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Modul 2.2: Wasser- und Wasserstoffbrücken - Biologie

Modul 2.2: Wasser- und Wasserstoffbrücken - Biologie


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Lernziel

  1. Erklären Sie die molekulare Struktur von Wasser.

  2. Identifizieren Sie Wasserstoffbrücken-Donoren und -Akzeptoren.

  3. Sagen Sie die Stärke von Wasserstoffbrücken basierend auf der Geometrie voraus.

  4. Sagen Sie die Löslichkeit von Verbindungen in Wasser voraus.

Polare Bindungen und Moleküle

Eine Bindung gilt als polar, wenn sich die Elektronegativitäten der beteiligten Atome signifikant unterscheiden. Elektronegativität ist ein Maß für die Anziehungskraft eines Atoms für Elektronen; ein elektronegativeres Atom zieht eine gewisse Elektronendichte von anderen gebundenen Atomen, die elektropositiver sind. Die folgende Tabelle gibt die Elektronegativitäten von Atomen an, die in der Biochemie üblich sind. Diese Werte können verwendet werden, um die Teilladung von Atomen in Molekülen abzuschätzen. Da beispielsweise die Elektronegativität von Wasserstoff kleiner als C, S, N und O ist, führen jegliche Bindungen zwischen Wasserstoff und diesen Atomen zu einer positiven Teilladung des Wasserstoffs und einer negativen Ladung am anderen Atom. Je größer der Unterschied der Elektronegativität, desto größer der Unterschied der Teilladungen.

AtomElektronegativität
h2.20
C2.55
S2.58
n3.04
Ö3.44

Das Dipolmoment (mu) wird durch die folgende Gleichung definiert:

wobei (q) die Ladung des Atoms und r der Abstand zum Massenzentrum ist.

[mu=sum space_{Allespace Atome} space qr onumber]

EIN polares Molekül wird ein Gesamtnettodipolmoment haben. Es ist möglich, dass ein unpolares Molekül polare Bindungen aufweist. Kohlendioxid (O=C=O) enthält beispielsweise zwei polare Bindungen, aber das Dipolmoment einer Bindung hebt die andere auf, was zu keinem Nettodipol und damit zu einem unpolaren Molekül führt.

Das Ammoniakmolekül (NH3) hat drei identische polare N-H-Bindungen, die gleichmäßig um das Stickstoffatom verteilt sind. Ammoniak hat ein Nettodipolmoment von 1,4 D, ähnlich dem von Wasser (1,85 D).

Glauben Sie aufgrund dieser Informationen, dass Ammoniak ein flacheres Molekül ist oder nicht? Begründen Sie Ihre Antwort kurz.

Hinweis

Welche Orientierungen des einzelnen Dipols würden zu einem Nettodipol von Null führen?

Antworten
Ammoniak ist nicht planer. Wenn es eben wäre, würden sich die mit jeder N-H-Bindung verbundenen Dipolmomente aufheben, was einen Nettodipol von Null ergibt.

Struktur des Wassers

  1. Sauerstoff hat die folgende elektronische Konfiguration: (1s^22s^22p^4).
  2. In Wasser bilden die 2s- und die drei 2p-Orbitale vier (sp^3)-Hybridorbitale.
  3. Diese Orbitale sind tetraedrisch ausgerichtet, jedoch ist der ideale Bindungswinkel von (109^{circ}) zu (104,5^{circ}) verzerrt.
  4. Die Orbitale sind so besetzt, dass zwei Orbitale gefüllt sind und zwei jeweils ein Elektron enthalten.
  5. Die gefüllten Orbitale können keine Bindungen eingehen und werden als einsame Elektronenpaare bezeichnet.
  6. Die halbgefüllten Orbitale sind an der Bildung einer Sigma-Bindung zwischen Sauerstoff und Wasserstoff beteiligt.
  7. "Gebogenes" Wassermolekül erzeugt ein permanentes Dipolmoment, das Wasser zu einem polaren Lösungsmittel macht.

Lerne beim machen

Wasser und Eis

Ziehen Sie das Modell mit der Maus, um es im 3D-Raum zu drehen. Verwenden Sie Ihre rechte Maustaste oder klicken Sie mit der „Steuerung“ auf das Jmol, um ein Menü mit Optionen zum Bearbeiten des Modells aufzurufen.

Wasser-Flüssigkeit

Eis

1. Identifizieren Sie die folgenden Atome anhand der Farben aus den obigen Abbildungen

Hinweis

Konzentrieren Sie sich auf ein einzelnes Wassermolekül.

Antworten

Rot: Sauerstoff; Weiß: Wasserstoff

2. Welche Menge von Atomen auf verschiedenen Molekülen wird eine größere Distanz zwischen ihnen haben? Wasserstoff zu Wasserstoff oder Wasserstoff zu Sauerstoff?

Hinweis

Überprüfen Sie die tatsächliche Entfernung

Antworten

Wasserstoff zu Wasserstoff (Die gleichen positiven Teilladungen der Wasserstoffatome bewirken, dass sie sich gegenseitig leicht abstoßen. Die entgegengesetzten Teilladungen der Sauerstoff- und Wasserstoffatome bewirken, dass sie sich gegenseitig anziehen.)

3. Beschreiben Sie die relative Orientierung der Wasserstoffatome (weiß) in Bezug auf die Sauerstoffatome (rot). Wie unterscheidet sich diese Orientierung zwischen Wasser und Eis?

Was ist die physikalische Grundlage für diese Orientierung?

Hinweis

Es kann hilfreich sein, die Moleküle zu drehen, um die relative Position der Atome zu sehen.

Antworten

Die Wasserstoffatome befinden sich im Allgemeinen in räumlicher Nähe zu den Sauerstoffatomen. Die Abstände zwischen Wasserstoff und Sauerstoff sind im Eis gleichmäßiger als im Wasser. Die Wasserstoffe orientieren sich vorzugsweise auf diese Weise, weil sie eine teilweise positive Änderung aufweisen und der Sauerstoff eine teilweise negative Ladung hat.

4. Vergleichen Sie flüssiges Wasser und Eis, das die geringere Dichte zu haben scheint, und warum?

Hinweis

Sehen Sie sich die physikalische Eigenschaft von Eis an, die dieses Phänomen verursacht.

Antworten

Eis hat die geringere Dichte (deshalb schwimmt es) aufgrund von sechseckigen Kanälen im Eis. Die hexagonalen Kanäle bilden sich, um die Wasserstoffbrückenbindung in festem Wasser zu optimieren.

A. H-Brücken sind stabil aufgrund der Elektronenverteilung über die Bindung (d. h. einer schwachen kovalenten Bindung) und einer elektrostatischen Anziehung zwischen:

  • Elektropositiver Wasserstoff, der an ein elektronegatives Atom gebunden ist, ist der Wasserstoffbrückendonor (d. h. NH)
  • Elektronegativer Wasserstoffbrücken-Akzeptor (z. B. die freien Sauerstoffpaare im Fall von Wasser oder die C=O-Gruppe eines Amids)

B. Typische Länge: 1,8 (von Wasserstoff zu Sauerstoff, 2,7 Å von Wasserstoff zu Stickstoff)

C. Typischer Winkel: (180^{circ}) (pm) (20^{circ})

D. Typische Energie: 20 kJ/Mol.

e. Anzahl der Wasserstoffbrückenbindungen temperaturabhängig, 4/Molekül bei 0(^{circ}C).

Biochemische Bedeutung von Wasserstoffbrücken:

  1. Im Eis verursachen die Wasserstoffbrücken die Bildung von Hohlräumen im Eis, wodurch die Dichte des Festkörpers verringert wird.
  2. In flüssigem Wasser bleiben die Wasserstoffbrückenbindungen bestehen und werden vorübergehend auf einer Zeitskala von ~ Nanosekunden gebildet, wodurch kleine kurzlebige "Eis"-Cluster in flüssigem Wasser erzeugt werden.
  3. Wasserstoffbrückenbindungen sind über einen weiten Temperaturbereich vorhanden.
  4. Die Wasserstoffbrückenbindungen in Wasser ermöglichen es dem Wasser, Wärme zu absorbieren, indem sie die Wasserstoffbrückenbindungen ohne großen Temperaturanstieg brechen, was dem Wasser eine hohe Wärmekapazität verleiht.

Die 4 möglichen Wasserstoffbrückenbindungen, die mit einem Wassermolekül im Eis gebildet werden. Die Anzahl der gebildeten Wasserstoffbrückenbindungen/Molekül in flüssigem Wasser beträgt weniger als vier und nimmt mit steigender Temperatur ab. Bei Raumtemperatur bildet jedes Wassermolekül durchschnittlich etwa 3 Wasserstoffbrückenbindungen.

Lerne beim machen

1. Welche der folgenden Atomgruppen wird nicht eine starke Wasserstoffbrücke bilden?

A. C-H.....O-C

B. O-H....N

C. N-H....O

D. OHO

Hinweis

Der Donorwasserstoff sollte an ein stark elektronegatives Atom gebunden sein.

Antworten

A. (Der Donorwasserstoff ist nicht an ein elektronegatives Atom gebunden.)

2. Welche der folgenden Wasserstoffbrückenbindungen wäre die stärkste (energieärmste)?

A. Ein H-zu-O-Abstand von 1,0 A

B. Ein H-zu-O-Abstand von 2,0 A

C. Ein H-zu-O-Abstand von 2,5 A

Hinweis

Der optimale Abstand zwischen Donor und Akzeptor hängt vom Gleichgewicht zwischen Van-der-Waals-Kräften und elektrostatischen Kräften ab.

Antworten

B. (Dies ist dem optimalen Abstand für die elektrostatische Wechselwirkung in Wasserstoffbrücken sehr nahe.)

3. Welche der folgenden Wasserstoffbrückenbindungen wäre die schwächste?

A. Ein N-H...O-Engel von 150 Grad

B. Ein N-H...O Engel von 170 Grad

C. Ein N-H...O-Engel von 180 Grad

Hinweis

Wasserstoffbrückenbindungen sind teilweise kovalent.


Antworten

A. (Wasserstoffbrücken sind ebenfalls teilweise kovalent und eine optimale Überlappung der gemeinsamen Elektronen tritt auf, wenn sie linear sind.)

Solvatation und Löslichkeit

Hydrophob Verbindungen enthalten keine polaren Atome und können daher nicht über Wasserstoffbrücken mit Wasser interagieren. Folglich verursachen solvatisierte hydrophobe Verbindungen die Bildung einer geordneten Hülle aus wasserstoffgebundenen Wassermolekülen. Die Entfernung der solvatisierten hydrophoben Verbindung setzt diese Wassermoleküle frei und erhöht die Entropie des Lösungsmittels. Diese günstige Entropieerhöhung des Lösungsmittels treibt die hydrophoben Moleküle aus der wässrigen Phase. Der hydrophobe Effekt ist für die spontane Bildung einer Reihe wichtiger biologischer Strukturen verantwortlich, wie zum Beispiel:

  • Proteine
  • Zellmembranen
  • Wechselwirkung kleiner Moleküle mit größeren Proteinen, wie Substraten mit Enzymen.

Hydrophil Verbindungen enthalten polare Atome wie Stickstoff oder Sauerstoff. Folglich können sie mit Wasser Wasserstoffbrückenbindungen bilden. Die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen ist energetisch günstig, daher lösen sich hydrophile Verbindungen leicht in Wasser.

Ionische Verbindungen werden leicht von Wasser solvatisiert. Es gibt zwei Faktoren, die eine gelöste Lösung von Ionen gegenüber der kristallinen Form begünstigen.

  1. Zunahme der Entropie der Ionen. Ein Kristall ist hochgeordnet, mit niedriger Entropie. Gelöste Ionen sind in der Lösung verteilt, ein Zustand hoher Entropie.
  2. Elektrostatische Abschirmung. Die Kraft zwischen zwei geladenen Teilchen ist: Die Kraft hängt vom Abstand der beiden Ladungen und der Dielektrizitätskonstante (D) des Mediums ab. Eine hohe Dielektrizitätskonstante, wie sie in Wasser zu finden ist, ist wichtig, da die Kräfte zwischen den Ladungen abgeschwächt oder reduziert werden. Dadurch wird es weniger günstig, eine elektrostatische Wechselwirkung zwischen den positiven und negativen Ionen zu haben.

[F=frac{1}{4 pivarepsilon_{o}} frac{q_{1}q_{2}}{D r^{2}} quad varepsilon_{o}=8.854 imes 10^{-12} C^{2} / N m^{2} onumber]

Die Dielektrizitätskonstante ist proportional zum Dipolmoment des Lösungsmittels, wenn das Dipolmoment D zunimmt, wie in der folgenden Tabelle gezeigt. Ein großes Dipolmoment bedeutet, dass die Lösungsmittelmoleküle günstig mit geladenen gelösten Molekülen wechselwirken können.

VerbindungDielektrizitätskonstanteDipolmoment
Wasser791.85
Methanol321.66
Benzol20.00

amphipathisch (oder amphiphile) Verbindungen sind sowohl polar (oder geladen) als auch unpolar. Ein Beispiel ist eine Fettsäure, die ein geladenes Carboxylat (rot) und eine unpolare Kohlenwasserstoffkette (gelb) hat. Diese können Micellen bilden, wenn der unpolare Teil ausreichend groß ist. Mizellen sind Aggregate amphipathischer Moleküle, die den unpolaren Teil im Inneren absondern, ähnlich wie das Innere einer Orange. Durch den hydrophoben Effekt bilden sich spontan Mizellen.

Bewertungsquiz

HABE ICH DAS ERHALTEN

1. Die negative Teilladung an einem Ende eines Wassermoleküls wird von der positiven Teilladung eines anderen Wassermoleküls angezogen. Diese Attraktion heißt:

A. eine kovalente Bindung.

B. eine Hydratationshülle.

C. eine Wasserstoffbrücke.

D. eine hydrophobe Bindung.

e. eine Ionenbindung.

Antworten

C. (Die Aussage ist eine ziemlich vollständige Definition der Wasserstoffbrücke; Hydratationsschale bezieht sich auf die Organisation von Wassermolekülen um eine unpolare Gruppe; "Hydrophobe Bindung" ist kein echter Begriff, verwechseln Sie ihn nicht mit einer "Wasserstoffbindung"; Teilladungen können nicht an ionischen Bindungen beteiligt sein, nur Vollladungen können ionische Bindungen bilden.)

2. Eine lineare Wasserstoffbrücke ist stabiler als eine gebogene.

Wahr

Falsch

Antworten

Richtig (Eine lineare Geometrie ist aufgrund der teilweise kovalenten Natur der Wasserstoffbrücke stabiler.)

3. Im Durchschnitt gibt es ____ Wasserstoffbrückenbindungen pro Molekül in Wasser bei Raumtemperatur und _____ Wasserstoffbrückenbindungen pro Molekül in Eis.

Hinweis

Schauen Sie sich die Jmol-Bilder und das statische Bild von Wasserstoffbrücken in Eis und Wasser genau an.

Antworten

3; 4

4. Welcher der folgenden Alkohole ist in Wasser am besten löslich?

A. Methanol ((CH3OH))

B. Ethanol ((CH_3CH_2CH_2OH))

C. Butanol ((CH_3CH_2CH_2CH_2OH))

D. Octanol ((CH_3(CH_2)_6CH_2OH))

e. Phenol (Benzyl-OH)

Hinweis

Alle diese Verbindungen haben die gleiche polare Gruppe (-OH). Worin unterscheiden sie sich?

Antworten

A. (Der Alkohol mit dem geringsten Anteil an unpolarem Charakter wäre am löslichsten.)

5. Hydrophobe Wechselwirkungen

A. sind verantwortlich für die Oberflächenspannung des Wassers

B. sind stärker als kovalente Bindungen

C. kann zwei Ionen zusammenhalten

D. sind die Hauptkräfte, die Lipid-(Kohlenwasserstoff-)Doppelschichten bilden

Hinweis

Hydrophobe Verbindungen enthalten keine polaren Atome und können daher nicht über Wasserstoffbrücken mit Wasser interagieren.

Antworten

D.


Modul 2.2: Wasser- und Wasserstoffbrücken - Biologie

1. Wassermoleküle sind polar und zwischen ihnen bilden sich Wasserstoffbrücken.

2. Wasserstoffbrückenbindung und Dipolarität erklären die kohäsiven, adhäsiven, thermischen und Lösungsmitteleigenschaften von Wasser.

  • Wasserstoffbrücken zwischen polaren Wassermolekülen bewirken, dass sie kohärent sind
  • Ermöglicht Transpiration in Pflanzen, die Wasser gegen die Schwerkraft bewegen
  • Oberflächenspannung zwischen kohärenten Wassermolekülen
  • damit Tiere wie Wasserläufer über die Oberfläche von Teichen laufen können, obwohl sie dichter als Wasser sind
  • Wasserstoffbrücken zwischen polaren Wassermolekülen und jeder anderen geladenen oder ionischen Substanz bewirken, dass sie kohärent sind
  • ermöglicht den Transport in wässriger Umgebung
  • Wasserstoffbrücken zwischen polaren Wassermolekülen bewirken, dass Wasser Veränderungen widersteht
  • hohe spezifische Wärme (Energie, die benötigt wird, um die Wassertemperatur zu ändern)
  • hohe Verdampfungswärme (Energie zum Kochen von Wasser erforderlich)
  • hohe Schmelzwärme (Energieverlust zum Gefrieren von Wasser)
  • Wasser schafft somit eine stabile Umgebung für Wasserorganismen
  • die Polarität von Wasser zieht alle anderen polaren oder geladenen Teilchen an oder löst sie auf, indem sie mit ihnen Wasserstoffbrückenbindungen bilden
  • Proteine, Glucose oder Ionen wie Natrium oder Calcium sind alle löslich
  • Zytoplasma besteht hauptsächlich aus Wasser und bietet ein polares Medium, in dem sich andere polare oder geladene Moleküle auflösen
  • Viele Enzyme sind kugelförmige Proteine, die wasserlöslich sind, sodass sie sich im Zytoplasma auflösen, wo sie Stoffwechselreaktionen steuern

3. Substanzen können hydrophil oder hydrophob sein.

Anwendungen und Fähigkeiten:

Anwendung: Vergleich der thermischen Eigenschaften von Wasser mit denen von Methan.

Anwendung: Verwendung von Wasser als Kühlmittel bei Schweiß.

  • Wasserstoffbrücken zwischen polaren Wassermolekülen bewirken, dass Wasser Veränderungen widersteht
  • hohe Verdampfungswärme (Energie, die benötigt wird, um flüssiges Wasser in Dampf umzuwandeln), da Wasserstoffbrückenbindungen aufgebrochen werden müssen
  • So führt die Verdunstung von Wasser aus Pflanzenblättern (Transpiration) oder von der menschlichen Haut (Schweiß) Wärme ab und wirkt als Kühlmittel

Anwendung: Transportwege von Glukose, Aminosäuren, Cholesterin, Fetten, Sauerstoff und Natriumchlorid im Blut in Abhängigkeit von ihrer Wasserlöslichkeit.

  • die Polarität von Wasser zieht alle anderen polaren oder geladenen Teilchen an oder löst sie auf, indem sie mit ihnen Wasserstoffbrückenbindungen bilden
  • Proteine, Glucose oder Ionen wie Natrium oder Calcium sind alle löslich

Die Studierenden sollten mindestens ein Beispiel für den Nutzen jeder Eigenschaft von Wasser für lebende Organismen kennen.

Wasserdurchlässigkeit und maximale Dichte bei 4°C müssen nicht berücksichtigt werden.

Der Vergleich der thermischen Eigenschaften von Wasser und Methan hilft beim Verständnis der Bedeutung der Wasserstoffbrückenbindung in Wasser.


2.2 Wasser

In diesem Abschnitt gehen Sie den folgenden Fragen nach:

  • Wie führt die molekulare Struktur von Wasser zu einzigartigen Eigenschaften des Wassers, die für die Aufrechterhaltung des Lebens entscheidend sind?
  • Welche Rolle spielen Säuren, Basen und Puffer bei der dynamischen Homöostase?

Anschluss für AP ® Kurse

Kovalente Bindungen bilden sich zwischen Atomen, wenn sie Elektronen teilen, um ihre Valenzelektronenschalen zu füllen. Wenn die Elektronenverteilung zwischen den Atomen gleich ist, z. B. O2 (Sauerstoff) oder CH4 (Methan) heißt die kovalente Bindung unpolar. Wenn jedoch Elektronen geteilt werden, jedoch nicht gleichmäßig aufgrund von Unterschieden in Elektronegativität (die Tendenz, Elektronen anzuziehen), heißt die kovalente Bindung Polar-. h2O (Wasser) ist ein Beispiel für ein polares Molekül. Da Sauerstoff elektronegativer ist als Wasserstoff, werden die Elektronen zum Sauerstoff hin und von den Wasserstoffatomen weggezogen, folglich erhält das Sauerstoffatom eine leichte negative Ladung und jedes Wasserstoffatom erhält eine leicht positive Ladung. Es ist wichtig, sich daran zu erinnern, dass die Elektronen immer noch geteilt werden, nur nicht gleich.

Die Polarität des Wassers ermöglicht die Bildung von Wasserstoffbrücken zwischen benachbarten Wassermolekülen, was zu vielen einzigartigen Eigenschaften führt, die für die Aufrechterhaltung des Lebens entscheidend sind. Wasser ist beispielsweise ein ausgezeichnetes Lösungsmittel, da Wasserstoffbrückenbindungen es Ionen und anderen polaren Molekülen ermöglichen, sich in Wasser aufzulösen. Die Wasserstoffbrückenbindungen des Wassers tragen auch zu seiner hohen Wärmekapazität und hohen Verdampfungswärme bei, was zu einer größeren Temperaturstabilität führt. Die Bildung von Wasserstoffbrücken macht Eis als Feststoff weniger dicht als als Flüssigkeit, isolierende Wasserumgebungen. Die kohäsiven und adhäsiven Eigenschaften von Wasser werden sichtbar, wenn es in Kapillarröhrchen aufsteigt oder einen großen Baum von den Wurzeln bis zu den Blättern hinaufsteigt. Der pH-Wert oder die Wasserstoffionenkonzentration einer Lösung wird stark reguliert, um Organismen zu helfen, die Homöostase aufrechtzuerhalten. Wie in späteren Kapiteln untersucht werden wird, sind die Enzyme, die die meisten chemischen Reaktionen in Zellen katalysieren, pH-spezifisch. Somit sind die Eigenschaften des Wassers mit den biochemischen und physikalischen Prozessen der lebenden Organismen verbunden. Das Leben auf der Erde wäre ganz anders, wenn diese Eigenschaften verändert würden – wenn Leben überhaupt existieren könnte.

Die präsentierten Informationen und die in diesem Abschnitt hervorgehobenen Beispiele unterstützen die Konzepte und Lernziele, die in Big Idea 2 des AP ® Biologie-Curriculums beschrieben sind. Die im Curriculum Framework aufgeführten Lernziele bieten eine transparente Grundlage für den AP ® Biologiekurs, eine forschungsbasierte Laborerfahrung, Unterrichtsaktivitäten und AP ® Prüfungsfragen. Ein Lernziel verbindet erforderliche Inhalte mit einer oder mehreren der sieben Wissenschaftspraktiken.

Große Idee 2 Biologische Systeme nutzen freie Energie und molekulare Bausteine, um zu wachsen, sich zu reproduzieren und eine dynamische Homöostase aufrechtzuerhalten.
Beständiges Verständnis 2.A Wachstum, Reproduktion und Erhaltung lebender Systeme erfordern freie Energie und Materie.
Grundlegendes Wissen 2.A.3 Organismen müssen Stoffe mit der Umwelt austauschen, um zu wachsen, sich zu reproduzieren und eine Organisation aufrechtzuerhalten.
Wissenschaftliche Praxis 4.1 Der Student kann die Auswahl der Art von Daten begründen, die zur Beantwortung einer bestimmten wissenschaftlichen Frage benötigt werden.
Lernziel 2.8 Der Studierende ist in der Lage, die Auswahl der Daten zu begründen, welche Arten von Molekülen ein Tier, eine Pflanze oder ein Bakterium als notwendige Bausteine ​​aufnimmt und als Abfallprodukte ausscheidet.

Lehrerunterstützung

Besprechen Sie mit den Schülern, warum Wissenschaftler die Kriterien des Vorhandenseins von flüssigem Wasser verwenden, um festzustellen, ob eine Umwelt oder ein Planet Leben unterstützen kann. Weitere Informationen zu diesem Thema finden Sie auf dieser Seite.

Lassen Sie die Schüler visuelle Darstellungen mit Anmerkungen erstellen, um zu erklären, wie die molekulare Struktur des Wassers und die daraus resultierende Polarität zu seinen einzigartigen Eigenschaften führt. Lassen Sie die Schüler beschreiben, wie wichtig diese Eigenschaften für Lebensprozesse sind.

Die Challenge-Fragen zur Wissenschaftspraxis enthalten zusätzliche Testfragen für diesen Abschnitt, die Ihnen bei der Vorbereitung auf die AP-Prüfung helfen. Diese Fragen beziehen sich auf folgende Standards:
[APLO 2.8] [APLO 2.23]

Warum verbringen Wissenschaftler ihre Zeit damit, auf anderen Planeten nach Wasser zu suchen? Warum ist Wasser so wichtig? Denn Wasser ist lebensnotwendig für das Leben, wie wir es kennen. Wasser ist eines der am häufigsten vorkommenden Moleküle und das wichtigste für das Leben auf der Erde. Etwa 60 bis 70 Prozent des menschlichen Körpers bestehen aus Wasser. Ohne sie würde das Leben, wie wir es kennen, einfach nicht existieren.

Die Polarität des Wassermoleküls und die daraus resultierende Wasserstoffbrückenbindung machen Wasser zu einem einzigartigen Stoff mit besonderen Eigenschaften, die eng mit den Lebensvorgängen verbunden sind. Das Leben hat sich ursprünglich in einer wässrigen Umgebung entwickelt, und der größte Teil der Zellchemie und des Stoffwechsels eines Organismus findet innerhalb des wässrigen Inhalts des Zytoplasmas der Zelle statt. Besondere Eigenschaften des Wassers sind seine hohe Wärmekapazität und Verdampfungswärme, seine Fähigkeit, polare Moleküle aufzulösen, seine kohäsiven und adhäsiven Eigenschaften und seine Ionendissoziation, die zur Bildung des pH-Wertes führt. Das Verständnis dieser Eigenschaften des Wassers hilft, seine Bedeutung für die Erhaltung des Lebens zu verdeutlichen.

Polarität des Wassers

Eine der wichtigen Eigenschaften von Wasser besteht darin, dass es aus polaren Molekülen besteht: dem Wasserstoff und Sauerstoff in den Wassermolekülen (H2O) polare kovalente Bindungen bilden. Während ein Wassermolekül keine Nettoladung aufweist, erzeugt die Polarität von Wasser eine leicht positive Ladung von Wasserstoff und eine leicht negative Ladung von Sauerstoff, was zu den Anziehungseigenschaften von Wasser beiträgt. Die Ladungen von Wasser werden erzeugt, weil Sauerstoff elektronegativer ist als Wasserstoff, was es wahrscheinlicher macht, dass ein gemeinsames Elektron in der Nähe des Sauerstoffkerns als des Wasserstoffkerns gefunden wird, wodurch die negative Teilladung in der Nähe des Sauerstoffs erzeugt wird.

Aufgrund der Polarität des Wassers zieht jedes Wassermolekül aufgrund der entgegengesetzten Ladungen zwischen den Wassermolekülen andere Wassermoleküle an und bildet Wasserstoffbrücken. Wasser zieht auch andere polare Moleküle und Ionen an oder wird von diesen angezogen. Eine polare Substanz, die leicht mit Wasser wechselwirkt oder sich in Wasser auflöst, wird als hydrophil (hydro- = „Wasser“ -phil = „liebend“) bezeichnet. Im Gegensatz dazu interagieren unpolare Moleküle wie Öle und Fette nicht gut mit Wasser, wie in Abbildung 2.14 gezeigt, und trennen sich von ihm, anstatt sich darin aufzulösen, wie wir in Salatdressings sehen, die Öl und Essig (eine saure Wasserlösung) enthalten. . Diese unpolaren Verbindungen werden als hydrophob bezeichnet (hydro- = „Wasser“ -phob = „Angst“).

Wasserzustände: Gas, Flüssigkeit und Fest

Die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen ist eine wichtige Eigenschaft des flüssigen Wassers, die für das Leben, wie wir es kennen, entscheidend ist. Da Wassermoleküle Wasserstoffbrückenbindungen eingehen, nimmt Wasser im Vergleich zu anderen Flüssigkeiten einige einzigartige chemische Eigenschaften an, und da Lebewesen einen hohen Wassergehalt haben, ist das Verständnis dieser chemischen Eigenschaften der Schlüssel zum Verständnis des Lebens. In flüssigem Wasser werden ständig Wasserstoffbrücken gebildet und aufgebrochen, wenn die Wassermoleküle aneinander vorbeigleiten. Das Aufbrechen dieser Bindungen wird durch die Bewegung (kinetische Energie) der Wassermoleküle aufgrund der im System enthaltenen Wärme verursacht. Wenn die Hitze beim Kochen von Wasser erhöht wird, führt die höhere kinetische Energie der Wassermoleküle dazu, dass die Wasserstoffbrückenbindungen vollständig aufbrechen und Wassermoleküle als Gas (Dampf oder Wasserdampf) in die Luft entweichen können. Auf der anderen Seite bilden die Wassermoleküle, wenn die Wassertemperatur sinkt und das Wasser gefriert, eine kristalline Struktur, die durch Wasserstoffbrückenbindungen aufrechterhalten wird (es ist nicht genug Energie vorhanden, um die Wasserstoffbrückenbindungen aufzubrechen), wodurch Eis weniger dicht als flüssiges Wasser wird, ein Phänomen bei der Erstarrung anderer Flüssigkeiten nicht zu sehen.

Die geringere Dichte von Wasser in seiner festen Form ist auf die Ausrichtung der Wasserstoffbrücken beim Gefrieren zurückzuführen: Die Wassermoleküle werden im Vergleich zu flüssigem Wasser weiter auseinandergedrückt. Bei den meisten anderen Flüssigkeiten beinhaltet die Verfestigung bei sinkender Temperatur die Verringerung der kinetischen Energie zwischen den Molekülen, wodurch sie sich noch enger packen können als in flüssiger Form und dem Feststoff eine größere Dichte als der Flüssigkeit verleihen.

Die in Abbildung 2.15 dargestellte geringere Dichte von Eis, eine Anomalie, führt dazu, dass es an der Oberfläche von flüssigem Wasser schwimmt, beispielsweise in einem Eisberg oder in den Eiswürfeln in einem Glas Eiswasser. In Seen und Teichen bildet sich Eis auf der Wasseroberfläche und bildet eine isolierende Barriere, die die Tiere und Pflanzen im Teich vor dem Einfrieren schützt. Ohne diese isolierende Eisschicht würden die im Teich lebenden Pflanzen und Tiere im festen Eisblock gefrieren und könnten nicht überleben. Die schädliche Wirkung des Gefrierens auf lebende Organismen wird durch die Ausdehnung von Eis gegenüber flüssigem Wasser verursacht. Die Eiskristalle, die sich beim Gefrieren bilden, reißen die empfindlichen Membranen auf, die für die Funktion lebender Zellen unerlässlich sind, und schädigen sie irreversibel. Zellen können das Einfrieren nur überleben, wenn das Wasser in ihnen vorübergehend durch eine andere Flüssigkeit wie Glycerin ersetzt wird.

Link zum Lernen

Klicken Sie hier, um eine 3-D-Animation der Struktur eines Eisgitters zu sehen.

  1. Rote und weiße Kugeln repräsentieren Sauerstoff bzw. Wasserstoff, lose Anordnung der Moleküle führt zu geringer Eisdichte
  2. Rote und weiße Kugeln repräsentieren Sauerstoff bzw. Wasserstoff, dicht gepackte Anordnung der Moleküle führt zu einer geringen Eisdichte
  3. Rote und weiße Kugeln repräsentieren Wasserstoff bzw. Sauerstoff, lockere Anordnung der Moleküle führt zu geringer Eisdichte
  4. Rote und weiße Kugeln repräsentieren Sauerstoff bzw. Wasserstoff, dicht gepackte Anordnung der Moleküle führt zu einer hohen Eisdichte

Die hohe Wärmekapazität des Wassers

Die hohe Wärmekapazität von Wasser ist eine Eigenschaft, die durch Wasserstoffbrücken zwischen Wassermolekülen verursacht wird. Wasser hat die höchste spezifische Wärmekapazität aller Flüssigkeiten. Spezifische Wärme ist definiert als die Wärmemenge, die ein Gramm eines Stoffes aufnehmen oder abgeben muss, um seine Temperatur um ein Grad Celsius zu ändern. Für Wasser ist diese Menge eine Kalorie. Das Erhitzen des Wassers dauert daher lange und das Abkühlen dauert lange. Tatsächlich ist die spezifische Wärmekapazität von Wasser etwa fünfmal größer als die von Sand. Dies erklärt, warum das Land schneller abkühlt als das Meer. Aufgrund seiner hohen Wärmekapazität wird Wasser von Warmblütern verwendet, um die Wärme gleichmäßiger in ihrem Körper zu verteilen: Es wirkt ähnlich wie das Kühlsystem eines Autos, transportiert Wärme von warmen Orten an kühle Orte und sorgt so dafür, dass der Körper eine gleichmäßigere Temperatur.

Verdampfungswärme des Wassers

Wasser hat auch eine hohe Verdampfungswärme, die Energiemenge, die erforderlich ist, um ein Gramm einer flüssigen Substanz in ein Gas umzuwandeln. Für diesen Wasserwechsel ist eine beträchtliche Menge an Wärmeenergie (586 cal) erforderlich. Dieser Vorgang findet an der Wasseroberfläche statt. Bei der Erwärmung von flüssigem Wasser erschweren Wasserstoffbrückenbindungen die Trennung der flüssigen Wassermoleküle voneinander, die für den Eintritt in die gasförmige Phase (Dampf) erforderlich ist. Infolgedessen fungiert Wasser als Wärmesenke oder Wärmespeicher und benötigt zum Sieden viel mehr Wärme als eine Flüssigkeit wie Ethanol, deren Wasserstoffbrückenbindung mit anderen Ethanolmolekülen schwächer ist als die Wasserstoffbrückenbindung von Wasser. Wenn Wasser schließlich seinen Siedepunkt von 100° Celsius (212° Fahrenheit) erreicht, kann die Wärme die Wasserstoffbrücken zwischen den Wassermolekülen aufbrechen und die kinetische Energie (Bewegung) zwischen den Wassermolekülen ermöglicht es ihnen, aus der Flüssigkeit zu entweichen als Gas. Selbst unterhalb des Siedepunkts nehmen die einzelnen Moleküle des Wassers genügend Energie von anderen Wassermolekülen auf, sodass einige Oberflächenwassermoleküle entweichen und verdampfen können: Dieser Vorgang wird als Verdunstung bezeichnet.

Die Tatsache, dass Wasserstoffbrückenbindungen aufgebrochen werden müssen, damit Wasser verdunsten kann, bedeutet, dass bei diesem Prozess viel Energie verbraucht wird. Wenn das Wasser verdunstet, wird Energie durch den Prozess aufgenommen und kühlt die Umgebung, in der die Verdunstung stattfindet. Bei vielen lebenden Organismen, auch beim Menschen, ermöglicht die Verdunstung von Schweiß, der zu 90 Prozent aus Wasser besteht, eine Abkühlung des Organismus, so dass die Homöostase der Körpertemperatur aufrechterhalten werden kann.

Lösungsmitteleigenschaften von Wasser

Da Wasser ein polares Molekül mit leicht positiven und leicht negativen Ladungen ist, können sich Ionen und polare Moleküle darin leicht auflösen. Daher wird Wasser als Lösungsmittel bezeichnet, eine Substanz, die andere polare Moleküle und ionische Verbindungen auflösen kann. Die mit diesen Molekülen verbundenen Ladungen bilden mit Wasser Wasserstoffbrückenbindungen und umgeben das Teilchen mit Wassermolekülen. Dies wird als Hydratationskugel oder Hydratationshülle bezeichnet, wie in Abbildung 2.16 dargestellt, und dient dazu, die Partikel getrennt oder im Wasser dispergiert zu halten.

Bei der Zugabe von ionischen Verbindungen zu Wasser reagieren die einzelnen Ionen mit den polaren Regionen der Wassermoleküle und ihre ionischen Bindungen werden beim Dissoziationsprozess zerstört. Dissoziation tritt auf, wenn Atome oder Atomgruppen von Molekülen abbrechen und Ionen bilden. Betrachten Sie Kochsalz (NaCl oder Natriumchlorid): Wenn NaCl-Kristalle zu Wasser hinzugefügt werden, dissoziieren die NaCl-Moleküle in Na + - und Cl – -Ionen, und um die Ionen bilden sich Hydratationskugeln, wie in Abbildung 2.16 dargestellt. Das positiv geladene Natriumion ist von der teilweise negativen Ladung des Sauerstoffs des Wassermoleküls umgeben. Das negativ geladene Chlorid-Ion ist von der teilweise positiven Ladung des Wasserstoffs am Wassermolekül umgeben.

Kohäsive und adhäsive Eigenschaften von Wasser

Haben Sie schon einmal ein Glas Wasser bis zum Rand gefüllt und dann langsam noch ein paar Tropfen hinzugegeben? Bevor es überläuft, bildet das Wasser eine kuppelartige Form über dem Glasrand. Dieses Wasser kann aufgrund der Kohäsionseigenschaft über dem Glas bleiben. Bei der Kohäsion werden Wassermoleküle (aufgrund von Wasserstoffbrückenbindungen) voneinander angezogen und halten die Moleküle an der Grenzfläche Flüssigkeit-Gas (Wasser-Luft) zusammen, obwohl im Glas kein Platz mehr ist.

Die Kohäsion ermöglicht die Entwicklung von Oberflächenspannung, der Fähigkeit einer Substanz, dem Zerreißen zu widerstehen, wenn sie unter Spannung oder Stress gesetzt wird. Dies ist auch der Grund, warum Wasser auf einer trockenen Oberfläche Tröpfchen bildet, anstatt durch die Schwerkraft abgeflacht zu werden. Wenn ein kleiner Papierschnipsel auf den Wassertropfen gelegt wird, schwimmt das Papier auf dem Wassertropfen, obwohl das Papier dichter (schwerer) als das Wasser ist. Kohäsion und Oberflächenspannung halten die Wasserstoffbrückenbindungen der Wassermoleküle intakt und unterstützen das Aufschwimmen des Gegenstands. Es ist sogar möglich, eine Nadel auf einem Glas Wasser zu „schwimmen“, wenn sie sanft platziert wird, ohne die Oberflächenspannung zu brechen, wie in Abbildung 2.17 gezeigt.

Diese Kohäsionskräfte hängen mit der Adhäsionseigenschaft von Wasser oder der Anziehung zwischen Wassermolekülen und anderen Molekülen zusammen. Diese Anziehung ist manchmal stärker als die Kohäsionskräfte des Wassers, insbesondere wenn das Wasser geladenen Oberflächen ausgesetzt ist, wie sie sich im Inneren dünner Glasröhrchen, sogenannter Kapillarröhrchen, befinden. Adhäsion wird beobachtet, wenn Wasser das in ein Wasserglas gestellte Röhrchen „aufsteigt“: Beachten Sie, dass das Wasser an den Seiten des Röhrchens höher zu sein scheint als in der Mitte. Dies liegt daran, dass die Wassermoleküle stärker von den geladenen Glaswänden der Kapillare angezogen werden als voneinander und daher daran haften. Diese Art der Adhäsion wird Kapillarwirkung genannt und ist in Abbildung 2.18 dargestellt.

Warum sind Kohäsions- und Adhäsionskräfte für das Leben wichtig? Kohäsions- und Adhäsionskräfte sind wichtig für den Wassertransport von den Wurzeln zu den Blättern bei Pflanzen. Diese Kräfte erzeugen einen „Zug“ an der Wassersäule. Dieser Sog resultiert aus der Tendenz, dass Wassermoleküle, die auf der Oberfläche der Pflanze verdunstet sind, mit den darunter liegenden Wassermolekülen verbunden bleiben und so mitgezogen werden. Pflanzen nutzen dieses natürliche Phänomen, um Wasser von ihren Wurzeln zu ihren Blättern zu transportieren. Ohne diese Eigenschaften des Wassers könnten Pflanzen das Wasser und die von ihnen benötigten gelösten Mineralien nicht aufnehmen. In einem anderen Beispiel nutzen Insekten wie der in Abbildung 2.19 gezeigte Wasserläufer die Oberflächenspannung des Wassers, um auf der Wasseroberfläche über Wasser zu bleiben und sich dort sogar zu paaren.

Wissenschaftliche Praxisanbindung für AP®-Kurse

Während eines Vorgangs, der Transpiration genannt wird, verdunstet Wasser durch die Blätter einer Pflanze. Wasser im Boden wandert von den Wurzeln bis zu den Blättern. Erstellen Sie basierend auf den molekularen Eigenschaften des Wassers eine visuelle Darstellung (z. Kalifornischer Redwood-Baum. Welche anderen einzigartigen Eigenschaften des Wassers werden seiner molekularen Struktur zugeschrieben und inwiefern sind diese Eigenschaften für das Leben wichtig?

Lehrerunterstützung

Diese Aktivität ist eine Anwendung der Lernziele 2.8 und der wissenschaftlichen Praxis 4.1 und der Lernziele 2.9 und der wissenschaftlichen Praktiken 1.1 und 1.4, da Sie die Beziehung zwischen der molekularen Struktur des Wassers und seinen einzigartigen Eigenschaften modellieren, die für die Aufrechterhaltung des Lebens, einschließlich der Kapillarwirkung, unerlässlich sind.

PH, Puffer, Säuren und Basen

Der pH-Wert einer Lösung zeigt ihre Säure oder Basizität an.

Lackmus- oder pH-Papier, Filterpapier, das mit einem natürlichen wasserlöslichen Farbstoff behandelt wurde, damit es als pH-Indikator verwendet werden kann, um zu testen, wie viel Säure (Säure) oder Base (Basizität) in einer Lösung vorhanden ist. Vielleicht haben Sie sogar einige verwendet, um zu testen, ob das Wasser in einem Schwimmbad richtig aufbereitet ist. In beiden Fällen misst der pH-Test die Konzentration von Wasserstoffionen in einer gegebenen Lösung.

Wasserstoffionen werden in reinem Wasser spontan durch die Dissoziation (Ionisierung) eines kleinen Prozentsatzes von Wassermolekülen in eine gleiche Anzahl von Wasserstoffionen (H + ) und Hydroxidionen (OH – ) erzeugt. Während die Hydroxidionen durch ihre Wasserstoffbrückenbindung mit anderen Wassermolekülen in Lösung gehalten werden, werden die Wasserstoffionen, die aus nackten Protonen bestehen, sofort von nichtionisierten Wassermolekülen angezogen und bilden Hydroniumionen (H30+). Dennoch sprechen Wissenschaftler konventionell von Wasserstoffionen und ihrer Konzentration, als ob sie in diesem Zustand in flüssigem Wasser frei wären.

Die Konzentration der aus reinem Wasser dissoziierenden Wasserstoffionen beträgt 1 × 10 -7 Mol H + -Ionen pro Liter Wasser. Mole (Mol) sind eine Möglichkeit, die Menge einer Substanz (die Atome, Moleküle, Ionen usw. sein können) auszudrücken, wobei ein Mol 6,02 × 10 23 Partikeln der Substanz entspricht. Daher entspricht 1 Mol Wasser 6,02 × 10 23 Wassermolekülen. Der pH-Wert wird als das Negative des Logarithmus der Base 10 dieser Konzentration berechnet. Der log10 von 1 × 10 -7 ist -7,0, und das Negative dieser Zahl (angezeigt durch das „p“ von „pH“) ergibt einen pH-Wert von 7,0, der auch als neutraler pH-Wert bekannt ist. The pH inside of human cells and blood are examples of two areas of the body where near-neutral pH is maintained.

Non-neutral pH readings result from dissolving acids or bases in water. Using the negative logarithm to generate positive integers, high concentrations of hydrogen ions yield a low pH number, whereas low levels of hydrogen ions result in a high pH. An acid is a substance that increases the concentration of hydrogen ions (H + ) in a solution, usually by having one of its hydrogen atoms dissociate. A base provides either hydroxide ions (OH – ) or other negatively charged ions that combine with hydrogen ions, reducing their concentration in the solution and thereby raising the pH. In cases where the base releases hydroxide ions, these ions bind to free hydrogen ions, generating new water molecules.

The stronger the acid, the more readily it donates H + . For example, hydrochloric acid (HCl) completely dissociates into hydrogen and chloride ions and is highly acidic, whereas the acids in tomato juice or vinegar do not completely dissociate and are considered weak acids. Conversely, strong bases are those substances that readily donate OH – or take up hydrogen ions. Sodium hydroxide (NaOH) and many household cleaners are highly alkaline and give up OH – rapidly when placed in water, thereby raising the pH. An example of a weak basic solution is seawater, which has a pH near 8.0, close enough to neutral pH that marine organisms adapted to this saline environment are able to thrive in it.

The pH scale is, as previously mentioned, an inverse logarithm and ranges from 0 to 14 (Figure 2.20). Alles unter 7,0 (von 0,0 bis 6,9) ist sauer und alles über 7,0 (von 7,1 bis 14,0) ist alkalisch. Extremes in pH in either direction from 7.0 are usually considered inhospitable to life. The pH inside cells (6.8) and the pH in the blood (7.4) are both very close to neutral. However, the environment in the stomach is highly acidic, with a pH of 1 to 2. So how do the cells of the stomach survive in such an acidic environment? How do they homeostatically maintain the near neutral pH inside them? The answer is that they cannot do it and are constantly dying. New stomach cells are constantly produced to replace dead ones, which are digested by the stomach acids. It is estimated that the lining of the human stomach is completely replaced every seven to ten days.

Link zum Lernen

Watch this video for a straightforward explanation of pH and its logarithmic scale.

  1. Diabetic ketoacidosis decreases the normal pH (8.35-8.45) to a lower value.
  2. Diabetic ketoacidosis increases normal pH level of blood disrupting biological processes.
  3. Diabetic ketoacidosis keeps pH level of blood constant which disrupts biological processes.
  4. Diabetic ketoacidosis decreases normal pH (7.35-7.45) to a lower value.

So how can organisms whose bodies require a near-neutral pH ingest acidic and basic substances (a human drinking orange juice, for example) and survive? Buffers are the key. Buffers readily absorb excess H + or OH – , keeping the pH of the body carefully maintained in the narrow range required for survival. Maintaining a constant blood pH is critical to a person’s well-being. The buffer maintaining the pH of human blood involves carbonic acid (H2CO3), bicarbonate ion (HCO3 – ), and carbon dioxide (CO2). When bicarbonate ions combine with free hydrogen ions and become carbonic acid, hydrogen ions are removed, moderating pH changes. Similarly, as shown in Figure 2.21, excess carbonic acid can be converted to carbon dioxide gas and exhaled through the lungs. This prevents too many free hydrogen ions from building up in the blood and dangerously reducing the blood’s pH. Likewise, if too much OH – is introduced into the system, carbonic acid will combine with it to create bicarbonate, lowering the pH. Without this buffer system, the body’s pH would fluctuate enough to put survival in jeopardy.

Other examples of buffers are antacids used to combat excess stomach acid. Many of these over-the-counter medications work in the same way as blood buffers, usually with at least one ion capable of absorbing hydrogen and moderating pH, bringing relief to those that suffer “heartburn” after eating. The unique properties of water that contribute to this capacity to balance pH—as well as water’s other characteristics—are essential to sustaining life on Earth.


Water Stabilizes Temperature

Durch die Wasserstoffbrückenbindungen im Wasser kann es Wärmeenergie langsamer aufnehmen und abgeben als viele andere Stoffe. Temperatur is a measure of the motion (kinetic energy) of molecules. Wenn die Bewegung zunimmt, ist die Energie höher und damit die Temperatur höher. Wasser nimmt viel Energie auf, bevor seine Temperatur steigt. Erhöhte Energie unterbricht die Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wassermolekülen. Da diese Bindungen schnell aufgebaut und aufgebrochen werden können, nimmt Wasser einen Energiezuwachs und Temperaturänderungen nur minimal auf. Dies bedeutet, dass Wasser Temperaturänderungen innerhalb von Organismen und in ihrer Umgebung mildert. As energy input continues, the balance between hydrogen-bond formation and destruction swings toward the destruction side. More bonds are broken than are formed. This process results in the release of individual water molecules at the surface of the liquid (such as a body of water, the leaves of a plant, or the skin of an organism) in a process called Verdunstung. Evaporation of sweat, which is 90 percent water, allows for cooling of an organism, because breaking hydrogen bonds requires an input of energy and takes heat away from the body.

Conversely, as molecular motion decreases and temperatures drop, less energy is present to break the hydrogen bonds between water molecules. These bonds remain intact and begin to form a rigid, lattice-like structure (e.g., ice) (Figure 2.8 ein). When frozen, ice is less dense than liquid water (the molecules are farther apart). This means that ice floats on the surface of a body of water (Figure 2.8 B). In lakes, ponds, and oceans, ice will form on the surface of the water, creating an insulating barrier to protect the animal and plant life beneath from freezing in the water. If this did not happen, plants and animals living in water would freeze in a block of ice and could not move freely, making life in cold temperatures difficult or impossible.

Figure 2.8 (a) The lattice structure of ice makes it less dense than the freely flowing molecules of liquid water. Ice’s lower density enables it to (b) float on water. (credit a: modification of work by Jane Whitney credit b: modification of work by Carlos Ponte)


The Folding of Proteins and Nucleic Acids

3.2.3.1 Whether Hydrogen Bonding Contributes to Protein Stability is Controversial

That the hydrogen bond may stabilize protein conformation was first recognized when Pauling and Corey proposed the model of hydrogen-bonded structures of α helix and β sheets in 1951. 5 As shown in the vast number of protein structures deposited in the protein data bank, the hydrogen bond is ubiquitous in secondary and tertiary structures of proteins. Protein contains many functional groups capable of forming hydrogen bonds : backbone peptide amide and polar side chain groups (e.g., the hydroxyl group in serine, threonine, and tyrosine the amide group in asparagine and glutamine). Backbone peptide hydrogen bonds contribute to ∼70% of all intramolecular hydrogen bonds formed in proteins. 64

Despite the ubiquitous nature of the hydrogen bond in proteins, whether it stabilizes proteins is controversial. There is no question that the formation of the hydrogen bond itself is favorable – the energy of an amide-amide hydrogen bond in vacuum, estimated by quantum chemistry, is −25 kJ mol −1 . 65,66 The main concern is that in order to form protein-protein hydrogen bonds, the polar groups have to break their hydrogen bonds with water. It was believed that the protein-water hydrogen bond more or less cancels out the stabilization by the protein-protein hydrogen bond so that the contribution of the hydrogen bond to protein stability was expected to be small. 3,6 In his influential review, Dill elaborated the thermodynamics cycle of hydrogen bond formation as in Figure 6 . For example, formation of the N-methylacetamide (NMA) dimer is a popular model for peptide hydrogen bond. It was observed that the formation of the NMA dimer is disfavored in water (Δg1=+13 kJ mol −1 ) but favored in nonaqueous solvent CCl4g5=−10 kJ mol −1 ). 67 On the other hand, because of the dehydration penalty, transfer of NMA from water to CCl4 is highly unfavorable, with Δg4=+26 kJ mol −1 . 68 It follows that transfer of hydrogen-bonded groups from water to CCl4 is also unfavorable: Δg2=+3 kJ mol −1 . 68 According to this analysis, the hydrogen bond is destabilizing, no matter whether it is exposed (Δg1=+13 kJ mol −1 ) or buried (Δg3=+16 kJ mol −1 ).

Abbildung 6. Thermodynamics cycle for the formation of a hydrogen bond.


Abstrakt

The aim of this study was to gain a better understanding of the contribution of hydrogen bonds by tyrosine -OH groups to protein stability. The amino acid sequences of RNases Sa and Sa3 are 69% identical and each contains eight Tyr residues with seven at equivalent structural positions. We have measured the stability of the 16 tyrosine to phenylalanine mutants. For two equivalent mutants, the stability increases by 0.3 kcal/mol (RNase Sa Y30F) and 0.5 kcal/mol (RNase Sa3 Y33F) (1 kcal = 4.184 kJ). For all of the other mutants, the stability decreases with the greatest decrease being 3.6 kcal/mol for RNase Sa Y52F. Seven of the 16 tyrosine residues form intramolecular hydrogen bonds and the average decrease in stability for these is 2.0(±1.0) kcal/mol. For the nine tyrosine residues that do not form intramolecular hydrogen bonds, the average decrease in stability is 0.4(±0.6) kcal/mol. Thus, most tyrosine -OH groups contribute favorably to protein stability even if they do not form intramolecular hydrogen bonds. Generally, the stability changes for equivalent positions in the two proteins are remarkably similar. Crystal structures were determined for two of the tyrosine to phenylalanine mutants of RNase Sa: Y80F (1.2 Å), and Y86F (1.7 Å). The structures are very similar to that of wild-type RNase Sa, and the hydrogen bonding partners of the tyrosine residues always form intermolecular hydrogen bonds to water in the mutants. These results provide further evidence that the hydrogen bonding and van der Waals interactions of polar groups in the tightly packed interior of folded proteins are more favorable than similar interactions with water in the unfolded protein, and that polar group burial makes a substantial contribution to protein stability.


Module 2.2: Water and Hydrogen Bonds - Biology

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Editor’s Choice-Artikel basieren auf Empfehlungen der wissenschaftlichen Herausgeber von MDPI-Zeitschriften aus der ganzen Welt. Die Herausgeber wählen eine kleine Anzahl von kürzlich in der Zeitschrift veröffentlichten Artikeln aus, die ihrer Meinung nach für Autoren besonders interessant oder in diesem Bereich wichtig sind. Ziel ist es, eine Momentaufnahme einiger der spannendsten Arbeiten zu geben, die in den verschiedenen Forschungsbereichen der Zeitschrift veröffentlicht wurden.


Hydrogen bonding is a special case of permanent dipole-permanent dipole bonding. It is important to be clear that although it is called "hydrogen-Verbindung" it really is an intermolecular force. It is alsovital that you refer to the hydrogen bonding as being zwischen molecules and not within them.

It exists where one of the most electronegative elements (fluorine, oxygen or nitrogen) is bonded to hydrogen.

Hydrogen bonding causes stronger intermolecular forces than would otherwise be predicted.

This increases the boiling point of substances such as water.

To investigate the power of hydrogen bonding, look at the boiling points of the group VI hydrides.

There is a steady increase down the group from H2S downwards but water (H2O) has a much higher boiling point despite being higher in the group.

It also explains why water is one of the few substances for which the solid is less dense than the liquid. On freezing, the hydrogen bonding organises the molecules into a fairly open structure.


Dynamics of Hydrogen Bond Desolvation in Protein Folding

As proteins fold, a progressive structuring, immobilization and eventual exclusion of water surrounding backbone hydrogen bonds takes place. This process turns hydrogen bonds into major determinants of the folding pathway and compensates for the penalty of desolvation of the backbone polar groups. Taken as an average over all hydrogen bonds in a native fold, this extent of protection is found to be nearly ubiquitous. It is dynamically crucial, determining a constraint in the long-time limit behavior of coarse-grained von Anfang an simulations. Furthermore, an examination of one of the longest available (1 μs) all-atom simulations with explicit solvent reveals that this average extent of protection is a constant of motion for the folding trajectory. We propose how such a stabilization is best achieved by clustering five hydrophobes around the backbone hydrogen bonds, an arrangement that yields the optimal stabilization. Our results support and clarify the view that hydrophobic surface burial should be commensurate with hydrogen-bond formation and enable us to define a basic desolvation motif inherent to structure and folding dynamics.


Wasserstoffbrücken

Ionische und kovalente Bindungen zwischen Elementen erfordern Energie, um aufzubrechen. Ikonische Bindungen sind nicht so stark wie kovalent, was ihr Verhalten in biologischen Systemen bestimmt. Jedoch sind nicht alle Bindungen ionische oder kovalente Bindungen. Auch zwischen Molekülen können sich schwächere Bindungen ausbilden. Zwei häufig auftretende schwache Bindungen sind Wasserstoffbrücken und Van-der-Waals-Wechselwirkungen. Ohne diese beiden Arten von Bindungen würde das Leben, wie wir es kennen, nicht existieren. Wasserstoffbrücken stellen viele der entscheidenden, lebenserhaltenden Eigenschaften von Wasser bereit und stabilisieren auch die Strukturen von Proteinen und DNA, dem Baustein der Zellen.

Wenn sich polare kovalente Bindungen bilden, die Wasserstoff enthalten, hat der Wasserstoff in dieser Bindung eine leicht positive Ladung, da das Elektron des Wasserstoffs stärker zum anderen Element und vom Wasserstoff weggezogen wird. Da der Wasserstoff leicht positiv ist, wird er von benachbarten negativen Ladungen angezogen. In diesem Fall tritt eine schwache Wechselwirkung zwischen den δ+ des Wasserstoffs aus einem Molekül und die δ– Ladung an den elektronegativeren Atomen eines anderen Moleküls, normalerweise Sauerstoff oder Stickstoff, oder innerhalb desselben Moleküls. Diese Wechselwirkung heißt a Wasserstoffverbindung. Diese Art der Bindung ist weit verbreitet und tritt regelmäßig zwischen Wassermolekülen auf. Einzelne Wasserstoffbrückenbindungen sind schwach und leicht zu brechen, sie kommen jedoch in sehr großer Zahl in Wasser und in organischen Polymeren vor und erzeugen in Kombination eine große Kraft. Wasserstoffbrücken sind auch dafür verantwortlich, dass die DNA-Doppelhelix zusammengefügt wird.


Schau das Video: vand polaritet og opløselighed (Kann 2022).