Ewolucja złożoności chemicznej

Jak powstało życie na Ziemi? Chemiczna lub molekularna ewolucja poprzedziła pojawienie się życia. Pod wpływem energii niskiej entropii ze Słońca i wspomagane przez obecność pewnych skał, atomy i cząsteczki przeszły reakcje chemiczne, których rezultatem było pojawienie się cząsteczek o coraz wyższej zawartości informacyjnej lub złożoności. W tym artykule wyjaśniam, jak to się zdarzyło.

8.1 Od atomów do cząsteczek

Chemiczny symbol H jest używany dla atomu wodoru, który jest pierwszym pierwiastkiem w układzie okresowym pierwiastków. Ma jądro, które w tym wypadku jest tylko protonem, i jest tam elektron krążący wokół jądra. Elektron ma ładunek ujemny, dokładnie równy wielkością dodatniemu ładunkowi protonu. Przyjmując tę wielkość jako ładunek jednostkowy, mówimy, że atom H ma liczbę atomową 1 (Z=1). Przyjmując masę protonu za jednostkę masy mówimy, że H ma liczbę masową 1(A=1). Elektron jest ~2000 razy lżejszy niż proton.

Pierwiastkiem numer 2 w układzie okresowym jest hel (symbol chemiczny He). Ma dwa protony w jądrze i dwa elektrony krążące wokół jądra. W jądrze są także dwa neutrony. Neutrony otrzymały swoją nazwę, ponieważ nie mają ładunku. Masa neutronu niezbyt różni się od masy protonu. Tak więc dla atomu He, Z=2 i A=4.

Życie na Ziemi oparte jest na chemii organicznej tj. chemii atomu węgla, oznaczanego przez symbol C. Dla tego atomu Z=6 i A=12.

Cząsteczka wodoru oznaczona jest symbolem H₂. Składa się z dwóch jąder wodoru i są tam dwa krążące wokół nich elektrony. Dlaczego wodór „woli" istnieć jako H₂ niż jako H? Ponieważ H₂ jest stabilniejszy niż H. Dlaczego? Rozważmy dwa elektrony H₂. Mechanika kwantowa powiada, że nie mają one indywidualności i są dlatego nierozróżnialne. Popatrzmy na jeden z nich. Ponieważ ładunki dodatni i ujemny przyciągają się, elektrony pozostają blisko (ale nie za blisko) tych dwóch jąder. [Gdyby nie zasada nieoznaczoności Heisenberga, elektrony wszystkich atomów wpadłyby prosto do swoich jąder i nie byłoby nas tutaj, żeby dyskutować o chemicznej złożoności!] Naturalnie, dodatnie ładunki dwóch jąder H₂ są lepsze niż tylko jeden dodatni ładunek w H₂, kiedy chodzi o wywieranie siły przyciągania na elektron. Tak więc H₂ jest stabilniejszy (ma niższą energię wewnętrzną) niż H, ponieważ jest silniej związany. Tak więc atomy H tworzą cząsteczki H₂, ponieważ dzięki temu zmniejsza się ogólna energia swobodna (druga zasada termodynamiki wymaga, by energia swobodna była tak mała, jak to możliwe). Tworzenie się H₂ z dwóch atomów H jest przykładem ewolucji złożoności chemicznej. Potrzeba więcej informacji do opisu struktury i funkcji H₂ niż H.

Jaka jest natura wiązania między dwoma atomami H₂ lub H-H? Opisuje się je jako wiązanie kowalentne. Każdy z dwóch atomów H daje swój elektron do chemicznego wiązania między nimi i te dwa elektrony w rejonie wiążącym należą do obu jąder.

Innym rodzajem chemicznego wiązania jest tak zwane wiązanie elektrowalentne (zwane także wiązaniem jonowym). Jest to wiązanie, które zachodzi między odwrotnie naładowanymi jonami. Weźmy chlorek sodu (NaCl). Dla atomu Na Z=11 i dla atomu chlorku Z=17. Prawa mechaniki kwantowej są takie, że atom Na jest stabilniejszy, jeśli jest otoczony przez tylko10  elektronów zamiast 11. Podobnie Cl jest stabilniejsze, jeśli ma 18 elektronów zamiast 17. Razem mogą rozwiązać ten problem przez skłonność do „jonizacji"; tj. atom Na może stać się dodatnio naładowanym jonem Na⁺ przez utratę elektronu (zwanego elektronem walencyjnym), a atom Cl może stać się ujemnie naładowanym jonem Cl^- przez zyskanie elektronu. Te dwa odwrotnie naładowane jony mogą obniżyć energię potencjalną (a więc energię swobodną) przez zbliżenie się do siebie, tworząc między sobą wiązanie jonowe.

Trzecim ważnym i ogólnie silnym wiązaniem jest wiązanie metaliczne. Zachodzi w metalach takich jak aluminium (Al), miedź (Cu), srebro (Ag), złoto (Au) itd. Weźmy przypadek Al. Dla niego Z=13. Ale, podobnie jak atom Na omawiany wyżej, jest bardziej stabilny, jeśli ma tylko 10 elektronów wokół jądra. Tak więc atomy Al, kiedy są blisko jeden drugiego, tracą trzy elektrony walencyjne do wspólnej puli i te elektrony walencyjne stają się wspólną własnością wszystkich jonów Al. Kawałek metalu Al trzyma się razem dzięki tej chmurze ujemnie naładowanych elektronów, kompensujących dodatnie ładunki jonów Al.

8.2 Wiązanie wodorowe i wiązanie van der Waalsa

Opisane powyżej wiązania kowalentne, elektrowalentne i metaliczne są tak zwanymi wiązaniami pierwotnymi. Są to silne wiązania. Na przykład diament składa się z kowalentnie związanych atomów węgla i jest bardzo twardym materiałem. Także w metalach atomy są silnie związane ze sobą, jak również w kryształach chlorku sodu, w których dominuje interakcja elektrowalentna. Istnieje szereg innych typów wiązań lub interakcji, które są znacznie słabsze, ale bardzo ważne, szczególnie dla układów biologicznych i ogólnie dla miękkiej materii. Szczególnie wszechobecne jest wiązanie wodorowe. Weźmy przykład wody, H₂O lub H-O-H. Atom tlenu tworzy kowalentne wiązania z dwoma atomami wodoru. Każde takie kowalentne wiązanie (O-H) ma stowarzyszone z nim dwa elektrony, jeden pochodzący z wodoru i jeden z tlenu. Dystrybucja elektronu wokół dwóch jąder wodoru w takim wiązaniu nie jest taka jak w symetrycznym wiązaniu C-C w strukturze diamentu. Jądro tlenu ma liczbę atomową 8, co jest znacznie więcej niż liczba atomowa 1 wodoru, a więc okupuje większą część chmury ładunku elektronu stowarzyszonego z wiązaniem (mówimy, że atom tlenu jest bardzo elektroujemny). To powoduje, że jądro atomu wodoru jest nieco mniej osłonięte przez elektron, który krążył wokół niego, kiedy nie było żadnego rodzaju wiązania. Z podobnych przyczyn jądro tlenu i jego chmura ładunku elektronów są razem trochę bardziej ujemne niż byłyby w izolowanym atomie O. Końcowym wynikiem jest to, że cząsteczka wody jest jak mały dipol (dwubiegun). Ma twa dodatnie końce i jeden ujemny. Wszystkie cząsteczki wody są dipolami, a więc ustawiają się tak, że dodatni koniec (wodorowy) jednej cząsteczki wskazuje ku ujemnemu końcowi (tlenowemu) drugiej cząsteczki. Mówimy więc o wiązaniu wodorowym, oznaczonym w tym przykładzie przez O-H...O.

Najbardziej istotnym aspektem wiązania wodorowego w ewolucji chemicznej i biologicznej złożoności jest to, że jest ono stosunkowo słabe, nie tak silne jak wiązanie kowalentne, ale nie tak słabe jak tak zwane wiązanie van der Waalsa (lub oddziaływanie dyspersyjne Londona). Oddziaływanie van der Waalsa jest bardzo słabe, chociaż zawsze obecne między dwoma atomami. Fluktuacje kwantowo-mechaniczne w chmurze ładunku elektronicznego wokół atomu mogą spowodować przejściowe rozdzielenie ładunku lub moment dipolowy albo multipolowy, a pole elektryczne tego multipola indukuje moment multipolowy w każdym sąsiednim atomie. Powoduje to małe przyciąganie miedzy dwoma atomami.

Miarą siły wiązania chemicznego jest energia wymagana do jego rozerwania. Temperatura topnienia ciała stałego jest wskazówką siły jego najsłabszego wiązania. Wiązanie kowalentne jest najsilniejsze, z typową energią wiązania ~400 kilokalorii (kcal). Wiązanie elekrowalentne jest zwykle o połowę słabsze. Wiązanie metaliczne wykazuje szeroki wachlarz siły, a dwoma skrajnymi przykładami jest wiązanie w rtęci na jednym krańcu i wiązanie w wolframie na drugim. Siła wiązania wodorowego zwykle wynosi 14 kcal. Wiązanie van der Waalsa zaś wymaga energii poniżej 1 kcal. Najbardziej istotnym faktem dla naszych rozważań tutaj jest to, że energia wymagana w wiązaniu wodorowym jest zwykle tylko ~10 razy większa od energii fluktuacji temperatury, ale nadal znacznie niższa od energii typowego wiązania kowalentnego. W typowych temperaturach, w których istnieją układy biologiczne, fluktuacjom temperatury trudno jest rozerwać wiązania kowalentne, ale istnieje dość wysoka szansa, że mogą rozerwać wiązania wodorowe.

8.3 Oddziaływania hydrofobowe i hydrofilowe

Widzieliśmy powyżej, że woda jest skupiskiem maleńkich dipoli. Mówimy, że jest to materiał polarny. Natomiast istnieje duża liczba „węglowodorów", które są materiałami niepolarnymi. [Węglowodór jest związkiem składającym się głównie z atomów wodoru i węgla]. W odróżnieniu od wiązania O-H w wodzie, które jest wiązaniem z momentem dipolowym, wiązanie C-H w węglowodorze jest w przeważającym stopniu niepolarne: dwa elektrony tworzące wiązanie kowalentne C-H dzielą się niemal równo między C i H. Tak więc wiązanie C-H nie powoduje tworzenia dipolu i dlatego nie tworzy wiązania wodorowego z cząsteczką wody. A teraz załóżmy, że mieszamy płyny polarne i niepolarne. Zajdzie segregacja. Molekuły niepolarne będą miały tendencję do zbierania się razem, ponieważ nie mogą brać udziału w wiązaniu wodorowym. Mają rodzaj „fobii" wobec cząsteczek wody, a więc mówimy o oddziaływaniu hydrofobowym. Ponieważ wiązanie wodorowe jest średniej siły, także oddziaływanie hydrofobowe jest średniej siły.

Istnieje wiele rodzajów związków organicznych, które mają przeważającą strukturę węglowodorową, ale przyczepione do nich są polarne grupy funkcjonalne. Przykładami tego rodzaju związków są cholesterol, kwasy tłuszczowe i fosfolipidy. Takie cząsteczki mają niepolarny i hydrofobowy koniec oraz polarny, hydrofilowy koniec. Włożone do wody gromadzą się same tak, że hydrofilowe końce kierują się ku wodzie, a hydrofobowe są odsunięte, unikając kontaktu z wodą. To dlatego olej nie miesza się z wodą. Natomiast alkohol i woda mieszają się tak łatwo, że nie potrzeba ich mieszać; oba są płynami polarnymi. Zapomniałem nazwiska króla, który powiedział: „Nie interesuje mnie, gdzie płynie woda, jak długo nie dostaje się do mojego wina!"

Dzięki oddziaływaniu hydrofobowemu mogą powstać piękne samoporządkujące się (self-assembled) micele, liposomy i warstwy bimolekularne.

8.4 Rozpoznanie molekularne i samoporządkowanie

Popatrzmy na szczegóły tego, jak zachodzi obniżanie energii swobodnej na skalę atomową. Jeśli dwa atomy są blisko siebie, zwiążą się, żeby stworzyć cząsteczkę, jeśli cząsteczka ma niższą energię swobodną niż te dwa oddzielne atomy. Rozważmy następnie możliwe wiązania między cząsteczkami, żeby stworzyć jeszcze większe zespoły (lub "zespoły supramolekularne"). To robi się teraz ciekawsze. Istotne staje się tutaj ważne pojęcie rozpoznania molekularnego. Taki rodzaj cząsteczek, które mają pewien stopień komplementarności, będzie z pewnym prawdopodobieństwem tworzyć zespoły. Mamy dwa rodzaje komplementarności do rozważenia: kształty „zamka i klucza" oraz komplementarne rozkłady ładunku (pamiętajmy, dodatni przyciąga ujemny). Jeśli istnieją te komplementarności, umożliwiają one dwóm cząsteczkom dokładne dopasowanie do siebie, obniżając w ten sposób ogólną energię potencjalną, a więc energię swobodną. Jest to bardziej stabilna konfiguracja, ponieważ fluktuacje temperatury mają mniejszą możliwość rozdzielenia dobrze dopasowanych cząsteczek i to jest istotą samoporządkowania w Naturze. Samoporządkowanie jest jak wzrost kryształu, tyle tylko, że końcowy produkt może nieść znacznie więcej informacji, tj. jest bardziej złożony.

Po przeczytaniu tego tekstu, czytelnicy często wybierają też: Złożoność wyjaśniona. Część 9 Petycja uczniów w sprawie symboli religijnych w szkole

Zobacz komentarze (6)..

Wyślij mailem..

Wersja do druku    PDF    MS Word

Vinod K. Wadhawan Induski emerytowany fizyk atomowy, współwydawca portalu PHASE TRANSITIONS, publicysta, autor wielu książek.  Strona www autora  Liczba tekstów na portalu: 20  Pokaż inne teksty autora  Najnowszy tekst autora: Brzytwa Ockhama