![]() |
WODA Związki chemiczne występujące w komórce wykazują niezwykłą złożoność i różnorodność. Wszystkie one jednak zbudowane są z ograniczonej liczby podstawowych pierwiastków. W największych ilościach występują tlen, azot, węgiel i wodór stanowią one ok. 99% masy komórki. Najliczniej występującą w żywej komórce substancją jest woda stanowi ona ok. 70% masy komórki. Pełni ona podstawową rolę w funkcjonowaniu komórki tworząc środowisko dla reakcji chemicznych i oddziaływań międzykomórkowych. Woda posiada specyficzne cechy wyróżniające ją spośród innych związków chemicznych i czyniące niezbędną dla istnienia życia. Cząsteczka wody składa się z atomu tlenu i dwóch atomów wodoru. Nie są one ułożone liniowo, lecz tworzą trójkąt. ![]() Takie ułożenie atomów determinuje jedną z najistotniejszych cech cząsteczki wody polarność. Atomy wodoru połączone są z tlenem wiązaniami kowalencyjnymi. Duża różnica elektroujemności pomiędzy tymi pierwiastkami (tlen 3,5; wodór 2,1) powoduje przesunięcie elektronów od atomów wodoru w kierunku tlenu. Na wodorze powstaje niewielki ładunek dodatni (d +), natomiast po przeciwnej stronie atomu tlenu, na wyimaginowanym wierzchołku tetraedru tworzonego przez atomy, pojawia się ładunek ujemny (d ). W wyniku tego cząsteczka wody jest dipolem: pomimo, że jako całość ma ładunek obojętny, jej elektrony rozmieszczone są niesymetrycznie, co czyni ją spolaryzowaną. Wynikiem polaryzacji cząsteczek H2O jest tworzenie przez nie wiązań wodorowych. ![]() Wpływają one w zasadniczy sposób na strukturę i właściwości wody. Pojedyncza cząsteczka łączyć się może z czterema innymi znajdującymi się w pobliżu tworząc nietrwałą sieć. Im niższa temperatura wody, tym więcej pojawia się takich struktur sieciowych. Jednak nawet w 37° C około 15% cząsteczek H2O pozostaje związanych. Ta specyficzna dla wody właściwość odpowiada za cechy takie jak wysokie napięcie powierzchniowe wody, duże ciepło właściwe i niska temperatura zamarzania. Własności te mają zasadnicze znaczenie dla istnienia życia między innymi powodują, że w warunkach fizycznych panujących na Ziemi woda występuje w stanie ciekłym. Kolejną cechą wynikającą z polarnego charakteru cząsteczek H2O jest ich zdolność do otaczania jonów i innych cząsteczek polarnych. Wynika to z przyciągania się ładunków różnoimiennych: jony posiadają określony ładunek dodatni (kationy) lub ujemny (aniony), a cząsteczki polarne wykazują nierównomierne rozłożenie równoważących się ładunków na swojej powierzchni. Molekuła wody ustawia się w taki sposób, aby dostosować się ładunkiem do cząsteczki, z którą oddziałuje: ![]() Te cząsteczki, które dzięki swojemu ładunkowi dobrze wbudowują się w usieciowaną strukturę wody nazywamy hydrofilowymi. Wykazują one dobrą rozpuszczalność w roztworach wodnych. Molekuły niepolarne i nie posiadające określonego ładunku zakłócają trójwymiarową strukturę wody utworzoną przez wiązania wodorowe. ![]() Cząsteczki takie, nie wiążąc się z molekułami H2O są wypychane poza sieć. Skupiają się one w grupy i układają tak, aby powierzchnia kontaktu z wodą była jak najmniejsza. Cząsteczki takie nazywa się hydrofobowymi; są one słabo rozpuszczalne w wodzie. Obecność takich molekuł w środowisku wodnym powoduje tworzenie się wokół nich klatek otoczek utworzonych z cząsteczek H2O połączonych wiązaniami wodorowymi. Stanowią one struktury o wyższym stopniu organizacji czyli niższej entropii. Ponieważ każdy układ dąży do stanu o możliwie najwyższej entropii, powstawanie klatek jest niekorzystne energetycznie. Najlepszym rozwiązaniem jest skupienie hydrofobowych cząsteczek tak, aby dało się je otoczyć klatką o możliwie najmniejszej powierzchni. To dążenie do stanu optymalnego energetycznie jest siłą wywołującą oddziaływań hydrofobowych. ![]() pH i stężenie jonów wodorowych Woda ulega stałej, samoczynnej dysocjacji, w wyniku czego niewielka część cząsteczek znajduje się zawsze w postaci jonów OH- i H+. ![]() W trakcie dysocjacji pęka jedno z wiązań OH, a uwolniony kation H+ dołącza się do cząsteczki wody tworząc jon hydroniowy H3O+. Z tego powodu w roztworach wodnych praktycznie nie spotyka się wolnych jonów H+. Jednak przy określaniu stężenia jony podaje się umownie jako [H+] i [OH]. Stężenie jonów wodorowych [H+] jest miarą kwasowości roztworu. W 25° C w czystej wodzie stężenia wynoszą: [H+]=[OH]=10 7 mola/litr. Dla uproszczenia przyjęto używać skali pH, gdzie pH = log10[H+].
W powyższych warunkach pH=7. Roztwór o takim odczynie określa się jako obojętny. Zgodnie z teorią Brönsteda-Lowryego kwasem nazywamy cząsteczkę, która w roztworze uwalnia jon H+ (donor wodoru), zasadą natomiast taką, która go przyłącza (akceptor wodoru): kwas ó H+ + zasada Przykładem kwasu może być HCl, który dysocjuje w roztworze wodnym na H+ i Cl: HCló H+ + Cl Zasadą jest na przykład CH3NH2, który w roztworze przyłączy H+: CH3NH2 + H+óCH3NH3+ Gdy do roztworu dodaje się kwasu, uwalniane są protony i wzrasta [H+], a tym samym spada [OH], który łączy się z jonami H+. Zgodnie ze wzorem, wraz ze wzrostem [H+] spada wartość pH. Utrzymanie właściwego pH jest niezbędne dla funkcjonowania licznych mechanizmów komórkowych. Zależy od niego między innymi sfałdowanie białek, a co za tym idzie, właściwe działanie enzymów. Ekstremalne pH doprowadzić mogą do denaturacji białka. Każdy enzym posiada optymalne dla swojego funkcjonowania pH. Zarówno w organizmie, jak i w warunkach in vitro spotyka się bufory. Są to roztwory zawierające sprzężoną parę kwas-zasada, pomiedzy którymi może mieć miejsce przepływ jonów wodorowych. Dzięki temu bufor niweluje wahania [H+] i opiera się niewielkim zmianom pH. Przykładem buforu może być para kwas octowy-jon octanowy. W przypadku zmiany stężenia jonów H+ lub OH są one wychwytywane odpowiednio przez jon octanowy lub kwas octowy. Zapobiega to pojawianiu się w roztworze nadmiaru tych jonów. Oczywiście bufor działa tylko w pewnym zakresie stężeń jonów później jego składniki ulegają wysyceniu i traci on swoje zdolności. Układy buforujące zabezpieczają struktury i mechanizmy komórkowe przed wahaniami pH amortyzując niemal całkowicie jego zmiany.
![]() Š 1997, 1998 Biologia Molekularna w Internecie Webmaster ![]() |