتساب الكلور إلكترونًا واحدًا أكثر كفاءة في استخدام الطاقة من خسارة سبعة إلكترون. لذلك ، فإنه يميل إلى اكتساب إلكترون لتكوين أيون مكون من 17 بروتونًا و 18 إلكترونًا ، مما يمنحه صافي شحنة سالبة (& # 82111). يطلق عليه الآن أيون الكلوريد. يشار إلى حركة الإلكترونات هذه من عنصر إلى آخر باسم نقل الإلكترون. كما يوضح [الرابط] ، تحتوي ذرة الصوديوم (Na) على إلكترون واحد فقط في غلافها الخارجي ، بينما تحتوي ذرة الكلور (Cl) على سبعة إلكترونات في غلافها الخارجي. ستتبرع ذرة الصوديوم بإلكترون واحد لتفريغ غلافها ، وستقبل ذرة الكلور هذا الإلكترون لملء غلافه ، ليصبح كلوريد. يلبي كل من الأيونات الآن قاعدة الثمانيات ولهما أغلفة خارجية كاملة. نظرًا لأن عدد الإلكترونات لم يعد مساويًا لعدد البروتونات ، فإن كل منها أصبح الآن أيونًا وله شحنة +1 (صوديوم) أو & # 82111 (كلوريد).

تميل العناصر إلى ملء غلافها الخارجي بالإلكترونات. للقيام بذلك ، يمكنهم إما التبرع أو قبول الإلكترونات من عناصر أخرى.

الرابطة الأيونية

سوف ندرس ثلاثة أنواع من الروابط أو التفاعلات: الروابط الأيونية والتساهمية والهيدروجينية. عندما يتبرع عنصر بإلكترون من غلافه الخارجي ، كما في مثال ذرة الصوديوم أعلاه ، يتشكل أيون موجب. أصبح العنصر الذي يقبل الإلكترون الآن سالبًا. نظرًا لأن الشحنات الموجبة والسالبة تجتذب ، فإن هذه الأيونات تبقى معًا وتشكل رابطة أيونية ، أو رابطة بين الأيونات. تترابط العناصر مع الإلكترون من عنصر واحد ويبقى في الغالب مع العنصر الآخر. عندما تتحد أيونات Na + و Cl & # 8211 لإنتاج كلوريد الصوديوم ، يبقى الإلكترون من ذرة الصوديوم مع السبعة الأخرى من ذرة الكلور ، وتجذب أيونات الصوديوم والكلوريد بعضها البعض في شبكة من الأيونات بشحنة صفرية صافية.

الروابط التساهمية

نوع آخر من الروابط الكيميائية بين ذرتين أو أكثر هو الرابطة التساهمية. تتشكل هذه الروابط عندما يتم مشاركة الإلكترون بين عنصرين وهما أقوى أشكال الروابط الكيميائية وأكثرها شيوعًا في الكائنات الحية. تتشكل الروابط التساهمية بين العناصر التي تشكل الجزيئات البيولوجية في خلايانا. على عكس الروابط الأيونية ، لا تنفصل الروابط التساهمية (أي منفصلة) في الماء.

ترتبط ذرات الهيدروجين والأكسجين التي تتحد لتكوين جزيئات الماء ببعضها البعض بواسطة روابط تساهمية. يقسم الإلكترون من ذرة الهيدروجين وقته بين الغلاف الخارجي لذرة الهيدروجين والقشرة الخارجية غير المكتملة لذرة الأكسجين. لملء الغلاف الخارجي لذرة الأكسجين بالكامل ، هناك حاجة إلى إلكترونين من ذرتين من الهيدروجين ، ومن هنا جاءت العلامة & # 82202 & # 8221 في H2O. يتم تقاسم الإلكترونات بين الذرات ، وتقسيم الوقت بينهما على & # 8220fill & # 8221 الغلاف الخارجي لكل منهما. هذه المشاركة هي حالة طاقة أقل لجميع الذرات المعنية مما لو كانت موجودة دون أن تمتلئ أغلفةها الخارجية.

هناك نوعان من الروابط التساهمية: القطبية وغير القطبية. تتشكل الروابط التساهمية غير القطبية بين ذرتين من نفس العنصر أو بين عناصر مختلفة تشترك في الإلكترونات بالتساوي. على سبيل المثال ، يمكن لذرة الأكسجين أن تتحد مع ذرة أكسجين أخرى لملء غلافها الخارجي. هذا الارتباط غير قطبي لأن الإلكترونات ستوزع بالتساوي بين كل ذرة أكسجين. تتشكل رابطتان تساهمية بين ذرتي الأكسجين لأن الأكسجين يتطلب إلكترونين مشتركين لملء غلافه الخارجي. ستشكل ذرات النيتروجين ثلاث روابط تساهمية (تسمى أيضًا تساهمية ثلاثية) بين ذرتين من النيتروجين لأن كل ذرة نيتروجين تحتاج إلى ثلاثة إلكترونات لملء غلافها الخارجي. يوجد مثال آخر على الرابطة التساهمية غير القطبية في الميثان (CH4) مركب. تحتوي ذرة الكربون على أربعة إلكترونات في غلافها الخارجي وتحتاج إلى أربعة إلكترونات أخرى لملئها. يحصل على هذه الأربعة من أربع ذرات هيدروجين ، كل ذرة توفر واحدة. تشترك جميع هذه العناصر في الإلكترونات بالتساوي ، مما يؤدي إلى إنشاء أربعة روابط تساهمية غير قطبية ([رابط]).

في الرابطة التساهمية القطبية ، تقضي الإلكترونات المشتركة بين الذرات وقتًا أقرب إلى نواة واحدة من النواة الأخرى. بسبب التوزيع غير المتكافئ للإلكترونات بين النوى المختلفة ، تتطور شحنة موجبة قليلاً (& # 948 +) أو سالبة قليلاً (& # 948 & # 8211). الروابط التساهمية بين ذرات الهيدروجين والأكسجين في الماء هي روابط تساهمية قطبية. تقضي الإلكترونات المشتركة وقتًا أطول بالقرب من نواة الأكسجين ، مما يعطيها شحنة سالبة صغيرة ، مما تقضيه بالقرب من نواة الهيدروجين ، مما يعطي هذه الجزيئات شحنة موجبة صغيرة.

يصور جزيء الماء (على اليسار) رابطة قطبية بشحنة موجبة قليلاً على ذرات الهيدروجين وشحنة سالبة قليلاً على الأكسجين. تتضمن أمثلة الروابط غير القطبية الميثان (الوسط) والأكسجين (على اليمين).

روابط الهيدروجين

الروابط الأيونية والتساهمية هي روابط قوية تتطلب طاقة كبيرة للكسر. ومع ذلك ، ليست كل الروابط بين العناصر عبارة عن روابط أيونية أو تساهمية. يمكن أن تتشكل الروابط الأضعف أيضًا. هذه عوامل جذب تحدث بين الشحنات الموجبة والسالبة التي لا تتطلب الكثير من الطاقة للكسر. من الأمثلة على الروابط الضعيفة نسبيًا التي تحدث بشكل متكرر روابط الهيدروجين. تؤدي هذه الرابطة إلى ظهور الخصائص الفريدة للماء والهياكل الفريدة للحمض النووي والبروتينات.

عندما تتكون الروابط التساهمية القطبية التي تحتوي على ذرة هيدروجين ، فإن ذرة الهيدروجين في تلك الرابطة لها شحنة موجبة قليلاً. وذلك لأن الإلكترون المشترك يتم سحبه بقوة أكبر تجاه العنصر الآخر وبعيدًا عن نواة الهيدروجين. نظرًا لأن ذرة الهيدروجين موجبة قليلاً (& # 948 +) ، فسوف تنجذب إلى الشحنات الجزئية السالبة المجاورة (& # 948 & # 8211). عندما يحدث هذا ، يحدث تفاعل ضعيف بين & # 948 + شحنة ذرة الهيدروجين لجزيء واحد وشحنة & # 948 & # 8211 للجزيء الآخر. يسمى هذا التفاعل رابطة هيدروجينية. هذا النوع من الروابط شائع على سبيل المثال ، الطبيعة السائلة للماء ناتجة عن الروابط الهيدروجينية بين جزيئات الماء ([رابط]). تمنح الروابط الهيدروجينية الماء الخصائص الفريدة التي تحافظ على الحياة.إذا لم يكن الأمر يتعلق بالرابطة الهيدروجينية ، فسيكون الماء غازًا وليس سائلًا في درجة حرارة الغرفة.

تتشكل الروابط الهيدروجينية بين موجبة قليلاً (δ+) وسالب قليلاً (δ& # 8211) شحنات الجزيئات التساهمية القطبية ، مثل الماء.

يمكن أن تتكون الروابط الهيدروجينية بين جزيئات مختلفة ولا يجب أن تشتمل دائمًا على جزيء ماء. يمكن لذرات الهيدروجين في الروابط القطبية داخل أي جزيء تكوين روابط مع الجزيئات المجاورة الأخرى. على سبيل المثال ، تربط روابط الهيدروجين شريطين طويلين من الحمض النووي لإعطاء جزيء الحمض النووي هيكله اللولبي المزدوج المميز. الروابط الهيدروجينية مسؤولة أيضًا عن بعض الهياكل ثلاثية الأبعاد للبروتينات.

ملخص القسم

المادة هي أي شيء يشغل حيزًا وله كتلة. يتكون من ذرات من عناصر مختلفة. جميع العناصر الـ 92 التي تحدث بشكل طبيعي لها صفات فريدة تسمح لها بالاندماج بطرق مختلفة لإنشاء مركبات أو جزيئات. الذرات ، التي تتكون من البروتونات والنيوترونات والإلكترونات ، هي أصغر وحدات العنصر التي تحتفظ بجميع خصائص هذا العنصر. يمكن التبرع بالإلكترونات أو مشاركتها بين الذرات لإنشاء روابط ، بما في ذلك الروابط الأيونية والتساهمية والهيدروجينية.

اتصالات فنية

[رابط] كم عدد النيوترونات الموجودة في (K) البوتاسيوم -39 والبوتاسيوم -40 على التوالي؟

[رابط] يحتوي البوتاسيوم -39 على عشرين نيوترونًا. يحتوي البوتاسيوم -40 على واحد وعشرين نيوترونًا.


علم الأحياء 171

أهداف التعلم

بنهاية هذا القسم ، ستكون قادرًا على القيام بما يلي:

  • تحديد المادة والعناصر
  • وصف العلاقة المتبادلة بين البروتونات والنيوترونات والإلكترونات
  • قارن الطرق التي يمكن بها التبرع بالإلكترونات أو مشاركتها بين الذرات
  • اشرح الطرق التي تتحد بها العناصر التي تحدث بشكل طبيعي لتكوين الجزيئات والخلايا والأنسجة وأنظمة الأعضاء والكائنات الحية

تتكون الحياة في أبسط مستوياتها من مادة. المادة هي أي مادة تشغل حيزًا ولها كتلة. العناصر هي أشكال فريدة للمادة ذات خصائص كيميائية وفيزيائية معينة لا يمكن أن تتحلل إلى مواد أصغر من خلال التفاعلات الكيميائية العادية. هناك 118 عنصرًا ، لكن 98 عنصرًا فقط تحدث بشكل طبيعي. العناصر المتبقية غير مستقرة وتتطلب من العلماء تجميعها في المختبرات.

يتم تحديد كل عنصر برمزه الكيميائي ، وهو حرف واحد كبير أو ، عندما يكون الحرف الأول بالفعل "مأخوذًا" بواسطة عنصر آخر ، مزيج من حرفين. تتبع بعض العناصر المصطلح الإنجليزي للعنصر ، مثل C للكربون و Ca للكالسيوم. الرموز الكيميائية للعناصر الأخرى مشتقة من أسمائها اللاتينية. على سبيل المثال ، رمز الصوديوم هو Na ، في اشارة الى النتريوم، الكلمة اللاتينية للصوديوم.

العناصر الأربعة المشتركة لجميع الكائنات الحية هي الأكسجين (O) والكربون (C) والهيدروجين (H) والنيتروجين (N). في العالم غير الحي ، توجد العناصر بنسب مختلفة ، وبعض العناصر المشتركة للكائنات الحية نادرة نسبيًا على الأرض ككل ، كما يوضح (الشكل). على سبيل المثال ، الغلاف الجوي غني بالنيتروجين والأكسجين ولكنه يحتوي على القليل من الكربون والهيدروجين ، في حين أن قشرة الأرض ، على الرغم من أنها تحتوي على الأكسجين وكمية صغيرة من الهيدروجين ، إلا أنها تحتوي على القليل من النيتروجين والكربون. على الرغم من اختلافها في الوفرة ، فإن جميع العناصر والتفاعلات الكيميائية بينها تخضع لنفس القوانين الكيميائية والفيزيائية بغض النظر عما إذا كانت جزءًا من العالم الحي أو غير الحي.

النسبة التقريبية للعناصر في الكائنات الحية (البشر) مقارنة بالعالم غير الحي
عنصر الحياة (البشر) الغلاف الجوي قشرة الأرض
الأكسجين (O) 65% 21% 46%
الكربون (ج) 18% أثر أثر
الهيدروجين (H) 10% أثر 0.1%
نيتروجين (ن) 3% 78% أثر

هيكل الذرة

لفهم كيفية تجميع العناصر معًا ، يجب أولاً مناقشة العنصر الأصغر & # 8217s أو كتلة البناء ، الذرة. الذرة هي أصغر وحدة من المادة التي تحتفظ بجميع الخصائص الكيميائية للعنصر & # 8217s. على سبيل المثال ، تحتوي ذرة ذهب واحدة على جميع خصائص الذهب من حيث أنه معدن صلب في درجة حرارة الغرفة. العملة الذهبية هي ببساطة عدد كبير جدًا من ذرات الذهب المصبوبة على شكل عملة معدنية وتحتوي على كميات صغيرة من العناصر الأخرى المعروفة باسم الشوائب. لا يمكننا تحطيم ذرات الذهب إلى أي شيء أصغر مع الاحتفاظ بخصائص الذهب.

تتكون الذرة من منطقتين: النواة الموجودة في مركز الذرة وتحتوي على البروتونات والنيوترونات. المنطقة الخارجية للذرة تحمل إلكتروناتها في مدار حول النواة ، كما يوضح (الشكل). تحتوي الذرات على البروتونات والإلكترونات والنيوترونات ، من بين الجسيمات دون الذرية الأخرى. الاستثناء الوحيد هو الهيدروجين (H) ، والذي يتكون من بروتون واحد وإلكترون واحد بدون نيوترونات.

البروتونات والنيوترونات لها نفس الكتلة تقريبًا ، حوالي 1.67 × 10 -24 جرامًا. يحدد العلماء بشكل تعسفي هذه الكمية من الكتلة كوحدة كتلة ذرية واحدة (amu) أو دالتون واحد ، كما يوضح (الشكل). على الرغم من تشابه البروتونات والنيوترونات في الكتلة ، إلا أنها تختلف في شحنتها الكهربائية. البروتون موجب الشحنة بينما النيوترون غير مشحون. لذلك ، فإن عدد النيوترونات في الذرة يساهم بشكل كبير في كتلتها ، ولكن ليس في شحنتها. الإلكترونات أصغر بكثير في الكتلة من البروتونات ، وتزن فقط 9.11 × 10 -28 جرامًا ، أو حوالي 1/1800 من وحدة الكتلة الذرية. ومن ثم ، فهي لا تساهم كثيرًا في الكتلة الذرية الكلية للعنصر. لذلك ، عند التفكير في الكتلة الذرية ، من المعتاد تجاهل كتلة أي إلكترونات وحساب كتلة الذرة بناءً على عدد البروتونات والنيوترونات وحدها. على الرغم من أن الإلكترونات ليست مساهمًا مهمًا في الكتلة ، إلا أنها تساهم بشكل كبير في شحنة الذرة ، حيث أن لكل إلكترون شحنة سالبة تساوي الشحنة الموجبة للبروتون & # 8217s. في الذرات المحايدة غير المشحونة ، يكون عدد الإلكترونات التي تدور حول النواة مساويًا لعدد البروتونات داخل النواة. في هذه الذرات ، تلغي الشحنات الموجبة والسالبة بعضها البعض ، مما يؤدي إلى ذرة بدون شحنة صافية.

نظرًا لأحجام البروتونات والنيوترونات والإلكترونات ، فإن معظم حجم الذرة & # 8217s - أكبر من 99 بالمائة - هو مساحة فارغة. مع كل هذه المساحة الفارغة ، قد يتساءل المرء لماذا لا تمر الأشياء الصلبة المزعومة من خلال بعضها البعض. والسبب في عدم حدوث ذلك هو أن الإلكترونات التي تحيط بجميع الذرات مشحونة سالبة والشحنات السالبة تتنافر.

البروتونات والنيوترونات والإلكترونات
الشحنة الكتلة (amu) موقع
بروتون +1 1 نواة
نيوترون 0 1 نواة
إلكترون –1 0 المدارات

العدد الذري والكتلة

تحتوي ذرات كل عنصر على عدد مميز من البروتونات والإلكترونات. يحدد عدد البروتونات العدد الذري للعنصر ، والذي يستخدمه العلماء للتمييز بين عنصر وآخر. عدد النيوترونات متغير ، مما ينتج عنه نظائر ، وهي أشكال مختلفة من نفس الذرة والتي تختلف فقط في عدد النيوترونات التي تمتلكها. يحدد عدد البروتونات والنيوترونات معًا عدد كتلة العنصر ، كما يوضح (الشكل). لاحظ أننا نتجاهل المساهمة الصغيرة للكتلة من الإلكترونات في حساب العدد الكتلي. يمكننا استخدام هذا التقريب للكتلة لحساب عدد النيوترونات بسهولة عن طريق طرح عدد البروتونات من العدد الكتلي. نظرًا لأن نظائر عنصر ما سيكون لها أعداد كتل مختلفة قليلاً ، يحدد العلماء أيضًا الكتلة الذرية ، وهي المتوسط ​​المحسوب لعدد الكتلة لنظائره التي تحدث بشكل طبيعي. غالبًا ما يحتوي الرقم الناتج على كسر. على سبيل المثال ، الكتلة الذرية للكلور (Cl) هي 35.45 لأن الكلور يتكون من عدة نظائر ، بعضها (معظمها) بكتلة ذرية 35 (17 بروتونًا و 18 نيوترونًا) وبعضها بكتلة ذرية 37 (17 بروتونًا و 20 نيوترونًا) .

كم عدد النيوترونات التي يحتويها الكربون -12 والكربون -13 على التوالي؟

النظائر

النظائر هي أشكال مختلفة من عنصر لها نفس عدد البروتونات ولكن عددًا مختلفًا من النيوترونات. بعض العناصر - مثل الكربون والبوتاسيوم واليورانيوم - لها نظائر طبيعية. يحتوي الكربون -12 على ستة بروتونات وستة نيوترونات وستة إلكترونات ، وبالتالي فإن عدد كتلته 12 (ستة بروتونات وستة نيوترونات). يحتوي الكربون 14 على ستة بروتونات وثمانية نيوترونات وستة إلكترونات كتلته الذرية 14 (ستة بروتونات وثمانية نيوترونات). هذان الشكلان البديلان للكربون هما نظائر. قد تنبعث بعض النظائر من النيوترونات والبروتونات والإلكترونات ، وتحقق تكوينًا ذريًا أكثر استقرارًا (مستوى أقل من الطاقة الكامنة) ، وهي نظائر مشعة أو نظائر مشعة. يصف الانحلال الإشعاعي (تحلل الكربون 14 ليصبح في النهاية نيتروجين -14) فقدان الطاقة الذي يحدث عندما تطلق نواة الذرة غير المستقرة إشعاعًا.

تاريخ الكربون
يوجد الكربون عادة في الغلاف الجوي على شكل مركبات غازية مثل ثاني أكسيد الكربون والميثان. الكربون 14 (14 درجة مئوية) هو نظير مشع طبيعي يتكون في الغلاف الجوي من الغلاف الجوي 14 N (نيتروجين) عن طريق إضافة نيوترون وفقدان بروتون بسبب الأشعة الكونية. هذه عملية مستمرة ، لذلك يتم دائمًا إنشاء أكثر من 14 درجة مئوية. نظرًا لأن الكائن الحي يشتمل على 14 درجة مئوية في البداية كثاني أكسيد الكربون المثبت في عملية التمثيل الضوئي ، فإن الكمية النسبية البالغة 14 درجة مئوية في جسمه تساوي تركيز 14 درجة مئوية في الغلاف الجوي. عندما يموت الكائن الحي ، فإنه لم يعد يتناول 14 درجة مئوية ، لذا فإن النسبة بين 14 درجة مئوية و 12 درجة مئوية ستنخفض حيث تتحلل 14 درجة مئوية تدريجيًا إلى 14 نيوتن بواسطة عملية تسمى تحلل بيتا - انبعاث الإلكترونات أو البوزيترونات. ينبعث هذا الاضمحلال طاقة في عملية بطيئة.

بعد ما يقرب من 5730 سنة ، فإن نصف تركيز البداية البالغ 14 درجة مئوية سوف يتحول مرة أخرى إلى 14 نيوتن ، ونحن نسمي الوقت الذي يستغرقه نصف التركيز الأصلي للنظير حتى يتحلل مرة أخرى إلى شكله الأكثر استقرارًا وهو نصف عمره. نظرًا لأن عمر النصف لـ 14 درجة مئوية طويل ، يستخدمه العلماء لتاريخ الكائنات الحية سابقًا مثل العظام القديمة أو الخشب. بمقارنة نسبة تركيز 14 درجة مئوية في جسم ما إلى كمية 14 درجة مئوية في الغلاف الجوي ، يمكن للعلماء تحديد كمية النظير الذي لم يتحلل بعد. على أساس هذا المقدار ، يوضح (الشكل) أنه يمكننا حساب عمر المادة ، مثل الماموث الأقزام ، بدقة إذا لم يكن أقدم بكثير من حوالي 50000 عام. العناصر الأخرى لها نظائر ذات نصف عمر مختلف. على سبيل المثال ، 40 كلفن (بوتاسيوم -40) له عمر نصف يبلغ 1.25 مليار سنة ، و 235 يو (يورانيوم 235) له نصف عمر حوالي 700 مليون سنة. من خلال استخدام التأريخ الإشعاعي ، يمكن للعلماء دراسة عمر الحفريات أو بقايا الكائنات الحية المنقرضة الأخرى لفهم كيفية تطور الكائنات الحية من الأنواع السابقة.

تعرف على المزيد حول النظائر والكتلة الذرية (تفاعل الفلاش) ، وكيفية التمييز بين نظير وآخر ، قم بتشغيل المحاكاة.

الجدول الدوري

ينظم الجدول الدوري ويعرض عناصر مختلفة. قام الكيميائي الروسي ديمتري مندليف (1834–1907) في عام 1869 ، الذي ابتكره الجدول بتجميع العناصر التي ، على الرغم من كونها فريدة ، تشترك في خصائص كيميائية معينة مع عناصر أخرى. تكون خصائص العناصر مسؤولة عن حالتها الفيزيائية في درجة حرارة الغرفة: قد تكون غازات أو مواد صلبة أو سوائل. تحتوي العناصر أيضًا على تفاعل كيميائي محدد ، والقدرة على الاندماج والارتباط الكيميائي مع بعضها البعض.

في الجدول الدوري في (الشكل) ، يتم تنظيم العناصر وعرضها وفقًا لعددها الذري ويتم ترتيبها في سلسلة من الصفوف والأعمدة بناءً على الخصائص الكيميائية والفيزيائية المشتركة. بالإضافة إلى توفير العدد الذري لكل عنصر ، يعرض الجدول الدوري أيضًا الكتلة الذرية للعنصر. بالنظر إلى الكربون ، على سبيل المثال ، يظهر رمزه (C) واسمه ، بالإضافة إلى العدد الذري ستة (في الزاوية اليسرى العليا) وكتلته الذرية 12.11.

يقوم الجدول الدوري بتجميع العناصر وفقًا للخصائص الكيميائية. يبني العلماء الاختلافات في التفاعل الكيميائي بين العناصر على العدد والتوزيع المكاني لإلكترونات الذرة. الذرات التي تتفاعل كيميائيا وتترابط مع بعضها البعض تشكل جزيئات. الجزيئات هي ببساطة ذرتان أو أكثر مرتبطتان كيميائيًا معًا. منطقيًا ، عندما تترابط ذرتان كيميائيًا لتكوين جزيء ، فإن إلكتروناتها ، التي تشكل المنطقة الخارجية لكل ذرة ، تتجمع أولاً عندما تشكل الذرات رابطة كيميائية.

قذائف الإلكترون ونموذج بوهر

لاحظ أن هناك علاقة بين عدد البروتونات في العنصر ، والرقم الذري الذي يميز عنصرًا عن الآخر ، وعدد الإلكترونات الموجودة فيه. في جميع الذرات المحايدة كهربائيًا ، يكون عدد الإلكترونات هو نفسه عدد البروتونات. وبالتالي ، فإن كل عنصر ، على الأقل عندما يكون محايدًا كهربائيًا ، له عدد مميز من الإلكترونات يساوي عددها الذري.

في عام 1913 ، طور العالم الدنماركي نيلز بور (1885-1962) نموذجًا مبكرًا للذرة. يُظهر نموذج بور الذرة كنواة مركزية تحتوي على البروتونات والنيوترونات ، مع وجود الإلكترونات في مدارات دائرية على مسافات محددة من النواة ، كما يوضح (الشكل). تشكل هذه المدارات قذائف إلكترونية أو مستويات طاقة ، وهي طريقة لتصور عدد الإلكترونات في الأصداف الخارجية. يتم تحديد مستويات الطاقة هذه برقم ورمز "n". على سبيل المثال ، يمثل 1n أول مستوى للطاقة يقع بالقرب من النواة.

تملأ الإلكترونات المدارات بترتيب ثابت: تملأ أولاً المدارات الأقرب للنواة ، ثم تستمر في ملء مدارات الطاقة المتزايدة بعيدًا عن النواة. إذا كانت هناك مدارات متعددة ذات طاقة متساوية ، فإنها تمتلئ بإلكترون واحد في كل مستوى طاقة قبل إضافة إلكترون ثان. تحدد الإلكترونات الموجودة في أقصى مستوى للطاقة الاستقرار النشط للذرة وميلها إلى تكوين روابط كيميائية مع الذرات الأخرى لتكوين الجزيئات.

في ظل الظروف القياسية ، تملأ الذرات الأغلفة الداخلية أولاً ، مما يؤدي غالبًا إلى عدد متغير من الإلكترونات في الغلاف الخارجي. تحتوي القشرة الداخلية على إلكترونين كحد أقصى ، لكن يمكن أن تحتوي كل من غلافي الإلكترون التاليين على ثمانية إلكترونات كحد أقصى. يُعرف هذا بقاعدة الثمانيات ، والتي تنص ، باستثناء الغلاف الداخلي ، على أن الذرات تكون أكثر ثباتًا من حيث الطاقة عندما يكون لديها ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ ، وهو الغلاف الخارجي للإلكترون. يوضح (الشكل) أمثلة لبعض الذرات المحايدة وتكوينات الإلكترون الخاصة بها. لاحظ أنه في (الشكل) ، يحتوي الهيليوم على غلاف إلكتروني خارجي كامل ، مع إلكترونين يملآن غلافه الأول والوحيد. وبالمثل ، يحتوي النيون على غلاف خارجي 2n كامل يحتوي على ثمانية إلكترونات. في المقابل ، يحتوي الكلور والصوديوم على سبعة وواحد في غلافهما الخارجي ، على التوالي ، ولكن من الناحية النظرية سيكونان أكثر ثباتًا إذا اتبعا قاعدة الثمانيات وكان لديهما ثمانية.

قد تعطي الذرة أو تأخذ أو تشارك الإلكترونات مع ذرة أخرى لتحقيق غلاف تكافؤ كامل ، وهو تكوين الإلكترون الأكثر استقرارًا. بالنظر إلى هذا الشكل ، كم عدد الإلكترونات التي يجب أن تخسرها عناصر المجموعة 1 من أجل تحقيق تكوين إلكترون مستقر؟ كم عدد الإلكترونات التي تحتاج العناصر في المجموعتين 14 و 17 إلى اكتسابها لتحقيق تكوين مستقر؟

يساعدنا فهم أن الجدول الدوري وتنظيمه على أساس العدد الإجمالي للبروتونات (والإلكترونات) على معرفة كيفية توزيع الإلكترونات بين الأصداف. يتم ترتيب الجدول الدوري في أعمدة وصفوف بناءً على عدد الإلكترونات وموقعها. قم بفحص بعض العناصر عن كثب في العمود الموجود في أقصى يمين الجدول في (الشكل). المجموعة 18 ذرات هيليوم (He) ونيون (Ne) والأرجون (Ar) ملأت جميعها قذائف إلكترونية خارجية ، مما يجعل من غير الضروري بالنسبة لها مشاركة الإلكترونات مع ذرات أخرى لتحقيق الاستقرار. فهي مستقرة للغاية مثل الذرات المفردة. نظرًا لأنها غير تفاعلية ، يقوم العلماء بصكها خاملة (أو غازات نبيلة). قارن هذا بعناصر المجموعة 1 في العمود الأيسر. تحتوي هذه العناصر ، بما في ذلك الهيدروجين (H) والليثيوم (Li) والصوديوم (Na) ، على إلكترون واحد في غلافها الخارجي. هذا يعني أنه يمكنهم تحقيق تكوين مستقر وقشرة خارجية مملوءة عن طريق التبرع أو مشاركة إلكترون واحد مع ذرة أخرى أو جزيء مثل الماء. سوف يتبرع الهيدروجين أو يشارك الإلكترون الخاص به لتحقيق هذا التكوين ، بينما سيتبرع الليثيوم والصوديوم بإلكترونهما ليصبح مستقرًا. نتيجة لفقدان إلكترون سالب الشحنة ، تصبح أيونات موجبة الشحنة. تحتوي عناصر المجموعة 17 ، بما في ذلك الفلور والكلور ، على سبعة إلكترونات في غلافها الخارجي ، لذا فهي تميل إلى ملء هذه القشرة بإلكترون من ذرات أو جزيئات أخرى ، مما يجعلها أيونات سالبة الشحنة. تحتوي عناصر المجموعة 14 ، والتي يعتبر الكربون أهمها للأنظمة الحية ، على أربعة إلكترونات في غلافها الخارجي مما يتيح لها تكوين عدة روابط تساهمية (نناقشها أدناه) مع ذرات أخرى. وبالتالي ، يمثل الجدول الدوري وأعمدة # 8217s الحالة المشتركة المحتملة لقذائف الإلكترون الخارجية لهذه العناصر المسؤولة عن خصائصها الكيميائية المتشابهة.

المدارات الإلكترونية

على الرغم من أنه مفيد في شرح التفاعل والترابط الكيميائي لعناصر معينة ، إلا أن نموذج بوهر لا يعكس بدقة كيف توزع الإلكترونات نفسها مكانيًا حول النواة. إنها لا تدور حول النواة كما تدور الأرض حول الشمس ، لكننا نجدها في مدارات الإلكترون. تنتج هذه الأشكال المعقدة نسبيًا عن حقيقة أن الإلكترونات تتصرف ليس فقط مثل الجسيمات ، ولكن أيضًا مثل الموجات. المعادلات الرياضية من ميكانيكا الكم ، والتي يسميها العلماء وظائف الموجة ، يمكن أن تتنبأ ضمن مستوى معين من الاحتمال حيث يمكن أن يكون الإلكترون في أي وقت. يطلق العلماء على المنطقة التي يرجح أن يوجد فيها الإلكترون في مداره.

تذكر أن نموذج بوهر يصور تكوين غلاف إلكترون للذرة. يوجد داخل كل غلاف إلكتروني قشرة فرعية ، ولكل قشرة فرعية عدد محدد من المدارات التي تحتوي على إلكترونات. في حين أنه من المستحيل حساب موقع الإلكترون بالضبط ، يعرف العلماء أنه على الأرجح يقع داخل مساره المداري. الرسائل، ص, د، و F عيّن الأجزاء الفرعية. ال س القشرة الفرعية كروية الشكل ولها مدار واحد. قذيفة رئيسية 1n لها واحدة فقط س المداري ، والذي يمكن أن يحمل إلكترونين. قذيفة رئيسية 2n لها واحدة س و واحد ص تحت القشرة ، ويمكن أن تحمل ما مجموعه ثمانية إلكترونات. ال ص تحتوي الطبقة الفرعية على ثلاثة مدارات على شكل دمبل ، كما يوضح (الشكل). قشور فرعية د و F لها أشكال أكثر تعقيدًا وتحتوي على خمسة وسبعة مدارات ، على التوالي. نحن لا نعرض هذه في الرسم التوضيحي. قذيفة الرئيسية 3n لديها س, ص، و د يمكن أن تحتوي على 18 إلكترونًا. قذيفة الرئيسية 4n لديها س, ص, د و F المدارات ويمكن أن تحمل 32 إلكترونًا. بالابتعاد عن النواة ، يزداد عدد الإلكترونات والمدارات في مستويات الطاقة. بالتقدم من ذرة إلى أخرى في الجدول الدوري ، يمكننا تحديد بنية الإلكترون عن طريق تركيب إلكترون إضافي في المدار التالي المتاح.

أقرب مدار للنواة ، المدار 1s ، يمكنه استيعاب ما يصل إلى إلكترونين. هذا المدار يعادل نموذج بوهر & # 8217 s قذيفة الإلكترون الأعمق. يطلق عليه العلماء اسم 1س مداري لأنه كروي حول النواة. 1س المداري هو أقرب مداري للنواة ، ودائمًا ما يُملأ أولاً ، قبل أي حشوات مدارية أخرى. يحتوي الهيدروجين على إلكترون واحد ، فهو يحتل مكانًا واحدًا فقط داخل 1س المداري. نقوم بتعيين هذا كـ 1س 1 ، حيث يشير الرقم 1 المرتفع إلى الإلكترون الواحد داخل 1س المداري. يحتوي الهيليوم على إلكترونين ، لذلك يمكنه ملء 1 تمامًاس المداري بإلكترونيه. نقوم بتعيين هذا كـ 1س 2 ، بالإشارة إلى إلكترونين الهليوم في 1س المداري. في الجدول الدوري (الشكل) ، الهيدروجين والهيليوم هما العنصران الوحيدان في الصف الأول (الفترة). هذا لأن لديهم إلكترونات فقط في غلافهم الأول ، 1س المداري. الهيدروجين والهيليوم هما العنصران الوحيدان اللذان يحتويان على 1س ولا توجد مدارات إلكترونية أخرى في الحالة المحايدة كهربائيًا.

قد تحتوي غلاف الإلكترون الثاني على ثمانية إلكترونات. تحتوي هذه القشرة على شكل كروي آخر س المداري وثلاثة على شكل "الدمبل" ص المدارات ، كل منها يمكن أن يحمل إلكترونين ، كما يوضح (الشكل). بعد 1س يملأ المداري ، تملأ قذيفة الإلكترون الثانية ، أولاً تملأ 2س المداري ثم الثلاثة ص المدارات. عند ملء ص المدارات ، يأخذ كل منها إلكترونًا واحدًا. مرة واحدة لكل منهما ص المدار لديه إلكترون ، قد يضيف ثانية. يحتوي الليثيوم (Li) على ثلاثة إلكترونات تشغل الغلافين الأول والثاني. يملأ إلكترونان الرقم 1س المداري ، ثم يملأ الإلكترون الثالث 2س المداري. تكوين الإلكترون الخاص به هو 1س 2 2س 1. بدلاً من ذلك ، يحتوي النيون (Ne) على إجمالي عشرة إلكترونات: اثنان في أعمق 1س المداري وثمانية يملأ غلافه الثاني (اثنان في كل من 2س وثلاثة ص المدارات). وبالتالي فهو غاز خامل ومستقر بقوة كذرة واحدة ونادرًا ما تشكل رابطة كيميائية مع ذرات أخرى. العناصر الأكبر لها مدارات إضافية ، تتكون من غلاف الإلكترون الثالث. بينما ترتبط مفاهيم الأصداف الإلكترونية والمدارات ارتباطًا وثيقًا ، توفر المدارات تصويرًا أكثر دقة لتكوين الإلكترون للذرة لأن النموذج المداري يحدد الأشكال المختلفة والتوجهات الخاصة لجميع الأماكن التي قد تشغلها الإلكترونات.

شاهد المدارات الذرية & # 8211 التكوين الإلكتروني لـ Scandium (Z = 21) (فيديو) لمشاهدة الترتيب المكاني لمداري p و s.

التفاعلات الكيميائية والجزيئات

تكون جميع العناصر أكثر استقرارًا عندما تمتلئ غلافها الخارجي بالإلكترونات وفقًا لقاعدة الثمانيات. هذا لأنه من المفضل بقوة أن تكون الذرات في هذا التكوين وتجعلها مستقرة. ومع ذلك ، نظرًا لأنه لا تحتوي جميع العناصر على ما يكفي من الإلكترونات لملء غلافها الخارجي ، فإن الذرات تشكل روابط كيميائية مع ذرات أخرى وبالتالي الحصول على الإلكترونات التي تحتاجها لتحقيق تكوين إلكتروني ثابت. عندما تترابط ذرتان أو أكثر كيميائيًا مع بعضهما البعض ، فإن التركيب الكيميائي الناتج هو جزيء. جزيء الماء المألوف ، H2يتكون O من ذرتين هيدروجين وذرة أكسجين. تترابط هذه معًا لتكوين الماء ، كما يوضح (الشكل). يمكن للذرات تكوين جزيئات عن طريق التبرع بالإلكترونات أو قبولها أو مشاركتها لملء غلافها الخارجي.

تحدث التفاعلات الكيميائية عندما تترابط ذرتان أو أكثر معًا لتكوين جزيئات أو عندما تتفكك الذرات المترابطة. يطلق العلماء على المواد المستخدمة في بداية تفاعل كيميائي متفاعلات (عادةً على الجانب الأيسر من المعادلة الكيميائية) ، ونطلق على المواد في نهاية نواتج التفاعل (عادةً في الجانب الأيمن من المعادلة الكيميائية). نرسم عادةً سهمًا بين المواد المتفاعلة والمنتجات للإشارة إلى التفاعل الكيميائي واتجاه # 8217. هذا الاتجاه ليس دائمًا "طريقًا باتجاه واحد". لإنشاء جزيء الماء أعلاه ، ستكون المعادلة الكيميائية:

مثال على تفاعل كيميائي بسيط هو تكسير جزيئات بيروكسيد الهيدروجين ، كل منها يتكون من ذرتين هيدروجين مرتبطتين بذرتين من الأكسجين (H2ا2). يتحلل بيروكسيد الهيدروجين المتفاعل إلى ماء ، ويحتوي على ذرة أكسجين مرتبطة بذرتين من الهيدروجين (H2O) والأكسجين ، والذي يتكون من ذرتين من الأكسجين المترابطين (O2). في المعادلة أدناه ، يشتمل التفاعل على جزيئين من بيروكسيد الهيدروجين وجزيئين من الماء. هذا مثال لمعادلة كيميائية متوازنة ، حيث يكون عدد ذرات كل عنصر & # 8217s هو نفسه في كل جانب من المعادلة. وفقًا لقانون حفظ المادة ، يجب أن يكون عدد الذرات قبل وبعد تفاعل كيميائي متساويًا ، بحيث لا يتم تكوين أو تدمير أي ذرات في الظروف العادية.

على الرغم من أن جميع المواد المتفاعلة ونواتج هذا التفاعل عبارة عن جزيئات (تظل كل ذرة مرتبطة بذرة واحدة أخرى على الأقل) ، في هذا التفاعل فقط بيروكسيد الهيدروجين والماء يمثلان مركبات: تحتويان على ذرات من أكثر من نوع واحد من العناصر. يتألف الأكسجين الجزيئي ، بدلاً من ذلك ، كما يوضح (الشكل) ، من ذرتين أكسجين مرتبطين بشكل مزدوج ولا يُصنف كمركب ولكن كجزيء هونونوي.

يمكن لبعض التفاعلات الكيميائية ، مثل تلك المذكورة أعلاه ، أن تستمر في اتجاه واحد حتى تستهلك جميع المواد المتفاعلة. المعادلات التي تصف هذه التفاعلات تحتوي على سهم أحادي الاتجاه ولا رجعة فيه. ردود الفعل العكسية هي تلك التي يمكن أن تذهب في أي اتجاه. في التفاعلات العكوسة ، تتحول المواد المتفاعلة إلى نواتج ، ولكن عندما يتجاوز تركيز المنتج حدًا معينًا (سمة من سمات تفاعل معين) ، فإن بعض هذه المنتجات تتحول مرة أخرى إلى مواد متفاعلة. في هذه المرحلة ، تنعكس تسميات المنتج والمتفاعل. يستمر هذا ذهابًا وإيابًا حتى يحدث توازن نسبي معين بين المواد المتفاعلة والنواتج - حالة تسمى التوازن. غالبًا ما تشير المعادلة الكيميائية ذات السهم المزدوج الذي يشير إلى المواد المتفاعلة والمنتجات إلى حالات التفاعل القابلة للعكس هذه.

على سبيل المثال ، في دم الإنسان ، ترتبط أيونات الهيدروجين الزائدة (H +) بأيونات البيكربونات (HCO).3 & # 8211) تشكيل حالة توازن مع حمض الكربونيك (H2كو3). إذا أضفنا حمض الكربونيك إلى هذا النظام ، فسيتحول بعضه إلى بيكربونات وأيونات الهيدروجين.

ومع ذلك ، نادرًا ما تحصل التفاعلات البيولوجية على توازن لأن تركيزات المواد المتفاعلة أو المنتجات أو كليهما تتغير باستمرار ، غالبًا مع تفاعل واحد & # 8217 s منتج متفاعل لآخر. للرجوع إلى مثال أيونات الهيدروجين الزائدة في الدم ، سيكون تكوين حمض الكربونيك هو التفاعل الرئيسي & # 8217s الاتجاه. ومع ذلك ، يمكن لحمض الكربونيك أيضًا أن يترك الجسم كغاز ثاني أكسيد الكربون (عن طريق الزفير) بدلاً من التحول مرة أخرى إلى أيون البيكربونات ، مما يؤدي إلى رد الفعل إلى اليمين بموجب قانون التأثير الجماعي. ردود الفعل هذه مهمة للحفاظ على التوازن في دمائنا.

الروابط الأيونية والأيونية

تكون بعض الذرات أكثر استقرارًا عندما تكتسب أو تفقد إلكترونًا (أو ربما اثنين) وتشكل أيونات. هذا يملأ غلافها الإلكتروني الخارجي ويجعلها أكثر استقرارًا من الناحية النشطة. نظرًا لأن عدد الإلكترونات لا يساوي عدد البروتونات ، فلكل أيون شحنة صافية. الكاتيونات هي أيونات موجبة تتشكل بفقدان الإلكترونات. تتشكل الأيونات السالبة باكتساب الإلكترونات ، والتي نسميها الأنيونات. نقوم بتعيين الأنيونات من خلال اسمها الأولي وتغيير النهاية إلى "-ide" ، وبالتالي فإن أنيون الكلور هو الكلوريد ، وأنيون الكبريت هو الكبريتيد.

يشير العلماء إلى حركة الإلكترونات هذه من عنصر إلى آخر على أنها نقل الإلكترون. كما يوضح (الشكل) ، يحتوي الصوديوم (Na) على إلكترون واحد فقط في غلافه الإلكتروني الخارجي. يستغرق الصوديوم طاقة أقل للتبرع بهذا الإلكترون الواحد مما يتطلبه لقبول سبعة إلكترونات أخرى لملء الغلاف الخارجي. إذا فقد الصوديوم إلكترونًا ، فإنه يحتوي الآن على 11 بروتونًا و 11 نيوترونًا و 10 إلكترونات فقط ، مما يتركه بشحنة إجمالية قدرها +1. نشير إليه الآن على أنه أيون الصوديوم. يحتوي الكلور (Cl) في أقل حالة طاقة له (تسمى الحالة الأرضية) على سبعة إلكترونات في غلافه الخارجي. مرة أخرى ، يعتبر اكتساب الكلور إلكترونًا واحدًا أكثر كفاءة في استخدام الطاقة من خسارة سبعة إلكترون. لذلك ، تميل إلى اكتساب إلكترون لتكوين أيون مكون من 17 بروتونًا و 17 نيوترونًا و 18 إلكترونًا ، مما يمنحه صافي شحنة سالبة (–1). نشير إليه الآن على أنه أيون كلوريد. في هذا المثال ، سيتبرع الصوديوم بإلكترون واحد لتفريغ غلافه ، وسيقبل الكلور هذا الإلكترون لملء غلافه. يلبي كل من الأيونات الآن قاعدة الثمانيات ولهما أغلفة خارجية كاملة. نظرًا لأن عدد الإلكترونات لم يعد مساويًا لعدد البروتونات ، فإن كل منها أصبح الآن أيونًا وله شحنة +1 (كاتيون الصوديوم) أو -1 (أنيون كلوريد). لاحظ أن هذه المعاملات لا يمكن أن تتم إلا في وقت واحد: لكي تفقد ذرة الصوديوم إلكترونًا ، يجب أن تكون في وجود متلقي مناسب مثل ذرة الكلور.

تتشكل الروابط الأيونية بين الأيونات ذات الشحنات المعاكسة. على سبيل المثال ، تترابط أيونات الصوديوم موجبة الشحنة وأيونات الكلوريد سالبة الشحنة معًا لتكوين بلورات من كلوريد الصوديوم ، أو ملح الطعام ، مما يؤدي إلى تكوين جزيء بلوري بدون شحنة صافية.

يشير علماء الفسيولوجيا إلى أملاح معينة مثل الإلكتروليتات (بما في ذلك الصوديوم والبوتاسيوم والكالسيوم) والأيونات اللازمة لتوصيل النبضات العصبية وتقلصات العضلات وتوازن الماء. توفر العديد من المشروبات الرياضية والمكملات الغذائية هذه الأيونات لتعويض تلك المفقودة من الجسم عن طريق التعرق أثناء التمرين.

الروابط التساهمية والروابط والتفاعلات الأخرى

طريقة أخرى لإرضاء قاعدة الثمانيات من خلال مشاركة الإلكترونات بين الذرات لتكوين روابط تساهمية. هذه الروابط أقوى وأكثر شيوعًا من الروابط الأيونية في جزيئات الكائنات الحية. عادة ما نجد الروابط التساهمية في الجزيئات العضوية القائمة على الكربون ، مثل الحمض النووي والبروتينات. نجد أيضًا روابط تساهمية في جزيئات غير عضوية مثل H2O ، CO2، و O2. قد تشترك الروابط في زوج واحد أو اثنين أو ثلاثة أزواج من الإلكترونات ، مما يؤدي إلى تكوين روابط مفردة ومزدوجة وثلاثية على التوالي. كلما زادت الروابط التساهمية بين ذرتين ، كان ارتباطهما أقوى. وبالتالي ، فإن الروابط الثلاثية هي الأقوى.

تعد قوة المستويات المختلفة من الترابط التساهمي أحد الأسباب الرئيسية التي تجعل الكائنات الحية تواجه صعوبة في الحصول على النيتروجين لاستخدامه في بناء جزيئاتها ، على الرغم من النيتروجين الجزيئي ، N2، هو أكثر الغازات وفرة في الغلاف الجوي. يتكون النيتروجين الجزيئي من ذرتين من النيتروجين مترابطتين مع بعضهما البعض ، وكما هو الحال مع جميع الجزيئات ، فإن مشاركة هذه الأزواج الثلاثة من الإلكترونات بين ذرتي النيتروجين تسمح بملء غلاف الإلكترون الخارجي ، مما يجعل الجزيء أكثر استقرارًا من ذرات النيتروجين الفردية. هذه الرابطة الثلاثية القوية تجعل من الصعب على الأنظمة الحية تفكيك هذا النيتروجين من أجل استخدامه كمكونات للبروتينات والحمض النووي.

يوفر تكوين جزيئات الماء مثالاً على الترابط التساهمي. تربط الروابط التساهمية ذرات الهيدروجين والأكسجين التي تتحد لتشكل جزيئات الماء كما يوضح (الشكل). يقسم الإلكترون من الهيدروجين وقته بين ذرات الهيدروجين & # 8217 الغلاف الخارجي غير المكتمل وذرات الأكسجين & # 8217 الغلاف الخارجي غير المكتمل. لملء الغلاف الخارجي للأكسجين & # 8217s بالكامل ، والذي يحتوي على ستة إلكترونات ولكن سيكون أكثر ثباتًا بثمانية ، هناك حاجة إلى إلكترونين (واحد من كل ذرة هيدروجين): ومن ثم ، فإن الصيغة المعروفة H2يتشارك العنصران في الإلكترونات لملء الغلاف الخارجي لكل منهما ، مما يجعل كلا العنصرين أكثر استقرارًا.

شاهد الترابط الأيوني والتساهمي (فيديو) لمشاهدة الرسوم المتحركة للترابط الأيوني والتساهمي.

الروابط التساهمية القطبية

هناك نوعان من الروابط التساهمية: القطبية وغير القطبية. في الرابطة التساهمية القطبية ، يوضح (الشكل) أن الذرات تشترك بشكل غير متساو في الإلكترونات وتنجذب إلى نواة واحدة أكثر من الأخرى. بسبب التوزيع غير المتكافئ للإلكترون بين ذرات العناصر المختلفة ، تكون الموجبة قليلاً (δ+) أو سلبي قليلاً (δ-) الشحنة تتطور. هذه الشحنة الجزئية خاصية مهمة للمياه وتمثل العديد من خصائصها.

الماء جزيء قطبي ، حيث تكتسب ذرات الهيدروجين شحنة موجبة جزئية والأكسجين شحنة سالبة جزئية. يحدث هذا لأن نواة ذرة الأكسجين هي أكثر جاذبية لذرات الهيدروجين & # 8217 للإلكترونات من نواة الهيدروجين لإلكترونات الأكسجين. وبالتالي ، فإن للأكسجين كهرسلبية أعلى من الهيدروجين وتقضي الإلكترونات المشتركة وقتًا بالقرب من نواة الأكسجين أكثر من ذرات الهيدروجين & # 8217 ، مما يعطي ذرات الأكسجين والهيدروجين شحنة سالبة وإيجابية طفيفة ، على التوالي. هناك طريقة أخرى لتوضيح ذلك وهي أن احتمال العثور على إلكترون مشترك بالقرب من نواة الأكسجين يكون أكثر احتمالًا من العثور عليه بالقرب من نواة الهيدروجين. في كلتا الحالتين ، تساهم الكهربية النسبية للذرة في تطوير شحنات جزئية عندما يكون أحد العناصر أكثر كهرسلبية بشكل ملحوظ من الآخر ، ويمكن بعد ذلك استخدام الشحنات التي تولدها هذه الروابط القطبية لتكوين روابط هيدروجينية بناءً على جاذبية الشحنات الجزئية المعاكسة. (الروابط الهيدروجينية ، التي نناقشها بالتفصيل أدناه ، هي روابط ضعيفة بين ذرات الهيدروجين موجبة الشحنة إلى ذرات سالبة الشحنة في الجزيئات الأخرى.) نظرًا لأن الجزيئات الكبيرة غالبًا ما تحتوي على ذرات تختلف في الكهربية ، غالبًا ما توجد الروابط القطبية في الجزيئات العضوية .

الروابط التساهمية غير القطبية

تتشكل الروابط التساهمية غير القطبية بين ذرتين من نفس العنصر أو بين عناصر مختلفة تشترك في الإلكترونات بالتساوي. على سبيل المثال ، الأكسجين الجزيئي (O2) غير قطبية لأن الإلكترونات توزع بالتساوي بين ذرتي الأكسجين.

يوضح (الشكل) أيضًا مثالًا آخر على الرابطة التساهمية غير القطبية - الميثان (CH4). يحتوي الكربون على أربعة إلكترونات في غلافه الخارجي ويحتاج إلى أربعة إلكترونات أخرى لملئه. تحصل على هذه الذرات الأربع من أربع ذرات هيدروجين ، كل ذرة توفر واحدة ، مما يجعل غلافًا خارجيًا ثابتًا من ثمانية إلكترونات. لا يمتلك الكربون والهيدروجين نفس القدرة الكهربية ولكنهما متشابهان وبالتالي تتشكل الروابط غير القطبية. تحتاج كل ذرات الهيدروجين إلى إلكترون واحد لغلافها الخارجي ، والذي يتم ملؤه عندما يحتوي على إلكترونين. تشترك هذه العناصر في الإلكترونات بالتساوي بين ذرات الكربون والهيدروجين ، مما يؤدي إلى تكوين جزيء تساهمي غير قطبي.

روابط الهيدروجين وتفاعلات فان دير فال

تتطلب الروابط الأيونية والتساهمية بين العناصر طاقة للكسر. الروابط الأيونية ليست قوية مثل التساهمية ، والتي تحدد سلوكها في النظم البيولوجية. ومع ذلك ، ليست كل الروابط روابط أيونية أو تساهمية. يمكن أن تتشكل الروابط الأضعف أيضًا بين الجزيئات. هناك رابطان ضعيفان يحدثان بشكل متكرر وهما الروابط الهيدروجينية وتفاعلات فان دير فال. بدون هذين النوعين من الروابط ، لن تكون الحياة كما نعرفها موجودة. توفر الروابط الهيدروجينية العديد من الخصائص الحرجة والمستدامة للحياة للمياه ، كما تعمل على استقرار هياكل البروتينات والحمض النووي ، وهو اللبنة الأساسية للخلايا.

عندما تحتوي الروابط التساهمية القطبية على شكل هيدروجين ، يكون للهيدروجين الموجود في تلك الرابطة شحنة موجبة قليلاً لأن إلكترون الهيدروجين يتم سحبه بقوة أكبر تجاه العنصر الآخر وبعيدًا عن الهيدروجين. لأن الهيدروجين موجب قليلاً ، فإنه سينجذب إلى الشحنات السالبة المجاورة. عندما يحدث هذا ، يحدث تفاعل ضعيف بين الهيدروجين & # 8217 δ + من جزيء وجزيء آخر & # 8217 ثانية δ- الشحن على الذرات الأكثر كهرسلبية ، عادة الأكسجين أو النيتروجين ، أو داخل نفس الجزيء. يطلق العلماء على هذا التفاعل اسم رابطة هيدروجينية. هذا النوع من الروابط شائع ويحدث بانتظام بين جزيئات الماء. الروابط الهيدروجينية الفردية ضعيفة ويمكن كسرها بسهولة ، ولكنها تحدث بأعداد كبيرة جدًا في الماء والبوليمرات العضوية ، مما يخلق قوة رئيسية في التوليفة. الروابط الهيدروجينية مسؤولة أيضًا عن تجميع الحلزون المزدوج للحمض النووي معًا.

مثل روابط الهيدروجين ، تعتبر تفاعلات فان دير فالس عوامل جذب ضعيفة أو تفاعلات بين الجزيئات. يمكن أن تحدث عوامل جذب Van der Waals بين أي جزيئين أو أكثر وتعتمد على التقلبات الطفيفة في كثافات الإلكترون ، والتي لا تكون دائمًا متناظرة حول الذرة. لكي تحدث هذه التجاذبات ، يجب أن تكون الجزيئات قريبة جدًا من بعضها البعض. تساهم هذه الروابط - جنبًا إلى جنب مع الروابط الأيونية والتساهمية والهيدروجينية - في تكوين البروتينات والبنية ثلاثية الأبعاد في خلايانا والتي تعد ضرورية لوظيفتها الصحيحة.

كيميائي صيدلاني
الكيميائيون الصيدلانيون مسؤولون عن تطوير عقاقير جديدة ومحاولة تحديد طريقة عمل كل من الأدوية القديمة والجديدة. يشاركون في كل خطوة من خطوات عملية تطوير الدواء. يمكننا أن نجد الأدوية في البيئة الطبيعية أو يمكننا تصنيعها في المختبر. في كثير من الحالات ، يقوم الكيميائيون بتغيير الأدوية المحتملة كيميائيًا من الطبيعة كيميائيًا في المختبر لجعلها أكثر أمانًا وفعالية ، وأحيانًا تكون الإصدارات الاصطناعية من الأدوية بديلاً للإصدار الذي نجده في الطبيعة.

بعد اكتشاف أو تخليق عقار & # 8217 ، يقوم الكيميائي بعد ذلك بتطوير العقار ، وربما تعديله كيميائيًا ، واختباره لمعرفة ما إذا كان سامًا ، ثم تصميم طرق لإنتاج فعال على نطاق واسع. بعد ذلك ، تبدأ عملية الموافقة على العقار للاستخدام البشري. في الولايات المتحدة ، تتولى إدارة الغذاء والدواء (FDA) الموافقة على الأدوية. يتضمن ذلك سلسلة من التجارب واسعة النطاق التي تستخدم البشر للتأكد من أن الدواء ليس ضارًا ويعالج بشكل فعال الحالة التي تم تصميمه من أجلها. غالبًا ما تستغرق هذه العملية عدة سنوات وتتطلب مشاركة الأطباء والعلماء ، بالإضافة إلى الكيميائيين ، لإكمال الاختبارات والحصول على الموافقة.

مثال على عقار تم اكتشافه في الأصل في كائن حي هو باكليتاكسيل (تاكسول) ، وهو دواء مضاد للسرطان يستخدم لعلاج سرطان الثدي. تم اكتشاف هذا الدواء في لحاء شجرة الطقسوس في المحيط الهادئ. مثال آخر هو الأسبرين ، المعزول في الأصل من لحاء شجرة الصفصاف. غالبًا ما يعني العثور على الأدوية اختبار مئات العينات من النباتات والفطريات وأشكال الحياة الأخرى لمعرفة ما إذا كانت تحتوي على أي مركبات نشطة بيولوجيًا. في بعض الأحيان ، يمكن للطب التقليدي أن يعطي أدلة للطب الحديث حول مكان العثور على مركب نشط. على سبيل المثال ، استخدم البشر لحاء الصفصاف في صناعة الأدوية منذ آلاف السنين ، ويعود تاريخها إلى مصر القديمة. ومع ذلك ، لم يكن العلماء وشركات الأدوية حتى أواخر القرن التاسع عشر قد قاموا بتنقية وتسويق جزيء الأسبرين ، حمض أسيتيل الساليسيليك ، للاستخدام البشري.

من حين لآخر ، الأدوية التي يتم تطويرها لاستخدام واحد لها تأثيرات غير متوقعة تسمح باستخدامها بطرق أخرى غير ذات صلة. على سبيل المثال ، طور العلماء في الأصل عقار مينوكسيديل (روجين) لعلاج ارتفاع ضغط الدم. عند اختباره على البشر ، لاحظ الباحثون أن الأفراد الذين يتناولون الدواء سينمو لديهم شعرًا جديدًا. في النهاية ، قامت شركة الأدوية بتسويق الدواء للرجال والنساء المصابين بالصلع لاستعادة الشعر المفقود.

قد تتضمن مهنة الكيميائي الصيدلاني & # 8217 العمل التحري والتجريب وتطوير الأدوية ، كل ذلك بهدف جعل البشر أكثر صحة.

ملخص القسم

المادة هي أي شيء يشغل حيزًا وله كتلة. وهي تتألف من عناصر.جميع العناصر الـ 98 التي تحدث بشكل طبيعي لها صفات فريدة تسمح لها بالاندماج بطرق مختلفة لتكوين جزيئات ، والتي بدورها تتحد لتشكل الخلايا والأنسجة وأنظمة الأعضاء والكائنات الحية. الذرات ، التي تتكون من البروتونات والنيوترونات والإلكترونات ، هي أصغر وحدات العنصر التي تحتفظ بجميع خصائص هذا العنصر. يمكن للإلكترونات نقل أو مشاركة أو إحداث تباينات في الشحنة بين الذرات لإنشاء روابط ، بما في ذلك الروابط الأيونية والتساهمية والهيدروجينية ، بالإضافة إلى تفاعلات فان دير فال.

اتصالات فنية

(شكل) كم عدد النيوترونات التي يحتويها الكربون -12 والكربون -13 على التوالي؟

(الشكل) يحتوي الكربون -12 على ستة نيوترونات. يحتوي الكربون 13 على سبعة نيوترونات.

(الشكل) قد تعطي الذرة أو تأخذ أو تشارك الإلكترونات مع ذرة أخرى لتحقيق غلاف تكافؤ كامل ، وهو تكوين الإلكترون الأكثر استقرارًا. بالنظر إلى هذا الشكل ، كم عدد الإلكترونات التي يجب أن تخسرها عناصر المجموعة 1 من أجل تحقيق تكوين إلكترون مستقر؟ كم عدد الإلكترونات التي تحتاج العناصر في المجموعتين 14 و 17 إلى اكتسابها لتحقيق تكوين مستقر؟

(الشكل) تحتاج العناصر في المجموعة 1 إلى فقد إلكترون واحد لتحقيق تكوين إلكترون مستقر. تحتاج العناصر في المجموعتين 14 و 17 إلى الحصول على أربعة إلكترونات وواحد ، على التوالي ، لتحقيق تكوين مستقر.

إستجابة مجانية

ما الذي يجعل الروابط الأيونية مختلفة عن الروابط التساهمية؟

يتم إنشاء الروابط الأيونية بين الأيونات. لا يتم تقاسم الإلكترونات بين الذرات ، بل ترتبط بأيون واحد أكثر من الآخر. الروابط الأيونية هي روابط قوية ، لكنها أضعف من الروابط التساهمية ، مما يعني أنها تتطلب طاقة أقل لكسر الرابطة الأيونية مقارنة بالرابطة التساهمية.

لماذا الروابط الهيدروجينية وتفاعلات فان دير فالس ضرورية للخلايا؟

تشكل الروابط الهيدروجينية وتفاعلات فان دير فال ارتباطات ضعيفة بين الجزيئات المختلفة أو داخل مناطق مختلفة من نفس الجزيء. إنها توفر الهيكل والشكل الضروريين للبروتينات والحمض النووي داخل الخلايا بحيث تعمل بشكل صحيح.

قائمة المصطلحات


2.1: اللبنات الأساسية للجزيئات - علم الأحياء

في هذه الوحدة سنبحث في اللبنات الأساسية لجزيئات الحياة وخلاياها. سوف نستكشف موضوعات الجزيئات الكبيرة والخلايا والأغشية مع التأكيد على العلاقة بين الهيكل والوظيفة. سنعمل على معالجة المعارف الأساسية التالية من منهج AP Biology:

  • يجب أن تتبادل الكائنات الحية المادة مع البيئة لتنمو وتتكاثر وتحافظ على التنظيم (2.A.3)
  • تحدد المكونات الفرعية للجزيئات البيولوجية وتسلسلها خصائص هذا الجزيء (4.A.1)
  • يوفر التباين في الوحدات الجزيئية للخلايا نطاقًا أوسع من الوظائف (4.C.1)
  • تحافظ الخلايا حقيقية النواة على أغشية داخلية تقسم الخلية إلى مناطق متخصصة (2.B.3)
  • توفر بنية ووظيفة المكونات الخلوية وتفاعلاتها العمليات الخلوية الأساسية (4.A.2)
  • أغشية الخلايا قابلة للاختراق بشكل انتقائي بسبب بنيتها (2.B.1)
  • يتم الحفاظ على النمو والتوازن الديناميكي من خلال الحركة المستمرة للجزيئات عبر الأغشية (2.B.2)
  • تربط مسارات تحويل الإشارة استقبال الإشارة بالاستجابة الخلوية (3.D.3)
  • التغييرات في مسارات تحويل الإشارة يمكن أن تغير الاستجابة الخلوية (3.D.4)

الفصل 2 & # 8211 السياق الكيميائي للحياة

قراءات وأمبير فيديو:

نشاطات التعلم:

الفصل 3 & # 8211 الكربون & amp ؛ التنوع الجزيئي للحياة

قراءات وأمبير فيديو:

نشاطات التعلم:

  • أساسيات الكيمياء الحيوية POGIL
  • مطابقة الأنماط الجزء الأول
  • الجزيئات البيولوجية POGIL
  • هيكل البروتين POGIL
  • الفصل 3 دليل الدراسة

الفصل 4 & # 8211 جولة في الخلية

قراءات وأمبير فيديو:

    • الفصل 4 & # 8211 جولة في الخلية
    • محاكاة خلية حية & # 8211 Scientific American يناير 2014 & amp ؛ استجابة
    • BioFlix & # 8211 جولة في خلية حيوانية
    • BioFlix & # 8211 جولة في خلية نباتية

    الفصل 5 & # 8211 الأغشية والنقل أمبير

    القراءة ومقاطع الفيديو أمبير:

    نشاطات التعلم:

      • هيكل الغشاء POGIL
      • وظيفة الغشاء POGIL
      • مشاكل ممارسة المياه المحتملة
      • فحص معمل الانتشار والتناضح

      ال امتحان الوحدة سيتألف من حوالي 30 +/- سؤال متعدد الخيارات ، و 3 أسئلة متداخلة ، وإجابة طويلة واحدة FRQ ، و 3 إجابات قصيرة FRQ.


      شاهد الفيديو: Molecular Biology definition - تعريف علم الأحياء البيولوجي - تعلم بالعربي (أغسطس 2022).