2.1 수용액에서의 약한 상호작용

1.1 물 분자의 극성과 굽은 구조

물(H₂O) 분자에서 산소 원자는 수소 원자보다 전기음성도가 크므로 O–H 공유결합의 전자밀도는 산소 쪽으로 치우친다. 그 결과 산소 쪽에는 부분 음전하(δ−), 수소 쪽에는 부분 양전하(δ+)가 분포한다. H–O–H 결합각은 약 104.5°이며, 두 O–H 결합의 쌍극자 모멘트가 서로 상쇄되지 않아 물은 극성 분자가 된다. 분자 전체의 전하는 0이지만, 분자 내부의 전하 분포는 균일하지 않다.

1.2 수소결합은 순간적으로 형성·소멸한다

수소결합은 일반적으로 전기음성도가 큰 원자 X에 공유결합된 수소가 다른 전자밀도가 큰 원자 Y와 상호작용하는 X–H···Y 형태로 나타낸다. 물에서는 한 분자가 수소결합 공여체와 수용체로 모두 작용할 수 있다. 한 물 분자가 이웃 분자들과 대략 사면체 방향으로 여러 수소결합을 형성할 수 있지만, 액체 물에서 모든 분자가 언제나 정확히 4개의 결합을 유지하는 것은 아니다. 열운동에 의해 결합 배열은 계속 변한다.[1,2]

물의 분자 간 상호작용은 비열과 기화열이 큰 원인에 기여한다. 온도를 올리거나 기체로 전환할 때 분자의 운동·배열뿐 아니라 분자 사이 상호작용을 변화시키는 데 에너지가 필요하기 때문이다. 이러한 성질은 생물의 체온 조절과 수환경의 온도 변화 완화에 중요하다.

1.3 응집·표면장력·얼음의 밀도

물 분자 사이의 응집력은 물방울 형성과 표면장력에 기여한다. 표면의 물 분자는 내부와 다른 이웃 분자 환경을 가지므로 표면적을 늘리는 데 에너지가 필요하다. 수면 위의 일부 작은 물체가 가라앉지 않는 현상에는 표면장력과 물체의 젖음성 등이 함께 작용한다.

얼음에서는 비교적 열린 수소결합 격자가 만들어져 액체 물보다 밀도가 작다. 따라서 얼음이 물 위에 뜬다. 액체 물은 온도가 내려갈 때 무조건 같은 비율로 수축하지 않으며, 1기압 부근에서 약 4°C의 밀도 극대가 나타난다. 이는 수소결합망의 변화와 열팽창 효과가 경쟁한 결과다.

2.1 친수성과 용해의 분자적 원리

용질이 물에 용해되려면 용질 입자끼리의 상호작용과 기존 물-물 상호작용 일부가 재배열되고, 새롭게 생기는 용질-물 상호작용과 혼합으로 인한 엔트로피 변화가 전체 과정에 기여해야 한다. 단순히 “극성 물질이면 반드시 잘 녹는다”는 규칙만으로 모든 용해도를 설명할 수 없다. 분자의 크기, 비극성 부분의 넓이, 결정의 안정성, 온도도 함께 고려해야 한다.

에탄올과 같은 물질의 –OH는 물과 수소결합할 수 있다. 포도당은 여러 –OH를 지니므로 많은 물 분자와 상호작용한다. 반면 긴 탄화수소 사슬이 커질수록 비극성 표면이 많아져 수용성이 감소하는 경향이 나타난다. 같은 작용기를 갖더라도 전체 분자 구조에 따라 용해도가 달라질 수 있다.

2.2 수소결합 공여체와 수용체

O–H와 N–H는 흔히 수소결합 공여체(donor)로 작용하고, 적절한 비공유 전자쌍을 가진 O·N 원자 등은 수소결합 수용체(acceptor)로 작용한다. 모든 산소·질소가 동일한 결합 능력을 갖는 것은 아니다. 예를 들어 양전하를 띤 암모늄기의 질소는 보통 수소결합 수용체로 취급하지 않는다. 카보닐기의 산소는 주로 수용체이며, 아마이드 N–H는 공여체가 될 수 있다.

효소의 활성부위에서는 수소결합이 기질의 위치를 잡고 전이상태에 유리한 배치를 만드는 데 기여한다. 그러나 물 역시 기질과 활성부위에 수소결합할 수 있으므로, 결합 형성으로 얻는 안정화는 기존의 용매 상호작용을 대체하는 비용과 함께 평가해야 한다.

3.1 이온-쌍극자 상호작용과 수화

염화나트륨 결정은 정전기적 인력으로 배열된 Na⁺와 Cl⁻로 구성되어 있다. 물에 넣으면 물 분자는 이온 주위를 둘러싸는 수화껍질(hydration shell)을 만든다. Na⁺ 주위에서는 산소 쪽의 부분 음전하가, Cl⁻ 주위에서는 수소 쪽의 부분 양전하가 상대적으로 안쪽을 향한다. 수화껍질은 단단한 고정 껍질이 아니라 물 분자가 지속적으로 교환되는 동적인 환경이다.[1,3]

3.2 유전율과 전하 사이의 힘

균일한 매질을 단순한 연속체로 가정하면, 두 점전하 사이의 쿨롱 힘의 크기는 매질의 상대유전율 εr에 반비례한다. 물은 상온에서 상대유전율이 큰 용매이므로 동일한 거리의 이온 사이 직접적인 정전기적 상호작용이 진공보다 상당히 감소한다. 실제 수용액에서는 이온 주변 물 분자의 배열, 이온 분위기, 농도와 온도가 영향을 주므로 단순식은 근사적으로만 적용해야 한다.

단백질 표면의 음전하를 띤 카복실산염과 양전하를 띤 아미노기는 염다리(salt bridge)를 형성할 수 있다. 그러나 생체 수용액에서는 이온들이 주변 물 및 다른 이온과도 경쟁적으로 상호작용한다. 염다리가 언제나 단백질을 안정화한다거나 항상 강하게 결합한다고 단정할 수 없다.

3.3 이온성 용질의 용해는 여러 효과의 합이다

결정을 해체하는 과정은 일반적으로 에너지가 필요하고, 새로운 이온-물 상호작용은 에너지적으로 유리한 경우가 많다. 두 효과와 엔트로피 변화가 결합해 용해의 자유에너지 변화가 결정된다. 소금이 용해되는 이유를 “물의 극성이 이온을 끌어당기기 때문”이라고만 설명하면 에너지와 엔트로피의 전체 수지를 놓치게 된다.

4.1 입자 분산과 미시상태 수

결정 속의 입자는 공간적으로 제한된 배열을 이룬다. 용해되면 용질 입자들이 훨씬 다양한 공간적 배치를 가질 수 있으므로 용질의 배치 엔트로피가 커지는 경향이 있다. 볼츠만의 식 S = kB ln W에서 W는 주어진 거시조건을 만족하는 미시상태의 수다. 그러나 용질이 분산되는 동시에 물 분자의 배열이 변한다는 점이 중요하다. 수화 과정에서 물 분자의 자유도가 감소할 수 있어 전체 용해 엔트로피 ΔS가 반드시 양수인 것은 아니다.

4.2 용해의 자발성은 자유에너지로 판단한다

예를 들어 어떤 용해 과정이 흡열반응(ΔH > 0)이라 하더라도 엔트로피 증가가 충분히 크면 ΔG < 0이 될 수 있다. 반대로 용해 과정의 엔트로피가 감소하더라도 강한 발열 효과가 이를 보상하면 자발적일 수 있다. 포화 용액에 도달하면 거시적인 순용해가 0이지만, 미시적으로는 용해와 석출이 계속 일어날 수 있다.

계산 예제 | 용해의 자발성

25°C에서 가상의 염 A의 표준 용해 엔탈피가 +5.0 kJ/mol, 표준 용해 엔트로피가 +30 J/(mol·K)라고 가정한다. T = 298 K일 때 TΔS = 298 × 0.030 = 8.94 kJ/mol이므로 ΔG ≈ 5.0 − 8.94 = −3.94 kJ/mol이다. 주어진 표준상태·근사 조건에서는 용해가 유리하다. 이 값은 교육용 가정값이며 특정 실제 염의 실측값이 아니다.

5.1 분자 구조와 기체 용해도

산소(O₂)와 질소(N₂)는 비극성 분자이므로 물과 강한 수소결합을 형성하지 못한다. 이들 기체도 분산력 및 물과의 상호작용으로 일부 용해되지만 일반적으로 극성·반응성 기체에 비해 용해도가 낮은 경우가 많다. 생물은 용존 산소를 세포호흡의 최종 전자수용체로 이용하므로 낮은 용해도에도 불구하고 수중 산소 농도는 매우 중요하다.

이산화탄소(CO₂)는 분자 자체가 선형이고 총 쌍극자 모멘트가 0이지만, 물에서 일부가 탄산계 화학종으로 전환되므로 단순히 O₂나 N₂와 똑같은 비반응성 기체로 취급할 수 없다. 기체 용해도는 기체의 종류뿐 아니라 온도·염도·부분압·반응에 영향을 받는다.

5.2 헨리 법칙과 부분 압력

온도가 일정하고 해당 기체가 묽은 농도로 물에 용해되어 헨리 법칙을 따르는 조건이라면, 기체의 부분압이 두 배가 될 때 평형 용존 농도도 두 배가 된다. 단, 실제 산소 용해도는 온도 상승과 염도 증가에 따라 일반적으로 감소하므로 온도가 바뀌면 같은 kH를 사용할 수 없다.

계산 예제 | 기체 부분 압력 변화

어떤 기체가 25°C에서 부분압 0.20 atm일 때 2.4 mmol/L로 용해된다고 가정한다. 기체의 종류와 온도 및 용액 조건이 동일하다면 부분압 0.35 atm에서 예상 평형 농도는 2.4 × (0.35/0.20) = 4.2 mmol/L이다. 이 수치는 헨리 법칙 계산 연습용 가상 데이터다.

6.1 소수성 효과는 물과 비극성 표면의 상호작용에 기인한다

기름이나 탄화수소처럼 비극성 표면이 큰 물질은 물과 섞일 때 대개 불리한 자유에너지 변화가 나타난다. 비극성 표면 자체가 물 분자를 전기적으로 밀어낸다기보다, 그 표면의 노출이 물-물 상호작용과 계면의 분자 배열에 영향을 주기 때문이다. 서로 떨어져 있던 비극성 분자가 뭉치면 물에 노출된 총 비극성 표면적을 줄여 자유에너지를 낮출 수 있다. 이러한 현상을 소수성 효과(hydrophobic effect)라 한다.[4]

전통적으로 소수성 효과를 “비극성 분자 주변에 질서 정연한 얼음 모양 물 껍질이 생기고, 그것이 방출되므로 엔트로피가 증가한다”로 설명하기도 한다. 그러나 실제 물의 구조와 소수성 상호작용은 비극성 용질의 크기·온도·압력에 따라 달라진다. 일정한 얼음 껍질이 필수라는 설명이나 소수성 효과가 항상 엔트로피 하나로 결정된다는 설명은 부정확하다.

6.2 양친매성 분자의 자기조립

인지질과 계면활성제는 친수성 머리와 소수성 꼬리를 함께 가진 양친매성(amphipathic) 분자다. 수용액에서 이들은 소수성 부분의 물 접촉을 줄이는 방향으로 미셀 또는 지질 이중층을 형성할 수 있다. 미셀과 이중층의 형성 여부는 분자 모양·농도·온도·이온 강도 및 지질의 종류에 따라 결정된다. 세포막의 지질 이중층은 세포 내부와 외부를 구별하고, 단백질이 작동할 수 있는 평면 환경을 제공한다.

6.3 소수성 효과와 단백질 접힘

많은 수용성 단백질은 비극성 아미노산 잔기를 내부에 묻고 극성·전하 잔기를 용매에 노출하는 경향이 있다. 그러나 모든 단백질이 항상 이러한 단순한 구형 구조를 가지는 것은 아니다. 막단백질의 소수성 표면은 지질 꼬리를 향할 수 있고, 일부 단백질은 유연한 무질서 영역을 가진다. 단백질의 안정성은 소수성 효과뿐 아니라 수소결합, 정전기, 분산력, 사슬 엔트로피의 균형으로 결정된다.

7.1 순간적인 전자밀도 변화

원자와 분자의 전자구름은 순간적으로 불균일해질 수 있다. 이렇게 생긴 순간 쌍극자는 이웃 입자의 전자분포를 변화시켜 유도 쌍극자를 만들고, 서로 약하게 끌어당긴다. 이를 런던 분산력(London dispersion force)이라 한다. 분산력은 극성 분자뿐 아니라 비극성 원자와 분자에도 존재한다. 반데르발스 상호작용에는 분산력 외에도 영구 쌍극자–쌍극자 및 쌍극자–유도 쌍극자 상호작용 등이 포함된다.[5]

7.2 인력과 짧은 거리에서의 반발

두 원자가 적절한 거리에 있을 때 약한 인력이 작용하지만, 지나치게 가까워지면 전자구름의 겹침과 파울리 배타 원리 등에 의해 강한 반발이 나타난다. 이 거리에 따른 에너지를 단순하게 나타내는 모델이 레너드-존스(Lennard–Jones) 퍼텐셜이다. 이 퍼텐셜은 모든 실제 분자에 완벽히 적용되는 법칙은 아니지만, 가까운 거리의 반발과 중간 거리의 인력을 함께 보여준다.

반데르발스 상호작용 하나의 에너지는 작지만, 서로 맞물리는 두 분자 표면에서 많은 원자가 동시에 적절한 거리에 놓이면 전체 기여가 커진다. 이 효과는 단백질-기질의 형상 상보성, DNA 염기의 쌓임, 세포막 지질의 조밀한 포장에 중요하다.

8.1 네 가지 주요 상호작용을 구분한다

생체 수용액에서 중요한 비공유 상호작용으로 수소결합, 전하 사이의 정전기적 상호작용, 반데르발스 상호작용, 소수성 효과를 구분한다. 교과서에서 흔히 “약한 결합”이라고 부르지만, 소수성 효과는 비극성 원자 사이의 새로운 화학결합이 아니라 물이라는 용매에서 나타나는 자유에너지 현상이다. 또한 정전기 인력의 크기는 전하·거리·용액 조건에 따라 크게 달라질 수 있다.

8.2 개별 상호작용과 총 결합 자유에너지는 다르다

생체분자 두 개가 결합할 때 각 원자 사이 인력을 단순히 더한 값이 결합 자유에너지와 일치하지는 않는다. 결합 전후에 물 분자와 이온의 배치가 변하고, 분자의 병진·회전·사슬 운동 자유도가 줄어들며, 때로는 단백질 모양도 변하기 때문이다. 따라서 유리한 접촉이 많더라도 용매와 엔트로피 비용이 크면 결합이 약할 수 있다.

9.1 단백질 2·3·4차 구조의 안정성

단백질의 α-나선과 β-병풍에서는 주사슬 사이의 수소결합이 중요한 구조적 요소다. 3차 구조의 안정성에는 내부 비극성 잔기의 응집, 주사슬·측쇄 수소결합, 전하의 배치, 분산력 등이 함께 기여한다. 여러 폴리펩타이드가 형성하는 4차 구조 역시 비공유 상호작용으로 유지되는 경우가 많다. 일부 단백질에는 이황화결합과 같은 공유결합도 구조 안정성에 기여한다.

9.2 DNA 이중나선과 분자 인식

DNA에서 상보적 염기쌍 사이에는 수소결합이 형성된다. 그러나 DNA 이중나선 전체의 안정성은 수소결합 숫자만으로 결정되지 않는다. 염기 쌓임(base stacking), 용매, 인산 골격의 전하 및 이온 환경도 큰 역할을 한다. 같은 길이의 DNA에서 G–C 비율이 높을수록 녹는점이 높은 경향은 있지만, 염기 서열·염 농도·길이도 함께 고려해야 한다.

9.3 열에 의한 변성과 구조 전환

온도가 변하면 단백질의 자유에너지 지형이 변하고 접힌 상태와 풀린 상태의 상대적인 안정성이 달라진다. 이것이 열변성의 한 원리다. 단순히 “열이 수소결합을 모두 끊어 단백질이 풀린다”로 요약할 수는 없다. 변성은 일부 경우 가역적이지만 단백질 응집이나 화학적 변화가 함께 일어나면 비가역적일 수 있다.

9.4 약한 상호작용이 만드는 생물학적 선택성

항원-항체 인식, 효소의 기질 선택, 약물의 표적 단백질 결합, 리보솜의 RNA 인식에서는 공유결합으로 이어지지 않은 분자들이 짧은 시간 동안 결합하고 분리되기도 한다. 다수의 약한 상호작용은 충분한 결합력과 가역성을 동시에 제공한다. 실제 기능은 결합친화도뿐 아니라 결합·해리 속도, 생체분자의 농도와 세포 내 위치에 의존한다.

10.1 총괄성이란 무엇인가

총괄성(colligative properties)은 이상적인 묽은 용액에서 용질의 종류보다 용액 속 독립적인 용질 입자의 수에 주로 의존하는 성질이다. 대표적으로 증기압 내림, 끓는점 오름, 어는점 내림, 삼투압이 있다. 전해질은 해리해 여러 입자를 만들 수 있으므로, 분자의 분석 농도와 입자의 총농도는 구분해야 한다. 실제 이온 용액은 이온 간 상호작용 때문에 이상적인 식에서 벗어날 수 있다.[6]

10.2 증기압 내림과 끓는점 오름

비휘발성 용질이 물에 섞이면 같은 온도에서 액체 표면에 존재하는 용매의 몰분율이 낮아진다. 이상 용액의 라울 법칙에 따르면 용매의 증기압은 p = x물 p°로 감소한다. 외부 압력과 증기압이 같아지는 온도를 끓는점으로 정의하므로 같은 외부 압력에서 용액은 순수한 물보다 높은 온도에서 끓을 수 있다. 실제 생체 수용액에서는 용질과 용매 사이의 상호작용이 이상적이지 않을 수 있다.

10.3 어는점 내림과 몰랄농도

몰랄농도는 용액 부피가 아니라 용매의 질량으로 정의한다. 예를 들어 포도당 18.0 g(몰질량 180.16 g/mol)을 물 500 g에 녹였다면 몰랄농도는 (18.0/180.16)/0.500 ≈ 0.200 mol/kg이다. 포도당이 전해질이 아니라 i ≈ 1이라고 가정하면 ΔTf ≈ 1 × 1.86 × 0.200 = 0.372°C이므로 예상 어는점은 약 −0.372°C이다.

같은 0.100 mol/kg의 NaCl 용액이 완전히 해리한다고 가정하면 총 입자 몰랄농도가 약 두 배가 되어 ΔTf ≈ 0.372°C가 된다. 그러나 실제 NaCl 용액에서는 이온 활동도·상호작용 때문에 관찰값이 이상 예측과 다를 수 있다.

10.4 삼투, 삼투압과 반투막

용매는 통과하지만 특정 용질은 통과하지 못하는 반투막으로 두 용액을 나누면, 물은 화학퍼텐셜 차이에 따라 순이동할 수 있다. 비교적 묽은 이상 용액에서는 비투과성 용질의 농도가 높은 쪽으로 물이 순이동한다. 이 순이동을 막는 데 필요한 압력 차를 삼투압이라 한다. 삼투는 물 분자가 오직 한 방향으로만 움직인다는 뜻이 아니라, 두 방향 이동 중 한 방향의 순유량이 더 크다는 뜻이다.

계산 예제 | 포도당 용액의 삼투압

25°C(298.15 K)에서 0.100 mol/L의 비전해질 수용액이 이상적으로 거동한다고 가정하면 π = 1 × 0.100 × 0.082057 × 298.15 ≈ 2.45 atm이다. 같은 분석 농도의 완전 해리 1:1 전해질은 이상 모형에서 약 4.89 atm이지만, 실제값은 이온 사이 상호작용과 막 특성의 영향을 받는다.

10.5 삼투농도와 등장성은 같은 개념이 아니다

삼투농도(osmolarity)는 단위 부피 용액당 삼투적으로 기여하는 입자의 총량을 나타내는 수치이며 보통 Osm/L 또는 mOsm/L로 나타낸다. 삼투질량농도(osmolality)는 용매 질량당 입자량(Osm/kg)을 나타낸다. 등장성(isotonicity)은 특정 세포막을 기준으로 세포의 부피를 지속적으로 변화시키지 않는 성질이다. 따라서 막을 쉽게 통과하는 용질은 총 삼투농도에 기여하더라도 지속적인 긴장도(tonicity)에는 충분히 기여하지 않을 수 있다.

예를 들어 요소(urea)는 많은 세포막을 비교적 잘 통과할 수 있으므로, 요소 용액이 세포내액과 같은 숫자의 삼투농도를 보이더라도 해당 세포에 반드시 등장성인 것은 아니다. 반면 0.9%(질량/부피) NaCl 수용액은 임상에서 흔히 생리식염수라 부르지만, 그 이상적인 입자 농도를 단순 계산한 308 mOsm/L가 실제 측정 삼투질량농도와 정확히 같다는 뜻은 아니다.

10.6 총괄성이 생명 현상에 중요한 이유

세포는 막 안팎의 삼투적 압력 차를 제어해야 구조를 유지한다. 식물세포에서는 세포벽과 액포가 팽압 형성에 중요한 역할을 하고, 동물세포는 이온 수송과 물의 이동을 조절해 부피를 유지한다. 신장에서는 농도 기울기와 물의 통과성이 소변 농축에 관여한다. 이런 생체 기능을 이해하려면 평형식만이 아니라 막의 투과성, 능동 수송, 시간 변화도 살펴야 한다.