1. fejezet - Kémiai és biológiai bevezetés

Tartalom

1.1. Kémiai bevezetés
1.1.1. Az atomok periódusos rendszere és elektronszerkezete
1.1.2. A hidrogén
1.1.3. A szén
1.1.4. A nitrogén
1.1.5. Az oxigén
1.1.6. A foszfor
1.1.7. Kémiai kötések
1.1.8. Molekulák
1.1.9. Kémiai reakciók
1.2. Biológiai alapok
1.2.1. A nukleotidok felépítése
1.2.2. Az egyszálú DNS
1.2.3. A kétszálú DNS: Watson-Crick komplementaritás és kettős spirál

A DNS a természetben megtalálható kémiai anyag, mely nagy szerepet játszik az élőlények felépítésében, annak kódolásában, átörökítésében stb. Ebben a részben, rövid kémiai áttekintés után, magával a DNS molekulával, annak kémiai felépítésével, szerkezetével fogunk megismerkedni.

1.1. Kémiai bevezetés

Már az ókori görögök is úgy gondolták, hogy minden anyag atomokból épül fel (igaz nem pont oly módon gondoltak az atomokra, mint amit mi tudunk az atomokról a XX. és XXI. században).

1.1.1. Az atomok periódusos rendszere és elektronszerkezete

Világunkban minden anyag atomokból áll, sőt minden abból a kb. 100 féle atomból, amit a Mengyelejev-féle periódusos rendszer is tartalmaz. Ezen atomok aránya nem egyenletes, sokkal több található a környezetünkben a viszonylag könnyű atomokból, amelyek a periódusos rendszer elején, annak első 2-3 sorában helyezkednek el. A periódusos rendszer elejét, főként a számunkra érdekes részt mutatja az 1.1. ábra. Az ábrán az elemek rendszámát, nevét és vegyjelét tüntettük fel.

1.1. ábra - A (kémiai) elemek periódusos rendszere (az első 20 elemmel és besorolásukkal).

A (kémiai) elemek periódusos rendszere (az első 20 elemmel és besorolásukkal).

Habár a fejezet címe (biológiai és) kémiai bevezetést sugall, a világ (felépítésének) leírása a fizika feladata (is). A környezetünkben minden anyag, ennek megfelelően minden elem ugyanazokból az elemi építőkövekből, elemi részecskékből élül fel. A teljesség igénye nélkül, inkább csak a korábbi tanulmányokat átismételve, most röviden áttekintjük ezeket (illetve ezekből azokat, amelyek számunkra lényegesek). Az atomok atommagból és az e körül levő elektronfelhőből állnak. Az atommag pozitív töltésű protonokból (p+) és semleges töltésű neutronokból (n0) áll, a legegyszerűbb atom, a hidrogén kivételével, melynek magja csak egy protonból áll. A rendszám mellett az atom másik fontos jellemzője a tömegszám (lásd, pl. 1.2. ábra), amely megadja az atommagban található protonok és neutronok számának összegét. Az atomok semlegesek, ami azt jelenti, hogy annyi elektron (e-) „kering” a mag körül (alkot elektronfelhőt), mint ahány proton van a magban. Az atomok viselkedését különböző (kémiai) reakciókban az elektronszerkezetük szabja meg.

Az elektronpályák több azonosítóval (kvantumszámmal) rendelkeznek. Az első érték az elektronpálya száma (ez a főkvantumszám, ami egész, a legkisebb érték az egy, ez a kvantumszám jelképezi a pálya méretét). Ezt követi a második kvantumszám, (a mellékkvantumszám, ez is egész, legalább 0, és kisebb, mint a főkvantumszám) amit az s, p, d, f betűkkel szimbolizálhatunk (a pálya alakját jelképezi). A harmadik érték, a mágneses kvantumszám az s pálya esetén 0-s, p pályánál -1, 0, +1 lehet, d pályánál -2, -1,0,+1,+2, stb. (ez is egész érték, az abszolútértéke nem lehet nagyobb, mint a mellékkvantumszám értéke). Egy fő-, mellék-, és mágneses kvantumszám által reprezentált elektronpályán egy elektronpár fér el. Az egy pályán levő elektronpár elektronjai a negyedik kvantumszámban, a spinben különböznek (ez kétféle értéket vehet fel: fel és le, szokás és a számérték használata is). Az elem atomjának főkvantumszáma éppen azt adja meg, hogy az elem a periódusos rendszer melyik sorában található. Az elektronpályák betöltése energiaszintjeiknek megfelelő sorrendben történik, ami általában: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s... Például a nátrium elektronkonfigurációja részletesen felírva 1s:2 2s:2 2p:6 3s:1, röviden pedig: [Ne] 3s: 1, jelezve, hogy a neon atomnak megfelelően az 1 és 2 főkvantumszámú pályák tele vannak, és ezen felül egy 3s pályán levő elektront tartalmaz a nátriumatom. Ábránkon az 1s 2s 2p 3s 3p 4s betöltési szinteknek megfelelő elemeket tüntettük fel.

A fentiek alapján kiszámolható, hogy az n. pályán összesen 2n2 elektron fér el, vagyis az első pályán 2, a másodikon 8 (ezért tartalmaz két, illetve 8 elemet a periódusos rendszer első két sora), a harmadikon pedig 18. Itt viszont már a különböző elektronpályák energiaszintje is szerepet játszik, és mivel a 4s pálya energiaszintje kicsit kisebb, mint a 3d pályáé, az energiaminimum elve alapján először a 4s pálya töltődik fel két elektronnal, csak ezután a 3d pálya 10 elektronja (a periódusos rendszerben ezek az elemek az átmeneti fémek közé tartoznak, pl. a 21-es rendszámtól a 30-as cink, Zn rendszámáig, köztük pl. a vas, Fe 26-os rendszámmal, és a réz, Cu 29-es rendszámmal)...

Az atomok általában nem atomokként léteznek körülöttünk, hanem kémiai kötések segítségével különböző formában találhatók meg. Ez alól csak a nemesgázok a kivételek, amik a periódusos rendszer utolsó oszlopában találhatók (zöldes háttér). Ezen atomok legkülső elektronhéja is zárt, pont annyi elektront tartalmaz, amennyi hely van rajta. Ezek az atomok így atomi állapotban nagyon stabilak, nem könnyű őket kémiai reakcióra bírni. A többi atom viszont valamilyen kémiai reakció révén, valamilyen kémiai kötéssel tudja csak elérni, hogy az elektronszerkezete stabil legyen.

Az első oszlopokban a fémek találhatók (a második sortól kezdve, ábránkon barna, szürke és lila háttér), ezek az anyagok leginkább szilárd halmazállapotban találhatóak meg. A fémekre jellemző, hogy úgy jutnak telített-héj állapotba (vagyis, hogy elektronszerkezetük a megelőző sorban levő nemesgázéhoz legyen hasonló), hogy a külső héjon levő elektronokat könnyen leadják, ez a tiszta fémek esetén a fémes kötésben nyilvánul meg, ahol is a + töltésű atomtörzsek (vagyis az atommagok és a belső héjakat telítő elektronok) között szabadon áramló elektronok vannak, ezeknek a szabad elektronoknak köszönhető a fémek jó vezetőképessége.

A rendszer másik oldalán, azon nem fémes elemek, amelyekben viszonylag kevés elektron hiányzik a legkülső elektronpályájukról, mint pl. a hidrogén, a nitrogén, az oxigén, a fluor, általában kétatomos molekula formájában gázhalmazállapotban fordul elő vegytisztán (elemként, kék hátterűek a képünkön); ezek közül pl. a N2, elég stabilnak mondható, nem könnyen lép reakcióba más anyagokkal, viszont pl. az O2 vagy az F2 erős oxidáló szerek. Ezen elemek atomjai elektronok felvételével tudják legkönnyebben azt elérni, hogy külső elektronpályájuk telített (nemesgáz szerkezetű) legyen. Azt, hogy hány elektront tud befogadni (pontosabban, hogy hány kovalens kötésre képes) egy ilyen atom szokás az elem vegyértékének is hívni, pl. a hidrogén, a klór és a fluor így tekintve egy vegyértékű, a nitrogén vegyértéke viszont három.

A nemfémes elemek közt vannak további elemek, amelyek többvegyértékűek vagy már nagyobb méretűek, ezek általában szilárd halmazállapotban találhatóak meg, a 1.1. ábrán a szén, a foszfor és a kén (piros háttér).

A fémek és nemfémek közt van néhány elem, ábránkon a bór és a szilícium (sárga háttér) amelyek tulajdonságai ötvözik a fémek és nemfémek tulajdonságait, melynek következtében rengeteg alkalmazási területük van, gondoljunk elsősorban a szilíciumra, mint félvezetőre, amire épült az egész elektronikus, digitális világ, beleértve a számítógépeinket.

A proton és a neutron tömege szinte teljesen egyforma, míg az elektroné ennek kb. 1840-ed része, ennek megfelelően az atomok tömege a magjukban összpontosul, az elektronok tömege minden atomban (és ionban) elhanyagolható a mag tömegéhez képest. Még érdekesebb, hogy az elektromos töltés is mindig csak az elemi töltés (vagyis egy proton, vagy elektron töltésének megfelelő érték) többszöröse lehet (magfizikával és kvarkokkal itt nem foglalkozunk). Az atomok nagyon kicsik, egy atom mérete kb. 10-10 méter nagyságrendbe esik, következésképpen egy atom tömege is nagyon kicsi. Az atomi méretek, a mikrovilág és az emberi léptékű makrovilág között teremt kapcsolatot pl. az Avogadro szám, ami megadja, hogy egy mólnyi mennyiségben 6,023 ˇ 1023 darab atom/molekula/ion van. Ennek segítségével a tömegszám (ami eddig az egy atomban levő protonok és neutronok számának az összegét jelentette) egy másik jelentést is kap: az adott elem atomjainak egy mólnyi mennyisége pont ekkora tömegű grammban kifejezve.

A továbbiakban számunkra csak pár atom fog lényeges szerepet játszani, most röviden lássuk ezeket. A már említett rendszám (protonok száma az adott atomban) és vegyjel mellett megmutatjuk a tömegszámukat (amiből a magban levő neutronok száma egyszerűen kiszámolható a rendszám kivonásával), az elektronszerkezetüket (az elektronok eloszlását a különböző energiaszintű pályákon), illetve az elektronegativitásukat. Ez utóbbi azt mutatja meg, hogy kémiai kötés képződésekor az adott atom mennyire képes a kötőelektronpárt magához vonni. A legnagyobb elektronegativitású atom a fluor, 4-es értékkel, míg a másik referencia atom a lítium 1-es értékkel. Az elektronegativitás, amit Pauling (aki 1954-ben kapott Nobel díjat a kémiai kötések vizsgálatában elért eredményekért) határozott meg, értéke a 1.1. ábrán látható táblázatban fentről lefelé csökken, illetve balról jobbra nő (és a nemesgázoknál nem értelmezzük).

1.1.2. A hidrogén

A legegyszerűbb elem a hidrogén (néhány adat róla a 1.2. ábrán látható), az univerzumban található elemek közül a legelterjedtebb (bár mennyisége a csillagokban végbemenő magfúziónak köszönhetően folyamatosan fogy: a csillagokban végbemenő fúzióban hidrogén atommagokból jönnek létre a nehezebb atomok magjai, főként héliumé, amíg a hidrogén el nem fogy az adott csillagban, ez általában néhány milliárd év). A Földön is nagyon gyakori a hidrogén előfordulása.

1.2. ábra - A hidrogén, a periódusos rendszer első eleme, és néhány jellemzője.

A hidrogén, a periódusos rendszer első eleme, és néhány jellemzője.

Színtelen, szagtalan, a legkisebb sűrűségű gáz, forráspontja -253℃; H2 molekulákból áll. Oxigénnel (így akár levegővel is) keveredve robbanó elegyet, ún. durranógázt alkot. Oxidja (vagyis oxigénnel való reakciójának, vagyis égésének eredménye) a víz (H2O), és a hidrogén-peroxid (H2O2, ami erős oxidálószer: a molekulából az egyik oxigén könnyen kilép, hogy más reakcióban vegyen részt). A hidrogén neve: vízképző, is arra utal, hogy a Földön leginkább a vízben, vagyis víz, mint vegyület formájában találkozhatunk vele, a víz tehát H2O képletű molekulákból áll (lásd 1.3. ábra). Ezen molekulák dipólusos molekulák, az oxigén (lásd 1.8. ábra) elektronegativitása 3,5, míg a hidrogéné csak 2,1, ami azt jelenti, hogy az oxigén és hidrogén közt levő kötőelektronpár inkább az oxigén atomhoz közelebbi térrészben található meg.

1.3. ábra - A vízmolekula szerkezeti képlete, az oxigénatom külső héjon található nemkötő elektronpárjaival.

A vízmolekula szerkezeti képlete, az oxigénatom külső héjon található nemkötő elektronpárjaival.

A vízmolekulák súlya relatíve kicsi, 18 súlyegység (a vízgőz könnyebb, mint a levegő, ami átlagosan 29 súlyegység, a fő összetevők a N2 28, és az oxigén O2 32), hogy mégis folyadék halmazállapotban találkozunk leginkább a vízzel, abban lényeges szerepet játszik a hidrogénkötés. Ahogy írtuk, a vízmolekulák dipólusosak, a kötőelektronpárokat az oxigén jobban vonzza, minek következtében a molekula oxigén felőli oldala részlegesen negatív, míg a hidrogének felőli oldala részlegesen pozitív töltésű. Ennek viszont az is a következménye, hogy több vízmolekula egymáshoz tud kötődni a következőképpen: az egyik molekula (részlegesen) negatív töltésű oxigénjének nemkötő elektronpárjai másik molekula (részleges pozitív töltésű) hidrogén részével lép kapcsolatba, és így jön létre a molekulák közt hidrogénkötés, (más néven hidrogénhíd). Egy vízmolekula tehát két hidrogént tartalmaz, amelyeken keresztül két másik vízmolekulához tud hidrogénhíddal kapcsolódni, valamint az oxigénje két nemkötő elektronpárt tartalmaz, amihez másik két vízmolekula tud ugyancsak hidrogénkötés segítségével kapcsolódni. Ennek megfelelően a jégnek a gyémántrácshoz hasonló kristályrácsa van (lásd 1.5. ábra). A hidrogénkötés nem olyan erős, mint a kovalens kötés, ami egy molekulán belül van, kb. 10-szer gyengébb, de ez a másodrendű kémiai kötések közül a legerősebb. Ez a másodrendű kötés sok biológiai szempontból fontos molekula, pl. a DNS esetén is meghatározó lesz, fontos szerepet játszik a molekula stabilitásában.

1.1.3. A szén

Ahogy az 1.4. ábrán is látszik, a szénatomban az elektronok eloszlása a különböző energiaszinteken a következő: 1s: 2, 2s: 2, 2p: 2 vagy 1s: 2, 2s: 1, 2p: 3, ez utóbbi azt jelenti, hogy a szén négy vegyértékűként négy kovalens kötés kialakítására képes. Ennek segítségével nagyon változatos molekulák felépítésében vesz részt, a Földön létező élet szénalapú, hiszen az elő sejtek felépítésében számos szénalapú (sok szenet tartalmazó) molekula vesz részt (szemben pl. a mesterséges, szilícium alapú technológiával).

1.4. ábra - A szén néhány jellemzője.

A szén néhány jellemzője.

A szénnek, mint elemnek két a természetben is, viszonylag gyakran megtalálható változata van, mindkettő szilárd halmazállapotú, ezek a grafit és a gyémánt. A gyémánt, ahogy az 1.5. ábra is mutatja, atomrácsot alkot. Átlátszó és nem vezető.

1.5. ábra - A gyémántrács felépítése: minden atom a térben négy másik atommal kapcsolódik (a bal felső sarokban a rács egységkockáját is feltüntettük).

A gyémántrács felépítése: minden atom a térben négy másik atommal kapcsolódik (a bal felső sarokban a rács egységkockáját is feltüntettük).

A grafitban a szénatomok egy hatszögrács csomópontjait foglalják el, és ilyen síkok rétegződnek egymásra (lásd 1.6. ábra).

1.6. ábra - A grafitrács felépítése: a szénatomok hatszögrácsos síkokat alkotnak.

A grafitrács felépítése: a szénatomok hatszögrácsos síkokat alkotnak.

Érdekes módon, amíg a gyémánt az ismert legkeményebb anyag, a grafit az egyik legpuhább anyag. Mindkettő széles alkalmazási területekkel bír éppen az említett tulajdonságaik miatt. A gyémántot az ipari alkalmazások mellett az ékszeripar is használja, míg a grafit amellett, hogy jó vezető, mivel nyomot hagy a papíron, ceruzákban írásra használjuk. A múlt évezred végén a futball-labda molekula (fullerén, C60 molekula) felfedezése okán volt a szén a tudományos (vegyész és ipari) érdeklődés középpontjában (szén nanocsövek), addig napjainkban a grafén (felfedezésért André Geim és Konsztantyin Szergejevics Novoszjolov kapott Nobel díjat 2010-ben) jelenti a tudományos újdonságot. A grafén, ami pl. a grafitból úgy jön létre, hogy addig vékonyítjuk a szénréteget, amíg az csak egy hatszögrétegnyi szénatomból áll, teljesen más tulajdonságokkal (is) rendelkezik, mint a grafit: nagyon erős, jó vezető, ultravékony és hajlékony. Rengeteg elektron tárolására alkalmas és gyorsan tölthető, ami alapján a jövő akkumulátora lehet.

A szenet energiatermelésre évszázadok (főként az ipari forradalom) óta használjuk. Több millió különböző vegyülete ismert. A szén a szerves molekulák alapja, tetszőlegesen hosszú láncot alkothat, elágazó, vagy gyűrűs molekula jöhet létre a segítségével. Ezek közül néhány jellegzetes molekulára nemsokára visszatérünk.

Itt jegyezzük meg, hogy a szénnek (ahogy az elemek többségének) az ábrán mutatott mellett van egy olyan izotópja (vagyis azonos rendszámú, de különböző tömegszámú atom változata), a 14C aminek atommagjában a 6 proton mellett 8 neutron található, ez az izotóp rádióaktív, magától bomlik. Mivel a szén minden szerves vegyületben (így minden élő anyagban is) megtalálható, e szénizotóp alapján működik az ún. rádiókarbonos kormeghatározás, vagyis ősi élőlények korának a kiszámítása a talált maradványaik alapján.

1.1.4. A nitrogén

A levegő fő összetevője, színtelen, szagtalan kétatomos gázként található nagy mennyiségben a Földön. Ahogy a 1.7. ábra is mutatja, a külső elektronhéján öt elektron található, ennek megfelelően három vegyértékű.

1.7. ábra - A nitrogén néhány jellemzője.

A nitrogén néhány jellemzője.

A N2 molekulában a két nitrogénatom hármas kovalens kötéssel kapcsolódik össze, ennek megfelelően a kötés erős, a molekula meglehetősen stabil, nem könnyen vesz részt reakciókban. Forráspontja -196 ℃, jól szállítható cseppfolyós állapotban, így hűtőközegként használják. A nitrogén ugyancsak jelen van minden élő szervezetben. A nitrogéntartalmú vegyületeket pedig az iparban is sokrétűen használják fel.

1.1.5. Az oxigén

A Föld leggyakoribb eleme: mind elemi állapotban, szabad formában, mind vegyületekben, kötött állapotban előfordul. Elemi állapotban színtelen, szagtalan gázként fordul elő. (A 1.8. ábra alapján két vegyértékű, ennek megfelelően az O2 molekulában kétszeres kovalens kötéssel kapcsolódik össze a két oxigénatom). Az élet számára nélkülözhetetlen. A levegőnek az ember számára a legfontosabb összetevője, hiszen a légzéskor a levegő oxigénjét használjuk: a levegőnek (amit be is lélegzünk) 21%-a, míg a tüdőből kilélegzett levegőnek átlagosan csak 16%-a oxigén, viszont kb. 4%-a széndioxid (CO2), illetve vízgőz (pára) is több található benne, mint a belélegzett levegőben.

1.8. ábra - Az oxigén néhány jellemzője.

Az oxigén néhány jellemzője.

Elsősorban a sztratoszférában ózon O3 formában is előfordul, ottani jelentős szerepe, a káros ultraibolya sugarak elnyelése, a köztudatba elsősorban az ózonlyukkal kapcsolatosan került az utóbbi 10-15 évben. Az ózont, bár mérgező, erős fertőtlenítő hatása miatt használjuk a gyógyászatban is.

Az oxigén erős oxidáns, az oxidációs folyamat egyik lehetséges formája az égés, mely általában jelentős energia felszabadulással jár. Ugyancsak oxidációs folyamat játszódik le az elő szervezetekben, a tápanyag „elégetésével", ez a biológiai oxidáció, ami viszont egy reakciósorozatot jelent a hagyományos égéssel szemben. Vízben rosszul oldódik, de mégis jelentős szereppel bír az oldódása, hiszen a vízi élet szempontjából nélkülözhetetlen.

1.1.6. A foszfor

Az előzőeknél jóval nehezebb (de még mindig a viszonylag könnyű elemek közül való) elem, amely szilárd halmazállapotban fordul elő, néhány adatát mutatja az 1.9. ábra. A XVII. században H. Brand vizeletből állította elő, csodálatos világítóképessége, melyet foszforeszkál szavunk is őriz, népszerű anyaggá tette. Bár természetes körülmények közt csak vegyületeiben található, három különböző elemi formája is ismert.

1.9. ábra - A foszfor néhány jellemzője.

A foszfor néhány jellemzője.

A sárgafoszfor P4 molekulái tetraéder alakúak (a négy foszforatom a tetraéder csúcsaiban helyezkedik el). Ez az allotróp (megjelenési forma) nagyon reagens, rendkívül mérgező. Nemcsak gyomorba kerülve, de bőrre kerülve is felszívódik, veszélyes égési sérüléseket okozhat. Levegőn nem áll el, oxidálódik. Mind olvadáspontja (44 ℃), mind gyulladási hőmérséklete alacsony (kb. 60 ℃). Sötétben (vízgőz jelenlétében) villog, foszforeszkál miközben lassan oxidálódik. Erős fénnyel ég, elegendő oxigén jelenlétében foszfor-pentoxid (P2O5) jön létre. Mivel könnyen gyullad és vízben nem oldódik, víz alatt, fénytől elzárva tárolható. Zsírokban, olajokban jól oldódik. Az előbbi tulajdonságai alapján leginkább (foszforos) gyufákban, illetve kártékony állatok mérgezésére használták/ják.

A vörösfoszfor viszont a szén atomrácsához hasonló struktúrájú, a sárgafoszfor pl. közvetlen napfény hatására vörösfoszforrá alakul. Mivel ez nem oldódik zsírokban és olajokban sem, nem veszélyes (ha nem tartalmaz sárgafoszfort). A feketefoszfor viszont fémes tulajdonságú.

A foszforatomok elektronszerkezete olyan (1.9. ábra), hogy öt vegyértékelektronja van, ennek megfelelően öt kovalens kötést is tud létesíteni egy ilyen atom.

1.1.7. Kémiai kötések

Ahogy már említettük, a nemesgázokat kivéve, a legritkább esetben találunk csak atomos állapotban elemeket normál (földi) körülmények között. Az atomok (vagyis azok külső elektronjai és az atomtörzsük) tehát különböző kémiai kötésekben vesznek részt. Kémiai kötés (azonos vagy különböző) elemek atomjai között lehetséges, ezáltal az atomok összekapcsolódnak, molekulát, atomcsoportot, összetett iont, kristályt alkotnak. A kémiai kötésekben az atomok vegyértékhéján levő elektronok vesznek részt, emiatt az atomok elektronszerkezete elsőrendű fontosságú az adott elemek lehetséges kémiai kötéseinek megértéséhez.

A fémek fémes kötésben vesznek részt, a fémes kötés elsőrendű kémiai kötés. Ez a fajta kötés alakul ki kis elektronegativitású (és kis elektronegativitás különbségű) atomok között. Ekkor sok azonos vagy hasonló atom egyszerre kapcsolódik közös elektronfelhő kialakításával. Ahogy korábban már említettük, ezek a közös, könnyen mozgó elektronok adják a fémek jó vezetőképességét.

Egy nagy és kis elektronegativitású elem között ionos kötés jön létre, amiben a kis elektronegativitású elem (pl. fém) teljesen átadja az elektronját (a külső héjon levő elektronjait) a nagy elektronegativitású elemnek. A létrejövő ionkristályban a pozitív töltésű (vagyis pl. a fématomtörzsek, kationok) és a negatív töltésű ionok (anionok) szabályosan felváltva, valamilyen rácsnak megfelelően helyezkednek el. Az ionok töltése megegyezik az adott atom által leadott, illetve felvett elektronok számával.

Korábban is láttuk, hogy a (közepes vagy) nagy elektronegativitású atomok (vagyis nemfémes elemek atomjai) egymással kovalens kötéssel tudnak összekapcsolódni. A fémes és az ionos kötés mellett a kovalens kötés ugyancsak elsőrendű kémiai kötés. A kovalens kötésekkel (pl. a gyémánt atomrácsa kivételével) általában molekulák jönnek létre. Attól függően, hogy milyen (elektronegativitású) atomok vesznek részt a kovalens kötésben a kötés lehet apoláris (kiegyensúlyozott, pl. azonos típusú atomok közti kötés) vagy poláris (eltolt, ahol az egyik atom jobban magához vonja a kötőelektronpárt). A molekulákra, illetve a bennük szereplő kovalens kötésekre a következő alfejezeteben visszatérünk.

Itt jegyezzük meg, hogy a grafitban ötvöződik a kovalens és a fémes kötés, mivel a rétegekben a szénatomok három-három kovalens kötéssel egy hatszögrács csúcspontjaiban helyezkednek el, viszont a negyedik elektronjuk közösbe van adva, mint ahogy a fémek is közösbe adják a vegyérték elektronjaikat.

A hidrogénhíd ugyancsak kémiai kötés, amely viszont molekulák között jön létre, előfeltétele, hogy legyen egy szabad elektronpár és egy elektronszegény (részlegesen pozitív töltésű) hidrogénatom. Leginkább olyan molekulák közt jöhet létre, amiben a hidrogén nagyobb elektronegativitású atommal létesít kovalens kötést, illetve van nemkötő elektronpár is, tipikusan ilyenek a fluor, az oxigén és a nitrogén. Itt jegyezzük meg, hogy hidrogénkötés egy molekula különböző részei közt is létrejöhet, pl. a cukrokban. A hidrogénkötés energiája kb. tizede az elsőrendű kötések energiájának. A másodrendű kötések közül ez a legerősebb, a többivel itt nem is foglalkozunk.

1.1.8. Molekulák

A molekulákat tehát azonos vagy különböző atomok közti kovalens kötések tartják össze. A fémes és az ionos kötéstől eltérően a kovalens kötések irányítottak, ennek megfelelően a molekulák a rájuk jellemző alakot veszik fel.

A kovalens kötés lehet tehát apoláris vagy poláris. Ennek megfelelően a teljes molekula is többféle típusú lehet. Attól, hogy milyen (elektronegativitású) atomok alkotják a molekulát, illetve a molekula alakjától függően a molekula maga is lehet apoláris (vagy a kötés maga is apoláris, vagy a molekula szimmetrikus) vagy poláris (nem szimmetrikus, dipólusos molekula). A molekulák térbeli, három dimenziós alakja is összefügg a polaritással. A víz V-alakú poláris molekula (amiben 104°-os szöget zár be a két kötés, a molekula az oxigén nemkötő elektronpárjai miatt nem lineáris), míg a következő három vegyület szimmetrikus(abb), így apoláris: a széndioxid (CO2) lineáris molekula, középen a szénatommal, a metán (CH4) tetraéder alakú (közepén a szénatommal, csúcsaiban a hidrogénatomokkal), a kötések szöge itt 109,5°, a PCl5 alakja pedig trigonális-bipiramis (két tetraéder összeragasztva egy közös lappal). Az ammónia (NH3) viszont (trigonális) piramis alakú (nem síkháromszög a nitrogén egyetlen nemkötő elektronpárja miatt), amiben a kötések szöge 107°.

A kovalens kötés lehet egyszeres, vagy többszörös, például az etilénben (C2H4, más néven etén) kétszeres, míg az acetilénben (C2H2, más néven etin) háromszoros kovalens kötés van a szénatomok közt (lásd 1.10. ábrát is).

1.10. ábra - Az etilén (balra) és az acetilén (jobbra) szerkezeti képlete.

Az etilén (balra) és az acetilén (jobbra) szerkezeti képlete.

Ahogy a korábbiakban is láttuk, az oxigénmolekulában kétszeres, a nitrogénmolekulában pedig háromszoros kovalens kötéssel kapcsolódnak az atomok egymáshoz. A széndioxidban (CO2) pedig mindkét oxigén kettős kovalens kötéssel kapcsolódik a szénatomhoz. A foszforsavban (H3PO4) a központi foszfor atomhoz három oxigén kötődik egyszeres kovalens kötéssel azokhoz pedig egy-egy hidrogénatom, illetve egy oxigén kettős kötéssel kötődik a foszforatomhoz.

Már eddig is volt szó szénvegyületekről, most egy kicsit részletesebben tekintjük a szerves vegyületeket. Bizonyos értelemben a legegyszerűbb szénvegyületeknek tekinthetjük a szénhidrogéneket. A bennük található szénatomok száma alapvetően jellemzi a szénhidrogént: metán (a földgáz fő összetevője, CH4), etán (CH3CH3), propán (C3H8), bután (C4H10, utóbbi kettőt palackokban nagy nyomáson árulják, fűtőanyagként), a hosszabb láncok pedig pl. a kőolaj fő összetevői. A kőolajat nemcsak energiatermelésre használjuk (pl. belőle készül a gázolaj és a benzin), hanem a műanyagipar (egyik legfontosabb) alapanyaga. Pl. a polietilén nagyon hosszú szénláncú szénhidrogén.

Ahogy korábban említettük, a szénatomok közt többszörös kötések is lehetnek a szénhidrogénekben, illetve nemcsak láncok, de elágazó (fa struktúrájú), valamint gyűrűs (zárt láncú) és vegyes (pl. gyűrűt és elágazásokat is tartalmazó, ezeket a vegyeseket is a gyűrűsek közé szokás sorolni) molekulák is vannak köztük. A ciklohexánban pl. a szénatomok egy hatszöget alkotnak, és mindegyikhez még két hidrogénatom kapcsolódik, az összegképlete így C6H12. A benzol (C6H6) olyan gyűrűs szénhidrogén, amiben minden szénatom három kovalens kötésben vesz részt a szomszédos két szénatommal, a szerkezeti képletét az 1.11. ábra mutatja. A baloldali és a középső ábrán látható molekulák közt valójában nincs különbség, valójában minden szénatom egy-egy elektronnal beszáll a gyűrű közös kötésébe is: ezek az elektronok nemcsak két, hanem több atomhoz is tartozhatnak, ezt nevezzük delokalizált kötésnek, amit akár külön is jelölhetünk, ahogy a jobb oldali ábrán tettük. A benzol a legegyszerűbb aromás szénhidrogén. (A továbbiakban maradunk az egyszerűbb, jelölés mellett, ahogy az ábra bal oldalán és közepén is látható.)

1.11. ábra - A benzol szerkezeti képlete, valójában minden atom bead egy elektront a közös kötésbe.

A benzol szerkezeti képlete, valójában minden atom bead egy elektront a közös kötésbe.

A szénhidrogének után, most tekintsünk más szerves vegyületeket (először az oxigén bevonásával):

  • A ketonok olyan vegyületek, amikben van olyan szénatom, amihez egy oxigénatom kapcsolódik kettős kovalens kötéssel (oxocsoport). Ehhez a szénatomhoz általában mindkét oldalon egy-egy szénlánc csatlakozik (amikre a hiányzó vegyértékeken hidrogénatomok kapcsolódnak). Ha egy a két rész egyforma, akkor egyszerű ketonról van szó (pl. dimetil keton, vagy aceton: CH3COCH3), ha különbözőek, akkor vegyes ketonról beszélünk (pl. metil-etil-keton: CH3COCH2CH3).

  • Az aldehidekben az oxigénatom kettős kötéssel kapcsolódik a láncvégi szénatomhoz, ami így egyrészt a szénlánchoz kötődik, másrészt még egy hidrogén is kapcsolódik hozzá. Ezt a láncvégi részt hívjuk aldehidcsoportnak, például ilyen az egyszénatomos metanal (vagy formaldehid H2CO), vagy a kétszénatomos etanal (vagy acetaldehid, CH3CHO).

  • Az éterekben az oxigénatom két szénatomot (így akár két szénláncot) kapcsol össze. Jellemző példa a dietil-éter, amit a köznyelv csak egyszerűen éternek hív: CH3CH2OCH2CH3.

  • Az alkoholokban egy szén és egy hidrogénatom közt fordul elő az oxigén, vagyis egy OH csoport kapcsolódik a szénlánc végén levő szénatomhoz. A legegyszerűbb alkohol a metanol (CH3OH), mérgező. Az etanol (borszesz, spiritusz, alkohol, CH3CH2OH) kiváló oldószer, a szeszes italokban ez a fajta alkohol van. Az alkohol hidrogénkötés létrehozására képes, vízzel jól elegyedik. Vannak többértékű alkoholok is, erre mintapélda a sokoldalú felhasználással rendelkező glicerin, amelynek mindhárom szénatomjához kapcsolódik egy-egy OH csoport, így a következőképpen írható fel: HOCH2CH(OH)CH2OH.

  • A karbonsavakban a láncvégi szénatomhoz egy OH kapcsolódik, valamint egy O kettős kötéssel. Ezt a csoportot karboxilcsoportnak hívjuk és COOH-val jelöljük. Ennek megfelelően a hangyasav HCOOH a legegyszerűbb, és pl. az ecetsav képlete CH3COOH, amíg a butánsav (vajsav) képlete CH3CH2CH2COOH. Általában gyenge savak. A karbonsavak közé tartoznak a telített és telítetlen zsírsavak.

  • A szénhidrátok közé tartozó cukrok általában édeskés ízűek, különböző növények segítségével (cukornád, cukorrépa) állítjuk elő őket nagy mennyiségben. Ugyancsak találhatóak cukrok pl. gyümölcsökben (fruktóz, szőlőcukor). Az egyszerű szénhidrátok közül a pentózokban öt, a hexózokban hat szénatom van. A szőlőcukor (glükóz, aldohexóz, a legelterjedtebb szerves molekula a Földön) egyik végén egy aldehid csoport található, a többi öt szénatomhoz pedig egy-egy OH csoport kapcsolódik, valamint a maradék vegyértékekhez egy-egy hidrogénatom kapcsolódik. Másik formája, amikor öt szénatom és egy oxigénatom hatszöget (gyűrűt) alkot, a gyűrűben minden szénatomhoz kapcsolódik egy hidrogénatom, és az oxigén melletti egyik szénatom kivételével egy OH csoport is, míg az oxigénatom mellett levő szénatom fennmaradó vegyértékéhez a hatodik szénatom kapcsolódik, amihez egy OH csoport és két hidrogénatom kapcsolódik. Lásd az 1.12. ábrát is. Energiatároló, növényekben fotoszintézis során keletkezik, de. pl. az emberi vérben található vércukor is glükóz. A gyümölcscukor (fruktóz, ketohexóz) a legédesebb cukor, benne a második szénatomhoz kapcsolódik egy kettőskötésű oxigénatom (oxocsoport), minden más szénatomhoz pedig egy OH csoport és megfelelő számú (egy vagy két) hidrogénatom kapcsolódik. Mind a glükóz, mind a fruktóz összegképlete C6H12O6. A répacukor (ami a közönséges boltban kapható cukor) két egyszerű szénhidrátból jön létre vízkilépéssel.

    1.12. ábra - A glükóz nyílt és zárt formájú szerkezeti képlete.

    A glükóz nyílt és zárt formájú szerkezeti képlete.

  • Az észterek az alkoholok és savak egyensúlyi reakciójában jönnek létre víz kilépésével, kondenzációval. Vannak karbonsavészterek, a természetben pl. különböző gyümölcsök illatát és zamatát ilyen észterek adják. A növényi és állati olajok és zsírok a glicerin különböző karbonsavakkal alkotott észterei. A (méh)viasz is karbonsavészter. A karbonsavészterekben egy a karbonsav utolsó szénatomján a kettőskötésű oxigénatom mellett megmarad az egyszereskötésű oxigénatom is, de annak másik vegyértéke nem egy hidrogénatomhoz kötődik (ahogy a karbonsavban), hanem az alkohol szénláncához, az eredetileg ott levő OH csoport helyett. Így a savból egy hidrogénatom, míg az alkoholból az OH csoport feleslegessé válik, ezek egy vízmolekulát hoznak létre. Fontosak azok az észterek is, amiket a karbonsav helyett más sav segítségével állíthatunk elő. Példaként nézzük a foszforsav esetét: ekkor a foszforsavban az egyik OH csoportból a hidrogénatom kilép (és az alkohol OH csoportjával vízmolekulát képez), az oxigén pedig a szabad vegyértékével a (volt) alkohol szénláncának utolsó szénatomján létrejövő szabad vegyértékhez kapcsolódik. Amint látni fogjuk a foszforsav észterei biokémiai szempontból is nagyon fontosak.

Nézzük most a nitrogéntartalmú szerves anyagokat.

Az aminokban egy nitrogénatomhoz csatlakozhat egy, kettő, vagy akár három szénlánc (hasonlóan ahhoz, ahogy az ammóniában a három hidrogén, csak itt a hidrogének (egy része) helyett szénatom, illetve szénláncok vannak). A legegyszerűbb aminokban a szénlánc végén egy NH2 csoport helyezkedik el.

Az aminosavak (amino-karbonsavak) olyan szerves vegyületek, amelyekben aminocsoport (NH2) és karboxilcsoport (COOH) is előfordul. Az élővilágban a fehérjék és a peptidek aminosavakból épülnek fel. Az aminosavakra a bioinformatikával kapcsolatosan később még visszatérünk a könyvben (11. fejezet). A nukleinsavak felépítését pedig hamarosan bemutatjuk (1.2. fejezet), hiszen a könyvünk fő témája a DNS is idetartozik.

A szerves vegyületeket sokféleképpen csoportosíthatjuk, vannak nyílt láncúak és gyűrűsek. Másik csoportosítási mód lehet a szénatomok közti kötések alapján: azt mondjuk, hogy telített a molekula, ha mindenhol egyszeres kötés van a szénatomok közt. Ellenkező esetben telítetlen. Például vannak telített és telítetlen, aromás és vegyes aldehidek is.

1. Feladat. A szerves molekulák említett tulajdonságai alapján: gyűrűs, telített stb. csoportosítsa az említett szerves molekulákat.

2. Feladat. Írja fel a szerkezeti képletét a következő molekuláknak (vagyis a bennük levő kovalens kötéseket)!

  • Bután,

  • szénsav (H2CO3),

  • aceton,

  • acetaldehid,

  • etanol,

  • ecetsav,

  • szőlőcukor, stb.

1.1.9. Kémiai reakciók

A kémiai reakciók során az anyagok megváltoznak, újak jönnek létre a kémiai kötések megváltozásával (az létrejövő anyagok ugyanazokból az elemekből épülnek fel, mint a reakcióban részt vevő anyagok). Ebben a részben néhány kémiai reakcióegyenlet mutatunk be. Az első a víz keletkezése (hidrogén égése, durranó gáz robbanása):

2H2 + O2→2H2O.

Energetikailag a víz sokkal stabilabb mint a hidrogén- és az oxigénmolekulák, vagyis a reakció energiatermeléssel jár, a fordítottja is igaz, a víz bontásához ugyanekkora energia befektetése szükséges.

A foszfor égése:

P4 + 5O2→2P2O5,

ennek vízzel történő reakciója pedig:

P2O5 + 3H2O→2H3PO4

a foszforsav készítésének lehetséges módja. Ez savanyú, nem mérgező anyag, amit ízesítésre/savanyításra használ az élelmiszeripar (megfelelően felhígítva). Sói a foszfátok. Ahogy írtuk, a foszfor elemi állapotban nem fordul elő a természetben, leginkább kalcium-foszfátból (Ca3(PO4)2) állítják elő kvarchomokot (SiO2) és szenet felhasználva (megfelelő energia befektetésével, hevítéssel).

A metán égésének folyamatát a következő reakcióegyenlet írja le:

CH4 + 3O2CO2 + 2H2O.

Az etanol égésének egyenlete pedig:

CH3CH2OH + 3O2→2CO2+ 3H2O.

A következő egyenlet az éter létrehozását mutatja be etanolból vízkilépéssel (pl. tömény kénsav hatására):

2CH3CH2OHCH3CH2OCH2CH3 + H2O.

Fotoszintézis (a fordított irány a glükóz cukor égése):

6CO2 + 6H2OC6H12O6 + 6O2.

A konyhasó, mint ionrácsos vegyület oldódása vízben:

NaClNa+ + Cl-,

vagyis a só kockarácsából, amiben a nátrium és klór atomokból létrejött ionok felváltva helyezkednek el, a dipólusos vízmolekulák hatására feloldódik a vízben, ahol az ionokat hidrátburok (vízmolekulák) veszik körül, ezzel megakadályozva az újra kristályosodást. Az ionos kötésű anyagok nagy része só, ezek többnyire vízben jól oldódnak (ionjaikra esnek szét), mivel a víz poláris oldószer.

A következő egyenletben a széndioxid vízben való oldódásának egyensúlyi reakcióját adjuk meg:

CO2 + H2OH2CO3.

Ez egy egyensúlyi folyamat, a szénsav keletkezik, illetve elbomlik (a reakció irányától függően). A szénsavat italok készítéséhez használja az élelmiszeripar. A szénsav gyenge sav, a vízben további reakcióban tud részt venni egy pozitív töltésű hidrogénion (valójában egy proton, vagyis egy hidrogén atommag) átadásával (itt valójában hidrogénion átadásról van szó, magreakció nem történik, a proton nem egy atommagba fog bekerülni):

illetve

Ezek a sav-bázis reakciók (amikben savnak hívjuk a hidrogén kation leadására képes molekulát, és bázisnak a befogadására képeset) ugyancsak egyensúlyi folyamatok. A savas kémhatásért az oxóniumionok (H3O+) (túlsúlya) a felelős. A vízben (ugyan igen kis mértékben), de végbemegy a

2H2OH3O+ + OH-

reakció, ebben oxónium- és hidroxidionok keletkeznek a vízmolekulákból, illetve azokból vízmolekulák (a reakció irányától függően). A vízionszorzat szobahőmérsékleten 10-14, ami azt jelenti, hogy az oxónium- és hidroxidionok koncentrációjának ( mértékben vett) szorzata ennyi. Ez a vízben, illetve minden (híg) vizes oldatban fennáll, így az egyik érték ismerete elegendő mindkettő érték meghatározásához. Ha az oxóniumionból van több, akkor savas, ha a hidroxidionból van több az oldatban akkor lúgos kémhatású az oldat. Egy oldat savasságának, vagy lúgosságának mértékét, vagyis kémhatását a pH érték adja meg: A pH érték az oxóniumion koncentrációjának reciprokából vett 10-es alapú logaritmus. A tiszta vízben ugyanannyi az oxónium és hidroxidionok száma, vagyis mindkét érték ennek megfelelően, a tiszta víz pH értéke: 7. Ez a semleges érték. Minél savasabb az oldat annál kisebb a pH értéke, és minél lúgosabb annál nagyobb. Például az ammónia vizes oldata lúgos kémhatású lesz, mivel az oldatban a

reakció játszódik le, vagyis az ammóniában levő nitrogén nemkötő elektronpárjához hidrogénionok tudnak kötődni. A NaOH, marónátron erős lúg, vizes oldatában a nátrium kationok mellett hidroxidionok vannak jelen. A sósav HCl viszont erős sav, hiszen az oldatban a kloridionok mellett a hidrogénionok (ezek önmagukban nem, hanem vízzel reagálva, vagyis oxóniumionok formájában) vannak jelen. A sósav és a marónátron oldatainak reakciójából keletkezik a konyhasó (NaCl) vizes oldata. Általában ezekben a sav-bázis reakciókban résztvevő anyagokat az kémiai egyensúly eltolódásától függően tartjuk erős vagy gyenge savaknak és lúgoknak.

3. Feladat. Írja fel az etán, a propán, illetve a bután égésének reakcióegyenletét!

4. Feladat. Írja fel a salétromsav HNO3 vízben való oldódásának sav-bázis egyenletét!

5. Feladat. Egészítse ki az alábbi egyenleteket! (Miből mennyi vesz részt, és mennyi keletkezik?)