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 O–H, 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+].

stężenie jonow
wodorowych[mol/l]  
  pH     przykład
 
odczyn kwasowy 10-0 0
10-1 1   soki trawienne
10-2 2   sok cytrynowy
10-3 3   ocet winny
10-4 4   kwaśna gleba
10-5 5   lizozomy
10-6 6   cytoplazma skurczonych mięśni
 
odczyn obojętny 10-7 7   czysta woda i cytoplazma
 
odczyn zasadowy 10-8 8   woda morska
10-9 9   zasadowa gleba
10-10 10   jeziora o odczynie zasadowym
10-11 11   woda amoniakalna
10-12 12   
10-13 13   
10-14 14   

W powyższych warunkach pH=7. Roztwór o takim odczynie określa się jako obojętny.

Zgodnie z teorią Brönsteda-Lowry’ego 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 CH3–NH2, który w roztworze przyłączy H+:

CH3–NH2 + H+óCH3–NH3+

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.

 

WIĄZANIA

AMINOKWASY


Š 1997, 1998 Biologia Molekularna w Internecie                 Webmaster

This server is running Apache