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Types de liaisons - ioniques et covalentes - Biologie


Types d'obligations

Dans BIS2A, nous nous concentrons principalement sur trois types d'obligations différents : liaisons ioniques, liaisons covalentes, et liaisons hydrogène. Nous attendons des étudiants qu'ils soient capables de reconnaître chaque type de liaison différent dans les modèles moléculaires. De plus, pour les liaisons couramment observées en biologie, nous attendons des étudiants qu'ils fournissent une explication chimique, enracinée dans des idées telles que l'électronégativité, de la manière dont ces liaisons contribuent à la chimie des molécules biologiques.

Des liaisons ioniques

Des liaisons ioniques sont des interactions électrostatiques formées entre des ions de charges opposées. Par exemple, la plupart d'entre nous savons que dans le chlorure de sodium (NaCl), les ions sodium chargés positivement et les ions chlorure chargés négativement s'associent via des interactions électrostatiques (+ attire -) pour former des cristaux de chlorure de sodium, ou sel de table, créant une molécule cristalline avec zéro net. charger. Les origines de ces interactions peuvent provenir de l'association d'atomes neutres dont la différence d'électronégativités est suffisamment élevée. Prenons l'exemple ci-dessus. Si l'on imagine qu'un atome de sodium neutre et un atome de chlore neutre se rapprochent, il est possible qu'à des distances rapprochées, en raison de la différence d'électronégativité relativement importante entre les deux atomes, qu'un électron de l'atome de sodium neutre soit transféré vers le atome de chlore neutre, résultant en un ion chlorure chargé négativement et un ion sodium chargé positivement. Ces ions peuvent désormais interagir via une liaison ionique.

Figure 1. La formation d'une liaison ionique entre le sodium et le chlore est représentée. Dans le panneau A, une différence d'électronégativité suffisante entre le sodium et le chlore induit le transfert d'un électron du sodium vers le chlore, formant deux ions, comme illustré dans le panneau B. Dans le panneau C, les deux ions s'associent via une interaction électrostatique. Attribution : par BruceBlaus (propre travail) [CC BY-SA 4.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0)], via Wikimedia Commons

Ce mouvement d'électrons d'un atome à un autre est appelé transfert d'électrons. Dans l'exemple ci-dessus, lorsque le sodium perd un électron, il a maintenant 11 protons, 11 neutrons et 10 électrons, ce qui lui laisse une charge globale de +1 (charges sommatives : 11 protons à +1 charge chacun et 10 électrons à -1 charger chacun = +1). Une fois chargé, l'atome de sodium est appelé ion sodium. De même, sur la base de son électronégativité, un atome de chlore neutre (Cl) a tendance à gagner un électron pour créer un ion avec 17 protons, 17 neutrons et 18 électrons, ce qui lui donne une charge nette négative (–1). Il est maintenant appelé ion chlorure.

Nous pouvons interpréter le transfert d'électrons ci-dessus en utilisant le concept d'électronégativité. Commencez par comparer les électronégativités du sodium et du chlore en examinant le tableau périodique des éléments ci-dessous. Nous voyons que le chlore est situé dans le coin supérieur droit du tableau, tandis que le sodium est dans le coin supérieur gauche. En comparant directement les valeurs d'électronégativité du chlore et du sodium, nous voyons que l'atome de chlore est plus électronégatif que le sodium. La différence d'électronégativité du chlore (3,16) et du sodium (0,93) est de 2,23 (selon l'échelle du tableau ci-dessous). Étant donné que nous savons qu'un transfert d'électrons aura lieu entre ces deux éléments, nous pouvons conclure que les différences d'électronégativité de ~ 2,2 sont suffisamment importantes pour provoquer le transfert d'un électron entre deux atomes et que les interactions entre ces éléments se font probablement par des liaisons ioniques.

Figure 2. Le tableau périodique des éléments répertoriant les valeurs d'électronégativité pour chaque élément. Les éléments sodium et chlore sont encadrés avec une limite sarcelle. Attribution : par DMacks (https://en.wikipedia.org/wiki/Electronegativity) [CC BY-SA 3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)], via Wikimedia CommonsModifié par Marc T. Facciotti

Remarque : discussion possible

Les atomes d'une brique de sel de table (NaCl) de 5 po x 5 po posée sur le comptoir de votre cuisine sont maintenus ensemble presque entièrement par des liaisons ioniques. Sur la base de cette observation, comment caractériseriez-vous la force des liaisons ioniques ?

Considérez maintenant cette même brique de sel de table après avoir été jetée dans une piscine d'arrière-cour moyenne. Après quelques heures, la brique serait complètement dissoute et les ions sodium et chlorure seraient uniformément répartis dans toute la piscine. Que pourriez-vous conclure sur la force des liaisons ioniques à partir de cette observation ?

Proposer une raison pour laquelle les liaisons ioniques du NaCl dans l'air pourraient se comporter différemment de celles dans l'eau ? Quelle est l'importance de cela pour la biologie?

Pour plus d'informations :

Consultez le lien de la Khan Academy sur les liaisons ioniques.

Des liaisons covalentes

Nous pouvons également invoquer le concept d'électronégativité pour aider à décrire les interactions entre les atomes qui ont des différences d'électronégativité trop petites pour que les atomes forment une liaison ionique. Ces types d'interactions aboutissent souvent à une liaison appelée liaison covalente. Dans ces liaisons, les électrons sont partagés entre deux atomes, contrairement à une interaction ionique dans laquelle les électrons restent sur chaque atome d'un ion ou sont transférés entre des espèces qui ont des électronégativités très différentes.

Nous commençons à explorer la liaison covalente en examinant un exemple où la différence d'électronégativité est nulle. Considérons une interaction très courante en biologie, l'interaction entre deux atomes de carbone. Dans ce cas, chaque atome a la même électronégativité, 2,55 ; la différence d'électronégativité est donc nulle. Si nous construisons notre modèle mental de cette interaction en utilisant le concept d'électronégativité, nous nous rendons compte que chaque atome de carbone de la paire carbone-carbone a la même tendance à « attirer » des électrons vers lui. Dans ce cas, lorsqu'une liaison se forme, aucun des deux atomes de carbone n'aura tendance à "tirer" (un bon anthropomorphisme) des électrons de l'autre. Au lieu de cela, ils « partageront » (un autre anthropomorphisme) les électrons de manière égale.

A part : exemple de délimitation

Les deux exemples ci-dessus - (1) l'interaction du sodium et du chlore, et (2) l'interaction entre deux atomes de carbone - encadrent une discussion par « limitation » ou analyse asymptotique (voir lecture précédente). Nous avons examiné ce qui arrive à un système physique en considérant deux extrêmes. Dans ce cas, les extrêmes étaient dans les différences d'électronégativité entre les atomes en interaction. L'interaction du sodium et du chlore a illustré ce qui se passe lorsque deux atomes ont une grande différence d'électronégativité, et l'exemple carbone-carbone a illustré ce qui se passe lorsque cette différence est nulle. Une fois que nous avons créé ces poteaux d'objectif mentaux décrivant ce qui se passe aux extrêmes, il est alors plus facile d'imaginer ce qui pourrait se passer entre les deux - dans ce cas, ce qui se passe lorsque la différence d'électronégativité est comprise entre 0 et 2,2. Nous le faisons ensuite.

Lorsque le partage des électrons entre deux atomes liés de manière covalente est presque égal, nous appelons ces liaisons des liaisons covalentes non polaires. Si au contraire, le partage des électrons n'est pas égal entre les deux atomes (probablement en raison d'une différence d'électronégativités entre les atomes), on appelle ces liaisons Covalent polaire obligations.

Dans un Covalent polaire liaison, les électrons sont inégalement partagés par les atomes et sont attirés par un noyau plus que par l'autre. En raison de la distribution inégale des électrons entre les atomes dans une liaison covalente polaire, une charge légèrement positive (indiquée par δ+) ou légèrement négative (indiquée par δ–) se développe à chaque pôle de la liaison. La charge légèrement positive (δ+) se développera sur l'atome le moins électronégatif, à mesure que les électrons seront attirés davantage vers l'atome légèrement plus électronégatif. Une charge légèrement négative (δ–) se développera sur l'atome le plus électronégatif. Puisqu'il y a deux pôles (les pôles positif et négatif), on dit que la liaison possède un dipôle.

Exemples de liaisons covalentes non polaires et polaires dans des molécules biologiquement pertinentes

Liaisons covalentes non polaires

Oxygène moléculaire

Oxygène moléculaire (O2) est constitué d'une association entre deux atomes d'oxygène. Étant donné que les deux atomes partagent la même électronégativité, les liaisons dans l'oxygène moléculaire sont covalentes non polaires.

Méthane

Un autre exemple d'une liaison covalente non polaire est la liaison C-H trouvée dans le gaz méthane (CH4). Contrairement au cas de l'oxygène moléculaire où les deux atomes liés partagent la même électronégativité, le carbone et l'hydrogène n'ont pas la même électronégativité ; C = 2,55 et H = 2,20 - la différence d'électronégativité est de 0,35.

Figure 3. Dessins au trait moléculaire d'oxygène moléculaire, de méthane et de dioxyde de carbone. Attribution : Marc T. Facciotti (propre œuvre)

Certains d'entre vous peuvent maintenant être confus. S'il y a une différence d'électronégativité entre les deux atomes, la liaison n'est-elle pas par définition polaire ? La réponse est à la fois oui et non et dépend de la définition de polar que le locuteur/écrivain utilise. Puisqu'il s'agit d'un exemple de la façon dont prendre des raccourcis dans l'utilisation d'un vocabulaire spécifique peut parfois prêter à confusion, nous prenons un moment pour en discuter ici. Voir la simulation d'échange entre un étudiant et un instructeur ci-dessous pour des éclaircissements :

1. Instructeur : "En biologie, on dit souvent que la liaison C-H est non polaire."

2. Étudiant : « Mais il y a une différence d'électronégativité entre C et H, il semblerait donc que C devrait avoir une tendance légèrement plus forte à attirer les électrons. Cette différence d'électronégativité devrait créer une petite charge négative autour du carbone et une petite charge positive charge autour de l'hydrogène."

3. Étudiant : « Puisqu'il y a une distribution différentielle de charge à travers la liaison, il semblerait que, par définition, cela devrait être considéré comme une liaison polaire.

4. Instructeur : « En fait, le lien a un petit caractère polaire. »

5. Étudiant : « Alors c'est polaire ? Je suis confus. »

6. Instructeur : « Il a une petite quantité de caractère polaire, mais il s'avère que pour la plupart de la chimie commune que nous rencontrerons, cette petite quantité de caractère polaire est insuffisante pour conduire à une chimie « intéressante ». Ainsi, alors que le La liaison est, à proprement parler, légèrement polaire, d'un point de vue pratique, elle est effectivement non polaire. Nous l'appelons donc non polaire.

7. Étudiant : « C'est inutilement déroutant ; comment suis-je censé savoir quand vous voulez dire strictement 100 % non polaire, légèrement polaire ou fonctionnellement polaire lorsque vous utilisez le même mot pour décrire deux de ces trois choses ? »

8. Instructeur : « Oui, ça craint. La solution est que je dois être aussi clair que possible lorsque je vous parle de la façon dont j'utilise le terme « polarité ». Je dois également vous informer que vous trouverez ceci raccourci (et autres) utilisé lorsque vous sortez sur le terrain, et je vous encourage à commencer à apprendre à reconnaître ce qui est visé par le contexte de la conversation.

Une analogie réelle de ce même problème pourrait être l'utilisation du mot "journal". Il peut être utilisé dans une phrase pour faire référence à l'entreprise qui publie des nouvelles, OU il peut faire référence à l'élément réel que l'entreprise produit. Dans ce cas, la désambiguïsation est facilement faite par des anglophones natifs, car ils peuvent déterminer le sens correct à partir du contexte ; les locuteurs non natifs peuvent être plus confus. Ne t'inquiète pas; au fur et à mesure que vous verrez plus d'exemples d'utilisation de mots techniques en science, vous apprendrez également à lire les significations correctes dans les contextes."

De côté:

Quelle doit être la différence d'électronégativité pour créer une liaison "suffisamment polaire" pour que nous décidions de l'appeler polaire en biologie ? Bien sûr, la valeur exacte dépend d'un certain nombre de facteurs, mais en règle générale, nous utilisons parfois une différence de 0,4 comme estimation.

Cette information supplémentaire est purement pour votre information. Il ne vous sera pas demandé d'attribuer une polarité en fonction de ce critère dans BIS2A. Vous devriez, cependant, apprécier le concept de la façon dont la polarité peut être déterminée en utilisant le concept d'électronégativité. Vous devriez également apprécier les conséquences fonctionnelles de la polarité (plus d'informations à ce sujet dans d'autres sections) et les nuances associées à ces termes (comme celles de la discussion ci-dessus).

Liaisons covalentes polaires

Les Covalent polaire liaison peut être illustrée en examinant l'association entre O et H dans l'eau (H2O). L'oxygène a une électronégativité de 3,44, tandis que l'hydrogène a une électronégativité de 2,20. La différence d'électronégativité est de 1,24. Il s'avère que cette taille de différence d'électronégativité est suffisamment grande pour que le dipôle à travers la molécule contribue au phénomène chimique d'intérêt.

C'est un bon point pour mentionner une autre source courante de confusion chez les étudiants concernant l'utilisation du terme polaire. L'eau a polaire obligations. Cette déclaration se réfère spécifiquement aux liaisons O-H individuelles. Chacune de ces liaisons possède un dipôle. Cependant, les élèves entendront également que l'eau est un pôle molécule. C'est également vrai. Cette dernière déclaration fait référence au fait que la somme des deux dipôles de liaison crée un dipôle à travers la molécule entière. UNE molécule peut être non polaire mais avoir encore des liaisons polaires.

Figure 4. Une molécule d'eau possède deux liaisons polaires O-H. Puisque la distribution de charge dans la molécule est asymétrique (en raison du nombre et des orientations relatives des dipôles de liaison), la molécule est également polaire. Le nom de l'élément et les électronégativités sont indiqués dans la sphère respective. Facciotti (propre travail)

Pour plus d'informations, visionnez cette courte vidéo pour voir une animation de la liaison ionique et covalente.

Le continuum de liaisons entre covalent et ionique

La discussion sur les types de liaisons ci-dessus met en évidence que dans la nature, vous verrez des liaisons sur un continuum allant de la covalence complètement non polaire au purement ionique, en fonction des atomes qui interagissent. Au fur et à mesure que vous avancez dans vos études, vous découvrirez en outre que dans les molécules multi-atomes plus grandes, la localisation des électrons autour d'un atome est également influencée par de multiples facteurs. Par exemple, d'autres atomes qui sont également liés à proximité exerceront une influence sur la distribution des électrons autour d'un noyau d'une manière qui n'est pas facilement expliquée en invoquant des arguments simples de comparaisons par paires d'électronégativité. Les champs électrostatiques locaux produits par d'autres atomes non liés peuvent également avoir une influence. La réalité est toujours plus compliquée que nos modèles. Cependant, si les modèles nous permettent de raisonner et de prédire avec une « assez bonne » précision ou de comprendre certains concepts sous-jacents clés qui peuvent être étendus plus tard, ils sont tout à fait utiles.

Obligations clés dans BIS2A

Dans BIS2A, nous nous intéressons au comportement chimique et aux liaisons entre les atomes dans les biomolécules. Heureusement, les systèmes biologiques sont composés d'un nombre relativement restreint d'éléments communs (par exemple, C, H, N, O, P, S, etc.) et de certains ions clés (par exemple, Na+, Cl-, Ca2+, K+, etc.). Commencez à reconnaître les liaisons courantes et les propriétés chimiques que nous les voyons souvent montrer. Certaines liaisons courantes incluent C-C, C-O, C-H, N-H, C=O, C-N, P-O, O-H, S-H et certaines variantes. Ceux-ci seront discutés plus en détail dans le contexte des groupes fonctionnels. La tâche n'est pas aussi ardue qu'il y paraît.


Une liaison covalente

Une liaison covalente ou une liaison moléculaire est une liaison chimique entre deux atomes où des paires d'électrons sont partagées. Des liaisons covalentes se forment entre deux atomes non métalliques et des composés non métalliques qui possèdent des valeurs d'attraction identiques ou similaires (électronégativité). Les paires d'électrons partagées dans une liaison covalente sont appelées paires partagées ou paires de liaison et augmentent la stabilité des atomes individuels ainsi que de toute molécule ou composé qu'ils peuvent former.


Liaison ionique et covalente dans les relations et la biologie par Andrew Burnham

Il y a tellement de concepts de chimie qui ont été développés à travers l'histoire, et beaucoup d'entre eux peuvent être comparés à la vie de tous les jours. Un sujet intéressant concerne deux types différents de liaison, appelés liaison ionique et liaison covalente. La liaison ionique est une liaison entre un atome de cation métallique, qui est chargé positivement, et un atome d'anion non métallique, qui est chargé négativement. La liaison covalente est une liaison entre deux atomes non métalliques qui partagent leurs électrons de valence et tentent de satisfaire la règle de l'octet où ils ont une orbitale externe équilibrée lorsque les atomes réagissent les uns avec les autres. Paul Burgmayer (2011) a déclaré dans son projet d'écriture créative : « En général, les atomes de métaux se lient ioniquement avec des atomes de non-métaux… et les atomes de non-métaux se lient de manière covalente les uns aux autres. Burgmayer souligne dans cette citation comment les deux liens différents interagissent et comment ils se forment. La comparaison faite avec ces concepts de chimie concerne les relations entre un homme et une femme, les relations entre un parent et leur enfant, et comment ces sujets de chimie se rapportent au cadre académique de la biologie.

Comparaison des liaisons ioniques et covalentes aux relations humaines

Le dicton «les contraires s'attirent» peut être lié au concept de chimie de liaison ionique. Dans une liaison ionique, un métal et un non-métal s'attirent et ces substances peuvent être métaphoriquement remplacées par un homme et une femme en montrant comment certaines personnes ont des personnalités opposées, et comment cela fonctionne très bien pour les relations et maintient les gens ensemble la plupart du temps. temps. En plus du côté de la chimie, un métal a généralement une charge positive et un non-métal généralement une charge négative. C'est ce qui amène les gens à attirer la plupart du temps, et ces frais peuvent être comparés à la personnalité des gens, comme dans un cadre comme les rencontres.

Maintenant, certains éléments ont des nombres de charges différents tels que +1, -2 ou +3, et ainsi de suite, cela peut être lié aux nombreuses personnes différentes dans le monde et à la grande diversité entre les personnes, et à la façon dont elles sont parfois différents et parfois semblables. La plupart des éléments peuvent se lier les uns aux autres de manière ionique s'ils sont un métal et un non-métal, et même s'ils ont des nombres différents pour leurs charges, ils peuvent toujours se lier ensemble. Une comparaison spécifique dans le monde réel du nombre différent de charges dans une liaison ionique peut être montrée comment, lorsqu'elles sont liées, il leur reste une charge globale négative ou positive après avoir essayé de s'équilibrer. Ainsi, comme la façon dont Mg et Cl se lient l'un à l'autre, Mg a une charge +2 et une charge Cl a -1, et la liaison globale serait représentée par MgCl+1, ce qui pourrait métaphoriquement dire que ces personnes ont eu un résultat plus "positif". dans leur relation, la comparaison inverse peut s'appliquer à ceux dont les charges globales sont négatives et à la façon dont ces personnes ont eu un résultat «négatif» dans leur relation. Vous pouvez également dire que ceux qui sont équilibrés sans charge globale peuvent aller dans les deux sens car ils sont en train d'être positifs ou négatifs.

Les liaisons covalentes sont différentes des liaisons ioniques et peuvent être utilisées pour comparer les relations d'une mère et d'une fille, ou d'un père et d'un fils. Dans les liaisons covalentes, chaque atome a des électrons de valence qui les entourent et qui peuvent être utilisés pour se lier à un autre atome. liaison. Chaque atome a des électrons de valence dans leurs orbitales externes et sont partagés entre eux dans une liaison covalente, et c'est une liaison très forte et c'est comme la façon dont les liaisons mère et fille, ou les liaisons père et fils ne se cassent pas très facilement et durent généralement une durée de vie entre eux, à moins qu'ils ne soient coupés par une autre force. Les électrons qui rendent possibles les liaisons covalentes sont étonnamment puissants dans la façon dont ils peuvent maintenir ensemble deux éléments différents, leur conférant de nombreuses fonctions différentes (Rita Hoots, 2013).

Les deux types d'atomes se liant dans une liaison covalente sont non métalliques, c'est pourquoi la référence du père et du fils, ou de la mère et de la fille est utilisée, pour montrer qu'il s'agit du même type d'atome, ou du même genre de liaison entre un enfant et un parent comme comparaison métaphorique. De toute évidence, un père et sa fille ou une mère et son fils peuvent créer des liens et avoir des relations merveilleuses entre eux, mais pour cette comparaison spécifique, je m'en tiendrai à l'idée générale du même sexe entre un parent et un enfant qui se lient les uns aux autres. Un autre lien qui pourrait être établi entre la liaison covalente et ces relations familiales est de savoir comment, du côté de la chimie, il existe des liaisons covalentes polaires et non polaires. C'est une explication de la raison pour laquelle certaines personnes et leurs relations les unes avec les autres ne fonctionnent pas bien, et elles agissent et semblent différentes, c'est parce que certains atomes sont plus éloignés les uns des autres du point de vue électronégatif, et certaines relations fonctionnent bien parce qu'elles sont similaires dans leur polarité.

Relation des types de liaison à la biologie

Le concept de liaison ionique et covalente peut non seulement être comparé à des relations, mais il peut également être lié à un contexte académique qui est dans un cours de biologie au collège. La biologie a de nombreux concepts intéressants superposés dans son noyau, et la chimie est un bon moyen de décrire de nombreux processus qui se produisent en biologie. De nombreux concepts en biologie incluent un contenu en chimie et sont utilisés dans les salles de classe pour enseigner plus en profondeur aux étudiants comment les choses fonctionnent spécifiquement au niveau cellulaire. Par exemple, tous les atomes et autres particules et cellules d'un corps sont maintenus ensemble par des liaisons ioniques et covalentes, et ces liaisons relient tout ensemble au niveau cellulaire (Destiny Keller, 2012).

Quelques autres concepts de chimie et de biologie expliquent comment il existe des acides gras avec des chaînes carbonées qui représentent des liaisons covalentes ainsi que des molécules organiques, et comment l'ADN est composé de liaisons covalentes car ils sont plus stables et partagent des électrons, ce qui les rend plus forts et un choix plus adapté. C'est bien d'apprendre ces types de concepts dans une classe universitaire parce que les futurs scientifiques ont besoin de savoir comment ces choses fonctionnent, par exemple s'il n'y avait pas la possibilité pour les atomes de se lier, alors l'ADN flotterait évidemment en morceaux et nous ne soyez pas ce que nous sommes aujourd'hui. En fait, nous ne serions pas du tout ici parce que nous ne serions que des atomes flottants s'il n'y avait aucun type de liaison. De toute évidence, nous ne pouvons rien faire pour que les atomes de notre corps se lient car ils le font automatiquement, mais heureusement, les atomes ont des charges et peuvent soit voler des électrons à un autre atome comme dans une liaison ionique, soit partager des électrons comme dans une liaison covalente pour nous aider à nous maintenir ensemble et tout le reste du monde.

Il y a tellement d'autres façons que le concept de chimie de liaison ionique et covalente peut être lié au cadre de classe de collège en biologie. D'autres concepts qui pourraient être enseignés dans une classe collégiale sont la façon dont les liaisons ioniques aident à façonner et à former des protéines tertiaires et quaternaires, car certains atomes de la protéine seront attirés les uns vers les autres et formeront ces liaisons maintenant la forme générale de la protéine. Tout comme la façon dont les protéines sont maintenues ensemble et façonnées par des liaisons ioniques, les chromosomes d'une cellule sont façonnés par certains atomes qui se lient entre eux. Les liaisons ioniques peuvent séparer les choses en ions et nous utilisons ces ions pour de nombreux processus chimiques différents, tels que la contraction/flexion de nos muscles. Ca+2 ou un ion K peuvent être utilisés pour ces processus spécifiquement parce qu'ils passent par la jonction des neurotransmetteurs qui activent les hormones. Robert G. Parr (2014) a précisé dans son article sur les liaisons chimiques : « Les liaisons chimiques les plus simples à décrire sont celles résultant d'attractions coulombiques directes entre des ions de charge opposée, comme dans la plupart des sels cristallins. Celles-ci sont appelées liaisons ioniques. Dans cette citation, Parr précise comment les ions peuvent être utilisés comme sels pour aider à faire se produire différents types de réactions.

Comme ce qui serait probablement enseigné dans un cours de biologie, pour faire un muscle se contracter, différents composés ioniques (sels) dans les cellules fabriquent ces ions, et les ions sont importants pour la signalisation entre les cellules et ils accumulent des charges positives et négatives sur les côtés opposés de la cellule, et lorsque les charges sont accumulées, c'est ainsi qu'elles peuvent déclencher une réaction telle qu'une contraction musculaire ou nerveuse. Une autre façon dont la liaison s'applique à la biologie, c'est combien de sucres dans le corps tels que le glucose, le fructose et le galactose sont maintenus ensemble par des liaisons covalentes, et ces sucres aident le corps à fonctionner et à effectuer les tâches nécessaires dans la vie quotidienne (Destiny Keller, 2012) . Il y a tellement de façons de montrer comment les liaisons ioniques et covalentes peuvent être appliquées dans un cours de biologie, comment les nombreuses fonctions du corps sont exécutées à un niveau microscopique par des liaisons chimiques. Il est intéressant de voir comment les liaisons ioniques et covalentes peuvent être liées à des choses dans un contexte du monde réel ou dans un contexte académique, et c'est génial de voir comment la liaison maintient le monde construit ensemble et maintient tout fonctionne comme il se doit.


Différence entre la liaison covalente et la liaison ionique : tableau de comparaison

Les liaisons chimiques sont des attractions stables entre atomes, ions ou molécules. La formation de liaison chimique permet la formation de molécules ou de composés. Les liaisons chimiques sont classées en différentes catégories en fonction de leur formation et de leur résistance. Les types importants de liaisons chimiques reconnus sont les liaisons covalentes, les liaisons ioniques, les liaisons métalliques, les interactions dipôle-dipôle, les forces de dispersion de Londres et les liaisons hydrogène.

Le présent article traite des similitudes et des différences entre la liaison covalente et la liaison ionique avec un tableau de comparaison.

Une liaison covalente: Liaison chimique formée par le partage de paires d'électrons.

Liaison ionique: Liaison chimique formée par l'attraction électrostatique entre des ions de charges opposées.

Similitudes entre la liaison covalente et la liaison ionique

Ø Les liaisons covalentes et ioniques sont des liaisons fortes.

Ø Les deux liaisons entraînent la formation de structures complexes.

Ø La formation de liaisons covalentes et ioniques entraîne la formation de composés plus stables que l'original.

Ø La formation de liaisons covalentes et ioniques est exothermique.

Ø Les composés formés à la fois par des liaisons covalentes et ioniques auront une charge nette neutre.

Ø Les composés avec des liaisons covalentes et ioniques ne sont pas malléables.

Différence entre la liaison covalente et la liaison ionique

Une liaison covalenteLiaison ionique
FormationFormé par le partage de paire(s) d'électrons entre deux atomesFormé par l'attraction électrostatique entre des ions de charges opposées
Image
ExemplesEau, Molécule d'oxygène, Diamant, SiliceChlorure de sodium, LiF, CaF2
Longueur de liaisonLa longueur de la liaison est spécifique à une liaison particulièreLa longueur de la liaison est très variable
Angle de liaisonConstante pour une liaison particulièreVarier considérablement
Le lienSe compose d'électrons partagés entre les atomesSe compose de forces électrostatiques entre l'anion et le cation
DirectionLa liaison covalente est directionnelleLa liaison ionique est non directionnelle.
FormeAvoir une forme définieN'ont pas de forme définie
Orbitales électroniquesOrbitales électroniques dans les chevauchements de liaisons covalentesLes orbitales électroniques dans les liaisons ioniques sont séparées
RéactionLes réactions chimiques par liaison covalente seront moléculairesLes réactions chimiques par une liaison ionique seront ioniques
Vitesse de réactionLes réactions moléculaires sont relativement lentesLes réactions ioniques sont relativement instantanées.
solubilité dans l'eauLes composés sont insolubles dans l'eau et d'autres solvants polairesLes composés sont solubles dans l'eau et d'autres solvants polaires
Solubilité dans les solvants non polairesFacilement solubleInsoluble
ConductivitéLes liaisons covalentes sont de mauvais conducteursMauvais conducteurs à l'état solide mais ce sont de bons conducteurs à l'état fondu ou en solution
État physiqueLes composés sont généralement solides, liquides ou gazeuxLes composés sont généralement des minéraux ionisables.
La natureLes composés sont généralement mous et cireuxLes composés seront durs et cassants
Point d'ébullitionPoint d'ébullition bas.Point d'ébullition élevé
Point de fusionPoint de fusion basPoint de fusion élevé
StéréoisomérieLes liaisons covalentes peuvent présenter une stéréoisomérieLes liaisons ioniques ne présentent pas d'isomérie spatiale

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Pratique guidée - Liens covalents : Partager, c'est s'occuper

Les élèves travailleront avec leur voisin pour remplir la feuille de travail sur les pratiques de liaison covalente. L'expérience prouve que les étudiants ont plus de difficulté à conceptualiser le modèle de liaisons covalentes simples, doubles et triples, il est donc recommandé de faire travailler les étudiants par paires pour gagner en confiance grâce à la collaboration. Rappelez aux élèves que les liaisons covalentes ne se produisent qu'entre deux non-métaux !

Rappelez aux élèves de résoudre chaque exemple de problème en suivant ces étapes :

  1. Écrivez le symbole chimique de chaque élément de l'exemple de problème (laissez suffisamment d'espace !)
  2. Diagramme du nombre d'électrons de valence remplissant un de chaque côté du carré imaginaire autour du symbole chimique. Une fois qu'il y a quatre électrons remplis, continuez à jumeler les électrons. Tous les électrons non appariés ont le potentiel de participer à la liaison chimique.
  3. Identifiez tous les électrons non appariés restants sur tous les atomes dans l'exemple de problème.
  4. Déterminez combien de liaisons seront nécessaires pour compléter l'octet pour chaque atome.
  5. Dessinez les liaisons sur vos modèles et déterminez si chaque atome a l'équivalent de huit électrons dans des électrons de valence appariés ou liés.

Une fois que les élèves ont compris le processus, les échantillons de liaisons covalentes semblent être une énigme essayant d'apparier les électrons pour rendre le composé chimique stable et les coquilles de valence pleines.

Exemple de travaux d'étudiants - Liens covalents Les échantillons de travaux d'étudiants qui ont été collectés au hasard démontrent le large éventail de maîtrise de ce sujet. L'exemple de travail du premier élève reflète une solide compréhension du sujet, mais a commis une erreur critique en modélisant la molécule d'eau qui a été examinée en classe. Ce type d'erreur semble courant chez les élèves de 9e et est attribué à un manque de concentration et d'attention car l'élève avait vraiment maîtrisé le contenu !

Veuillez consulter la réflexion sur la leçon pour plus d'informations sur la maîtrise de ce concept par les étudiants !


Liaisons ioniques vs liaisons covalentes

Les liaisons ioniques et covalentes sont les deux principaux types de liaisons chimiques. Une liaison chimique est un lien formé entre deux ou plusieurs atomes ou ions. La principale différence entre les liaisons ioniques et covalentes réside dans la répartition égale des électrons entre les atomes de la liaison. Voici une explication de la différence entre les liaisons ioniques et covalentes, des exemples de chaque type de liaison et un aperçu de la façon de savoir quel type de liaison se formera.

Points clés

  • Les deux principaux types de liaisons chimiques sont les liaisons ioniques et covalentes. Les métaux se lient via un troisième type de liaison chimique appelée liaison métallique.
  • le différence clé entre une liaison ionique et covalente est qu'un atome donne essentiellement un électron à un autre atome dans une liaison ionique, tandis que les électrons sont partagés entre les atomes dans une liaison covalente.
  • Des liaisons ioniques se forment entre un métal et un non-métal. Des liaisons covalentes se forment entre deux non-métaux. Des liaisons métalliques se forment entre deux métaux.
  • Les liaisons covalentes sont classées en liaisons covalentes pures ou vraies et en liaisons covalentes polaires. Les électrons sont partagés également entre les atomes dans les liaisons covalentes pures, alors qu'ils sont partagés de manière inégale dans les liaisons covalentes polaires (passer plus de temps avec un atome qu'avec l'autre).

Des liaisons ioniques

Dans une liaison ionique, un atome donne un électron à un autre atome. Cela stabilise les deux atomes. Parce qu'un atome gagne essentiellement un électron et l'autre le perd, une liaison ionique est polaire. En d'autres termes, un atome de la liaison a une charge positive, tandis que l'autre a une charge négative. Souvent, ces atomes se dissocient en leurs ions dans l'eau. Les atomes qui participent à la liaison ionique ont des valeurs d'électronégativité différentes les unes des autres. Si vous regardez un tableau des valeurs d'électronégativité, il est évident qu'une liaison ionique se produit entre les métaux et les non-métaux. Des exemples de composés avec des liaisons ioniques comprennent le sel, tel que le sel de table (NaCl). Dans le sel, l'atome de sodium donne son électron, il donne donc l'ion Na + dans l'eau, tandis que l'atome de chlore gagne un électron et devient l'ion Cl – dans l'eau.

Liaison ionique du fluorure de sodium (NaF) (image : Wdcf)

Des liaisons covalentes

Les atomes sont liés par des électrons partagés dans une liaison covalente. Dans une véritable liaison covalente, les atomes ont les mêmes valeurs d'électronégativité les uns que les autres. Ce type de liaison covalente se forme entre des atomes identiques, comme l'hydrogène (H2) et l'ozone (O3). Dans une véritable liaison covalente, la charge électrique est uniformément répartie entre les atomes, de sorte que la liaison est non polaire. Les liaisons covalentes entre les atomes avec des valeurs d'électronégativité légèrement différentes entraînent une liaison covalente polaire. Cependant, la polarité dans une liaison covalente polaire est inférieure à celle d'une liaison ionique. Dans une liaison covalente polaire, l'électron de liaison est plus attiré par un atome que par l'autre. La liaison entre les atomes d'hydrogène et d'oxygène dans l'eau (H2O) est un bon exemple de liaison covalente polaire. Des liaisons covalentes se forment entre les non-métaux. Les composés covalents peuvent se dissoudre dans l'eau, mais ils ne se dissocient pas en leurs ions. Par exemple, si vous dissolvez du sucre dans de l'eau, il s'agit toujours de sucre.

Liaison covalente de l'hydrogène (Jacek FH)

Résumé de la liaison ionique vs covalente

Here’s a quick summary of the differences between ionic and covalent bonds, their properties, and how to recognize them:

Ionic BondsCovalent Bonds
La descriptionBond between metal and nonmetal. The nonmetal attracts the electron, so it’s like the metal donates its electron to it.Bond between two nonmetals with similar electronegativities. Atoms share electrons in their outer orbitals.
ElectronegativityLarge electronegativity difference between participants.Zero or small electronegativity difference between participants.
PolarityHauteMeugler
FormeNo definite shapeDefinite shape
Melting PointHauteMeugler
Boiling PointHauteMeugler
State at Room TemperatureSolideLiquid or Gas
ExemplesSodium chloride (NaCl), Sulfuric Acid (H2DONC4 )Méthane (CH4), Hydrochloric acid (HCl)
Chemical SpeciesMetal and nometal (remember hydrogen can act either way)Two nonmetals

Metallic Bond

Metallic bonding is another type of chemical bonding. In a metallic bond, bonding electrons are delocalized across a lattice of atoms. A metallic bond is similar to an ionic bond. But, the location of a bonding electron is static and there may be little to no electronegativity difference between bond participants. In a metallic bond, electrons can flow freely from one atom to another. This ability leads to many of the classic metallic properties, such as electrical and thermal conductivity, luster, tensile strength, and ductility. The atoms in metals and alloys are an example of metallic bonding.


In an ionic bond, one atom essentially donates an electron to stabilize the other atom. In other words, the electron spends most of its time close to the bonded atom. Atoms that participate in an ionic bond have different electronegativity values from each other. A polar bond is formed by the attraction between oppositely-charged ions. For example, sodium and chloride form an ionic bond, to make NaCl, or table salt. You can predict an ionic bond will form when two atoms have different electronegativity values and detect an ionic compound by its properties, including a tendency to dissociate into ions in water.

In a covalent bond, the atoms are bound by shared electrons. In a true covalent bond, the electronegativity values are the same (e.g., H2, O3), although in practice the electronegativity values just need to be close. If the electron is shared equally between the atoms forming a covalent bond, then the bond is said to be nonpolar. Usually, an electron is more attracted to one atom than to another, forming a polar covalent bond. For example, the atoms in water, H2O, are held together by polar covalent bonds. You can predict a covalent bond will form between two nonmetallic atoms. Also, covalent compounds may dissolve in water, but don't dissociate into ions.


Ionic Bonds

Atoms normally have an equal number of protons (positive charge) and electrons (negative charge). This means that atoms are normally uncharged because the number of positively charged particles equals the number of negatively charged particles. When an atom does not contain equal numbers of protons and electrons, it will have a net charge. An atom with a net charge is called an ion. Positive ions are formed by losing electrons. Negative ions are formed by gaining electrons. Atoms can lose and donate electrons in order to become more stable.

Figure 1 If sodium (Na) gives an electron to chlorine (Cl), the sodium atom becomes positively charged (Na+) and the chlorine atom becomes negatively charged (Cl-).

When an element donates an electron from its outer shell, as in the sodium atom example above, a positive ion is formed (Figure 2). The element accepting the electron is now negatively charged. Because positive and negative charges attract, these ions stay together and form an ionic bond, or a bond between ions. The elements bond together with the electron from one element staying predominantly with the other element. When Na and Cl combine to produce NaCl, an electron from a sodium atom goes to stay with the other seven electrons in the chlorine atom, forming a positively charged sodium ion and a negatively charged chlorine ion. The sodium and chloride ions attract each other.

Figure 2 The formation of the ionic compound NaCl.


Top 5 Types of Chemical Bonds | Physiologie végétale

The following points highlight the top five types of chemical bonds. The types are: 1. Electrovalent or Ionic Bond 2. Covalent Bond 3. Co-Ordinate Covalent Co-Ordinate Dative 4. Odd Electron 5. Other Weak (Interactions).

Chemical Bond: Type # 1.

Electrovalent or Ionic Bond:

The electropositive elements (like Na, K, Ca, Ba, Sr, Mg, etc.) donate electron(s) and changed into cations, while the electronegative elements (like oxygen, sulphur and halogens) accept electron(s) and changed into anions. Par exemple,

Cation formation is favoured by low ionization energy.

Anion formation is favoured by high electron affinity. The cations and anions are held together by electrostatic attraction forces or coulombic forces.

Combination of cations and anions is an exergonic process. The energy released in the reaction of 1 gm. mole of a crystal from the gaseous ions is called lattice energy of that crystal. Higher the lattice energy of a crystal, the greater is the ease of its formation.

An ionic bond is formed only if sum of electron affinity of the anion-forming element and the lattice energy exceeds the ionization energy of the cation-forming element. The number of electron(s) lost or gained by the atom to>form ionic compound is known as valency of the respective atom in that compound. For example, in the above example valency of sodium is + 1 while that of chlorine is -1.

There are certain factors that favour the formation of ionic bond as follows:

(i) One of the atoms (the metal) must have a low ionization energy so that it easily loses its electron(s).

(ii) The other atom (non-metal) must have the capacity to hold the extra electrons, i.e., it must have high electron affinity.

(iii) One of the atoms (metal) should be larger in size, while the other (non-metal) should be smaller in size.

(iv) The combining elements should differ by at least 1.9 in electronegativity.

(v) The electrostatic attraction between charged ions in the crystal, i.e., lattice energy, should be high.

(vi) The cation and anion should have inert gas electronic configuration.

In general, the metals (elements on the left of the periodic table) have low ionization energies and non-metals (elements on the right of the periodic table) have high electron affinity. Ionic bonds are favoured between these elements.

The ionic compounds are made up of ions and are highly soluble in solvents with high dielectric constant, such as water (dielectric constant = 80) and other polar solvents, but insoluble in non-polar solvents like benzene, ether, etc. Ionic compounds dissociate into water. The ions have a tendency to become hydrated and release hydration energy.

Normally hydration energy is sufficient to overcome the lattice energy and thus the ions are separated from each other forming a solution. Some ionic compounds, on the other hand, are sparingly soluble (almost insoluble) as the lattice energy is higher than the hydration energy, e.g., BaSO4, PbSO4, AgCl, AgBr, Agl, Ag2CrO4, etc.

Ionic compounds have high melting and boiling points due to strong electrostatic attraction between ions of their crystals. They conduct electricity in solution as well as in molten form (fused state).

In solution, ionic compounds show ionic reactions, which are quite fast and instantaneous. In crystals of the ionic compounds the constituent units are ions and not molecules, arranged in a regular pattern to form the crystal lattice.

Chemical Bond: Type # 2.

Covalent bond is formed between two atoms of comparable electronegativity. In the formation of a covalent bond, equal number of electron(s) is (are) shared between the two concerned atoms. These shared electrons become the common property of both atoms. Sharing of electrons may occur in three ways.

(i) When each atom contributes one electron and hence the contributed pair of electrons is shared by each atom. The bond formed is known as single bond and is represented by ‘-’.

Other common examples are NH3, BF3, alkanes, halogen acids, etc.

(ii) In some cases each atom contributes two electrons and thus two pairs of electrons are shared by each atom. The bond is known as double bond and represented by ‘=’. Common examples are CO2, O2, olefins, etc.

(iii) Similarly, triple bond (=) is formed by the sharing of three pairs of electrons (three electrons are contributed by each atom). Common examples are N2, alkynes, etc.

Compounds having covalent bond(s) is (are) known as covalent compounds.

The covalent compounds show the following characteristics:

(i) The compounds are molecular in nature.

(ii) The covalent bond is a weaker bond the strength of which decreases with the increase in bond length. Again, covalent compounds have low melting and boiling points due to weak intermolecular forces like van der Waals force, hydrogen bond, etc.

(iii) Covalent compounds are insoluble in water and soluble in non-polar solvents like benzene. In solution, these compounds do not produce ions and hence are bad conductor of electricity.

(iv) Covalent bond is rigid and directional. Hence covalent compounds can show structural and space isomerism.

(v) They show molecular reactions which are quite slow and complex.

Chemical Bond: Type # 3.

Co-Ordinate Covalent, Co-Ordinate Dative Bond:

This is a special type of covalent bond in which both the electrons forming the bond are contributed by only one atom but shared by both. So this bond formation involves one-sided sharing of a lone-pair of electrons.

The atom that donates the electron pair is known as donor and the atom which accepts the electron pair is called the acceptor. The dative bond is shown by means of an arrow (→) pointing away from the donor atom to the acceptor atom. Common examples are SO2, H2O2, H2DONC4, NH + 4, SO3, etc.

Chemical Bond: Type # 4.

There is a very small number of stable compounds and ions which have unpaired electron(s).

In these molecules, the two atoms are linked with each other by means of a bond that has odd number (generally 3) of electrons and hence such bonds are known as three- electron or odd electron bonds and the molecules as odd electron molecules. Important examples of such compounds having unpaired electron(s) are NO, NO2, ClO2, O2, O2 – (superoxide radical), etc.

Chemical Bond: Type # 5.

Other Weak Bonds (Interactions):

Besides the strong covalent and non-covalent bonds there are many other weak electrostatic forces that play a very important role in determining the structures of most biomolecules include hydrogen bonds, van der Waals forces, dipole – dipole Interactions and London dispersion forces. Strong and weak bonds are used to indicate the amount of energy in a bond.

Strong bonds such as covalent bonds found in biomolecules require an average of 100 kcal mol -1 to be cleaved and hence are stable and seldom break under physiological conditions.

In contest, weak bonds have energies of 2 to 7 kcal mol -1 and are easily broken. Weak bonds are transient and each bond can form and break within a small fraction of a second. This transient nature of non-covalent interactions gives flexibility to the macromolecules such as proteins and nucleic acids, which is crucial to their function.

(i) Hydrogen bonds can be formed between charged and uncharged molecules. The hydrogen atom has been found to possess the special property of forming weak bonds with certain electronegative atoms to which it is not directly attached by formal chemical bonds. In a hydrogen bond, a hydrogen atom is shared by two other atoms.

The atom to which the hydrogen is more tightly linked is called the hydrogen donor, whereas the other atom is called as the hydrogen acceptor. The acceptor has a partial negative charge that attracts the hydrogen atom. In fact, a hydrogen bond can be considered as an intermediate in the transfer of a proton from an acid to a base. It is a special kind of dipolar interaction.

In general, a hydrogen bond can be represented as D – H ……. A, where D – H is a weakly acidic donor group such as O – H, N – H, or sometimes S – H, and A is a weakly basic acceptor atom such as O, N, or occasionally S. Characteristically the H ………. A distance in hydrogen bond is at least 0.5Å shorter than the calculated van der Waals distance.

The donor in a hydrogen bond in biological systems is an oxygen or nitrogen atom that has a covalently attached hydrogen atom. The acceptor is either oxygen or nitrogen. Hydrogen bonds are stronger than the van der Waals bond but much weaker than covalent bonds. The strongest hydrogen bonds are those in which the donor, hydrogen and acceptor atoms are collinear.

The hydrogen bonds are highly directional and more specific in biomolecules than other weak bonds as they require particular complementary groups that donate or accept hydrogen. In proteins and nucleic acids both intermolecular and intermolecular hydrogen bonds are found.

(ii) The non-covalent associations between neutral molecules, are collectively known as van der Waals forces. These forces arise from interactions among permanent or induced dipoles. Interactions among permanent dipoles such as carbonyl groups are much weaker than ionic interactions. A permanent dipole can induce a dipole moment in a neighbouring group by electrostatically distorting its electron distribution.

(a) Interactions Between Permanent Dipoles:

(b) Dipole – Induced Dipole Interactions:

Such dipole – induced dipole is weaker than dipole – dipole interactions.

(iii) When transient dipole moment polarizes the electrons in a neighbouring group and attract each other, it is called London dispersion force. This is a small and randomly oriented dipole moment arising from the rapid fluctuating motion of the electrons of nonpolar molecules.

This force is extremely weak and fall off rapidly with distance. These forces help in determining the structures of biological molecules having closely packed groups.


3. Hydrogen Bonds

Hydrogen bonds can form whenever

  • a strongly electronegative atom (e.g., oxygen, nitrogen) approaches
  • a hydrogen atom which is covalently attached to a second strongly-electronegative atom.
  • between the −C=O group and the H-N− group of nearby peptide bonds in proteins (giving rise to the alpha helix [View] and beta configuration)
  • Between −C=O groups and hydroxyl (H-O−) groups in
      and threonine residues of proteins and
  • sugars
  • Noncovalent interactions are individually weak but collectively strong.

    All three forms of noncovalent interactions are individually weak (on the order of 5 kcal/mole) as compared with a covalent bond (with its 90–100 kcal/mole of bond energy). And what strength these interactions do have requires that the interacting groups can approach each other closely (an angstrom or less). So we can conclude that all the examples given at the top of the page require:

    • a substantial number of noncovalent interactions working together to hold the structures together
    • a surface topography that enables substantial areas of two interacting surfaces to approach each other closely that is, they must fit each other. [View an example.]
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