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  H⁺ + zasada

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

HCl H⁺ + Cl^-

Zasadą jest na przykład CH₃-NH₂, który w roztworze przyłączy H⁺:

CH₃-NH₂ + H^+CH₃-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.

---