1
W4
CZĄSTECZKI I ZWIĄZKI CHEMICZNE
•
DEFINICJE: CZĄSTECZKA, ZWIĄZEK CHEMICZNY,
WIĄZANIE
•
RODZAJE WIĄZAŃ, DŁUGOŚCI I ENERGIE, JEDNOSTKI
ENERGII
WIĄZANIA KOWALENCYJNE, WŁAŚCIWOŚCI
•
WARTOŚCIOWOŚĆ
•
GEOMETRIA WIĄZAŃ KOWALENCYJNYCH
•
WIĄZANIE POJEDYNCZE I PODWÓJNE
•
TWORZENIE WIĄZAŃ KOWALENCYJNYCH,
(CZĄSTECZKA WODORU)
•
TWORZENIE WIĄZANIA KOWALENCYJNEGO I
JONOWEGO
WIĄZANIA NIEKOWALENCYJNE
•
WIĄZANIA JONOWE
•
WIĄZANIA JONOWE W UKŁADACH BIOLOGICZNYCH
•
SOLE
•
MECHANIZM TWORZENIA WIĄZANIA JONOWEGO
(NaCl)
•
WIĄZANIA WODOROWE
•
PRZYKŁADY
•
SIŁY VAN DER WAALSA
•
ODDZIAŁYWANIA HYDROFOBOWE
ENERGIE WIĄZAŃ NIEKOWALENCYJNYCH
WIĄZANIA KOWALENCYJNE W MAKROCZĄSTECZKACH
2
CZĄSTECZKI, ZWIĄZKI CHEMICZNE I
WIĄZANIA
Materia jest kombinacją róŜnych pierwiastków, których
metodami chemicznymi nie da się rozłoŜyć na
substancje prostsze;
CZĄSTECZKA – zespół dwóch lub więcej atomów
połączonych
w
sposób
trwały
wiązaniami
KOWALENCYJNYMI (CHEMICZNYMI);
mogą to być atomy tego samego pierwiastka (H
2
,O
2
) lub
róŜnych pierwiastków (H
2
O)
ZWIĄZEK CHEMICZNY – substancja, która składa się
z dwóch lub więcej róŜnych pierwiastków powiązanych
wiązaniami kowalencyjnymi;
róŜne związki chemiczne zawierają róŜną liczbę
atomów
atomy tych pierwiastków muszą występować w
określonym stosunku liczbowym; liczba przy symbolu
pierwiastka oznacza liczbę jego atomów w cząsteczce;
np. H
2
O, NaCl, C
6
H
12
O
6
);
MAKROCZĄSTECZKA – substancja składająca się z
duŜej liczby atomów powiązanych w sposób trwały
wiązaniami
kowalencyjnymi,
której
struktura
przestrzenna jest zazwyczaj stabilizowana róŜnymi
wiązaniami i oddziaływaniami niekowalencyjnymi
(wiązania słabe)
3
RÓWNANIA CHEMICZNE: opisuj
ą
reakcje chemiczne
zachodz
ą
ce mi
ę
dzy:
•
atomami: 2H
2
+ O
2
2H
2
O
•
atomami i zwi
ą
zkami chemicznymi: O
2
+ 2CO
2
2CO
2
•
zwi
ą
zkami chemicznymi: SO
3
+ H
2
O
H
2
SO
4
wzory cz
ą
steczkowe (sumaryczne): np H
2
O; symbole
chemiczne wskazuj
ą
rodzaj atomów, a stoj
ą
ce przy nich
dolne wska
ź
niki – ich liczb
ę
lewa strona równania: wzory substancji reaguj
ą
cych =
SUBSTRATY
prawa strona równania: wzory substancji powstaj
ą
cych =
PRODUKTY
liczba poprzedzaj
ą
ca wzór lub symbol chemiczny =
liczba cz
ą
steczek bior
ą
cych udział w reakcji
strzałka: oznacza kierunek reakcji
dwie strzałki skierowane przeciwnie: oznaczaj
ą
reakcj
ę
odwracaln
ą
: N
2
+ 3H
2
2NH
3
STAN RÓWNOWAGI reakcji odwracalnej: szybko
ść
reakcji w obydwu kierunkach jest taka sama
4
WIĄZANIA
Organizmy Ŝywe są zbudowane z materii nieoŜywionej;
cechy charakterystyczne substancji składających się z
pierwiastków łącznie z substancjami, które stanowią
tworzywo organizmów Ŝywych zaleŜą od sposobu
łączenia się ich atomów w cząsteczki;
WIĄZANIE: SIŁA UTRZYMUJĄCA SPÓJNOŚĆ
ATOMÓW W CZĄSTECZCE
DŁUGOŚĆ WIĄZANIA: charakterystyczna odległość
między jądrami atomów, przy której siły przyciągania i
odpychania są zrównowaŜone
ENERGIA WIĄZANIA = SIŁA WIĄZANIA:
•
ilość ENERGII, potrzebnej do rozerwania wiązania
•
wyraŜa się w kilokaloriach na mol (kcal/mol) lub
kilodŜulach na mol (kJ/mol)
•
KILOKALORIA (kcal): ilość energii potrzebna do
podwyŜszenia temperatury jednego litra wody o
jeden stopień Celsjusza; jeśli do zerwania 6x10
23
wiązań kowalencyjnych (tj. do zerwania jednego
mola takich wiązań) potrzeba 1 kcal, to siła tego
wiązania wynosi 1 kcal/mol;
•
KILODśUL (kJ) = 0,239 kcal; (1kcal =4,184 kJ)
5
WIĄZANIE KOWALENCYJNE (CHEMICZNE)
•
niewypełniona powłoka elektronowa jest mniej
stabilna niŜ powłoka całkowicie wypełniona; atomy
z niepełnymi powłokami elektronowymi mają silną
tendencję do interakcji z innymi atomami, podczas
których mogą zyskać lub utracić pewną ilość
elektronów, aby wypełnić powłokę;
•
wiązanie kowalencyjne powstaje, gdy dwa atomy
zbliŜą się do siebie na małą odległość i wspólnie
uŜytkują jeden lub więcej elektronów;
•
wartość
energetyczna
przeciętnego
wiązania
kowalencyjnego jest około 100 razy większa od
energii cieplnej cząsteczek
•
wiązania
kowalencyjne
ulegają
rozerwaniu
podczas reakcji chemicznych z innymi atomami lub
cząsteczkami; nie są rozrywane przez ruchy
termiczne cząsteczek
•
w Ŝywych komórkach reakcje chemiczne zachodzą
przy współudziale specyficznych katalizatorów
białkowych – ENZYMÓW
6
KLASYFIKACJA CZ
Ą
STECZEK
•
MAŁE CZ
Ą
STECZKI: do 30 atomów w
ę
gla; masa
do 1000 Da
•
OLIGOMERY: 3 – 50 jednostek monomerycznych
•
POLIMERY (MAKROCZ
Ą
STECZKI): ponad 50
jednostek monomerycznych; masy bardzo ró
Ŝ
ne:
setki, tysi
ą
ce a nawet miliardy (np liczba
nukleotydów w DNA)
7
MODELE MOLEKULARNE OPISUJĄCE STRUKTURĘ
CZĄSTECZEK
MODELE PRZESTRZENNE (A): najbardziej odpowiadają
rzeczywistości; wielkość i sposób przedstawiana atomu zleŜą
od wielkości jego promienia van der Waalsa oraz rodzajów
tworzonych wiązań chemicznych; wg. umowy
międzynarodowej przyjęto kształty i kolory symbolizujące
poszczególne atomy:
wodór - biały; azot – niebieski; fosfor i siarka – Ŝółty;
węgiel – czarny; tlen – czerwony;
MODELE KULKOWE (B): kulki są o promieniu mniejszym
niŜ promień van der Waalsa; układ jest przez to jaśniejszy,
pozwala dostrzec więcej szczegółów struktury; wiązania
przedstawiono w postaci pałeczek; stoŜkowy profil pałeczki
symbolizującej wiązanie pokazuje, która para atomów
znajduje się bliŜej patrzącego;
MODELE SZKIELETOWE (C): pokazują tylko zrąb
cząsteczki; atomy nie są zaznaczone; ich pozycje określają
miejsca połączenia wiązań lub ich zakończenia; najczęściej
uŜywa się ich do przedstawiania struktury duŜych
makrocząsteczek
8
PREZENTACJA STRUKTUR MAKROCZ
Ą
STECZEK I
ICH KOMPLEKSÓW
przykład: struktura białka (układu immunologicznego)
zaakcentowane s
ą
tylko najwa
Ŝ
niejsze cechy struktury:
zwini
ę
ta wst
ę
ga - helisa
α
szeroka strzałka - struktura
β
linia – p
ę
tla
struktury makrocz
ą
steczkowe zawieraj
ą
tak wiele
atomów (tysi
ą
ce, setki tysi
ę
cy),
Ŝ
e przedstawienie
uwzgl
ę
dniaj
ą
ce wszystkie atomy nie dałoby wyra
ź
nej
struktury
(B)
MODELE
PREZENTUJ
Ą
CE
POWIERZCHNI
Ę
CZ
Ą
STECZKI
pokazuj
ą
ogólny
kształt
makrocz
ą
steczki,
a
do
zaznaczenia szczególnych cech dotycz
ą
cych topografii
powierzchni
lub
rozkładów
elektrycznych
mo
Ŝ
na
wprowadzi
ć
ró
Ŝ
ne kolory, lub odcienie
w oddziaływaniach mi
ę
dzy makrocz
ą
steczkami cz
ę
sto
bior
ą
udział tylko ich powierzchnie
9
PORÓWNANIE BUDOWY RÓśNYCH CZĄSTECZEK
WARTOŚCIOWOŚĆ
:
•
liczba elektronów, którą atom moŜe uzyskać lub
utracić (w drodze wspólnego uŜytkowania lub
przeniesienia) aby wypełnić zewnętrzną powłokę
elektronową;
•
charakteryzuje zdolność atomu lub grup atomów
do wchodzenia w związki z innymi atomami;
•
określa liczbę wiązań chemicznych tworzonych
przez dany atom z innymi atomami
WARTOŚCIOWOŚĆ JONOWA
:
liczba elektronów
usuniętych z atomu lub do niego przyłączonych; np. +1
dla Na, -1 dla Cl
10
GEOMETRIA WIĄZAŃ KOWALENCYJNYCH
•
kaŜdy atom tworzy stałą liczbę wiązań kowalencyjnych o
zdefiniowanym przestrzennym ułoŜeniu
•
atom wodoru moŜe tworzyć tylko jedno wiązanie
kowalencyjne;
•
inne atomy pospolite w Ŝywych organizmach – C, O, N,
S, P – tworzą wiązania z tyloma atomami, ile jest
niezbędnych do uzyskania ośmioelektronowej powłoki
zewnętrznej; np. : C – 4; O - 2; N – 3;
•
kowalencyjne wiązania między wieloma atomami mają
określone kąty, długości wiązań i energię;
•
cząsteczki utworzone przez te atomy mają dokładnie
określoną strukturę przestrzenną, o której decyduje
ułoŜenie w przestrzeni orbit wspólnych elektronów
cząsteczka wody ma kształt litery V
cztery wiązania kowalencyjne atomu węgla wskazują cztery
wierzchołki regularnego czworościanu
11
WIĄZANIE POJEDYNCZE:
•
KAśDY
Z
DWÓCH
ATOMÓW
PRZEKAZUJE
DO
WSPÓLNEGO UśYTKU PO JEDNYM ELEKTRONIE
;
•
wiązanie pojedyncze umoŜliwia obrót jednej części
cząsteczki w stosunku do drugiej wokół osi wiązania, co
zapewnia
elastyczność
i
umoŜliwia
cząsteczkom
przybieranie róŜnych konformacji
WIĄZANIE PODWÓJNE
:
•
ATOMY
WYKORZYSTUJĄ
WSPÓLNIE
CZTERY
ELEKTRONY
•
wiązania
podwójne
są
silniejsze
i
krótsze
od
pojedynczych
•
atomy połączone dwoma lub więcej wiązaniami
kowalencyjnymi nie mogą się swobodnie obracać wokół
osi wiązania; przez co układ atomów jest mniej
elastyczny; ma to wpływ na strukturę przestrzenną wielu
cząsteczek
12
WIĄZANIA WĘGIEL – WĘGIEL
POJEDYNCZE PODWÓJNE
(A) CZĄSTECZKA ETANU: tetraedryczne rozmieszczenie
wiązań kowalencyjnych pojedynczych atomów węgla; jedna z
grup –CH
3
moŜe się obracać wokół osi wiązania w stosunku
do drugiej
(B) CZĄSTECZKA ETENU (ETYLENU): wiązanie
podwójne między dwoma atomami węgla zmienia geometrię
wiązań i umieszcza wszystkie atomy w jednej płaszczyźnie;
wiązanie podwójne uniemoŜliwia rotację jednej grupy CH
2
względem drugiej
13
TWORZENIE WIĄZANIA KOWALENCYJNEGO
na przykładzie cząsteczki wodoru (H
2
)
Niewypełniona powłoka elektronowa jest mniej stabilna niŜ
powłoka całkowicie wypełniona; w najprostszej moŜliwej
cząsteczce, cząsteczce wodoru - H
2
, kaŜdy atom H ma tylko
jeden elektron, (a więc jego pierwsza powłoka nie jest
wypełniona); gdy dwa jądra atomowe znajdują się w
charakterystycznej odległości równej długość wiązania,
DWA ATOMY WODORU WSPÓLNIE UśYTKUJĄ
SWOJE DWA ELEKTRONY dzięki czemu obydwa uzyskują
kompletne powłoki elektronowe; orbitale na których znajdują
się elektrony obejmują obydwa jądra
14
TWORZENIE WIĄZANIA KOWALENCYJNEGO I
JONOWEGO
atomy z niewypełnionymi powłokami elektronowymi mają
silną tendencję do oddziaływań z innymi atomami, podczas
których mogą zyskać lub utracić pewną ilość elektronów aby
wypełnić powłokę
wymiana elektronów moŜe się odbywać na dwa
sposoby:
•
przez przeniesienie elektronu z jednego atomu do
drugiego –WIĄZANIE JONOWE
•
wspólne uŜytkowanie elektronów przez dwa atomy
– WIĄZANIE KOWALENCYJNE;
elektrony są częściowo przesunięte w kierunku
jednego
z
atomów
–
WIĄZANIE
KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE
15
WIĄZANIA NIEKOWALENCYJNE
WIĄZANIA JONOWE (elektrostatyczne)
•
oddziaływania jonowe zachodzą między grupami
mającymi całkowity (wiązanie jonowe) lub
cząstkowy ładunek elektryczny
•
siła przyciągania między dwoma ładunkami
szybko maleje ze wzrostem odległości między nimi
•
w nieobecności wody siły jonowe są bardzo duŜe;
są one odpowiedzialne za twardość minerałów
takich jak marmur czy agat
•
siła wiązania jonowego w środowisku wodnym jest
znacznie obniŜona gdyŜ kaŜdy z jonów jest
otoczony
cząsteczkami
wody;
wiązania
kowalencyjne nie podlegają takim wpływom
16
W UKŁADACH BIOLOGICZNYCH wiązania jonowe są
bardzo waŜne, np.:
•
enzym wiąŜący substrat obdarzony ładunkiem,
zazwyczaj w miejscu wiązania ma aminokwas
obdarzony ładunkiem o znaku przeciwnym
•
podjednostki cząsteczki białka mogą się połączyć
dzięki
komplementarnym
ładunkom
na
powierzchniach
17
•
SOLE - substancje utrzymywane wyłącznie przez
wiązania jonowe
•
wiele soli, tak jak NaCl łatwo rozpuszcza się w
wodzie i dysocjuje na poszczególne jony: Na
+
+ Cl
-
;
w krysztale nie występują oddzielne, pojedyncze
cząsteczki NaCl; kaŜdy atom Na znajduje się w
jednakowej odległości od sześciu sąsiednich atomów
chloru, a kaŜdy atom chloru jest podobnie otoczony
sześcioma atomami sodu; kaŜdy z atomów jest
powiązany z kaŜdym z sąsiadów wiązaniem
elektrostatycznym (jonowym) o mocy 1/6
18
TWORZENIE WIĄZANIA JONOWEGO
na przykładzie chlorku sodu
Wiązania jonowe powstają na skutek przemieszczenia się elektronu z
jednego atomu do drugiego
1mm
(A): reakcja atomu sodu z atomem chloru polega na przeniesieniu
jednego elektronu z atomu sodu na atom chlor;
•
powstają dwa przeciwnie naładowane jony:
- KATION (dodatni) - Na
+
-ANION (ujemny) – Cl
-
•
oba jony o przeciwnych ładunkach są utrzymywane razem
siłami przyciągania elektrostatycznego
(B): model krystalicznego chlorku sodu: jony sodu i chloru są ułoŜone
regularnie obok siebie i ich przeciwne ładunki są doskonale
zrównowaŜone
(C): kryształki chlorku sodowego: kryształek soli kuchennej o boku
około 1mm zawiera 2.10
19
jonów kaŜdego rodzaj
19
WIĄZANIA WODOROWE
•
wiązanie wodorowe tworzy się wówczas, gdy
elektrony jednej cząsteczki mogą być częściowo
wspólne z atomem wodoru drugiej: atom
wodoru staje się wspólny dla dwóch cząsteczek
•
powstają one wtedy gdy atom elektroujemny,
tlen lub azot, znajdzie się odpowiednio blisko
wodoru związanego kowalencyjnie z innym
atomem elektroujemnym
•
donor wodoru – atom, z którym wodór jest ściślej
związany; akceptor wodoru- drugi atom biorący
udział w wiązaniu, ma częściowy ładunek ujemny
•
wiązanie wodorowe jest dłuŜsze i około
pięciokrotnie słabsze niŜ wiązanie kowalencyjne
O-H
20
•
energia wiązania wodorowego, tzn. energia
potrzebna do rozerwania tego wiązania wynosi
ok. 20 kJ/mol; zajmuje ono pozycję pośrednią
pomiędzy słabym oddziaływaniem van der
Waalsa (ok. 1.2 kJ/mol) i wiązaniem
kowalencyjnym (460 kJ/mol).
21
ENERGIA wiązania wodorowego zaleŜy od kierunku;
•
są najsilniejsze wtedy, gdy zaangaŜowane w nich
atomy DONOR- WODÓR – AKCEPTOR są ułoŜone
na jednej linii prostej
•
dzięki ukierunkowaniu, wiązania wodorowe są
zdolne utrzymać dwie cząsteczki w specyficznej
orientacji przestrzennej
SILNE WIĄZANIE WODOROWE
:
SŁABE WIĄZANIE WODOROWE:
22
wiązania wodorowe mogą być pojedyncze lub
wielokrotne
pary zasad w kwasach nukleinowych:
pojedyncze wiązanie wodorowe jest bardzo labilne,
łatwo tworzy się i łatwo ulega rozerwaniu; jednakŜe
gdy jest ich duŜo mają znaczną energię i decydują o
właściwościach wody ciekłej oraz o stabilności
róŜnych struktur biologicznych w stanie natywnym.
23
•
wiązanie wodorowe
MIĘDZYCZĄSTECZKOWE
:
atomy biorące udział w wiązaniu naleŜą do róŜnych
cząsteczek
•
wiązanie
WEWNĄTRZCZĄSTECZKOWE
: atomy
tworzące wiązanie wodorowe znajdują się w
obrębie jednej cząsteczki
(A)
(B)
(A) ŁAŃCUCHY POLIPEPTYDOWE: WIĄZANIA
WODOROWE MIĘDZYCZĄSTECZKOWE I
WEWNĄTRZCZĄSTECZKOWE
(B) DNA i RNA: WIĄZANIA WODOROWE
MIĘDZYCZĄSTECZKOWE ŁĄCZĄ PARY ZASAD
24
w
makrocząsteczkach
naturalnego
pochodzenia
wiązania
wodorowe
wewnątrzcząsteczkowe
i
międzycząsteczkowe są bardzo liczne; określona
długość, orientacja przestrzenna i wielokrotność są
waŜnym czynnikiem wymuszającym powstawanie
precyzyjnych trójwymiarowych struktur białek,
kwasów
nukleinowych,
polisacharydów
i
nadcząsteczkowych struktur biologicznych
25
ODDZIAŁYWANIA VAN DER WAALSA
•
międzycząsteczkowe siły van der Waalsa są
wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i
jąder w cząsteczkach; są to niespecyficzne siły
przyciągania pojawiające się wtedy, kiedy atomy
zbliŜą się na odległość 0,3 - 0,4 nm; w przypadku
małych odległości siły przyciągania i odpychania są
skompensowane
•
kaŜdy atom ma charakterystyczną wielkość lub
promień van der Waalsa:
H – 0,12; C - 0,2; N – 0,15; O - 0,14 (nm)
•
ś
rednia
odległość
między
atomami
czy
cząsteczkami korzystna dla oddziaływania jest
sumą ich poszczególnych promieni van der Waalsa
26
•
energia van der Waalsa dla jednej pary atomów jest
bardzo mała (około 4 kJ/mol); siła pojedynczego
wiązanie jest tylko niewiele większa od średniej
energii
cieplnej
cząsteczek
w
temperaturze
pokojowej (2,5 kJ/mol)
•
siły van der Waalsa mają znaczenie w wiązaniach
międzycząsteczkowych gdy są wielokrotne – wiele
atomów jednej cząsteczki wchodzi jednocześnie w
bliski w kontakt z wieloma atomami drugiej
cząsteczki; skuteczność wiązania van der Waalsa
zaleŜy od komplementarności przestrzennej
27
ODZIAŁYWANIA VAN DER WAALSA
28
ODDZIAŁYWANIA HYDROFOBOWE
oddziaływania hydrofobowe powodują asocjację cząsteczek
hydrofobowych i wypychanie ich z fazy wodnej substancje
hydrofobowe: cząsteczki niepolarne, nierozpuszczalne w
wodzie, np. węglowodory
woda wymusza łączenie się grup i cząsteczek hydrofobowych,
Ŝ
eby zminimalizować zaburzenia w sieci wiązań wodorowych
miedzy cząsteczkami wody;
29
ODDZIALYWANIA HYDROFOBOWE SĄ
TERMODYNAMICZNIE KORZYSTNE
próba rozpuszczenia substancji niepolarnej w środowisku
wodnym prowadzi do zmniejszenia entropii środowiska
wodnego, gdyŜ wymusza większe usieciowanie cząsteczek
wody, wiązaniami wodorowymi, wokół cząsteczki
hydrofobowej; korzystniejsze termodynamicznie jest
wypchniecie cząsteczek hydrofobowych z fazy wodnej lub
przynajmniej ich asocjacja prowadząca do zmniejszenia
objętości;
reakcja hydrofobowa jest procesem samorzutnym, gdy
zachodzi entropia otoczenia wzrasta
30
ZNACZENIE ODDZIAŁYWAŃ
HYDROFOBOWYCH
•
oddziaływania hydrofobowe decydują o tworzeniu się
błon fosfolipidowych
•
są
głównym
czynnikiem
fałdowania
cząsteczek
białkowych w specyficzne struktury trójwymiarowe –
formy czynne biologicznie; struktura przestrzenna
cząsteczki białka jest zawarta w sekwencji aminokwasów
tego białka; w procesie fałdowania reszty niepolarne
aminokwasów zostają schowane we wnętrzu struktury w
celu oddzielenia ich od środowiska wodnego, a reszty
polarne znajdują się na powierzchni i są w kontakcie ze
ś
rodowiskiem wodnym
31
KOWALENCYJNE I NIEKOWALENCYJNE WI
Ą
ZANIA
CHEMICZNE
RÓ
ś
NI
Ą
SI
Ę
•
DŁUGO
Ś
CI
Ą
•
SIŁ
Ą
(ENERGI
Ą
)
RODZAJ WI
Ą
ZANIA
DŁUGO
ŚĆ
(nm)
ENERGIA
(kJ/mol)
pró
Ŝ
nia
woda
KOWALENCYJNE
(wi
ą
zania silne)
0,15
377 (90) 377 (90)
NIEKOWALENCYJNE
(wi
ą
zania słabe)
•
jonowe
•
- wodorowe
•
- oddziaływania van
der Waalsa (na 1
atom)
0,25
0,30
0’35
335 (80)
16 (4)
0,4 (0,1)
12,6 (3)
4,2 (1)
0,4 (0,1)
oddziaływania hydrofobowe samorzutna asocjacja cz
ą
steczek
niepolarnych w
ś
rodowisku
wodnym
warto
ś
ci w nawiasach wyra
Ŝ
one s
ą
w kilokaloriach na mol;
1 kaloria=4,81 d
Ŝ
uli; 1d
Ŝ
ul=0,239 kal
•
ENERGIA
•
ENERGIA
WI
Ą
ZANIA
KOWALENCYJNEGO
JEST
ZNACZNIE WI
Ę
KSZA OD KA
ś
DEGO Z WI
Ą
ZA
Ń
SŁABYCH
•
ENERGIA WI
Ą
ZA
Ń
JONOWYCH I WODOROWYCH
ZALE
ś
Y DO
Ś
RODOWISKA; WI
Ą
ZANIA JONOWE I
WODOROWE
SA
SŁABSZE
W
Ś
RODOWISKU
WODNYM NI
ś
W PRÓ
ś
NI
32
ENERGIE WIĄZAŃ NIEKOWALENCYJNYCH
są bardzo zróŜnicowane
•
ENERGIA WIĄZAŃ JONOWYCH zaleŜy od stałej
dielektrycznej środowiska; są one znacznie słabsze w
ś
rodowisku wodnym; wiązania kowalencyjne nie ulegają
podobnym wpływom
siła przyciągania lub odpychania ładunków elektrycznych
jest odwrotnie proporcjonalna do stałej dielektrycznej
ś
rodowiska;
siła przyciągania dwóch ładunków elektrycznych o
znakach przeciwnych w wodzie będzie 81 razy mniejsza
niŜ w powietrzu lub próŜni;
(stała dielektryczna wody, ε =81)
•
WIĄZANIA WODOROWE są około 20 razy słabsze od
wiązań kowalencyjnych a w środowisku wodnym są
kilkakrotnie słabsze od wiązań jonowych; są jednak
mocniejsze od oddziaływań międzycząsteczkowych van
der Waalsa
•
ENERGIA WIĄZAŃ VAN der WAALSA jest niewiele
większa od energii ruchów termicznych
•
ODDZIAŁYWANIA HYDROFOBOWEsą wymuszane
wiązaniami wodorowymi między cząsteczkami wody i
tendencją cząsteczek niepolarnych do zajmowania jak
najmniejszej powierzchni w środowisku wodnym (siłą
napędową jest wzrost entropii układu)
33
WIĄZANIA NIEKOWALENCYJNE NADAJĄ
DOKŁADNIE OKREŚLONY KSZTAŁT
MAKROCZASTECZKOM
słabe wiązania chemiczne są co najmniej 20 razy słabsze niŜ
wiązania kowalencyjne; duŜa liczba słabych wiązań
umoŜliwia silne oddziaływanie między cząsteczkami
34
większość makrocząsteczek: białka i wiele cząsteczek RNA
ulega pofałdowaniu do określonej stabilnej konformacji; jeśli
słabe wiązania stabilizujące konformację ulegną zerwaniu, to
cząsteczka przybiera strukturę przypadkową pozbawioną
aktywności biologicznej
KONFORMACJA UPRZYWILEJOWANA: STRUKTURA
PRZESTRZENNA O NAJMNIEJSZEJ ENERGII POWSTAJE
SAMORZUTNIE DZIĘKI ODDZIAŁYWANIOM SŁABYM
35
WIĄZANIA NIEKOWALENCYJNE UCZESTNICZĄ W
ODDZIAŁYWANIACH MIĘDZY MAKROCZĄSTECZKAMI
•
powierzchnie cząsteczek A i B oraz A i C, nie pasują do
siebie; między nimi moŜe powstać tylko kilka słabych
wiązań; ruchy termiczne rozdzielą te cząsteczki;
•
powierzchnie cząsteczek A i D są komplementarne,
powstaje duŜa liczba wiązań niekowalencyjnych;
cząsteczki są połączone
36
MAŁE
CZ
Ą
STECZKI
Ł
Ą
CZ
Ą
SI
Ę
TWORZ
Ą
C
MAKROCZ
Ą
STECZKI, KTÓRE MOG
Ą
ZOSTA
Ć
POŁ
Ą
CZONE
W DU
ś
E KOMPLEKSY
SPÓR O MAKROCZ
Ą
STECZKI
Chemicy na pocz
ą
tku dwudziestego wieku spierali si
ę
czy
białka, polisacharydy i inne du
Ŝ
e cz
ą
steczki s
ą
:
•
pojedynczymi cz
ą
steczkami zbudowanymi z wyj
ą
tkowo
du
Ŝ
ej
liczby
atomów
poł
ą
czonych
wi
ą
zaniami
kowalencyjnymi
•
skupiskiem
heterogennych
małych
cz
ą
steczek
poł
ą
czonych słabymi siłami
•
stosowane metody: obni
Ŝ
anie punku zamarzania roztworu,
pomiar ci
ś
nienia osmotycznego dawały rozbie
Ŝ
ne wyniki
np dla celulozy 6 000 – 103 000
•
nie znano te
Ŝ
metod syntezy du
Ŝ
ych cz
ą
steczek; istnienie
cz
ą
steczek o masie powy
Ŝ
ej 4 000 Da wydawało si
ę
nieprawdopodobne
•
rozstrzygni
ę
cie sporu: Svedeberg (1925) zaprojektował
ultrawirówk
ę
(nagroda Nobla), urz
ą
dzenie wykorzystuj
ą
ce
sił
ę
od
ś
rodkow
ą
do rozdziału cz
ą
steczek według wielko
ś
ci
•
ultrawirowanie roztworu hemoglobiny
jedno pasmo o
masie cz
ą
steczkowej 68 000; po wirowaniu mieszaniny
agregatów mniejszych cz
ą
steczek powinna pojawi
ć
si
ę
smuga cz
ą
steczek ró
Ŝ
nej wielko
ś
ci
37
WIĄZANIA WDODOROWE W ŚRODOWISKU
NIEPOLARNYM WODNYM
38