Vatten har: 1. Stor ytspänning. 2. Hög kokpunkt. 3. Högt ångbildningsvärme. 4. Stor dielektricitetskonstant.

Transkript

1 VATTEN Vatten är nödvändigt för liv i den form vi känner det. Vatten har som lösningsmedel alldeles unika egenskaper som det inte delar med andra ämnen som vi brukar kalla lösningsmedel. Vatten har: 1. Stor ytspänning. 2. Hög kokpunkt. 3. Högt ångbildningsvärme. 4. Stor dielektricitetskonstant. Allt detta är egenskaper som tyder på en stor attraktion mellan molekylerna. Attraktionen beror på att vattenmolekylernas elektronfördelning är asymmetrisk. Den tunga syreatomen drar till sig elektroner och får därigenom en utåt negativ laddning medan väteatomerna i gengäld förlorar sina elektroner och uppträder utåt som en positiv laddning. Vattenmolekylen blir en dipol. Den kan attrahera en annan dipol. Detta ger upphov till den s.k. vätebindningen. Vätebindningar kan uppkomma varhelst det finns en ojämn elektronfördelning inom molekylen eller radikalen. Man har det t.ex. i -OH, -NH och -SH grupper, grupper som alla är av betydelse i många av biologiskt viktiga makromolekyler. Vätebindningen är svag och kortvarig. Vätebindningens styrka är beroende av dess riktning. Det gör att vätebindningar mellan olika delar av en makromolekyl kan hjälpa till att ge makromolekylen en bestämd struktur eller konformation. I vätebindningen (i vatten) är det sålunda en attraktion mellan syret i den ena vattenmolekylen och vätet i den andra. I ett fåtal fall händer det då att väteatomen lämnar sin ursprungliga vattenmolekyl och vandrar över till en annan vattenmolekyl. Detta ger upphov till vad vi brukar kalla vattnets dissociation. H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - SYROR OCH BASER De flesta av livets molekyler är syror eller baser. En syra kan definieras på många sätt. Här använder vi följande: En syra är en förening som kan avge protoner varvid det bildas en bas. En bas är en förening som kan upptaga protoner. Laddningen hos en förening har primärt ingenting med dess funktion som syra eller bas att göra. Exempel: CH 3 COOH CH 3 COO - + H + syra bas oladdad laddad NH + 4 NH 3 + H + syra bas laddad oladdad H 3 PO 4 H 2 PO H + syra bas oladdad laddad H 2 PO 4 - HPO H + Version 1,

2 syra laddad bas laddad HPO -- 4 PO H + syra bas laddad laddad Generellt: HA A - + H + Vid jämvikt är förhållandet mellan koncentrationerna av de ingående komponenterna följande: [H + ] x [A = K a Stark syra är en syra där jämvikten är fullständigt förskjuten åt höger. Vid jämvikt föreligger således praktiskt taget ingen syra odissocierad. Svag syra är en syra där en stor del av syran vid jämvikt finnes som odissocierad syra. En typisk svag syra har t.ex. K a = 10-3 eller mindre. Du skall behärska följande begrepp fullständigt: ph = - log 10 [H + ] Begreppet skapades av S.P.L. Sørensen, en dansk biokemist, som arbetade vid Carlsberglaboratorierna i Köpenhamn. Ett liknande begrepp är pk a = - log 10 K a. Ta nu uttrycket: [H + ] x [A = K a Med detta kan Du visa hur mycket syra som är dissocierad vid olika vätejonkoncentrationer. En del naturvetare och tekniker föredrar att arbeta med detta uttryck som sådant. Du skall hellre lägga följande på minnet: Genom att logaritmera ovanstående får Du log 10 [H + ] = log 10 K a + log 10 [A Multiplicera med -1 och Du får: - log 10 [H + ] = - log 10 K a - log 10 [A Nu vet Du att - log 10 [H + ] = ph och att - log 10 = pk a så placera in dem i ekvationen och det hela kommer att se ut på följande sätt Version 1,

3 ph = pk a - log 10 [A eller [A ph = pk a + log 10 Biologer kallar detta uttryck Henderson-Hasslbalchs ekvation. Orsaken varför Du skall minnas uttrycket i den formen är att hela den kliniska medicinen använder densamma vid studiet av syra-basjämvikten i kroppen. Vad det kallas i fysikalisk kemi eller hur man använder uttrycket där är sålunda i Din egenskap av medicinare fullständigt ointressant. BUFFERTLÖSNINGAR Det här är kanske inte den mest sofistikerade beskrivningen av buffertar som Du kan finna. Den är avsedd för Dig som har det lite svårt med sådana här funderingar: En buffertlösning är en lösning som vid tillsats av syra eller bas förändrar sitt ph (sin vätejonkoncentration) mindre än om samma mängd syra eller bas sättes till rent vatten. En buffertlösning får Du t.ex. genom att blanda en lösning av en svag syra med dess fullständigt dissocierade salt. Syran dissocierar på följande sätt: HA H + + A - och saltet: NaA Na + + A - I en blandning av salt och syra kommer vätejonerna från syran, Na + -jonerna från saltet och A - -jonerna från både syran och saltet. Saltet är fullständigt dissocierat och koncentrationen av de A - -joner som kommer därifrån är således lika med koncentrationen av detsamma. Syran, som är svag, är ej fullständigt dissocierad och endast en liten del av A - kommer från denna. Istället finnes det en relativt stor portion av odissocierad syra kvar. Sammanfattning: = [syra] [A = [salt] Låt oss ta ett praktiskt exempel: Vi har en lösning som har ph 4. Vätejonkoncentrationen i denna är 10-4 mol per liter. Eftersom vätejonerna kommer från syran som dissocierat är koncentrationen A - som kommer från syran lika stor, dvs 10-4 mol per liter. Det är inte ovanligt att man vid tillverkning av en buffertlösning arbetar med en saltkoncentration av 0,05 mol per liter. Eftersom saltet dissocierade fullständigt är A -, som kommer från saltet, 0,05 mol. Den totala koncentrationen av A - i lösningen blir då 0,0501. Detta skiljer sig ej nämnvärt från 0,05 och vi kan då approximera det hela till 0,05 mol A - joner per liter dvs lika med saltets koncentration. Version 1,

4 Låt oss nu titta på syran. Antag att dess pk a är 10-4 och att vi har bestämt oss för att det är lämpligt att vi har 0,05 mol syra i blandningen. Av detta dissocierar, som Du ser av det ovanstående, 0,0001 mol. Kvar får Du 0,0499 mol vilket ej nämnvärt skiljer sig från 0,05, och vi kan approximera den odissocierade syran till detta tal. När systemet är i jämvikt och vi har gjort approximationerna gäller följande: [A = 0,05 = [salt] [H + ] = 10-4 = [0,0001] = ph 4 = 0,05 = [syra] K a = 10-4 = pk a 4 Nu kan Du se hur buffertlösningen fungerar. Om Du tar 1 ml av en lösning av HCl med koncentrationen 1 mol per liter har Du tagit 0,001 mol HCl. Sätt detta till 1 liter vatten, koncentrationen av syra blir 0,001 mol per liter. Syran är fullständigt dissocierad och vätejonkoncentrationen blir 0,001 mol per liter (10-3 mol) och ph blir 3. Vad händer nu om Du tar 1 ml av samma syra och sätter till 1 liter av den buffertlösning som vi diskuterat här ovan. I buffertlösningen är alla komponenterna i jämvikt. När Du sätter saltsyra till lösningen rubbar Du denna jämvikt. Ett nytt jämviktstillstånd etablerar sig. Vätejonerna kombineras med A - -jonerna och bildar odissocierad syra. De gör det därför att HA är en svag syra. Vi har sagt det många gånger men en gång till kan aldrig skada. Det betyder att endast en liten del av syran föreligger som H + och A -. När det uppträder vätejoner och det finns A - joner tillstädes så tas vätejonerna omhand och uppträder ej fria. Vätejonkoncentrationen ökar därför endast obetydligt. Detta i motsats till den situation där Du satte saltsyran direkt till vatten. Här fanns inga A - -joner som kunde binda de tillförda vätejonerna, och de uppträdde därför fria. Låt oss nu kvantitativt se hur de tillförda vätejonerna påverkar vätejonkoncentrationen i buffertlösningen. Buffertlösningen innehöll (om vi tar hänsyn till de approximationer som vi gjorde) 0,05 mol odissocierad syra och 0,05 mol A -. Vi tillsätter nu 0,001 mol H + -joner (och 0,001 mol Cl - - joner som är ointressanta i denna diskussion). Dessa H + joner förenar sig nu praktiskt taget kvantitativt med A - -jonerna till odissocierad syra. Vid jämvikt har vi fått ett nytt tillstånd där koncentrationen av syra är 0, ,001 = 0,051 mol per liter. Koncentrationen A - är 0,050-0,001 = 0,049 mol per liter. Nu tillämpar vi vår förträffliga formel och beräknar ph efter tillsatsen av syra till vår buffertlösning: 0,049 ph = 4 + log 10 0,051 ph = 4 + log 10 0,96 ph = 4 + (- 0,017) ph = 3,98 I organismen har vi nu ett flertal olika buffertsystem som alla har till uppgift att hålla vätejonkoncentrationen så konstant som möjligt. Flera av de reaktioner som cellen behöver för sin funktion liksom strukturen av de makromolekyler som bygger upp cellstrukturerna är beroende av vätejonkoncentrationen. Version 1,

5 Ett specialfall av en buffert som är av mycket stor betydelse för den mänskliga organismen är den buffert som bildas av kolsyra och dess salter. Denna buffert har en speciell egenskap därför att syran står i jämvikt med en gas och gasens partialtryck påverkar syrans koncentration. Koncentrationen CO 2 i vatten är proportionell mot trycket av gasen ovanför vätskan P CO2 x k 1 = [CO 2 ] Den i vattnet lösta koldioxiden reagerar med vatten och det bildas kolsyra CO 2 + H 2 O H 2 CO 3. Vid jämvikt gäller: [H 2 CO 3 ] [CO 2 ] x [H 2 O] = k 2 Vattnets koncentration i en utspädd lösning är mycket stor i jämförelse med den upplösta substansen och även om det sker ändringar i de upplösta ämnena är den mängd vatten som deltager i den kemiska reaktionen försumbar så kan man anse vattnets koncentration vid dessa ändringar som konstant. Det är med andra ord så liten del av totala antalet vattenmolekyler som går åt när kolsyran bildas och man kan då skriva jämviktsekvationen på följande sätt. [H 2 CO 3 ] [CO 2 ] = k 2 x [H 2 O] = k 3 Kolsyran dissocieras på följande sätt: H 2 CO 3 H + + HCO 3 - och för detta gäller vid jämvikt: [H + ] x [HCO 3 = K a eller: [H 2 CO 3 ] [H + ] = K a x [H 2 CO 3 ] [HCO 3 men nu är [H 2 CO 3 ] = k 3 x [CO 2 ] och [CO 2 ] = P CO2 x k 1 och då blir [H 2 CO 3 ] = k 3 x k 1 x P CO2 och vidare: [H + ] = K a x k 3 x k 1 x P CO2 [HCO 3 Version 1,

6 Om man uttrycker P CO2 i kpa har man experimentellt funnit att K a = 10-6,1 och konstanterna k 1 x k 3 = 0,23 [H + ] = 10-6,1 x 0.23 x P CO2 [HCO 3 eller i dess logaritmerade form med ph och pk a införda ph = log [HCO 3 0,23 x P CO2 Till det ovanstående återkommer vi i samband med blodets kolsyratransport i den fysiologiska kemin. Vad som är väsentligt här är främst att Du förstår hur trycket av gas kan påverka ph i en lösning, dvs om gasen är CO 2 förstås. VATTEN SOM LÖSNINGSMEDEL Ämnen som kan bilda vätebindningar är i allmänhet lösliga i vatten. Eftersom förutsättningarna för att ett ämne skall kunna deltaga i en vätebindning är att det kan uppvisa en ojämn fördelning av laddningar inom molekylen. Man brukar kalla sådana ämnen polära. Motsatsen är då opolära. De kan ej bilda vätebindningar i vatten, och de är ej vattenlösliga. Sådana ämnen är t.ex. alifatiska föreningar. En del heterocykliska föreningar och cykliska kolväten samt ämnen som kloroform etc är också opolära och olösliga i vatten. Ämnen som är lösliga i vatten kallar vi hydrofila. De som är olösliga kallar vi hydrofoba. En tredje grupp ämnen är de som ha en hydrofil del och en hydrofob del, vi kallar dem amfifila eller amfipata. Sådana ämnen har alldeles speciella egenskaper. Många av "livets molekyler" har sådana egenskaper och dessa skall Du behärska ordentligt. VATTENLÖSLIGA ÄMNEN Fryspunktsnedsättning, kokpunktsförhöjning och osmotiskt tryck är fenomen i en vattenlösning som alla är relaterade till varandra och direkt proportionella mot antalet partiklar i lösningen. Kokpunktsförhöjningen har föga biologiskt intresse. Mest intressant är det osmotiska trycket. Osmos är det fenomen som kan iakttagas när två vattenlösningar är åtskilda från varandra med ett membran som tillåter vattnet att passera fritt men som inte låter upplösta ämnen passera. Vatten har då en tendens att gå från den mindre koncentrerade lösningen till den med högre koncentration. Man kan motverka denna vandring av vatten till den mera koncentrerade lösningen genom att lägga ett mottryck. När detta tryck är just så stort att inget vattenflöde sker i någondera riktningen (dvs det råder jämvikt) är trycket lika stort som lösningens osmotiska tryck. Det osmotiska trycket är strikt beroende av antalet partiklar per volym och är ej beroende av det upplösta ämnets natur. En mol av ett ämne vilket som helst innehåller samma antal partiklar. Löser man sålunda en mol av ett ämne i en given volym vatten så ger lösningen samma osmotiska tryck som en mol av ett annat ämne löst i samma volym vatten. En mol urea väger 60 gram, en mol glukos väger 180 gram. Löses 60 gram urea och 180 gram glukos i en liter vatten var för sig så kommer de två lösningarna att vara isotona, dvs uppvisa samma osmotiska tryck. Version 1,

7 En lösning som har ett lägre osmotiskt tryck än en annan lösning är hypoton i förhållande till denna, och en lösning som på motsvarande sätt har högre osmotiskt tryck är hyperton. Om man i stället för urea hade tagit 58,5 gram NaCl (dvs 1 mol NaCl) och löst i vattnet så hade det osmotiska trycket blivit dubbelt så stort som för urea- och glukoslösningen. Natriumkloriden är en elektrolyt och dissocierar, det blir alltså flera partiklar i lösningen och därmed högre osmotiskt tryck. En klar förståelse av osmotiskt tryck är en absolut nödvändighet för förståelsen av praktiskt medicinska problem som t.ex. den ökade vätskeutsöndringen vid diabetes mellitus eller ödembildningen vid albuminförluster. Organismens olika membraner, cellväggar, kärlväggar etc är just semipermeabla. De släpper med några få undantag alltid igenom vatten men är selektiva när det gäller passagen av andra upplösta molekyler. Många gånger beror denna selektivitet på molekylernas storlek, i andra fall beror den på molekylens kemiska egenskaper. Ödemet vid albuminbrist beror t.ex. på att blodets lågmolekylära ämnen kan passera ut och in praktiskt taget utan restriktioner genom kapillärväggen medan albumin, som är ett äggviteämne med en molekylvikt på , inte kan eller mycket långsamt kan passera kapillärväggen. Det osmotiska trycket inuti kapillären blir normalt större än den omgivande vävnadsvätskans osmotiska tryck därför att den senare innehåller mycket litet albumin. Vatten (och lågmolekylära föreningar) som pressats ut ur kapillärerna på grund av det hydrostatiska tryck som orsakas av hjärtats arbete kan därför genom osmos "sugas" in i kapillären igen. Om nu albuminhalten i blodet av en eller annan anledning skulle minska så försvinner eller minskas denna förmåga att "dra" vattnet tillbaka igen. För att "flytta" vatten från en lösning med högre osmotiskt tryck till en med lägre fordras ett arbete, eftersom den naturliga tendensen är den motsatta, nämligen att "flytta" vatten från den utspädda lösningen till den mera koncentrerade. Sådant arbete kallas osmotiskt arbete. Det utföres t.ex. i njuren. Detta arbete tar en stor del av den energi som kroppen behöver. Det kan man bl.a. avläsa i den mängd blod som varje minut passerar njuren. DU SKALL TA REDA PÅ HUR STOR DENNA VOLYM ÄR Men det finns en gräns för vad njuren orkar med. Om stora mängder glukos utsöndras så uppnås snart denna gräns, och njuren förlorar förmågan att ta tillbaka vatten i tillräcklig omfattning. Urinvolymen blir därför stor, organismen förlorar mera vatten än normalt och den sjuke känner mer törst än den friske individen. Osmotiskt tryck kan som uttrycket anger mätas som ett tryck. Det är många gånger opraktiskt och det vanliga inom biologin är därför att man anger den osmotiska effekten som en koncentration. Man använder termen osmolalitet. En lösning innehåller en osmol per kg vatten om den ger samma osmotiska tryck som en 1 molal lösning av en icke-elektrolyt. Här förekommer en viss språkförbistring i det dagliga livet beroende på att många icke har klart för sig begreppen molal och molar. Molalitet betyder antalet mol av det lösta ämnet per kg lösningsmedel, medan molaritet betyder antalet mol per liter lösning. När det gäller utspädda lösningar, som det vanligen är frågan om inom medicinen, är detta en strid om påvens skägg och borde ej på något sätt tillåta den högt bildade laboratoriemänniskan att se ned på sin kollega, som använder uttrycket osmolaritet i stället för osmolalitet. Enheten osmol är vanligen en alldeles för stor enhet för praktiskt bruk och man väljer i stället mosmol (milliosmol) per liter (= 0,001 osmol). Man har valt detta sätt att ange osmotisk aktivitet i stället för gram per liter eller mol per liter huvudsakligen av den anledningen att man då kan inkludera både elektrolyter och ickeelektrolyter. Om man hade valt att ange den osmotiskt aktiva mängden i mol per liter eller kg hade ju t.ex. en 1 molar lösning av NaCl fått det dubbla osmotiska trycket jämfört med en lika koncentrerad lösning av glukos (NaCl Na + + Cl - ). Kroppsvätskorna innehåller både elektrolyter och icke-elektrolyter och detta i olika proportioner beroende på vilken kroppsvätska Version 1,

8 det är fråga om. Genom att använda uttrycket osmol kan man direkt jämföra dessa vätskors osmotiska aktivitet. Man skulle av det sagda möjligtvis kunna tro att osmolaliteten bestämmes praktiskt genom tryckmätning. Så är ej fallet. Tryckmätning kan visserligen användas men är tekniskt omständig. I stället mäter man fryspunktsnedsättningen. Denna är direkt proportionell mot osmolaliteten och är förhållandevis lätt att bestämma, ja t.o.m. så pass lätt att tekniken går att automatisera. Icke vattenlösliga ämnen är sådana ämnen som ej kan deltaga i vätebindningar, t.ex. opolära ämnen. Om en vätska såsom bensol blandas med vatten kommer varje bensolmolekyl att orsaka en "skada" eller en rubbning av det regelbundna mönster av vätebindningar som vattenstrukturen innebär. För att åstadkomma en sådan rubbning behövs det energi. Ett minimum av energi blir nödvändigt om flera bensolmolekyler kan slå sig tillsammans. De bensolmolekyler som kommer att hamna i centrum av ett aggregat kommer ju ej att behöva bryta några av vattnets vätebindningar. De hydrofoba molekylerna kommer att interagera med varandra i en vattenlösning. Det är väsentligt att här komma ihåg att detta interagerande är beroende av vätebindningarna i vatten. Om dessa på något sätt försvagas så minskas också interaktionen mellan de hydrofoba molekylerna. Man kan säga att de hydrofoba molekylerna bindes till varandra i vatten och man kallar det hela för hydrofob interaktion. Liksom vätebindningar är denna typ av bindning biologiskt mycket betydelsefull. Makromolekyler kan precis på samma sätt som att de har polära grupper på sin yta också ha hydrofoba grupper. Medan vätebindningarna dels kan hjälpa till att hålla makromolekylen i lösning dels på grund av den riktade karaktären hos dem binda samman polära delar av dem och därigenom ge makromolekylen en bestämd konformation, så kan de hydrofoba bindningarna genom hydrofob interaktion stabilisera en struktur. Det är då också klart att om grunden för den hydrofoba interaktionen försvinner så kommer denna ej längre att existera. Det betyder att om man byter ut vatten med dess vätebindningar mot någon annat lösningsmedel så kommer den hydrofoba interaktionen ej att föreligga och den stabiliserande effekten på konformationen försvinner. Även om vätebindningarna i vattnet på något sätt skulle påverkas av vattenlösliga ämnen i vattnet så påverkas härigenom också den hydrofoba interaktionen. Amfifila ämnen har inom molekylen såväl polära som opolära (apolära grupper). Många makromolekyler kan, som framgår av ovanstående, räknas in i denna grupp. Vi skall emellertid begränsa diskussionen till relativt små molekyler. Det klassiska exemplet som Du finner i de flesta läroböcker är antingen en fettsyramolekyl eller en fosfolipidmolekyl. Dessa ämnen karaktäriseras av att de har en eller flera långkedjiga alifatiska hydrofoba "svansar" och ett hydrofilt polärt "huvud". Huvudet kan alltså för sig självt vara lättlösligt i vatten medan svansen ej är löslig. Det behövs energi för att den skall få en plats mellan de vätebundna vattenmolekylerna. Om koncentrationen av amfifilen är låg så ansamlas i första hand molekylerna till ytan av vattenlösningen. De hydrofoba svansarna stötes bort och de hydrofila huvudena blir kvar. När koncentrationen av amfifilen göres tillräckligt hög så kommer de hydrofoba svansarna genom hydrofob interaktion att slå sig tillsammans. Det bildas så småningom aggregat där svansarna finns i centrum och de hydrofila huvudena finns på ytan. Sådana aggregat kallar vi miceller. Micellerna kan ha olika form. De utgör ett exempel på hur en s.k. mikromiljö kan skapas. Micellen karaktäriseras av att på sin yta vara hydrofil men i sitt inre vara hydrofob. I denna hydrofoba miljö kan nu andra ämnen som är apolära lösa sig och vi får s.k. blandmiceller. Lägg märke till att micellen uppträder först när det apolära ämnet finns i given minimal koncentration. Denna går under namnet "critical micellar concentration". Micellens inre är ett exempel på en mikromiljö. Denna miljö existerar därför att vätebindningarna runt omkring micellen är tillräckligt starka för att förhindra närvaron av apolära ämnen eller radikaler. Om vätebindningens styrka av en eller annan anledning skulle minska så kommer micellen att desorganiseras. Det kan också bildas miljöer där en vätebindning förstärkes. Version 1,

9 Om en makromolekyl har en sådan struktur att den inom molekylen kan bilda hydrofoba områden så kan strukturer som är polära inom ett sådant område bilda mycket starka vätebindningar. Exempel på sådana situationer har vi i organisationen av DNA-molekylen och vid bindning av RNA-molekyler till varandra vid proteinsyntesen på ribosomen. Version 1,