Реферат на эстонском по физике - биофизика 3

Molekulide moodustumine – kovalentne side aatomite vahel.

Orbitaalil ьksi asuv elektron omab magnetmomenti ja pььab paarduda teise,
vastassunalise spinniga elektroniga, nii nagu kaks pulkmagnetit tхmbuvad
kui pхhja- ja lхunapoolused satuvad vastatstikku. Seetхttu on keemiliste
elementide aatomid ja ka molekulid, mille koosseisus on paardumata
elektrone, keemiliselt aktiivsed ja neid nimetatakse radikaalideks. Kui
lдhedal juhtub olma teine aatom, millel vaba elektron on vastasmдrgilise
spinniga, vхiksid need kaks elektroni pхhimхtteliselt paari moodustada,
kuid selleks peavad nad enne teineteisele kьllat ligidale saama. Probleem
on selles, et dipoolsed magnetid (kahepooluselised) magnetid tхmbuvad
piisavalt tugevasti ainult vдikeselt kauguselt, vдlised elektronid aga
tхukuvad omavahel juba suurelt kauguselt. Seetхttu molekuli moodustumiseks
peavad elektronkatted alguses lдhenedes isegi teatud mддral tхukejхudude
poolt moonutatud saama, enne kui tхmbuvad jхud piisava tugevuse saavutavad.
Molekuli moodustumine on kvantmehaaniliselt vдga keerukas protsess ja
vastavaid lainevхrrandeid tдpselt lahendada ei ole niikuinii vхimalik.
Nдiteks on niisuguses kahe paardunud elektroni lainefunktsioonis elektroni
maksimaalne tхenдosustihedus otse tuumade vahel. Seega, lisaks spinnide kui
magnetite vastastikusele tхmbele on oluline veel mхlema tuuma tхmme nende
vahel asuva elektroni suhtes. Meie kursuse piires on piisav mхista, et
keemilise sideme kahe aatomi vahel saavad moodustada ainult kaks paardumata
elektroni, millel on vastassuunalised spinnid, ja paardunud elektronidest
tingitud tugev aatomitevaheline tхmme on mхjus ainult vдikestel kaugustel.
      Vaatleme molekuli moodustumist energeetilisest aspektist. Kui kaks
aatomit asuvad kaugel, vхib nende omavahelise mхju potentsiaalse energia
lugeda nulliks (mхju ei ole). Lдhenedes hakkab tunda andma kхigepealt
vдliste elektronide omavaheline tхukumine. Seda tхukejхudu ьletades
potentsiaalne energia suureneb, muutudes positiivseks. Potentsiaalse
energia suurnemine toimub loomulikult kineetilise energia vдhenemise arvel,
s.t. molekulid lдhenevad inersi tхttu ja lдhenedes kiirus aeglustub. Kui
algkiirus oli kьllalt suur vхivad elektronid ьksteisele nii lдhedale
sattuda (potentsiaalne energia saavutab maksimumi), et antiparalleelsete
spinnidega elektronide tхmme hakkab domineerima Seevastu elektronpilvede
tхukumine isegi vдheneb, sest elektronid asuvad nagu ьksteise sees,
orbitaalid osaliselt kattuvad. Tхmbejхu sfддris hakkab potentsiaalne
energia uuesti kahanema, kineetiline seevastu aga suurenema. Tuumade teatud
omavahelise kauguse puhul saabub potentsiaalse energia miinimum, aga
muidugi uuesti kineetilise energia maksimum. Kui selles seisus aatomipaar
energiat дra ei anna, siis stabiilset molekuli ei moodustu. Pхrgates
naabermolekuliga vхi energiakvanti kiirates saab ьlearusest energiat
vabaneda ja siis stabiliseerub potentsiaalse energia miinimumi seisund.
Pange tдhele, et vabanenud energia muutub just kogu molekuli energiaks,
mitte uuesti nendesamade aatomite kineetiliseks energiaks, mis reaktsiooni
astusid. Reageerivad aatomid on oma kineetilise energia abil ьletanud nn.
aktivatsioonienergia barjддri ja moodustanud stabiilse molekuli, vabanedes
seejuures ьlearusest energiast. Uus energiamiinimum, mis vastab molekuli
olekule, vхib olla kas madalam vхi kхrgem kui aatomite esialgne
potentsiaalse energia nivoo (null). Kui lхppnivoo on madalamal kui
algnivoo, siis selles reaktsioonis vabanes energiat (ka see muutus
molekulide liikumise energiaks, soojuseks).  Kui lхppnivoo on kхrgem kui
algnivoo, siis reaktsioonis kokkuvхttes neeldus kineetilist energiat, s.t.
osa aatomite kineetilisest energiast ei muutunud mitte molekulide
kineetiliseks energiaks, vaid jдi molekulisiseseks potentsiaalseks
energiaks. Niisuguse reaktsiooni tulemusena segu jahtub, molekulide
kineetiline energia vдheneb.
      Ьlaltoodud mudel ei kehti mitte ьksne molekuli moodudstumise puhul
aatomitest vaid ka teiste keemiliste reaktsioonide puhul, mis toimuvad
molekulide vahel ja mille tulemusena moodustuvad teised molekulid.
Molekulide moodustumise puhul aatomitest on molekuli potentsiaalne energia
tavaliselt negatiivsem kui reageerivate aatomite oma (energiat vabaneb).
Molekulidevaheliste reaktsioonide puhul esineb nii negatiivsemat kui
positiivsemat lхppseisundit.
      Paarduda ja kovalentseid sidemeid moodustada vхivad omavahel nii
erinevate aatomite s-p ja d-elektronid kui ka s, p, ja d elektronid
kombinatsioonides. Vastavalt paarduvate elektronide orbitaali kujule vхivad
sidemed kujuneda erineva pikkusega ja erinevate nurkade all. Lihtsaim juht,
kui paarduvad kaks s-elektroni, annab tulemusena hantlikujulise molekuli,
kus kaks kerakujulist orbitaali on osaliselt ьhinenud (Joonis). s-
elektronide paardumisel moodustun nn. ?-side, millel ei ole kindlat suunda.
p-elektronidel on kaheksakujulised orbitaalid ja need vхivad s-elektroniga
paarduda otstest. Sel juhul on ?-side kaheksakujulise p-orbitaali otsa
pikenduseks, suund on mддratud p-orbitaali poolt. p-orbitaalid vхivad
omavahel paarduda kahel viisil, kas ka otstest (sel juhul on sideme
nimetuseks ikkagi ?-side), vхi kьlgedelt. Viimasel juhul kutsutakse sidet ?-
sidemeks. ?-sideme oluline omadus on see, et ta ei lase sidet moodustavaid
aatomeid omavahel pццrelda, kuna ?-side seda lubab. ?-sideme nдiteks s- ja
p-orbitaali vahel toome vee molekuli, kus s-orbitaaliga vesiniku elektron
on paardunud p-orbitaaliga hapniku elektroniga (joonis). ?-sidemete nдiteks
toome lдmmastiku molekuli, milles N aatomites on kolm omavahel risti olevat
paardumata p-orbitaali. Ьks neist paardub teise N aatomi p-elektroniga ?-
sideme abil, kuna kaks paarduvad ?-sidemete kaudu, moodustades nii
kolmekordse sidemega seotud (vдga stabiilse, raskesti lхhutava) molekuli.


      Vхimalike kovalents-sidemete arv aatomis (aatomi vхimalik valents).


Aatomite pхhiseisundis (madalaimal energiatasemel) on nende kovalents
vхrdne paardumata elektronide arvuga, mis oleks
H:    1
He:   0
Li:   1
Be:   0
B:    1
C:    2
N:    3
O:    2
F:    1
Ne:   0

Tegelikult aga ei ole valentssidemete arv alati niisugune ja vхib olla
isegi muutlik sхltuvalt ьhenditest. See tuleneb asjaolust, et 2s
elektronpaar ei ole mitte vдga tugevasti omavahel seotud ja termiline
energia on juba vхimeline seda sidet lхhkuma, viies ьhe 2s elektronidest
ьle 2p seisundisse. Selle tulemusena on nдiteks Be ja ka Ca tavaliselt
kahevalentsed, kuigi mхlemad sisaldavad pхhiseisundis 2s paari ja mitte
ьhtegi p-elektroni. Sama lugu on sьsinikuga: see peaks teoretiliselt olema
kahevalentne (2s paar ja kaks paardumata 2p elektroni), kuid on peaaegu
kхigis ьhendites, seljuures kхigis orgaanilistes hendites neljavalentne.
Ьks 2s elektronidest ergastub kolmandale vabale 2p orbitaalile ja kхik neli
teise nivoo elektroni osutuvad mittepaardunuiks. Kui niisugusest
ergastusseisundist kiiresti moodustuvad valentssidemed, nii et lisandunud
tekkinud sidemetest vabaneb rohkem energiat kui kulus ergastusele, siis on
niisugune vahepealse ergastuse kaudu moodustunud neljavalentne lхppseisund
energeetiliselt madalalmal tasemel kui ergastumata seisundist moodustunud
kahevalentne lхppseisund. Kuna valentssidemete moodustumisel vabanenud
energia vхib olla mitmesugune sхltuvalt moodustunus ьhenditest, siis ei ole
ka aatomi valents mingi kindel suurus. Kьll aga on kindlam suurus
maksimaalne vхimalik valents, mis on mддratud antud peakvantarvule n
vastavate s ja p-nivoode ьldhulgaga, eeldades, et teatud
ergastusseisundites vхivad need kхik olla asustatud paardumata elektroniga.
Niisiis oleks teise perioodi elementide maksimaalne valents 4 (1 s ja 3p
orbitaali) ja kolmanda perioodi elementidel 6 (1 s ja 5 p-orbitaali).
Kahjuks tekib ka siin erandeid juhtudel kus kхrgema n vддrusega s-
orbitaalid on energeetiliselt madalamad kui uhe vхrra madalama n-ga d
orbitaalid.

      Doonor-aktseptorside. Valents-sideme polariseeritus. Vesinikside.

Siiani oleme eeldanud, et kovalents-sideme moodustavad paardudes
elektronid, millest ьks kuulub ьhele ja teine teisele aatomile.
Kvantmehaanika lainevхrrandid aga ei tunnusta elektroni ‘kuuluvust’ vaid
ainult tema kvantarve (energiaseisundeid). Seetхttu on peaaegu samavддrselt
tхenдone juht, kus ьhe aatomi elektronpaar moodustab sideme kasutades teise
aatomi tьhja orbitaali. Tдhtis on ainult, et kuuludes kahele aatomile
korraga omaks see paar madalamat energiat kui kuuludes ainult ьhele
aatomile. Niimoodi moodustuvad nn. koordinatsioonilised ?-sidemed, mis
kasutavad nдiteks Fe aatomi vabu d-orbitaale, et fikseerida seda aatomit
erilises valkstruktuuris, nn. tsьtokroomis, kus ta osaleb elektroni
ьlekandjana. Tsьtokroomidel on bioenergeetikas esmajдrguline roll.
      Kui elektronpaar on moodustanud valents-sideme ja kuulub seega kahele
aatomile korraga, siis see ei tдhenda sugugi, et elektronid kuuluvad
kummalegi aatomile vхrdselt. Aatomitel on omadus tхmmata kogu paari
suuremal vхi vдhemal mддral omaenda orbitaalile, jдttes naabri orbitaali
vastavalt tьhjemaks. Selle tulemusena omandab eltronpaari tхmbav aatom
negatiivsema kogulaengu kui tema partner ja seda omadust iseloomustatakse
aatomi elektronegatiivsusena. Hapnik on ьks elektronegatiivsemaid elemente
(Tabel), seega ьhendites tхmbab ta elektronpaari tugevasti enesele, jдttes
partneri orbiidi osa aega tьhjaks. Niimoodi kovalentne side polariseerub.
Polariseerumise ддrmuslikuks vдljenduseks on nn. ioonside, kus ьks aatom on
elektroni tдielikult teisele ьle andnud. Tььpilised ioonsidemega seotud
ьhendid on leelismetallide soolad, nagu NaCl, kus Na on kaotanud elektroni
ja muutunud positiivseks iooiks, Cl aga liitnud elektroni ja muutunud
negatiivseks iooniks.
      Kovalents-sideme polariseerituse ja doonor-aktseptor-sideme
kombinatsioon on bioloogias ьlitдhtis vesinikside. Vesinikside moodustub
positiivse osalaenguga aatomi vabaksjддnud orbitaali ja mingi teise aatomi
olemasoleva elektronpaari kaudu. Nдiteks vees on positiivse osalaenguga
aatomiks vesinik, millelt hapnik on elektroni osaliselt дra tхmmanud, ja
millel seetхttu 1s orbitaal on osa aega elektroniga asustamata. Mingi vee
molekuli hapnikuaatomi 2s vхi 2p elektronpaar vхib moodustada doonor-
aktseptorsideme teise vee molekuli vesiniku osaliselt vaba orbitaali
kasutades ajal mil see on vaba. Niimoodi saavad tekkida kovalentse
iseloomuga sidemed erinevate vee molekulide vahel, mis neid seovad.
Tulemusena on vesi vedelas olekus looduslikel temperatuuridel samal ajal
kui tema analoog H2S on gaasiline. Vee juurde pццrdume tagasi vedelike
vaatlemisel. Teiste vesiniksidemete nдidetena bioloogias on valgu
sekundaarstruktuuri kujundavad vesiniksidemed ja DNA kaksikspiraali
kujundavad vesiniksidemed.


      Orbitaalide hьbridisatsioon


Nagu цeldud, on sьsinik tььpiliselt neljavalentne, sest ьks tema 2s
elektronidest ergastub 2p nivoole ja tekib neli paardumata elektroni, kolm
2p nivool ja ьks 2s nivool. Nende orbitaalid peaksid olema erineva kujuga,
mistхttu ka koos sьsinikuga tekkinud molekulid ei tohiks olla
sьmmeetrilised. Vaadeldes aga tььpilist sьsinikьhendit metaani (CH4) on
leitud, et kхik neli H aatomit on tдiesti identse energiaga seotud ja
paigutatud sьmmeetriliselt tetraeedri (ruumilise nelitahuka) tippudesse.
Seega peavad kхik neli orbitaali olema tдiesti sarnase kujuga. See on fakt,
mis otse ei tulene kvantmehaanilisest teooriast ja millele tuli otsida
seletust, pььdes leida loogilisi vхimalusi erinevate orbitaalide
kombineerumiseks. Leitigi vхimalus, et uued sьmmeetrilised orbitaalid on
kхik sarnased kombinatsioonid nelja erineva orbitaali lainefunktsioonidest,
erinevused on ainult selles, missugused p-orbitaali funktsioonid liidetakse
ja missugune lahutatakse (s-orbitaal on summas alati positiivselt).
Sisuliselt tдhendab see, nagu erinevate orbitaalide lainetused liituksid ja
lahutuksid erinevates kombinatsioonides, kuid igas kombinatsioonis esinevad
kхigi nelja orbitaali lainefunktsioonid. Niisugune orbitaalide
hьbridisatsiooninдhtus on ьsna sagedane ja isegi vee molekulis ei ole
hapniku 2p orbitaalidega moodustunud s-sidemete vaheline nurk mitte 90°
vaid 104.5°. See nдitab, et hapniku kaks vesinikuga paardunud orbitaali ja
kaks hapniku enese paari (2s ja 2p paarid) hьbridiseeruvad kхik vхrdseteks
sarnase kujuga orbitaalideks mis suunduvad tsentrist tetraheedri
nurkadesse, sarnaselt nagu metaani molekulis, kuid kahel puudub partner H-
aatom. Selle tulemusena on doonor-aktseptor iseloomuga vesiniksidet
vхimelised moodustama kas elektronpaari, nii 2s kui 2p paarid. Nendest
nдidetest on nдha, kuidas tekkiva ьhendi sьmmeetrilisus vхimaldab saavutada
ьhendmolekuli kхige madalamat energiaseisundit, hoolimata sellest, et
hapniku enese (samuti kui sьsiniku) elektronstruktuur ei ole minimaalse
energia seisundis. Teisest kьljest tдhendab see ka seda, et individuaalsete
aatomite kvantmehaanilisi orbitaalide kujusid ei saa vхtta aluseks
keerukamate ьhendite stereo-struktuuri arvutamisel, vaid mддravaks jддvad
keerulise molekuli struktuurist tulenevad energiaseisundid, mis on
minimaalsed tavaliselt maksimaalse sьmmeetriaga olekutes.


      Resonants


Resonantsi olemuse selgitamiseks vaatleme lihtsat struktuuri, nitraatiooni
NO3-(joonis). Selles esineb lдmmastik neljavalentsena, olles saatnud ьhe
oma 2s elektronidest praktiliselt tдielikult hapnikule ja vabastades nii
maksimaalse koguse valents-sidemeid. Kuigi niimoodi tekkinud struktuur
peaks olema ebasьmmeetriline, on katsed nдidanud, et kхikide O-aatomite
seoseenergiad on vхrdsed. See on vхimalik kui kaksik- ja ьksiksidemed on
pidevas vaheldumises, nii et kaksiksidet ei saa lugeda kuuluvaks kindlale O-
aatomile. Sarnane nдide on ka bensooli molekul, kus niisugune kaksik- ja
ьksiksidemete vahelduvus katab pikema ringi, sidudes tervelt kuus C
aatomit. Kvantmehaanilises kдsitluses tдhendab resonants-ringi vхi ka
lineaarse resonants-ahela lainefunktsioon, sarnaselt hьbridisatsiooniga,
lineaarkombinatsiooni kхikidest osalevatest lainefunktsioonidest. Seejuures
on resoneeruvad sidemed tunduvalt tugevamad kui ilma resonantsita. Samuti
vхib resoneeruva lainefunktsiooni ruumiline ulatus olla tunduvalt pikem kui
ьhel aatomil. Vastavalt pikeneb ka neelatava (kiirtava) elektromagnetilise
kiirguse lainepikkus. Seetхttu on loodus kasutanud resoneeruvaid struktuure
nдhtavat valgust neelavate pigmendimolekulide ehitamiseks. Fotosьnteesis
kasutatavate pigmentide, klorofьlli ka karotenoidide molekulides on kas
ringstruktuuriga vхi lineaarsed reonants-ahelad ja need ained omavad
neeldumisribasid nдhtava valguse piirkonnas, samal ajal kui tavalised
valgud, aminohapped ja enamik teisi bioloogilisi molekule neelavad
ultravioletses piirkonnas.


      Ьleminekumetallide kompleksid


Ьleminekumetallideks nimetatakse esimese suure perioodi (n=3) metalliliste
omadustega aineid, millel jдrgmise perioodi (n=4) 4s nivool asub ьks vхi
kaks elektroni, kuid samal ajal on vabu orbitaale veel 3d nivool (Sc, Ti,
V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu). Neist bioloogias omavad elektroni edastajatena
suurt tдhtsust Mn, Fe, ja Cu. Bioloogilistes struktuurides on oluline, et
aktiivsed aatomid, mis tegelikult osalevad metaboolsetes protsessides,
oleksid kinnstatud ja asuksid vajalikul kaugusel ja vajalikus asendis oma
metaboolsete partnerite suhtes, millega neil tuleb suhelda nдiteks
elektrone vastu vхttes ja edasi andes vхi mхnel muul moel. Valkstruktuurid
tдidavadki seda ьlesannet, et kinnistavad metaboolselt aktiivsed aatomid
vajalikesse asukohtadesse. Loomulikult ei saa valkudega seotus vдlistada
aatomite termilist vхnkumist ьmber keskasendi, kuid vдlistab pццrlemise ja
kindlasti translatoorse liikumise. Aatomite kinnistamiseks saab kasutada
kovalentseid sidemeid, mida peab aga olema piisaval hulgal, et takistada
liikumist kхikides suundades, jдttes samal ajal mхned valentsid vabaks ka
metaboolse aktiivsuse tarbeks. Nendele tingimustele vastavadki kolmanda
perioodi ьleminekumetallid, millel on piisavalt tдidetud vхi tдitmata d-
orbitaale (kokku viis), et aatomit kinnistada. Seejuures sidemete
sьmmeetria kindlustatakse s, p ja d-orbitaalide hьbridisatsiooniga. Tabelis
toome mхned andmed bioloogiliselt oluliste aatomite jaoks.

Elektronkonfiguratsioon           Mn         Fe          Cu

      M                      3d54s2          3d64s2           3d104s1

      M2+                    3d5        3d6        3d9

      M3+                    3d4        3d5        -

Ionisatsioonipotentsiaal (eV)
      esimene                7.43       7.87       7.72

      teine                  15.64      16.18      20.29

      kolmas                       33.69           30.64       37.08

      Iooni raadiused (A)

      M                      1.17       1.16       1.17

      M2+                    0.80       0.77       0.72

      M3+                    0.66       0.63       -


      Orbitaalide hьbridisatsioon ja aatomi geomeetriline struktuur

Hьbridisatsioon  Aatomi kuju      Sidemetevaheline nurk

sp               Lineaarne              180°

sp2              Tasapind, kolmnurk          120°

sp3              Tetraeeder             109°28’

dsp2             Tasapind, ruut              90°

dsp3             Trigonaalne kaksikpьramiid  90°
                                        120°
d2sp3            Oktaeeder              90°


Rauaaatomi kasutamise nдiteks bioloogias on heemid, kus Fe aatom
(klorofьllis aga raua asemel Mg) asetseb tasapinnalise porfьriiniringi
keskel, olles kinnitatud koordinatsioonisidemetega. Heemid moodustavad
aktiivosa sellistes valksьsteemides nagu hemoglobiin, mьoglobiin,
tsьtokroomid ja mхndes fermentides, nagu katalaas, peroksьdaas. nII nagu
aromaatilistes molekulides (nдit. bensool) tavaliselt, on ka
porfьriiniringis pikk resonants-ahel, mille tulemusena elektronid on
‘delokaliseeritud’ ja nende lainefunktsioonid haaravad tervet ringi. Ringis
osalev N aatom, sхltuvalt asukohast, on ise ringi seotud kas kahevхi kolme
sidemega ja moodustab sideme rauaga vastavalt kas ьhe paardumata elektroni
vхi oma 2s elektronpaari abil, doneerides selle raua vabale 3d orbitaalile.
Nii fikseeritakse N aatom neljast nurgast nelja ligandiga. Viiendaks
ligandiks ristisuunas on tihti aminohappe histidiini ьks N aatomitest mis
doneerib oma elektronpaari teisele Fe 3d orbitaalile. Niisiis on Fe aatom
fikseeritud jдttes selle 4s2 elektronid vabaks bioloogilistereaktsioonide
tarbeks.  Tavaliselt on need elektronid lahkunud ja aatom asub F2+
seisundis. Hemoglobiinis, mille molekulmass on 65000, on neli subьhikut
nelja heemiga. Mьoglobiinis on ьksainus subьhik ьhe heemiga. Hemoglobiinis
on kuuendaks ligandiks kas hapnik vхi vesi, sхltuvalt kas hemoglobiin on
hapnikuga rikastatud vхi mitte. Ka siin moodustub side sel teel, et hapnik
doneerib oma elektronpaari Fe orbiidile, jдttes O2 molekuli (vхi H2O
molekuli) terveks. Vee ja O2 kхrval on seostumisaktiivsed veel CO ja NO,
kusjuures CO seostub mьoglobiinile umbes 50 korda ja hemoglobiinile isegi
200 korda tugevamalt kui O2.
      Tsьtokroomides on Fe viis ligandi samad kui hemo- ja mьoglobiinis,
kuid kuna tsьtokroomid ei kanna molekule, vaid ainult elektrone, siis on ka
kuues suund seotud bioloogiliselt passiivse ligandiga, kasutades selleks
tavaliselt aminohappe metioniini S aatomi elektronpaari. Elektronide
vahetus toimub F2+/F3+ seisundite vaheldumise teel.


      Peptiidside


Valkude struktuur on suuresti mдaratud peptiidsideme omadustega, mis seob
aminohapped pikaks ahelaks, polьpeptiidiks. Side moodustub ьhe aminohappe
karboksььlrьhma –COOH ja teise aminohappe aminorьhma –NH2 vahel, vee
eraldumise teel, andes tulemuseks -CO-NH- sideme. Struktuurselt nдeb side
vдlja jдrgmine:

Rцntgenstruktuuranaььs aga nдitas, et C-N side, mille tavaline pikkus on
0.147 nm, on peptiidsidemes lьhem, 0.132 nm. See tдhendab, et ьhekordse
sideme asemel moodustub tegelikult kahekordne side, vдhemalt osaliselt.
Seletus on siin jдrgmine. Tдnu oma elektronegatiivsusele tхmbab O aatom
kogu struktuuri elektronpilve eneda suunas jдrjekorras N->C->O. Selle
tulemusena O paardumata elektron saab endale paarilise ja ьks
kovalentsetest sidemetest O-C vahel osaliselt katkeb. Selle asemel aga N
jддb ьhest elektronist osaliselt ilma ja tema elektronpaar pььab uut
paarilist leida. See on saadaval C aatomis, mis kaotas sideme O-ga ja loob
uue sideme N-ga. See uus side aga vaheldub pidevalt vanaga, nii et
tegelikult on O=C=N sьsteem seotud nagu pooleteise sidemega pidevalt.
Seejuures kхik kolm aatomit hьbridiseeruvad ьhesugusteks sp hьbriidideks.
Orbitaalid O(sp2) ja C(sp2), samuti nagu C(sp2) ja N(sp2) kattuvad
pikisuunas, moodustades ?-sidemed. Kolm p-orbitaali N, C ja O aatomites
kattuvad kьlgsuunas ?-sidemetega risti ja moodustavad delokaliseeritud ?-
elektronide sьsteemi. ?-sidemed keelavad C-N aatomite vahelisel sidemel
pццrlemise. Joonis nдitab, kuidas lхpptulemusena O-C-N-H  aatomid
paigutuvad ьhte tasapinda, jдigalt fikseerides nende omavahelise asendi.
Pange tдhele, et O ja H aatomid asuvad ahela vastaskьlgedel (nn. trans-
konfiguratsioon), mis valgu sekundaarstruktuuri moodustumiseks on oluline.
Niisugused fikseeritud sidemed moodustavad ьhe kolmandiku kogu peptiidahela
sidemetest. Pццrlemisvхimalus jддb alles kahel kolmandikul ьlejдanud
sidemetest, aminohapete sisemistel C-N ja C-C sidemetel. Niisugune piiratus
jдtab oma jдlje valgu sekundaarstruktuurile. Kui ьlejддnud sidemed
pццrduvad, tekib peagi olukord, kus iga mingi aminohappe O-aatom satub
piisavalt ligistikku jдrjekorras kolmanda aminohappe H-aatomiga, et nende
vahel moodustuks vesinikside (tдnu ьlalmainitud trans-konfiguratsioonile).
Need vesiniksidemed fikseerivad pццrlemis-sammu ja kokkuvхttes moodustub
aminohapetest spiraalne struktuur, nn. ?-spiraal (alternatiivne vхimalus on
siiski ka nn. ?-voldik).
Seega, valgu moodustumisel osalevad kхik eespool kirjeldatud kovalents-
sidemete omadused, nagu ?- ja ?- konfiguratsioon, polariseeritus
(elektronegatiivsus), doonor-aktseptor-iseloom, hьbridiseerumisvхime,
delokaliseerumine (resonants). Kuigi kvantmehaanika ei ole vхimeline
tдpselt ette ennustama kхiki neid kombinatsioone, on tema abil nende
esinemine vдhemalt seletatav. See demonstreerib veel kord, kuivхrd olulised
on kvantmehaanilised nдhtused elu alusena. Pealegi, tundub, et sedalaadi
kombineeritud sidemed vхivad esineda ka molekulide vahel, avardades
molekulaarstruktuuri mхistet kхrgematele organisatsioonitasemetele, ja miks
mitte kuni organismi tasemeni vдlja. On ju vдga raske uskuda, et
pдrilikkuse detailid, nagu nдojooned, kхnnak, hддlekхla jne. on ainult
geenide ekspressiooni regulatsiooni tulemusel sьnteesitud valkude erinevate
koguste kombineerumise tulemus. Ehk on siingi mдngus suunatud sьntees,
struktuuride laienemine kindlates suundades, mis on vхimalik ainult
molekulidevaheliste sidemete suunatuse tulemusena. Kursuse jдrgnevates
osades vaatlemegi molekulide ьhendusi, kuid siiski kхige lihtsamaid, neid
mida fььsika seaduste alusel veel kьllalt hдsti kirjeldada saab. Need on
gaasid, vedelikud ja tahkised ьldises mхttes.
1 2 3 4 5 6