Wykłady z Biofizyki dla studentów kierunku analityka medyczna

Biofizyka molekularna

– oddziaływania wewnątrz- i

międzycząsteczkowe

Hanna Trębacz

Katedra i Zakład Biofizyki

Uniwersytet Medyczny w Lublinie

2012/2013

Atom



Elektrony w atomie są przyciągane siłami

elektrycznymi przez protony w jądrze.



Studnia potencjału wokół jądra – uwolnienie z niej wymaga
dostarczenia elektronom energii z zewnątrz.



Im bliżej jądra znajduje się elektron, tym silniej jest przyciągany i
wzrasta energia konieczna do jego oderwania od atomu (

głębsza

studnia potencjału)

Atom

Atom



Zgodnie z mechaniką kwantową,

elektrony są jednocześnie cząstkami i
falami.



Każdy elektron można opisać funkcją

określającą prawdopodobieństwo

znalezienia elektronu w określonym

obszarze. Dla elektronu w studni potencjału
funkcja ta jest nazywana orbitalem.



Zbiór orbitali posiadających podobny

poziom energetyczny to powłoka

elektronowa, a wszystkie powłoki − chmura
elektronowa.

Atom helu w stanie podstawowym.



Jądro ma rozmiary

rzędu 1 fm – ok. 100 000
razy mniej od rozmiarów
chmury elektronowej.

Chmura elektronowa

Atom

Kształty pięciu najprostszych orbitali. Trzy orbitale 2p mają
identyczny kształt, różnią się jedynie orientacją w przestrzeni

Istnieje określony, niewielki zbiór stabilnych orbitali

wokół jądra a wszystkie pozostałe, które są

teoretycznie możliwe, szybko rozpadałyby się.

Stan podstawowy



Elektrony na orbitalach oddziałują ze sobą zmieniając
kształt orbitali.



W stanie wzbudzonym zaburzenia ruchu elektronów są
jeszcze bardziej zakłócone a wszystkie orbitale
zaczynają mieszać się.



Proces mieszania się orbitali w danym atomie nazywa
się procesem hybrydyzacji.

Stan wzbudzony

Powstawanie wiązań



W wyniku zmieszania orbitali powstają warunki do tworzenia
wiązań chemicznych.



W przypadku atomu węgla powstają cztery hydrydy skierowane do
naroży tetraedru i każda będzie dążyła do sparowania elektronów.
To sparowanie może uzyskać w wyniku utworzenia wiązania
chemicznego z innym atomem.

Wiązanie chemiczne wg

mechaniki kwantowej



Wytworzenie wiązania chemicznego polega

na deformacji powłoki elektronowej atomów,

zmianie gęstości elektronowej w otoczeniu

jąder atomów, a przez to wyróżnieniu

uprzywilejowanych kierunków w przestrzeni.



Zakłada się, że orbital cząsteczkowy

powstaje w wyniku nakładania się orbitali

atomowych atomów tworzących wiązanie.

Energia potencjalna

układu atomów

w cząsteczce

r

o

E

w

E

w

– energia wiązania (minimalna

energia dla rozerwania wiązania)



Siły wiążące atomy w cząsteczce



Wiązania jonowe



Wiązania kowalencyjne



koordynacyjne

Oddziaływania wewnątrzcząsteczkowe

Wiązanie jonowe



Wiązanie jonowe (elektrowalencyjne,
heteropolarne lub biegunowe) - utworzone
przez elektrostatyczne oddziaływanie między
jonami o różnoimiennych ładunkach.



Wiązanie to powstaje najczęściej między
metalem a niemetalem.

Atom chloru (Cl)

Atom sodu (Na)

Jon sodu (Na

+

)

Jon chlorkowy (Cl

-

)

Schemat powstawania

wiązania jonowego

Wiązanie kowalencyjne



Połączenie atomów w cząsteczkę poprzez parę elektronów,
które są współdzielone przez oba atomy tworzące to wiązanie.



Wspólne elektrony znajdują się na wspólnych orbitalach
molekularnych, które powstają w wyniku nakładania się
odpowiednich orbitali atomowych.



Wszystkie elektrony na wszystkich orbitalach molekularnych
tworzą chmurę elektronową, otaczającą oba połączone atomy.



Ze względu na sposób nakładania się orbitali
atomowych tworzących orbitale molekularne
rozróżnia się wiązania σ (sigma) i π (pi).



Wiązania

σ

powstają w wyniku czołowego

nakładania się orbitali atomowych (orbitale
ustawione wzdłuż osi podłużnych).



Wiązania

π

powstają w wyniku nakładania

się bocznego orbitali (orbitale ustawione
równolegle).

Klasyfikacja wiązań kowalencyjnych

Klasyfikacja wiązań kowalencyjnych

s

– s

p

– p

s

– p

p

– p

Wiązania spolaryzowane



Wiązania kowalencyjne, w których biorą udział atomy
różniące się elektroujemnością, nazywa się wiązaniami
spolaryzowanymi.



Wspólna para elektronowa jest przesunięta w kierunku
atomu o większej elektroujemności.



Polaryzację wiązania można określić, podając moment
dipolowy wiązania.

Różnica miedzy wiązaniem jonowym a
kowalencyjnym ma charakter dość umowny

Oddziaływania międzycząsteczkowe



Są odpowiedzialne za tworzenie struktur
nadmolekularnych (

wielocząsteczkowych)



Energia wiązań międzycząsteczkowych jest
ok. stukrotnie mniejsza niż wiązań
wewnątrzcząsteczkowych

Oddziaływania międzycząsteczkowe



Oddziaływania van der Waalsa (uniwersalne)



Odziaływania wodorowe (specyficzne)

Oddziaływania

van der Waalsa



oddziaływania trwałych dipoli



oddziaływania trwały dipol – dipol
indukowany



siły dyspersyjne.

Oddziaływania trwałych dipoli

Oddziaływania trwały dipol

– dipol indukowany

Siły dyspersyjne



Siły dyspersyjne powstają wskutek chwilowych
zmian gęstości elektronów w cząsteczkach.



Cząsteczka posiadająca chwilowy moment
dipolowy może go wzbudzić w cząsteczce
sąsiadującej, wskutek czego obie cząsteczki mogą
się nawzajem chwilowo przyciągać lub odpychać.



Uśrednienie sił odpychających i przyciągających
daje oddziaływanie przyciągające proporcjonalne
do 1/r

6

.

Oddziaływania van der Waalsa



Przyczyną wystąpienia oddziaływania van der Waals
są trwałe oraz wyindukowane momenty dipolowe w
cząsteczkach lub - w przypadku oddziaływań
dyspersyjnych -

chwilowe asymetrie rozkładu ładunku

w cząsteczce lub atomie.



Oddziaływania van der Waalsa są oddziaływaniami
bliskiego zasięgu (do 0,5 nm).



Występują w kryształach wszelkiego typu (dominują w
kryształach molekularnych), ponadto mają duże
znaczenie w zjawiskach takich jak np. adsorpcjia czy
skraplanie gazów.

Wiązanie wodorowe

(mostki wodorowe)



Występuje ono pomiędzy kowalentnie związanym
atomem wodoru (donor), a elektroujemnymi atomami
sąsiedniej cząsteczki (akceptor)- najczęściej O, N, S,
czasami C.



silniejsze od van der Waalsa, ale słabsze od
kowalentnych.

Wiązanie wodorowe



Wiązania wodorowe, jeśli występują w
obrębie jednej cząsteczki, są często
traktowane jak słabe wiązanie chemiczne
jeśli jednak wiąże ono dwie lub więcej
cząsteczek, można je traktować jako
oddziaływanie międzycząsteczkowe.

Wiązanie wodorowe



Wszystkie wiązania wodorowe są znacznie słabsze od
wiązań kowalencyjnych.



Słabe wiązanie wodorowe – energia poniżej 4 kcal/mol.



Silne wiązanie wodorowe to takie- energia powyżej 4
kcal/mol,



Bardzo silne wiązania wodorowe tworzą się między
atomami w cząsteczkach (wewnątrzmolekularne wiązania
wodorowe

). Najsilniejsze znane wiązania wodorowe

posiadają energię zbliżoną do słabszych wiązań
kowalencyjnych

– rzędu 40 kcal/mol.

Wiązanie wodorowe



Wiązania wodorowe występują w cząsteczce i
międzycząsteczkami wody oraz we wszystkich
biomolekułach



Struktura III i IV-

rzędowa białek ( a więc i ich

właściwości) wynika z tego , że wiązania
wodorowe są kierunkowe; dotyczy to też
lipidów oraz węglowodanów.

Biologiczne znaczenie wiązań wodorowych



W

białkach konformacja głównego łańcucha peptydowego

odpowiedzialnego za tworzenie helikalnej, bądź płaskiej struktury
zdeterminowana jest przez wiązanie wodorowe N-H...O=C pomiędzy
grupami aminową i karbonylową.

Biologiczne znaczenie wiązań wodorowych



Oba łańcuchy helisy DNA są

utrzymywane razem przez wiązania
wodorowe pomiędzy
komplementarnymi parami zasad
azotowych.

Biologiczne znaczenie wiązań
wodorowych



W przypadku

polisacharydów wiązania wodorowe

pomiędzy grupami hydroksylowymi stabilizują ich
strukturę, znacząco wpływając na ich właściwości.

Biologiczne znaczenie wiązań wodorowych



Wiązania wodorowe mogą stosunkowo szybko
powstawać i zanikać, co ma szczególne znaczenie
w reakcjach biochemicznych.

Struktura i właściwości fizyczne wody



Rola wody:



ok. 60%składu protoplazmy,



rozpuszczalnik organiczny,



uczestnik reakcji biochemicznych,



jako nośnik w transporcie substancji i ciepła;



Właściwości fizyczne wody:



wysoka temperatura topnienia i wrzenia,



duże ciepło topnienia i parowania ,



duże napięcie powierzchniowe,



anomalna rozszerzalność termiczna



duża wartość przenikalności elektrycznej (sprzyja dysocjacji)

Struktura i właściwości fizyczne wody

+

+

-

Struktura i właściwości fizyczne wody

Rozkład przestrzenny ładunku
elektrycznego w cząsteczce wody
sprawia, że jedna cząsteczka
może za pośrednictwem wiązań
wodorowych przyłączyć dalsze
cztery.

Struktura i właściwości fizyczne wody

Ciekła woda

Lód



W lodzie każda cząsteczka jest połączona czterema wiązaniami
wodorowymi innymi cząsteczkami, w ciekłej wodzie ze średnio 3,4.

Woda w stanie ciekłym zachowuje część wiązań wodorowych, co
wpływa na jej właściwości fizyczne (np. wysokie ciepła przemian
fazowych, duże napięcie powierzchniowe)

Struktura i właściwości fizyczne wody

Dziękuję za uwagę