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 różnych pierwiastków, których
metodami chemicznymi nie da się rozłożyć 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

różnych pierwiastków (H

2

O)

ZWIĄZEK CHEMICZNY – substancja, która składa się
z dwóch lub więcej różnych pierwiastków powiązanych
wiązaniami kowalencyjnymi;
różne związki chemiczne zawierają różną 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
dużej liczby atomów powiązanych w sposób trwały
wiązaniami

kowalencyjnymi,

której

struktura

przestrzenna jest zazwyczaj stabilizowana różnymi
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 żywe są zbudowane z materii nieożywionej;
cechy charakterystyczne substancji składających się z
pierwiastków łącznie z substancjami, które stanowią
tworzywo organizmów żywych zależą 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 zrównoważone

ENERGIA WIĄZANIA = SIŁA WIĄZANIA:

•

ilość ENERGII, potrzebnej do rozerwania wiązania

•

wyraża się w kilokaloriach na mol (kcal/mol) lub
kilodżulach na mol (kJ/mol)

•

KILOKALORIA (kcal): ilość energii potrzebna do
podwyższenia 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 niż 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
zbliżą się do siebie na małą odległość i wspólnie
użytkują 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 żywych 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

ż

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 zleżą
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 – żółty;
węgiel – czarny; tlen – czerwony;

MODELE KULKOWE (B): kulki są o promieniu mniejszym
niż promień van der Waalsa; układ jest przez to jaśniejszy,
pozwala dostrzec więcej szczegółów struktury; wiązania
przedstawiono w postaci pałeczek; stożkowy profil pałeczki
symbolizującej wiązanie pokazuje, która para atomów
znajduje się bliżej patrzącego;

MODELE SZKIELETOWE (C): pokazują tylko zrąb
cząsteczki; atomy nie są zaznaczone; ich pozycje określają
miejsca połączenia wiązań lub ich zakończenia; najczęściej
używa się ich do przedstawiania struktury dużych
makrocząsteczek

8

PREZENTACJA STRUKTUR MAKROCZ

Ą

STECZEK I

ICH KOMPLEKSÓW

przykład: struktura białka (układu immunologicznego)

zaakcentowane s

ą

tylko najwa

ż

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),

ż

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

ż

na

wprowadzi

ć

ró

ż

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 może uzyskać lub
utracić (w drodze wspólnego użytkowania 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

•

każdy atom tworzy stałą liczbę wiązań kowalencyjnych o
zdefiniowanym przestrzennym ułożeniu

•

atom wodoru może tworzyć tylko jedno wiązanie
kowalencyjne;

•

inne atomy pospolite w żywych 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
ułożenie 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 umożliwia obrót jednej części
cząsteczki w stosunku do drugiej wokół osi wiązania, co
zapewnia

elastyczność

i

umożliwia

cząsteczkom

przybieranie różnych 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

może 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 uniemożliwia rotację jednej grupy CH

2

względem drugiej

13

TWORZENIE WIĄZANIA KOWALENCYJNEGO

na przykładzie cząsteczki wodoru (H

2

)

Niewypełniona powłoka elektronowa jest mniej stabilna niż
powłoka całkowicie wypełniona; w najprostszej możliwej
cząsteczce, cząsteczce wodoru - H

2

, każdy 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 może się odbywać na dwa
sposoby:

•

przez przeniesienie elektronu z jednego atomu do
drugiego –WIĄZANIE JONOWE

•

wspólne użytkowanie 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 duże;
są one odpowiedzialne za twardość minerałów
takich jak marmur czy agat

•

siła wiązania jonowego w środowisku wodnym jest
znacznie obniżona gdyż każdy z jonów jest
otoczony

cząsteczkami

wody;

wiązania

kowalencyjne nie podlegają takim wpływom

16

W UKŁADACH BIOLOGICZNYCH wiązania jonowe są
bardzo ważne, np.:

•

enzym wiążący 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; każdy atom Na znajduje się w
jednakowej odległości od sześciu sąsiednich atomów
chloru, a każdy atom chloru jest podobnie otoczony
sześcioma atomami sodu; każdy z atomów jest
powiązany z każdym 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 ułożone
regularnie obok siebie i ich przeciwne ładunki są doskonale
zrównoważone

(C): kryształki chlorku sodowego: kryształek soli kuchennej o boku
około 1mm zawiera 2.10

19

jonów każdego 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 dłuższe i około
pięciokrotnie słabsze niż 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 zależy od kierunku;

•

są najsilniejsze wtedy, gdy zaangażowane w nich
atomy DONOR- WODÓR – AKCEPTOR są ułożone
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; jednakże
gdy jest ich dużo mają znaczną energię i decydują o
właściwościach wody ciekłej oraz o stabilności
różnych struktur biologicznych w stanie natywnym.

23

•

wiązanie wodorowe

MIĘDZYCZĄSTECZKOWE

:

atomy biorące udział w wiązaniu należą do różnych
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
ważnym 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
zbliżą się na odległość 0,3 - 0,4 nm; w przypadku
małych odległości siły przyciągania i odpychania są
skompensowane

•

każdy 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
zależy 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,
ż

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, gdyż 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

ż

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

ż

one s

ą

w kilokaloriach na mol;

1 kaloria=4,81 d

ż

uli; 1d

ż

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 zróżnicowane

•

ENERGIA WIĄZAŃ JONOWYCH zależy 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
niż w powietrzu lub próżni;
(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 niż
wiązania kowalencyjne; duża liczba słabych wiązań
umożliwia 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 może powstać tylko kilka słabych
wiązań; ruchy termiczne rozdzielą te cząsteczki;

•

powierzchnie cząsteczek A i D są komplementarne,
powstaje duża 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

ż

e cz

ą

steczki s

ą

:

•

pojedynczymi cz

ą

steczkami zbudowanymi z wyj

ą

tkowo

du

ż

ej

liczby

atomów

poł

ą

czonych

wi

ą

zaniami

kowalencyjnymi

•

skupiskiem

heterogennych

małych

cz

ą

steczek

poł

ą

czonych słabymi siłami

•

stosowane metody: obni

ż

anie punku zamarzania roztworu,

pomiar ci

ś

nienia osmotycznego dawały rozbie

ż

ne wyniki

np dla celulozy 6 000 – 103 000

•

nie znano te

ż

metod syntezy du

ż

ych cz

ą

steczek; istnienie

cz

ą

steczek o masie powy

ż

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

ż

nej wielko

ś

ci

37

WIĄZANIA WDODOROWE W ŚRODOWISKU

NIEPOLARNYM WODNYM

38