Реферат: Основные понятия молекулярной биологии
Особенности атомов четырех элементов таблицы Менделеева, составляющих основу всех биологических молекул: водорода, углерода, азота и кислорода.
Водород. Номер 1 в таблице Менделеева. Малое по размеру ядро несет единичный положительный заряд. Электрон находится на первой, близкой к ядру орбите. Атом водорода легко теряет электрон, образуя положительный ион Н+ . Говорят, что атом водорода является хорошим донором электрона, переходящего к другим атомам. Ион Н+ играет важную роль в биохимических реакциях.
Углерод (№ 6). Заметно большее, чем у водорода ядро имеет заряд +6. Соответственно, электронов тоже 6. Два электрона, первой, ближайшей к ядру оболочки не способны участвовать в образовании химических связей. На второй, «валентной» оболочке — 4 электрона. Они могут находиться в двух состояниях. Первое — когда два электрона из четырех спарены (определенным образом связаны между собой) и потому не могут принимать участия в образовании химических («ковалентных») связей с другими атомами. В этом состоянии углерода двухвалентен, как например, в молекуле СО. В образовании связей участвуют только два не спаренных электрона второй оболочки. Ковалентную связь между двумя атомами образуют два валентных электрона — по одному от каждого из атомов. Эти электроны спариваются и обращаются по общей орбите вокруг обоих ядер. В этом «совладении» электронами и состоит химическая связь. Если электроны спарены на орбите одного из атомов, то они в химической связи участвовать не могут.
Однако, как раз у углерода спаренные электроны наружной оболочки легко разъединяются и приобретают способность участвовать в образовании ковалентных связей. В этом состоянии углерод четырехвалентен (например, COg). Четырехвалентный углерод, связываясь с четырьмя другими атомами (например, в молекуле метана СН4), образует очень устойчивую пространственную конфигурацию тетраэдра, в центре которого находится ядро углерода.
Добавим, что ядро углерода прочно удерживает все четыре валентных электрона внешней оболочки. Поэтому углерод не склонен образовывать ион.
Азот (№ 7). В нормальном состоянии имеет на внешней оболочке пять электронов, из которых два спарены. Поэтому в соединениях азот чаще- всего трехвалентен (например, в аммиаке — NH3). Однако образование тетраэдрической структуры настолько выгодно, что атом азота охотно отдает один из спаренных электронов и превращается в четырехвалентный положительно заряженный ион, который соединяется ковалентно с четырьмя другими атомами, например в ионе аммония NH3.
К взаимоотношениям нормального, трехвалентного азота и водорода стоит присмотреться внимательнее.
Во-первых, партнерство маленького водорода с более крупным азотом далеко не равноправное. Общая пара электронов должна обегать оба ядра. Но в окрестностях азота она проводит куда больше времени, чем около ядра водорода. Это означает, что атом азота получает небольшой дополнительный отрицательный заряд (его обозначают 5- ), а водород оказывается в такой же мере положительно заряженным (б+ ). Происходит смещение заряда . Значки 5 на этом рисунке не имеют количественного смысла, а лишь обозначают малую величину, заведомо меньшую 1. Две другие химические связи азота не сильно влияют на это смещение.
Во-вторых, из-за наличия на внешней орбите атома азота спаренных электронов этот атом за счет их отрицательного заряда дополнительной, хотя и очень небольшой, силой удерживает около себя атом водорода.
Эти особенности взаимоотношений азота и водорода играют в живой природе очень важную роль.
Кислород (№ 8). В нормальном состоянии на внешней орбите атома находится шесть электронов, из которых четыре спарены, и только два могут участвовать в образовании химических связей. Кислород двухвалентен. Помимо этого, он обладает уникальной особенностью: весьма склонен отнимать у других атомов электрон и включать его в состав своей внешней оболочки, превращаясь в отрицательный ион. В этом смысл процесса окисления. Захваченный электрон спаривается с одним из двух прежде свободных электронов кислорода и его ион оказывается одновалентным. Говорят, что кислород обладает сродством к электрону. Это обусловлено тем, что присоединивший седьмой электрон к своей внешней электронной оболочке ион кислорода приближается к очень устойчивой конфигурации инертного атома неона. Азот и кислород в этом плане являются антиподами. Азот может служить донором электрона, а кислород является его акцептором»
Сродство кислорода к электрону проявляется и тогда, когда оба его свободных электрона заняты в образовании ковалентных связей. Кислород «стремится» удержать около себя спаренные электроны этих связей, оттягивая на себя таким образом электронную плотность и получая некоторый отрицательный заряд.
Кроме того кислород, имея на внешней орбите спаренные электроны (даже две пары), способен, подобно азоту притягивать оказавшийся поблизости дефицитный по электронной плотности атом водорода.
Описанные особенности атомов азота и кислорода позволяют понять природу слабых сил взаимодействия, играющих ключевую роль как в образовании пространственной структуры белков и ферментативном катализе, так и в спаривании нитей ДНК. Рассмотрим три главных типа таких сил.
1. Ионная связь. Такая связь может возникнуть при сближении отрицательного иона кислорода (например после диссоциации водорода от карбоксильной группы) и положительного иона четырехвалентного азота, как показано на рис. 3. Не интересующие нас пока остальные участки молекул изображены в виде прямоугольников).
Расстояние между ядрами ионов кислорода и азота около ЗА, а сила взаимного притяжения такова, что для отрыва их друг от друга требуется затратить 0,95 килокалорий на каждый моль ионных пар. Для разрыва же ковалентной химической связи (например, между двумя атомами углерода) требуется почти в сто раз больше энергии — около 85 ккал/моль.
2. Водородная связь. Образование так называемой «водородной» связи обусловлено указанными выше явлениями:
поляризацией связи N—Н
притяжением обедненного электронами водорода к атому азота или кислорода, имеющим на внешней орбите спаренные электроны.
Расстояния между ядрами двух азотов или азота и кислорода такие же, как при ионной связи — около ЗА. Ядро водорода как бы зажато между почти соприкасающимися внешними электронными оболочками N и N или N и О. Для разрыва водородной связи требуется около 0,7 ккал/моль — это тоже слабая связь.
3. Гидрофобная связь. Это, по существу говоря, не связь, а «невольное» объединение молекул, отторгнутых молекулами воды. Гидрофобные молекулы «не любят» воду — растворяются в ней очень плохо. Растворимость в воде означает склонность вещества распадаться на отдельные молекулы, каждую из которых окружает гидратная оболочка — слой «прилипших» молекул воды. «Прилипание» воды (смачивание) происходит благодаря притяжению поляризованных молекул воды (диполей) к ионам или заряженным участкам растворяемых молекул (рис1). Поляризованность молекулы воды, если учесть, что в реальности оба водорода действительно находятся по одну сторону от атома кислорода.
 |
 |
| Рис.1 |
| Рис.2 |
Если крупная молекула имеет на поверхности заряженную или поляризованную группу атомов, то вокруг нее тоже будут образовываться «местные» гидратные оболочки (рис. 2). Этого может быть достаточно для придания всей молекуле определенной (худшей, чем для чистого иона) растворимости в воде. К первому слою «прилипших» молекул воды такими же силами присоединяются еще слои молекул воды, образуется своего рода «шуба», которая «втягивает» молекулу в водное окружение, даже если остальные участки молекулы с водой не взаимодействуют.
Естественно, что сами диполи молекул воды электростатически и водородными связями притягиваются друг к другу. Это обусловливает, в частности, некоторую трудность испарения воды (по сравнению, например, с эфиром и спиртом). Вода «стремится» упорядочить расположение своих молекул по объему так, чтобы между ними образовалось максимальное число связей. Чем больше таких связей, тем меньше потенциальная энергия всей системы (ведь для разрыва связей, например испарения воды, надо подводить энергию нагревания). Любая подвижная система стремится занять положение, отвечающее минимуму потенциальной энергии. Тепловое движение молекул воды препятствует этому. Максимальное упорядочивание достигается лишь при 0°С, когда вода кристаллизуется в лед.
Гидрофобные молекулы образуются незаряженными и неполяризованными атомами и группами атомов. Они не связывают воду, не смачиваются. Таковы, например, алифатические цепочки вида СНз—CH2—CH2—... да и сами образующие их группы CH3— и —CH2— . Высока гидрофобность ароматических молекул: бензола (C6H6), фенола, толуола и других, в состав которых входят разного рода замкнутые циклы с сопряженными связями. Вода такие молекулы как бы «не замечает». Но, оказавшись в воде, несмачиваемые молекулы занимают место и мешают молекулам воды образовать максимально возможное при данной температуре число связей. Помехи уменьшатся, если гидрофобные молекулы соберутся в тесные кучки (капли), как показано на рис. 3, где кружками изображены гидрофобные молекулы, а зачерненными — молекулы воды.
Рис.3
Именно так вода «выталкивает» гидрофобные молекулы, точнее — сохраняет их случайное объединение. И хотя сами гидрофобные молекулы никак не взаимодействуют друг с другом, конечный результат выглядит так, будто они притягиваются некими силами, которые и условились называть «гидрофобными связями». Чтобы эти молекулы разъединить (растворить), надо затратить энергию на разрыв связей между молекулами воды, расчистить места для распределения гидрофобных молекул по всему объему. (Именно поэтому жир относительно легко смывается горячей водой).
Энергия разрыва таких связей, считая на моль гидрофобного вещества (при условии избытка воды) заметно больше, чем в случае ионной или водородной связи, а именно — около 2,4 ккал/моль. Но и она мала по сравнению с ковалентной связью. Так что гидрофобная связь тоже слабая.
Белковая глобула. Аминокислоты
--> ЧИТАТЬ ПОЛНОСТЬЮ <--