Matèria, elements i àtoms

Els àtoms i molècules segueixen les regles de la química i la física tot i que formen part d'un organisme. Alguns àtoms tendeixen a guanyar o perdre electrons, o formar enllaços entre ells, i això segueix sent cert fins i tot quan els àtoms o molècules formen part d'un organisme viu. De fet, les interaccions senzilles entre àtoms – dutes a terme moltes vegades i en moltes combinacions diferents en una cèl·lula individual o en un organisme més gran – són les que fan possible la vida.

Matèria i elements

El terme matèria es refereix a qualsevol cosa que ocupi espai i tingui massa, en altres paraules “allò” del que està fet l'univers. Tota la matèria està composta de substàncies anomenades elements, que tenen propietats físiques i químiques específiques i que no es poden dividir en altres substàncies per mitjà de reaccions químiques ordinàries. L'or, per exemple, és un element, igual que el carboni. Hi ha 118 elements però només 92 d'ells ocorren de manera natural. La resta dels elements han estat creats a laboratoris i són inestables.

Cada element es denota amb el símbol químic, que pot ser una sola lletra majúscula o, quan la primera lletra ja està "ocupada" per un altre element, una combinació de dues lletres. Alguns elements usen el nom en espanyol, com C per al carboni o Ca per al calci. Altres símbols químics provenen dels seus noms en llatí, per exemple, el símbol del sodi és Na, una forma abreujada de natrium, la paraula en llatí per a sodi.

Els quatre elements comuns a tots els organismes vius són l'oxigen (O), el carboni (C), l'hidrogen (H) i el nitrogen (N), que en conjunt formen al voltant del 96% del cos humà. Al món no viu, els elements es troben en proporcions diferents i alguns elements que són comuns en els organismes vius són relativament rars a la Terra. Tots els elements i les reaccions químiques entre aquests obeeixen les mateixes lleis físiques i químiques, sense importar si formen part d'organismes vius o no.

L'estructura de l'àtom

Un àtom és la unitat més petita de matèria que conserva totes les propietats químiques dun element. Per exemple, una moneda d'or és simplement un gran nombre d'àtoms d'or modelat amb la forma d'una moneda (amb quantitats petites d'altres elements contaminants). Els àtoms d'or no es poden dividir en una mica més petit i conservar-ne les característiques. Un àtom d'or obté les seves propietats de les partícules subatòmiques diminutes de les quals es compon.

Un àtom està compost de dues regions.

  1. La primera és el petit nucli atòmic, que es troba al centre de l'àtom i conté partícules carregades positivament anomenades protons, i partícules neutres, sense càrrega, anomenades neutrons.

  2. La segona, que és molt més gran, és un "núvol" d'electrons, partícules de càrrega negativa que orbiten al voltant del nucli. L'atracció entre els protons de càrrega positiva i els electrons de càrrega negativa és allò que manté unit a l'àtom.

La majoria dels àtoms tenen aquests tres tipus de partícules subatòmiques, protons, electrons i neutrons. L'hidrogen (H) és una excepció perquè generalment té un protó i un electró, però no té neutrons.

El nombre de protons al nucli defineix quin element és l'àtom, mentre que el nombre d'electrons que envolta el nucli determina en quin tipus de reaccions pot participar.

Els protons i neutrons no tenen la mateixa càrrega, però sí que tenen aproximadament la mateixa massa, al voltant de 1.67×10−24 grams. Atès que els grams no són una unitat de mesura molt convenient per mesurar masses tan petites, els científics van decidir definir una mesura alternativa, el dalton o unitat de massa atòmica (uma). Un únic protó o neutró té un pes molt proper a 1 uma. Els electrons són molt més petits en massa que els protons, tan sols 1/1800 d'una unitat de massa atòmica, així que no contribueixen gaire a la massa atòmica total de l'element. Per contra, els electrons tenen un gran efecte a la càrrega de l'àtom, ja que cada electró té una càrrega negativa igual a la càrrega positiva d'un protó. En àtoms neutres, sense càrrega, el nombre delectrons que orbiten el nucli és igual al nombre de protons dins del nucli. Les càrregues positives i negatives es cancel·len i generen un àtom sense càrrega neta.

Els protons, els neutrons i els electrons són molt petits i la major part del volum d'un àtom — més del 99 per cent — és en realitat espai buit. Amb tant d'espai buit podries preguntar-te com és que els anomenats objectes sòlids no passen els uns a través dels altres. La resposta és que els núvols d'electrons de càrrega negativa dels àtoms es repel·lirien entre ells si s'aproximessin massa, cosa que dóna com a resultat la nostra percepció de la solidesa.

Enllaços químics

Els enllaços químics mantenen unides a les molècules i creen connexions temporals que són essencials per a la vida. Els tipus d'enllaç químic que sinclouen són covalent, iònic, així com enllaços dhidrogen i forces de dispersió de London.

Els éssers vius es componen d'àtoms, però en la majoria dels casos, aquests àtoms no estan flotant individualment. Per contra, generalment interactuen amb altres àtoms (o grups d'àtoms). Com a exemple, els àtoms podrien estar connectats per enllaços forts i organitzats en molècules o vidres; o podrien formar enllaços temporals i febles amb altres àtoms amb què xoquen o freguen. Tant els enllaços forts que mantenen unides a les molècules com els enllaços més febles que creen connexions temporals són essencials per a la química dels nostres cossos i l'existència de la vida mateixa.

Per què formar enllaços químics? La resposta fonamental és que els àtoms intenten assolir l'estat més estable (de menor energia) possible. Molts àtoms esdevenen estables quan el seu orbital de valència és ple d'electrons o quan satisfan la regla de l'octet (en tenir vuit electrons de valència). Si els àtoms no tenen aquest arranjament, "desitjaran" aconseguir-ho en guanyar, perdre o compartir electrons mitjançant els enllaços.

En aquest apartat veurem amb més detall la taula periòdica, com els àtoms organitzen els electrons i com això ens permet predir la reactivitat dels elements.

La taula periòdica

La posició de cada element a la taula periòdica brinda una informació important sobre la seva estructura, propietats i comportament en les reaccions químiques. Específicament, la posició d'un element a la taula periòdica ajuda a conèixer la seva configuració electrònica, la manera com s'organitzen els electrons al voltant del nucli. Els àtoms usen els seus electrons per participar en reaccions químiques, així que conèixer la configuració electrònica d'un element et permet predir-ne la reactivitat, és a dir, si interactuarà, i de quina manera, amb àtoms d'altres elements.

Per convenció, els elements estan organitzats a la taula periòdica, una estructura que captura els patrons importants del seu comportament. Dissenyada pel químic rus Dmitri Mendeleev (1834–1907) el 1869, la taula organitza els elements en columnes — grups — i files — períodes — que comparteixen certes propietats. Aquestes propietats determinen l'estat físic d'un element a temperatura ambient – gas, sòlid o líquid –, així com la seva reactivitat química, la capacitat de formar enllaços químics amb altres àtoms.

A més de listar el nombre atòmic de cada element, la taula periòdica també mostra la massa atòmica relativa de l'element, la mitjana ponderada dels seus isòtops que tenen lloc naturalment a la Terra.

Si veiem l'hidrogen, per exemple, apareixen el nom i el símbol H, així com el nombre atòmic d'1 — a la cantonada superior esquerra — i la massa atòmica relativa de 1.01.

Les diferències en la reactivitat química entre els elements es basen en el nombre i la distribució espacial dels seus electrons. Si dos àtoms tenen patrons delectrons complementaris, poden reaccionar i formar un enllaç químic, la qual cosa crea una molècula o compost. Com veurem a continuació, la taula periòdica organitza els elements de manera que reflecteixin el nombre i el patró d'electrons, cosa que la fa útil per predir la reactivitat d'un element: què tan probable és que formi enllaços i amb quins altres elements.

Les capes delectrons i el model de Bohr

El científic danès Niels Bohr (1885-1962) va desenvolupar un primer model de l'àtom el 1913. El model de Bohr mostra l'àtom com un nucli central compost per protons i neutrons, amb els electrons en capes circulars a distàncies específiques del nucli, de manera semblant als planetes que orbiten al voltant del Sol. Cada capa d'electrons té un nivell d'energia diferent, les més properes al nucli són de menor energia que les més llunyanes. Per convenció, a cada capa se li assigna un número i el símbol n: la capa d'electrons més propera al nucli, per exemple, s'anomena 1n. Per moure's entre capes, un electró ha d'absorbir o alliberar una quantitat d'energia que correspongui exactament a la diferència d'energia que hi ha entre les capes. Per exemple, si un electró absorbeix energia d'un fotó, es pot excitar i moure's a una capa de més energia; per contra, quan un electró torna a una capa de menor nivell energètic, allibera energia, sovint en forma de calor.

Els àtoms, com altres coses governades per les lleis de la física, tendeixen a prendre la configuració més estable i de menor energia possible. Així, les capes d'electrons d'un àtom s'omplen cap enfora, on els electrons omplen les capes de menor energia més properes al nucli abans de moure's cap a les capes exteriors de més energia. La capa més propera al nucli, 1n, pot contenir dos electrons; la segona, 2n, pot contenir vuit, i la tercera, 3n, fins a divuit electrons.

El nombre delectrons de la capa externa dun àtom particular determina la seva reactivitat o tendència a formar enllaços químics amb altres àtoms. A aquesta capa externa se'l coneix com a capa de valència i als electrons que es troben dins d'ella se'ls anomena electrons de valència. En general, els àtoms són més estables, menys reactius, quan la seva capa delectrons externa es troba completa.

La majoria dels elements importants en la biologia necessiten vuit electrons a la seva capa externa per ser estables i aquesta regla es coneix com a regla de l'octet. Alguns àtoms poden ser estables amb un octet fins i tot quan la seua capa de valència és la capa 3n que pot contenir fins a 18 electrons. Veurem per què passa això quan expliquem els orbitals atòmics més endavant.

A continuació es mostren exemples d'alguns àtoms neutres i les configuracions electròniques. En aquesta taula, pots veure que l'heli té una capa de valència completa, amb dos electrons a la primera i única capa, 1n. De manera similar, el neó té una capa externa 2n completa amb vuit electrons. Aquestes configuracions electròniques fan que l'heli i el neó siguin molt estables. Encara que l'argó tècnicament no té una capa de valència completa, ja que la capa 3n pot contenir fins a divuit electrons, és estable com el neó i l'heli perquè té vuit electrons a la seva capa 3n i per tant compleix amb la regla de l'octet. En contrast, el clor té únicament set electrons a la seva capa més externa, mentre que el sodi només en té un. Aquests patrons no omplen la capa exterior ni compleixen amb la regla de l'octet, cosa que fa que el clor i el sodi siguin reactius, àvids per guanyar o perdre electrons per assolir una configuració més estable.

Configuració electrònica i la taula periòdica

Els elements a la taula periòdica s'ordenen d'acord amb el nombre atòmic, quants protons tenen. En un àtom neutre, el nombre delectrons serà igual al nombre de protons, de manera que podem determinar fàcilment el nombre delectrons a partir del nombre atòmic. Addicionalment, la posició d'un element a la taula periòdica — la columna o el grup, i la fila o el període — proporciona informació útil sobre com estan disposats els seus electrons.

Si considerem només les primeres tres files de la taula, que inclouen els principals elements importants per a la vida, cada fila correspon a omplir una capa d'electrons diferent: l'heli i l'hidrogen col·loquen els electrons a la capa 1n, mentre que els elements de la segona fila com el Li comencen a omplir la capa 2n i els elements de la tercera fila com el Na continuen amb la capa 3n. De manera similar, el número de columna d'un element ens dóna informació sobre el nombre d'electrons de valència i la reactivitat. En general, el nombre d'electrons de valència és el mateix dins una columna i augmenta d'esquerra a dreta dins una fila. Els elements del grup 1 tenen només un electró de valència i els del grup 18 en tenen vuit, excepte l'heli, que només té dos electrons en total. D'aquesta manera, el número de grup pot predir què tan reactiu serà cada element:

  • L'heli (He), el neó (Ne) i l'argó (Ar), com a elements del grup 18, tenen la capa externa completa o satisfan la regla de l'octet. Això els fa molt estables com a àtoms individuals. A causa de la seva manca de reactivitat són anomenats gasos inerts o gasos nobles**.

  • L'hidrogen (H), el liti (Li) i el sodi (Na), com a elements del grup 1, tenen només un electró a la capa exterior. Són inestables com a àtoms individuals però poden estabilitzar-se en perdre o compartir un electró de valència. Si aquests elements perden completament un electró — com fan normalment el Li i el Na — es converteixen en ions de càrrega positiva: Li+ i Na+.

  • El fluor (F) i el clor (Cl), com a elements del grup 17, tenen set electrons a la capa exterior. Tendeixen a assolir un octet estable en prendre un electró d'altres àtoms i es converteixen en ions amb càrrega negativa: F i Cl.

  • El carboni (C), com un element del grup 14, té quatre electrons a la capa exterior. Generalment, el carboni comparteix electrons per obtenir una capa de valència completa, i així forma enllaços amb molts altres àtoms.

Aleshores, les columnes de la taula periòdica reflecteixen el nombre d'electrons que es troben a la capa de valència de cada element, la qual cosa al seu torn determina com reaccionarà.

Subcapes i orbitals

El model de Bohr és útil per explicar la reactivitat i la formació d'enllaços de molts elements però, en realitat, no dóna una descripció gaire precisa de com estan distribuïts els electrons a l'espai al voltant del nucli. Específicament, els electrons no circumden el nucli, sinó que passen la major part del seu temps a regions de l'espai que de vegades tenen formes complicades al voltant del nucli anomenades orbitals electrònics. Realment no podem saber on és un electró en qualsevol moment donat, però podem determinar matemàticament el volum d'espai en què és més probable trobar-lo, diguem-ne, el volum d'espai on passa el 90% del seu temps. Aquesta regió d'alta probabilitat és allò que conforma un orbital i cada orbital pot contenir fins a dos electrons.

Així que, com encaixen aquests orbitals definits matemàticament amb les capes delectrons del model de Bohr? Podem dividir cada capa delectrons en una o més subcapes, que simplement són conjunts dun o més orbitals. Les subcapes es designen amb les lletres s, p, d i f, i cadascuna indica una manera diferent. Per exemple, les subcapes s tenen un únic orbital esfèric, mentre que les p tenen tres orbitals en forma de manuella amb angles rectes entre ells. La major part de la química orgànica, la química dels compostos que contenen carboni i que són fonamentals per a la biologia, tracta sobre interaccions entre electrons de les capes s i p, així que aquestes són les capes amb què cal familiaritzar-se. No obstant això, els àtoms amb molts electrons poden distribuir-ne alguns a les subcapes d i f. Les subcapes d i **f tenen formes més complexes i contenen cinc i set orbitals, respectivament.

Diagrama tridimensional dels orbitals circulars 1s i 2s i els orbitals 2p amb forma de manuella. Hi ha tres orbitals 2p, i tenen angles rectes entre si.

La primera capa delectrons, 1n, correspon a un sol orbital 1s. L'orbital 1s és el més proper al nucli i és el primer a omplir-se amb electrons abans que qualsevol altre orbital. L'hidrogen té només un electró, així que només té un lloc ocupat en el seu orbital 1s. Això es pot escriure en una forma abreujada anomenada configuració electrònica com a 1s1, on el superíndex 1 es refereix a l'únic electró de l'orbital 1s. L'heli té dos electrons, així que podeu completar l'orbital 1s amb els seus dos electrons. Això s'escriu 1s2, i es refereix als dos electrons de l'heli a l'orbital 1s. A la taula periòdica, l'hidrogen i l'heli són els únics dos elements a la primera fila, o període, cosa que reflecteix que només tenen electrons a la seva primera capa. L'hidrogen i l'heli són els únics dos elements que tenen electrons exclusivament a l'orbital 1s1s en el seu estat neutre, sense càrrega.

La segona capa d'electrons, 2n, conté un altre orbital esfèric més tres orbitals p en forma de manuelles, cadascun dels quals pot tenir dos electrons. Quan l'orbital 1s està complet, es comença a omplir la segona capa d'electrons, en què els electrons entren primer a l'orbital 2s i després omplen els tres orbitals p. Els elements a la segona fila de la taula periòdica distribueixen els seus electrons a les capes 2n i 1n. Per exemple, el liti (Li) té tres electrons: dos omplen l'orbital 1s i el tercer es col·loca a l'orbital 2s, cosa que dóna una configuració electrònica de 1s2 2s1. En canvi, el neó (Ne) té un total de deu electrons: dos a l'orbital 1s més intern i vuit que omplen la seva segona capa (dos a l'orbital 2s2 i dos a cadascun dels tres orbitals p, 1s2 2s2 2p6 ). Com que la seva capa 2n està completa, és energèticament estable com a àtom individual i poques vegades formarà enllaços químics amb altres àtoms.

La tercera capa d'electrons, 3n, també té un orbital s i tres orbitals p, i els elements de la tercera fila de la taula periòdica distribueixen els seus electrons en aquests orbitals de la mateixa manera que els elements de la segona fila ho fan amb la seva capa 2n . La capa 3n també té un orbital d, però aquest orbital té una energia considerablement més gran que els orbitals 3s i 3p, i no comença a omplir-se sinó fins a la quarta fila de la taula periòdica. Aquesta és la raó per la qual els elements de la tercera fila, com l'argó, poden ser estables amb només vuit electrons de valència: les seues subcapes s i p estan completes encara que la seua capa 3n no estiga totalment plena.

Tot i que les capes delectrons i els orbitals estan estretament relacionats, els orbitals proporcionen una imatge més precisa de la configuració electrònica d'un àtom. Això és perquè els orbitals realment especifiquen la forma i la posició de les regions de l'espai que ocupen els electrons.

Activitat

Digues quines són les propietats dels 4 àtoms més comuns en els organismes vius.

Segur que pots tu sól! I és una bona pregunta d'examen 🤔 ...

Tipus d'enllaços

Els ions i els enllaços iònics

Alguns àtoms es tornen més estables en guanyar o perdre un electró complet (o diversos electrons). Quan ho fan, els àtoms formen ions, o partícules carregades. El guanyar o perdre electrons pot donar a un àtom una capa electrònica externa plena i fer que sigui energèticament més estable.

La formació d'ions

Els ions poden ser de dos tipus:

  1. Els cations són ions positius que es formen en perdre electrons. Per exemple, un àtom de sodi perd un electró per convertir-se en un catió sodi, Na+.

  2. Els ions negatius es formen en guanyar electrons i s'anomenen anions. Els anions reben noms que acaben en "-uro"; per exemple, l'anió del clor (Cl) s'anomena clorur.

Quan un àtom perd un electró i un altre àtom guanya un electró, el procés es coneix com a transferència d'electrons. Els àtoms de sodi i de clor són un bon exemple de transferència delectrons.

El sodi (Na) només té un electró a la seva capa electrònica externa, per la qual cosa és més fàcil (més electrònicament estable) que el sodi doni aquest electró a trobar set electrons més per omplir la seva capa externa. A causa d'això, el sodi tendeix a perdre el seu únic electró i formar Na+.

D'altra banda, el clor (Cl) té set electrons a la seva capa externa. En aquest cas, és més fàcil per al clor guanyar un electró que perdre'n set, llavors tendeix a prendre un electró i contertir-se a Cl

El sodi transfereix un dels seus electrons de valència al clor, cosa que resulta en la formació d'un ió sodi (que no té electrons a la tercera capa, cosa que significa que la seva segona capa està completa) i un ió clorur (amb vuit electrons a la seva tercera capa, cosa que li dóna un octet estable).

Quan es combinen el sodi i el clor, el sodi donarà el seu electró per buidar-ne la capa més externa, i el clor acceptarà aquest electró per omplir la seva. Ara tots dos ions satisfan la regla de l'octet i tenen capes externes completes. Com que el nombre d'electrons ja no és igual al nombre de protons, cada àtom s'ha convertit en un ió i té una càrrega +1 (Na+) o –1 (Cl).

En general, un àtom ha de perdre un electró alhora que un altre àtom guanya un electró: perquè un àtom de sodi perdi un electró, necessita tenir un receptor adequat com un àtom de clor.

La formació d'un enllaç iònic

Els enllaços iònics són enllaços que es formen entre ions amb càrregues oposades. Per exemple, els ions sodi carregats positivament i els ions clorur carregats negativament s'atreuen entre si per formar clorur de sodi o sal de taula. La sal de taula, igual que molts compostos iònics, no es compon només d'un ió sodi i un ió de clorur; per contra, conté molts ions acomodats en un patró tridimensional predictible i repetit (un vidre).

A la fisiologia, certs ions es coneixen com electròlits (com sodi, potassi i calci). Aquests ions són necessaris per conduir impulsos nerviosos, contracció muscular i equilibri d'aigua. Moltes begudes esportives i suplements dietètics proporcionen ions per reposar els que es perden durant l'exercici per la sudoració.

Enllaços covalents

Una altra manera com els àtoms es tornen més estables és en compartir electrons (en lloc de guanyar-los o perdre'ls completament), formant així enllaços covalents. Aquests enllaços són més comuns que els enllaços iònics a les molècules dels organismes vius.

Per exemple, els enllaços iònics són clau per a l'estructura de les molècules orgàniques basades en el carboni, com el nostre ADN i les proteïnes. També hi ha enllaços covalents en molècules inorgàniques més petites, com ara H2O, CO2, i O2. Es poden compartir un, dos o tres parells d'electrons, cosa que resulta en enllaços simples, dobles o triples, respectivament. Com més electrons comparteixin dos àtoms, més fort serà l'enllaç. Com a exemple denllaç covalent, examinem laigua. Una sola molècula d‟aigua, H2O, està composta de dos àtoms d‟hidrogen units a un àtom d‟oxigen. Cada hidrogen comparteix un electró amb l'oxigen i l'oxigen comparteix un dels seus electrons amb cada hidrogen:

Àtoms d'hidrogen que comparteixen electrons amb un àtom d'oxigen per formar enllaços covalents en crear una molècula d'aigua.

Els electrons compartits divideixen el seu temps entre les capes de valència dels àtoms d'hidrogen i oxigen, i donen a cada àtom una cosa que s'assembla a una capa de valència completa (dos electrons per a l'H, i vuit per a l'O). Això fa que una molècula daigua sigui molt més estable del que serien els àtoms que la componen per si sols.

Enllaços covalents polars

Hi ha dos tipus principals denllaços covalents: polar i no polar.

En un enllaç covalent polar, els electrons es comparteixen de manera no equitativa entre els àtoms i passen més temps a prop d'un àtom que de l'altre. A causa de la distribució desigual d'electrons entre els àtoms de diferents elements, apareixen càrregues lleugerament positives (δ+) i lleugerament negatives (δ) a diferents parts de la molècula.

En una molècula d'aigua, l'enllaç que uneix l'oxigen amb cada hidrogen és un enllaç polar. L'oxigen és un àtom molt més electronegatiu que l'hidrogen, per això l'oxigen de l'aigua té una càrrega parcialment negativa (té una densitat d'electrons alta), mentre que els hidrògens porten càrregues parcialment positives (tenen una densitat electrònica baixa).

En general, l'electronegativitat relativa dels dos àtoms en un enllaç, és a dir, la seva tendència a acaparar els electrons compartits determinarà si l'enllaç és polar o no polar. Sempre que un element sigui significativament més electronegatiu que un altre, l'enllaç entre ells serà polar; això vol dir que un dels seus extrems tindrà una càrrega lleugerament positiva i l'altre una càrrega lleugerament negativa.

Enllaços covalents no polars

Els enllaços covalents no polars es formen entre dos àtoms del mateix element o entre àtoms de diferents elements que comparteixen electrons de manera més o menys equitativa. Per exemple, l'oxigen molecular (O2) no és polar perquè els electrons es comparteixen equitativament entre els dos àtoms d'oxigen.

Un altre exemple d'enllaç covalent no polar es pot trobar al metà (CH4). El carboni té quatre electrons a la capa exterior i en requereix quatre més per tornar-se un octet estable. Els aconsegueix en compartir electrons amb quatre àtoms d'hidrogen, cadascun dels quals proveeix d'un electró. De la mateixa manera, els àtoms d'hidrogen necessiten un electró addicional cadascun per omplir-ne la capa més externa, els quals reben en forma d'electrons compartits del carboni. Encara que el carboni i l'hidrogen no tenen exactament la mateixa electronegativitat, són força similars, així que els enllaços carboni-hidrogen es consideren no polars.

Taula que mostra l'aigua i el metà com a exemples de molècules amb enllaços polars i no polars, respectivament

Enllaços d'hidrogen i forces de dispersió de London

Tant l'enllaç covalent com l'iònic es consideren enllaços forts. Tot i això, també es poden formar altres tipus d'enllaç més temporals entre àtoms o molècules. Dos tipus denllaços febles que es veuen amb freqüència en la biologia són els enllaços dhidrogen i les forces de dispersió de London. Per exemple, els enllaços d'hidrogen proporcionen moltes de les propietats de l'aigua que sostenen la vida, i estabilitzen les estructures de les proteïnes i l'ADN, tots dos ingredients clau de les cèl·lules.

Enllaços d'hidrogen

En un enllaç covalent polar que conté hidrogen (per exemple, un enllaç O-H en una molècula daigua), lhidrogen tindrà una lleugera càrrega positiva perquè laltre element jala els electrons denllaç més fortament. A causa d'aquesta lleu càrrega positiva, l'hidrogen serà atret a qualsevol càrrega negativa veïna. Aquesta interacció s'anomena un enllaç d'hidrogen.

Els enllaços d'hidrogen són comuns, i les molècules d'aigua en particular en formen molts. Els enllaços dhidrogen individuals són febles i es trenquen fàcilment, però molts enllaços hidrogen junts poden ser molt forts.

Forces de dispersió de London

Com els enllaços d'hidrogen, les forces de dispersió de London són atraccions febles entre les molècules. Tot i això, a diferència dels enllaços de l'hidrogen, poden passar entre àtoms o molècules de qualsevol tipus i depenen de desequilibris temporals en la distribució d'electrons.

Com funciona això? Com que els electrons estan en constant moviment, hi haurà moments en què els electrons en un àtom o molècula estiguin agrupats junts, cosa que crea una càrrega parcialment negativa en una part de la molècula (i una càrrega parcialment positiva en una altra). Si una molècula amb aquest tipus de desequilibri de càrregues està molt a prop d'una altra molècula, pot causar una redistribució de càrregues similar a la segona molècula, i les càrregues positives i negatives temporals de les dues molècules s'atrauran entre si.

Els enllaços d'hidrogen i les forces de dispersió de London són exemples de forces de van der Waals, un terme general per a les interaccions intermoleculars que no impliquen enllaços covalents ni ions.

Com funciona això en una cèl·lula?

Tant els enllaços forts com els febles tenen papers clau en la química de les nostres cèl·lules i cossos. Per exemple, els components fonamentals químics que conformen un fil d'ADN estan units per enllaços covalents forts. Tot i això, els dos fils de la doble hèlix d'ADN estan units per enllaços d'hidrogen més febles. Aquests enllaços febles mantenen estable a l'ADN, però també permeten que s'obri per ser copiat i utilitzat per la cèl·lula.

De manera més general, els enllaços entre els ions, les molècules d'aigua i les molècules polars, contínuament s'estan formant i trencant en l'ambient aquós d'una cèl·lules. En aquest mitjà, les molècules de diferents tipus poden interactuar entre si mitjançant atraccions febles basades en les càrregues. Per exemple, l'ió Na+ podria interactuar amb una molècula d'aigua en un moment, i amb la part negativament carregada d'una proteïna al següent.

El que és realment sorprenent és pensar que milers de milions d'aquestes interaccions d'enllaços químics, forts i febles, estables i temporals, estan passant en els nostres cossos ara mateix, i ens mantenen units com un tot i funcionant!

Dibuixant molecules

Les molécules tenen una estructura tridimensional i es poden representar en 3D.

Ehtanol

Per exemple, a PubChem pots veure l'alcohol etílic ( o etanol) en 3D: Ethanol

També pots veure una representacó de la molécula a Molview: Ethanol

Les molècules petites sovint són gràfics planars i es poden dibuixar com una representació bidimensional, amb algunes notacions especials per gestionar la quiralitat.

  H H
  | |
H-C-C-O-H
  | |
  H H

Aquesta és una representació molt detallada amb tots aquells hidrògens que s'enganxen als àtoms pesats.

Es pot compactar una mica movent les H al costat de l'àtom pesat:

CH<sub>3</sub>-CH<sub>2</sub>-OH

Els àtoms tenen valències: el carboni té una valència de 4, el que significa que necessita 4 enllaços simples, o 1 enllaç doble i 2 enllaços simples, o 2 enllaços dobles, o 1 enllaç triple i 1 enllaç simple.

Com que escriure tants hidrògens és molt pesat, els químics assumeixen que les valències sempre s'ompliran, en lloc d'enumerar els recomptes d'hidrogen de manera explícita, van decidir utilitzar una representació implícita d'hidrogen, on el nombre d'hidrogens en un àtom és la valència de l'àtom més la càrrega menys la suma dels seus ordres d'enllaç.

A continuació tens un alcohol etílic dibuixat amb hidrògens implícits:

C-C-O

A diferència dels químics generals els químics orgànics també tenen que escriure moltes C.

Suposo que ja saps per quin motiu, sinò ja pots tornar al principi de l'activitat!

La pràctica estàndard és que els carbonis "normals" no es dibuixen en absolut. Qualsevol final d'enllaç o flexió sense símbol d'element s'assumeix que és un carboni sense càrrega de pes molecular mitjà.

Aquí tens un alcohol etílic tal com ho dibuixaria un químic:

--O

Tot això perquè t'interessa?

  1. Si mires l'estructura 2D de l'etanol a PubChem no pensarás que algún error ha d'haver-hi: Etanol

  2. Que en química orgánica les molècules estan plenes de H i C.

Kekule

Kekule.js és una biblioteca JavaScript de codi obert per a quimioinformàtica.

Actualment, està centrat en les molècules, centrant-se en proporcionar la capacitat de representar, dibuixar, editar, comparar i cercar estructures de molècules als navegadors web.

Tota la biblioteca està dividida en diversos mòduls, cadascun ofereix diferents característiques i funcions. Els usuaris poden utilitzar la combinació de mòduls per a un propòsit específic.

La taula següent enumera les característiques principals de cada mòdul a Kekule.js que ens interessa:

Mòdul Caracterísitques principals
Core Representació de conceptes químics com element, àtom, enllaç, molècula i reacció
IO Llegir/escriure diferents formats de dades químiques. Aixó inclou: Format Kekule JSON/XML, CML, MDL MOL2000/3000, SMILES
Render Proporciona mètodes de renderització de navegador creuat de baix nivell per dibuixar molècules (i altres objectes químics) en el context del navegador web

Molécula

Atom

Els àtoms i els enllaços són la base de diverses molècules.

Estan representats com objectes a Kekule.js.

Crea un projecte kekule tal com s'explica a Javascript - Mòdul:

$ mkdir kekule && cd kekule

Afegeix la llibreria kekule:

$ npm add kekule

Crea un fitxer index.html:

<!doctype html>
<html>

<head>
  <title>Kekule</title>
  <meta name="viewport" content="width=device-width, initial-scale=1">
  <link rel="stylesheet" href=" https://cdn.jsdelivr.net/npm/bootstrap@5.3.1/dist/css/bootstrap.min.css">
  <script type="module" src="index.js"></script>
</head>

<body>
  <div id="canvas"/>
</body>

</html>

Arrenca un servidor htt`p:

$ npm install http-server --save-dev
$ node_modules/http-server/bin/http-server -p 8000 -c1
...

A continuació creem el fitxer index.js:

import { Kekule } from './node_modules/kekule/dist/kekule.esm.mjs'

const mol = new Kekule.Molecule();
const a1 = (new Kekule.Atom()).setSymbol('C')
mol.appendNode(a1);

draw(mol)

function draw(mol) {

  const drawBoxWidth = 500
  const drawBoxHeight = 500

  const condensed = true
  const canvas = document.getElementById('canvas')
  var bridge = new Kekule.Render.CanvasRendererBridge()

  var context = bridge.createContext(canvas, drawBoxWidth, drawBoxHeight)

  var baseCoord = { 'x': drawBoxWidth / 2, 'y': drawBoxHeight / 2 }
  var options = {
    moleculeDisplayType: condensed ? Kekule.Render.MoleculeDisplayType.CONDENSED : Kekule.Render.MoleculeDisplayType.SKELETAL,
    retainAspect: true,
    autoScale: true,
    zoom: 4
  }

  bridge.clearContext(context)

  var painter = new Kekule.Render.ChemObjPainter(Kekule.CoordMode.COORD2D, mol, bridge)
  painter.draw(context, baseCoord, options)
}

Aquest fitxer té una funció draw que s'ocupa de renderitzar la mólecula.

Obre un navegador a http://localhost:8000/:

El codi que crea la molécula és aquest:

const mol = new Kekule.Molecule();
const a1 = (new Kekule.Atom()).setSymbol('C')
mol.appendNode(a1);

Llavors com és que apareixen 4 H (hidrogen) ? Suposo que ja saps la resposta (s'ha explicat abans).

Pots provar amb un O (Oxigen) a veure que passa (i pensa perqué passa)

const mol = new Kekule.Molecule();
const a1 = (new Kekule.Atom()).setSymbol('O')
mol.appendNode(a1);

També amb una He (Heli) a veure que passa (i pensa perqué passa).

Pots modificar les propietats de l'àtom:

Property ValueType Descripció
atomicNumber int Nombre atòmic de l'àtom, p. ex. 6 per al carboni. Es canviarà automàticament quan la propietat symbolestà establert.
symbol string Símbol de l'àtom, per exemple, "C" per carboni. Es canviarà automàticament quan la propietat atomicNumberestà establert.
massNumber int Nombre de massa de l'isòtop.
isotopeId string Una propietat de drecera per establir el nombre atòmic i la massa nombre tots alhora, per exemple, '13C' o 'C13'.
charge float Càrrega en aquest àtom. Es permet la càrrega parcial (per exemple, +0,5).
const mol = new Kekule.Molecule();
const a1 = (new Kekule.Atom()).setSymbol('C')
// set atom to represent C13
a1.setSymbol('C').setMassNumber(13);  // note that the property can be set cascadedly
// same effect as the previous line
a1.setIsotopeId('C13');
// atom O2-
a1.setAtomicNumber(8).setCharge(-2);
mol.appendNode(a1);

Alguns valors de propietats es poden establir durant la creació de l'àtom:

var atom = new Kekule.Atom('atom1', 'C', 13);   // create C13 atom

Enllaç

Per crear un vincle:

var bond = new Kekule.Bond('bond1');  // create a bond with an id

Dues de les propietats més importants de l'enllaç són el seu tipus i ordre:

Property ValueType Descripció
bondType string Tipus de vincle, es pot configurar a:
Kekule.BondType.COVALENT/IONIC/COORDINATE/METALLIC/HYDROGEN
bondOrder int L'ordre de l'enllaç de covalència es pot establir a:
kekule.BondOrder.SINGLE/DOUBLE/TRIPLE/…
// create a double covalent bond
bond.setBondType(Kekule.BondType.COVALENT).setBondOrder(2);

Si la propietat bondType o bondOrder no està fixada, per defecte es considera que l’enllaç és simple covalent.

Els àtoms es poden connectar entre si mitjançant enllaços, així es crea una molècula.

El codi següent crea una nova molècula d'oxirane amb tres àtoms i tres enllaços:

// create molecule first
const mol = new Kekule.Molecule()
// add three atoms to molecule, property setter can be called cascadely
const a1 = (new Kekule.Atom()).setSymbol('C').setCoord2D({ 'x': -0.4, 'y': 0.23 })
const a2 = (new Kekule.Atom()).setSymbol('C').setCoord2D({ 'x': 0.4, 'y': 0.23 })
const a3 = (new Kekule.Atom()).setSymbol('O').setCoord2D({ 'x': 0, 'y': -0.46 })
mol.appendNode(a1);
mol.appendNode(a2);
mol.appendNode(a3);
// add three bonds to molecule
const b1 = (new Kekule.Bond()).setBondOrder(1).setConnectedObjs([a1, a2])
const b2 = (new Kekule.Bond()).setBondOrder(1).setConnectedObjs([a2, a3])
const b3 = (new Kekule.Bond()).setBondOrder(1).setConnectedObjs([a3, a1])
mol.appendConnector(b1)
mol.appendConnector(b2)
mol.appendConnector(b3)

Els àtoms o enllaços també es poden eliminar fàcilment de la molècula existent:

// remove atom O related bonds in molecule
mol.removeNodeAt(2);  // the atom index starts from 0
        // or mol.removeNode(mol.getNodeAt(2));
mol.removeConnectorAt(1);
        // or mol.removeConnector(mol.getConnectorAt(1));
mol.removeConnectorAt(2);

Molècula després d'eliminar l'àtom O:

[TODO] dibuix

A part dels àtoms normals, també s'admeten pseudoàtoms i àtoms variables:

const mol = new Kekule.Molecule();

// add atoms to molecule
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: 0, y: 0.80}));
// explicit set mass number of an atom
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setMassNumber(13).setCoord2D({x: -0.69, y: 0.40}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: -0.69, y: -0.40}));
// a pseudo atom
mol.appendNode(new Kekule.Pseudoatom().setAtomType(Kekule.PseudoatomType.ANY).setCoord2D({x: 0, y: -0.80}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: 0.69, y: -0.40}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: 0.69, y: 0.40}));
// a variable atom
mol.appendNode(new Kekule.VariableAtom().setAllowedIsotopeIds(['F', 'Cl', 'Br']).setCoord2D({x: 1.39, y: 0.80}));

// add bonds to molecule
//   here a shortcut method appendBond(atomIndexes, bondOrder) is used
mol.appendBond([0, 1], 1);
mol.appendBond([1, 2], 2);
mol.appendBond([2, 3], 1);
mol.appendBond([3, 4], 2);
mol.appendBond([4, 5], 1);
mol.appendBond([5, 0], 2);
mol.appendBond([5, 6], 1);

Fins i tot el subgrup:

const mol = new Kekule.Molecule()

// add atoms to molecule
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: 0, y: 0.80}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: -0.69, y: 0.40}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: -0.69, y: -0.40}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: 0, y: -0.80}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: 0.69, y: -0.40}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: 0.69, y: 0.40}));

// create a sub group
const sub = new Kekule.SubGroup();
// add atoms/bonds to sub structure
sub.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: 1.39, y: 0.80}));
sub.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: 2.0, y: 0.40}));
sub.appendBond([0, 1], 1);
// atom 0 in subgroup connected with main body
sub.appendAnchorNode(sub.getNodeAt(0));
sub.setAbbr('Et');

// then add sub structure to molecule
mol.appendNode(sub);

// add bonds to molecule
//   here a shortcut method appendBond(atomIndexes, bondOrder) is used
mol.appendBond([0, 1], 1);
mol.appendBond([1, 2], 2);
mol.appendBond([2, 3], 1);
mol.appendBond([3, 4], 2);
mol.appendBond([4, 5], 1);
mol.appendBond([5, 0], 2);
mol.appendBond([5, 6], 1);  // bond connecting subgroup

Enllaços multicèntrics

El conjunt d'eines admet enllaços multicèntrics (per exemple, enllaç B-H-B en diborà i enllaç Cp-Fe en ferrocè).

Aquest enllaç es pot crear assignant múltiples àtoms connectats:

// create molecule
const mol = new Kekule.Molecule();

// add atoms to molecule
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('B').setExplicitHydrogenCount(2).setCoord2D({x: -1, y: 0}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('B').setExplicitHydrogenCount(2).setCoord2D({x: 1, y: 0}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('H').setCoord2D({x: 0, y: 1}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('H').setCoord2D({x: 0, y: -1}));
// add two multicenter bond: B-H-B
mol.appendBond([0, 2, 1], 1);
mol.appendBond([0, 3, 1], 1);

Connexió enllaç-enllaç

També s'admet una connexió especial d'enllaç (per exemple, a la sal de Zeise):

// create molecule
var mol = new Kekule.Molecule();

var atomPt = new Kekule.Atom();  // Pt atom
mol.appendNode(atomPt.setSymbol('Pt').setCoord2D({x: 0.35, y: 0}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('Cl').setCoord2D({x: 0.35, y: 0.80}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('Cl').setCoord2D({x: 0.35, y: -0.80}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('Cl').setCoord2D({x: 1.14, y: 0}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: -0.45, y: 0.40}));
mol.appendNode(new Kekule.Atom().setSymbol('C').setCoord2D({x: -0.45, y: -0.40}));

mol.appendBond([1, 0], 1, Kekule.BondType.IONIC);  // Pt-Cl
mol.appendBond([2, 0], 1, Kekule.BondType.IONIC);  // Pt-Cl
mol.appendBond([3, 0], 1, Kekule.BondType.IONIC);  // Pt-Cl
var doubleBond = mol.appendBond([4, 5], 2);        // C=C
// create bond-bond connection
var coordinateBond = new Kekule.Bond();            // (C=C)-Pt
coordinateBond.setBondType(Kekule.BondType.COORDINATE);
coordinateBond.setConnectedObjs([doubleBond, atomPt]);
mol.appendConnector(coordinateBond);

Fitxers

És molt rar crear una molècula mitjançant codis JavaScript purs. Normalment l'usuari carrega una molècula de dades externes (per exemple, un fitxer o un string)

El mòdul Kekule.IO proporciona una sèrie de mètodes per realitzar l'entrada i sortida de molècules (i altres objectes químics).

Guardar una mòlecula

Per guardar una molècula, només cal utilitzar saveFormatData:

var data = Kekule.IO.saveFormatData(mol, 'mol');
        // or Kekule.IO.saveMimeData(mol, 'chemical/x-mdl-molfile');
console.log(data);


var data = Kekule.IO.saveFormatData(mol, 'smi');
        // or Kekule.IO.saveMimeData(mol, 'chemical/x-daylight-smiles');
console.log(data);

Les dades de retorn solen ser un string.

Carregant desde string

Si la font de dades és un string el procés de càrrega és bastant senzill amb Kekule.IO.loadFormatData:

var cmlData = `<cml xmlns="http://www.xml-cml.org/schema">
<molecule id="m1">
 <atomArray>
   <atom id="a2" elementType="C" x2="7.493264658965051" y2="35.58088907877604"/>
   <atom id="a3" elementType="O" x2="8.186084981992602" y2="35.18088907877604"/>
   <atom id="a1" elementType="C" x2="6.800444335937501" y2="35.18088907877604"/>
 </atomArray>
 <bondArray>
   <bond id="b2" order="S" atomRefs2="a2 a3"/>
   <bond id="b1" order="S" atomRefs2="a2 a1"/>
 </bondArray>
</molecule>
</cml>`;

var mol = Kekule.IO.loadFormatData(cmlData, 'cml');
  // or Kekule.IO.loadMimeData(cmlData, 'chemical/x-cml');

La molècula llegida de la cadena es retornarà immediatament. Per exemple, la molècula d'etanol carregada a l'exemple anterior:

Carregant des del fitxer

És una sol·licitud habitual per carregar molècules des del fitxer font.

El conjunt d'eines proporciona dos mètodes per a aquesta tasca: Kekule.IO.loadUrlData i Kekule.IO.loadFileData.

loadUrlData

El mètode loadUrlData obté dades d'un URL de fitxer remot, ja sigui una ruta absoluta (com ara http://www.mysite.com/myMolecule.cml ) o un camí relatiu (com data/myMolecule.cml ). El mètode carrega el fitxer font mitjançant AJAX , així que comparteix les mateixes limitacions amb AJAX (per exemple, same-origin policy.

Com que la transferència de dades a través de la xarxa pot costar molt de temps, loadUrlData utilitzar el model asíncron per retornar el resultat. Accepta dos paràmetres, el primer és l'URL de la font, la segona és una funció de devolució de trucada que es cridarà quan finalitzi el procés de càrrega. L'usuari hauria de comprovar la molècula carregada en aquesta funció de devolució de trucada:

var url = 'data/mol2D/quinone.mol';
Kekule.IO.loadUrlData(url, function(mol, success){
  if (success)
  {
    console.log('Loading from ' + url + ' Successful');
    showMolecule(mol);
  }
  else
  {
    console.log('Loading from ' + url + ' Failed');
  }
});
loadFileData

En els navegadors web moderns, també es pot carregar el fitxer desde una font local amb Kekule.IO.loadFileData i File API.

Aquest és l'exemple:

document.getElementById('inputFile').addEventListener('change', function()
  {
    var file = document.getElementById('inputFile').files[0];
    if (file)
    {
      Kekule.IO.loadFileData(file, function(mol, success)
      {
        if (success && mol)
          showMolecule(mol);
      });
    }
  });

loadFileDatatambé utilitza el model asíncron i necessita una callback function.

Draw

Per dibuixar fem servir una classe especial que s’anomena painter.

El següent fragment de codi s'utilitza per dibuixar molècules amb Painter:

var renderType = Kekule.Render.RendererType.R2D//R3D  // do 2D or 3D drawing

// parent element, we will draw inside it
var parentElem = document.getElementById('parent');
// clear parent elem
Kekule.DomUtils.clearChildContent(parentElem);

// create painter, bind with molecule
var painter = new Kekule.Render.ChemObjPainter(renderType, mol);

// create context inside parentElem
var dim = Kekule.HtmlElementUtils.getElemOffsetDimension(parentElem); // get width/height of parent element
var context = painter.createContext(parentElem, dim.width, dim.height); // create context fulfill parent element

// at last, draw the molecule at the center of context
painter.draw(context, {'x': dim.width / 2, 'y': dim.height / 2});

De fet, les molècules i altres tipus d'objectes es poden dibuixar a la pàgina HTML d'aquesta manera.

Per exemple, el codi següent dibuixa una fletxa d'equilibri:

// Create arrow glyph with initial parameters
var glyph = new Kekule.Glyph.StraightLine('glyph1', 1, {
      'startArrowType': Kekule.Glyph.ArrowType.OPEN,
      'startArrowSide': Kekule.Glyph.ArrowSide.REVERSED,
      'startArrowWidth': 0.25,
      'startArrowLength': 0.25,
      'endArrowType': Kekule.Glyph.ArrowType.OPEN,
      'endArrowSide': Kekule.Glyph.ArrowSide.SINGLE,
      'endArrowWidth': 0.25,
      'endArrowLength': 0.25,
      'lineLength': 1.5,
      'lineGap': 0.1,
      'lineCount': 2
    });
// create new painter, bind with glyph
var painter = new Kekule.Render.ChemObjPainter(Kekule.Render.RendererType.R2D, glyph);
// draw the glyph at the center of context we previous created
painter.draw(context, {'x': dim.width / 2, 'y': dim.height / 2});

El resultat:

Formats de fitxers

SDF

El format de fitxer de dades d'estructura (SDF) es basa en el format de fitxer MOL, ambdós desenvolupats per MDL Information Systems que després va ser adquirit per Biovia (ara anomenada Biovia, que pertany a Dassault Systems).

El fitxer MOL original només codificava una sola molècula, mentre que els fitxers en format SDF poden codificar una o diverses molècules.

Els fitxers SDF són fitxers ASCII amb format que emmagatzemen informació sobre les posicions dels àtoms individuals que formen la molècula. També es codifica la informació sobre l'estat d'hibridació i la connectivitat, tot i que aquestes últimes dades s'utilitzen amb menys freqüència i sovint de manera inconsistent.

Múltiples molècules estan delimitades per línies que consisteixen en quatre signes de dòlar ($$$$).

En aquest enllaç tens un exemple d'una molécula d'aigua: https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/rest/pug/compound/name/water/SDF

962
  -OEChem-06162407452D

  3  2  0     0  0  0  0  0  0999 V2000
    2.5369   -0.1550    0.0000 O   0  0  0  0  0  0  0  0  0  0  0  0
    3.0739    0.1550    0.0000 H   0  0  0  0  0  0  0  0  0  0  0  0
    2.0000    0.1550    0.0000 H   0  0  0  0  0  0  0  0  0  0  0  0
  1  2  1  0  0  0  0
  1  3  1  0  0  0  0
M  END
> <PUBCHEM_COMPOUND_CID>
962
...

Descàrrega directa de mol·lècules.

$ curl https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/rest/pug/compound/name/adenine/SDF -o adenine.mol

En general, per a mol·lècules que existeixin les podem baixar amb la instrucció:

curl https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/rest/pug/compound/name/{nom_molecula}/SDF -o {nom_molecula}.mol

Per descarregar-vos molècules des de TypeScript o Javascript ho podeu fer amb les classes que proporciona el mòdul Kekule.IO:

  var reader = new Kekule.IO.MdlReader();
  //var multiple = parseInt(document.getElementById('editMultiple').value);
  var mol1;
  var result;
  var r = reader.readData(data, Kekule.IO.ChemDataType.TEXT);
  mol1 = r;
  result = r;

Informació addicional des del web de l’NCBI:

El subportal d’NCBI pubchem et permet cercar tota la informació sobre mol·lècules: PubChem

Quan el trobem, podem veure tota la informació, descarregar-la en diversos formats i fins i tot visualitzar-la amb 2D i 3D. A més a més, et pots descarregar la visualització 2D o 3D.

En el cas de l'Ethanol (l'alcohol), aquestes són les URL que tenim (qualsevol de les 2 val).

El paracetamol: https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/1983

MOL

Molfile és un format de fitxer basat en text utilitzat per emmagatzemar i transmetre estructures moleculars.

Tot i que els molfiles s'utilitzen més habitualment en química orgànica, el format té èxit en diferents graus a l'hora de representar també molècules inorgàniques i organometàl·liques.

Projecte

Per treballar amb la llibreria farem servir React.

Per aquesta activitat farem servir el projecte bio-kekule:

$ git clone https://gitlab.com/xtec/bio-kekule
$ cd bio-kekule
$ ./init.sh

Tanca el terminal i torna'l a obrir:

$ npm run next-dev

Obre el navegador a http://localhost:3000/molecule.

A partir del projecte inicial has de realitzar modificacions per ampliar la seva funcionalitat.

Per exemple:

  1. Opció de renderitzar les molècules en 3D

  2. A part de mostrar la molècula, també una descripció de la molécula que pots renderitzar a partir de wikipedia.

  3. Que l’usuari pugui modificar el fitxer SDF i es dibuixi la nova molècula

  4. Cada cop que es renderitza una molècula enviar el nom al servidor per saber quines són les més buscades.

  5. Poder editar una molècula

En aquest enllaç tens vàries demos a partir de kekule: Kekule.js Demos

Aquí tens un altre exemple: Hack-a-Mol

I segur que en troves d’altres a Internet de visualització i manipulació de molècules.

Al finalitzar l’activitat has de construir una imatge i desplegar-la a Azure.

Informació de la mol.lecula

Nosaltres no ho treballem a DAWBIO, però la informàtica mol.lecular també té molts problemes interessants.