Zwi±zki chemiczne występuj±ce w komórce wykazuj± niezwykł± złożono¶ć i różnorodno¶ć. Wszystkie one jednak zbudowane s± z ograniczonej liczby podstawowych pierwiastków. W największych ilo¶ciach występuj± tlen, azot, węgiel i wodór – stanowi± one ok. 99% masy komórki.

Najliczniej występuj±c± w żywej komórce substancj± jest woda – stanowi ona ok. 70% masy komórki. Pełni ona podstawow± rolę w funkcjonowaniu komórki tworz±c ¶rodowisko dla reakcji chemicznych i oddziaływań międzykomórkowych.

Woda posiada specyficzne cechy wyróżniaj±ce j± spo¶ród innych zwi±zków chemicznych i czyni±ce niezbędn± dla istnienia życia.

Cz±steczka wody składa się z atomu tlenu i dwóch atomów wodoru. Nie s± one ułożone liniowo, lecz tworz± trójk±t.

Takie ułożenie atomów determinuje jedn± z najistotniejszych cech cz±steczki wody – polarno¶ć. Atomy wodoru poł±czone s± z tlenem wi±zaniami kowalencyjnymi. Duża różnica elektroujemno¶ci 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 cz±steczka wody jest dipolem: pomimo, że jako cało¶ć ma ładunek obojętny, jej elektrony rozmieszczone s± niesymetrycznie, co czyni j± spolaryzowan±.

Wynikiem polaryzacji cz±steczek H₂O jest tworzenie przez nie wi±zań wodorowych.

Wpływaj± one w zasadniczy sposób na strukturę i wła¶ciwo¶ci wody. Pojedyncza cz±steczka ł±czyć się może z czterema innymi znajduj±cymi się w pobliżu tworz±c nietrwał± sieć.

Im niższa temperatura wody, tym więcej pojawia się takich struktur sieciowych. Jednak nawet w 37° C około 15% cz±steczek H₂O pozostaje zwi±zanych. Ta specyficzna dla wody wła¶ciwo¶ć odpowiada za cechy takie jak wysokie napięcie powierzchniowe wody, duże ciepło wła¶ciwe i niska temperatura zamarzania. Własno¶ci te maj± zasadnicze znaczenie dla istnienia życia – między innymi powoduj±, że w warunkach fizycznych panuj±cych na Ziemi woda występuje w stanie ciekłym.

Kolejn± cech± wynikaj±c± z polarnego charakteru cz±steczek H₂O jest ich zdolno¶ć do otaczania jonów i innych cz±steczek polarnych. Wynika to z przyci±gania się ładunków różnoimiennych: jony posiadaj± okre¶lony ładunek dodatni (kationy) lub ujemny (aniony), a cz±steczki polarne wykazuj± nierównomierne rozłożenie równoważ±cych się ładunków na swojej powierzchni. Molekuła wody ustawia się w taki sposób, aby dostosować się ładunkiem do cz±steczki, z któr± oddziałuje:

Te cz±steczki, które dzięki swojemu ładunkowi dobrze wbudowuj± się w usieciowan± strukturę wody nazywamy hydrofilowymi. Wykazuj± one dobr± rozpuszczalno¶ć w roztworach wodnych.

Molekuły niepolarne i nie posiadaj±ce okre¶lonego ładunku zakłócaj± trójwymiarow± strukturę wody utworzon± przez wi±zania wodorowe.

Cz±steczki takie, nie wi±ż±c się z molekułami H₂O s± wypychane poza sieć. Skupiaj± się one w grupy i układaj± tak, aby powierzchnia kontaktu z wod± była jak najmniejsza. Cz±steczki takie nazywa się hydrofobowymi; s± one słabo rozpuszczalne w wodzie. Obecno¶ć takich molekuł w ¶rodowisku wodnym powoduje tworzenie się wokół nich klatek – otoczek utworzonych z cz±steczek H₂O poł±czonych wi±zaniami wodorowymi. Stanowi± one struktury o wyższym stopniu organizacji czyli niższej entropii. Ponieważ każdy układ d±ży do stanu o możliwie najwyższej entropii, powstawanie “klatek” jest niekorzystne energetycznie. Najlepszym rozwi±zaniem jest skupienie hydrofobowych cz±steczek tak, aby dało się je otoczyć “klatk±” o możliwie najmniejszej powierzchni. To d±żenie do stanu optymalnego energetycznie jest sił± wywołuj±c± oddziaływań hydrofobowych.

pH i stężenie jonów wodorowych

Woda ulega stałej, samoczynnej dysocjacji, w wyniku czego niewielka czę¶ć cz±steczek znajduje się zawsze w postaci jonów OH^–- i H⁺.

W trakcie dysocjacji pęka jedno z wi±zań O–H, a uwolniony kation H⁺ doł±cza się do cz±steczki wody tworz±c jon hydroniowy H₃O⁺. Z tego powodu w roztworach wodnych praktycznie nie spotyka się wolnych jonów H⁺. Jednak przy okre¶laniu stężenia jony podaje się umownie jako [H⁺] i [OH^–].

Stężenie jonów wodorowych [H⁺] jest miar± kwasowo¶ci roztworu. W 25°  C w czystej wodzie stężenia wynosz±: [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	kwa¶na gleba
	10-5	5	lizozomy
	10-6	6	cytoplazma skurczonych mię¶ni
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 okre¶la się jako obojętny.

Zgodnie z teori± Brönsteda-Lowry’ego kwasem nazywamy cz±steczkę, która w roztworze uwalnia jon H⁺ (donor wodoru), zasad± natomiast tak±, która go przył±cza (akceptor wodoru):

kwas ó H⁺ + zasada

Przykładem kwasu może być HCl, który dysocjuje w roztworze wodnym na H⁺ i Cl^–:

HCló H⁺ + Cl^–

Zasad± jest na przykład CH₃–NH₂, który w roztworze przył±czy H⁺:

CH₃–NH₂ + H^+óCH₃–NH₃⁺

Gdy do roztworu dodaje się kwasu, uwalniane s± protony i wzrasta [H⁺], a tym samym spada [OH^–], który ł±czy się z jonami H⁺. Zgodnie ze wzorem, wraz ze wzrostem [H⁺] spada warto¶ć pH.

Utrzymanie wła¶ciwego pH jest niezbędne dla funkcjonowania licznych mechanizmów komórkowych. Zależy od niego między innymi sfałdowanie białek, a co za tym idzie, wła¶ciwe działanie enzymów. Ekstremalne pH doprowadzić mog± do denaturacji białka. Każdy enzym posiada optymalne dla swojego funkcjonowania pH.

Zarówno w organizmie, jak i w warunkach in vitro spotyka się bufory. S± to roztwory zawieraj±ce sprzężon± 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^– s± one wychwytywane odpowiednio przez jon octanowy lub kwas octowy. Zapobiega to pojawianiu się w roztworze nadmiaru tych jonów. Oczywi¶cie bufor działa tylko w pewnym zakresie stężeń jonów – póĽniej jego składniki ulegaj± wysyceniu i traci on swoje zdolno¶ci.

Układy buforuj±ce zabezpieczaj± struktury i mechanizmy komórkowe przed wahaniami pH amortyzuj±c niemal całkowicie jego zmiany.

 

WIˇZANIA

AMINOKWASY

Webmaster