2. lekcija. Ūdens īpašības, vides pH, buferšķīdumi. Organisko savienojumu funkcionālās grupas.

1. Studiju kurssBioloģija laboratorijā BloksŠūnas bioloģija, bioķīmija, ģenētika 2. lekcija. Ūdens īpašības, vides pH, buferšķīdumi. Organisko savienojumu funkcionālās grupas. Māris Lazdiņš LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

2. Ķīmiskās saites Kovalentās saites LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

3. Saites veidošanas shēma - ūdeņradis H HH H + Struktūrformula: HH Ķīmiskās saites: kovalentā saite Kopēju elektronu pāru veidošana, aizpildot ārējās elektronu orbitāles Viens kopējs elektronu pāris Saites enerģija: ~80 kcal/mols LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

4. Saites veidošanas shēma - skābeklis O OO O + Struktūrformula: O O Ķīmiskās saites: kovalentā saite Kopēju elektronu pāru veidošana, aizpildot ārējās elektronu orbitāles Divi kopēji elektronu pāri Saites enerģija: ~150 kcal/mols LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

5. Saites veidošanas shēma - slāpeklis N NN N + Struktūrformula: N N Ķīmiskās saites: kovalentā saite Kopēju elektronu pāru veidošana, aizpildot ārējās elektronu orbitāles Trīs kopēji elektronu pāri Attēlē parādīti tikai ārējā līmeņa elektroni Saites enerģija: ~200 kcal/mols LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

6. H H CH H Struktūrformula: H H C H Metāna telpiskā struktūrformula: H Ķīmiskās saites: kovalentā saite Kovalentās saites veidošanās starp dažādiem atomiem: ogleklis - ūdeņradis Saites veidošanas shēma Attēlē parādīti tikai ārējā līmeņa elektroni + 4 x C H LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

7. Saites veidošanas shēma O C O O C O + + Struktūrformula: O C O Ķīmiskās saites: kovalentā saite Kovalentās saites veidošanās starp dažādiem atomiem: ogleklis - skābeklis Attēlē parādīti tikai ārējā līmeņa elektroni ( CO2) Ogleklis veido četrus, skābeklis - divus kopējo elektronu pārus. LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

8. H NH H Saites veidošanas shēma Struktūrformula: Amonjaka telpiskā struktūrformula H N H H Slāpeklis veido trīs, ūdeņradis - vienu kopēju elektronu pāri. Ķīmiskās saites: kovalentā saite Kovalentās saites veidošanās starp dažādiem atomiem: slāpeklis - ūdeņradis Attēlē parādīti tikai ārējā līmeņa elektroni LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

9. N H O S C P Ķīmiskās saites: kovalentā saite Ūdeņradis Skābeklis Slāpeklis Ogleklis Fosfors Sērs, *parasti bio- organiskos savienojumos Organisko vielu struktūrformulās ar svītru apzīmē atoma veidoto kovalento saišu skaitu. LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

10. Ķīmiskās saites Jonu saiti veidojot, atomu ķīmisko vērtību (valenci) nosaka atdoto vai pieņemto elektronu skaits. Kovalento saiti veidojot, atomu ķīmisko vērtību (valenci) nosaka kopējo elektronu pāru skaits. Bioloģisko makromolekulu struktūras pamatu veido kovalentās saites. LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

11. H C O H N H H H H H H H Starpmolekulu mijiedarbības - ūdeņraža saite Nepolāra molekula - telpā vienmērīgs lādiņa / ūdeņraža atomu sadalījums Polāras molekulas - telpā nevienmērīgs lādiņa / ūdeņraža atomu sadalījums LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

12. Starpmolekulu mijiedarbības - ūdeņraža saite Nepolāra molekula - telpā vienmērīgs lādiņa / ūdeņraža atomu sadalījums Polāras molekulas - telpā nevienmērīgs lādiņa / ūdeņraža atomu sadalījums LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

13. Starpmolekulu mijiedarbības - ūdeņraža saite Elektrostatiska mijiedarbība starp polāru molekulu vai molekulu funkcionālo grupu daļēji elektronegatīviem atomiem (O, N, P) un daļēji elektropozitīvu ūdeņraža atomu. H R OHN R H R OHO R LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

14. Starpmolekulu mijiedarbības - ūdeņraža saite H2O LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

15. Starpmolekulu mijiedarbības - ūdeņraža saite Enerģija: 3 - 5 kcal/mols LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

16. H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O Bioloģiski nozīmīgās ūdens īpašības Virsmas spraigums LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

17. Bioloģiski nozīmīgās ūdens īpašības Virsmas spraigums LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

18. Bioloģiski nozīmīgās ūdens īpašības Virsmas spraigums LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

19. Bioloģiski nozīmīgās ūdens īpašības Adhēzija - spēja turēties klāt hidrofīlu materiālu virsmām Kapilārie spēki LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

20. Bioloģiski nozīmīgās ūdens īpašības Kohēzija (+ adhēzija) Transpirācija Ūdens molekulu avstarpējā saistība Osmoze LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

21. Bioloģiski nozīmīgās ūdens īpašības Siltumietilpība Laba temperatūras stabilizācija LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

22. Bioloģiski nozīmīgās ūdens īpašības Siltumietilpība Inertums pret straujām temperatūras svārstībām LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

23. Bioloģiski nozīmīgās ūdens īpašības Siltumietilpība, dzesēšana iztvaikojot LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

24. Bioloģiski nozīmīgās ūdens īpašības Blīvuma samazināšanās sasalstot LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

25. Bioloģiski nozīmīgās ūdens īpašības Blīvuma samazināšanās sasalstot LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

26. Bioloģiski nozīmīgās ūdens īpašības Spēja šķīdināt polārus un joniskus savienojumus LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

27. Bioloģiski nozīmīgās ūdens īpašības Spēja šķīdināt polārus savienojumus Polāri savienojumi ir hidrofīli, lielu molekulu daļas var būt hidrofīlas LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

28. Bioloģiski nozīmīgās ūdens īpašības Atgrūšanās no nepolāru savienojumu virsmas Nepolāri savienojumi ir hidrofobi LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

29. H2O + H2O H3O+ + OH- H2O H+ + OH- + - + + O O O O O H H H H H H H H H H H Ūdens disociācija Hidroksonija un hidroksīda joni vai vienkāršotā veidā LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

30. + O H H H Ūdens disociācija Ūdeņraža (hidroksonija) un hidroksīda jonu koncentrācija tīrā ūdenī, ideālos apstākļos ir 10-7 M. Disociētā stāvoklī ir tikai 1 no 554 000 000 ūdens molekulām. Ūdens šķīdumos H+ un OH- koncentrācija ir savstarpēji saistīta. Palielinot vienu, otra tikpat reižu samazinās, bet koncentrāciju reizinājums paliek nemainīgs. [H+] · [OH-] = 10 -14 M2 [ jonu molārā koncentrācija ] LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

31. + O H H H pH Daudzu bioķīmisko reakciju norisi būtiski ietekmē H+ un OH- jonu koncentrācija vidē. Tā kā abu šo jonu koncentrācijas ūdens šķīdumos ir savstarpēji saistītas ( [H+] · [OH-] = 10 -14 M2 ), ūdens šķīdumu vidi var raksturot, norādot tikai vienu no šīm koncentrācijām. Pieņemts norādīt [H+]jonu koncentrāciju. Vienkāršākam pierakstam ieviestas pH vienības. pH = - lg [H+] Tīram ūdenim pH= - lg[10-7] = -(-7) = 7 Neitrālai videi pH = 7 LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

32. + O H H H pH Ūdens šķīdumos pH skalas lielākā vērtība ir 14 (- log[10-14]) , mazākā vērtība ir 0 (- log[100]), taču īpašos gadījumos pH var būt <0 vai > 14.(Piemēram, ja [H+] koncentrācija lielāka par 1M (teiksim, 10 M), aprēķiniem lietojot pH izteiksmes formulu, sanāk, ka pH<0, jo 10=101; pH=-lg[101]= -1) Vides reakcija: Skāba Neitrāla Sārmaina pH 0 7 14 [H+] [OH-] LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

33. + O H H H pH Parasti pH jēdzienu un skalu izmanto aplūkojot ne pārāk koncentrētus vielu šķīdumus ūdenī. Ja pH skalu izmanto šķīdumiem citos šķīdinātājos (ne ūdenī), skalas robežas un neitrālās vides reakcijas vērtības būs savādākas. pH skala šķīdinātājos: Fenolā Etanolā Anilīnā (fenilamīnā) pH 0 7 14 21 28 LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

34. Stipra skābe HCl H+ + Cl- Vāja skābe H2CO3 H+ + HCO3- + O H H H ogļskābe hidrogēnkarbonāta jons Skābes un sārmi Skābes ir vielas, kuras palielina H+ jonu koncentrāciju šķīdumā (disociē vidē papildus H+ jonus). Skābas vides pH < 7,0 Vājas skābes disociē (sadalās) jonos tikai daļēji, stipras – pilnīgi vai gandrīz pilnīgi. LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

35. + NaOH Na+ + OH- OH- + H+ H2O O H H H Skābes un sārmi Sārmi (bāziskas vielas) ir vielas, kuras vidē samazina H+ jonu koncentrāciju: - piesaista H+ jonus tiešā veidā, NH3 + H+ NH4 + - vai disociē jonus, kuri piesaista H+ jonus. Sārmainas vides pH > 7,0 LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

36. + HCl H+ + Cl- O H H H pH Stipras skābes šķīduma pH aprēķins: Sālsskābe, kā stipra skābe, atšķaidītā ūdens šķīdumā (piemēram, 0,001 M) ir pilnīgi disociējusies jonos. Tātad H+ jonu koncentrācija šķīdumā ir 10-3 M pH = - lg[10-3] = -(-3) = 3 Bet OH- jonu koncentrācija šķīdumā ir: 10-14 / 10-3 = 10-11 M LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

37. + O H H H Skābes un sārmi Dažādu šķīdumu pH vērtības LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

38. + O H H H Skābes un sārmi Skābju un sārmu stiprumu raksturo to disociācijas konstante pK. pK ir skaitliski vienāds ar pH vērtību, pie kura puse vielas molekulu šķīdumā ir disociētā stāvoklī. Jo mazāks pK, jo stiprāka skābe. Div- un trīsvērtīgām skābēm katrai disociācijas stadijai ir sava pK vērtība. H3PO4 H2PO41- + H+ pK = 1.8 H2PO41-HPO42- + H+ pK = 7.2 HPO42- PO43- + H+ pK = 12.7 LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

39. + O H H H Skābes un sārmi Skābju un sārmu stiprumu raksturo disociācijas konstante pK. H3PO4 H2PO4- + H+ pK = 1.8 H2PO4-HPO42- + H+ pK = 7.2 HPO42- PO43- + H+ pK = 12.7 Izteiktas skābes īpašības Sārma īpašības LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

40. Skābes un sārmi Vidē, kuras pH 6-8: no fosfātiem fosforskābe vai brīvs fosfātu jons (PO4-3) praktiski neveidosies! HPO4 2- H+ + PO43- H2PO4 -+ H+  H3PO4 LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

41. + O H H H Buferšķīdumi Bioķīmisko reakciju gaitā var veidoties gan skābi gan bāziski produkti. Bet noteikta, optimāla pH saglabāšana organismam ir vitāli svarīga. Buferšķīdumi vai bufersistēmas ir šķīdumi, kuri spēj uzturēt gandrīz nemainīgu vides pH, neraugoties uz nelielu skābes vai sārma daudzumu pievienošanu šiem šķīdumiem. LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

42. + O H H H Buferšķīdumi Bufersistēmas veido divi vai vairāki komponenti, no kuriem - viens - spēj disociēt H+ jonus, ja to koncentrācija šķīdumā samazinās (darbojas kā vāja skābe), - otrs - spēj piesaistīt H+ jonus, ja to koncentrācija šķīdumā palielinās (darbojas kā vāji bāziska viela, saistītā bāze). Ja vidē pH palielinās H2PO4 -H++HPO42- Ja vidē pH samazinās H+ donors H+ akceptors (skābe) (bāze, saistītā bāze) LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

43. + O H H H Buferšķīdumi Dzīvajos organismos bieži darbojas karbonātu un fosfātu bufersistēmas. Asins bufersistēma Citoplazmas (iekššūnu) bufersistēma H2CO3 HCO3-+ H+ pK = 6,1 H2CO3 CO2+ H2O (37°C) (H3PO4 H2PO4- + H+) pK = 1.8 H2PO4-HPO42- + H+ pK = 7.2 LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

44. H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- + O H H H Buferšķīdumi Hendersona – Haselbalha vienādojums: [konjugētā bāze] [skābe] pH = pK + lg [konjugētā bāze] [ HPO42-] 5 = = = 1 [skābe] [ H2PO4-] 5 Jonu simetriska līdzsvara gadījumā: pH = pK + lg(1) = pK + 0 LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

45. H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- + O H H H Cl- Cl- Buferšķīdumi Pievienojot nedaudz stipras skābes (HCl) līdzsvars tiek nobīdīts nedisociēta dihidrogēnfosfāta virzienā. LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

46. + O H H H Buferšķīdumi Piemēram, Ūdenim pievienojot HCl līdz 0.01 M koncentrācijai, pH būs 2. 0.1 M hidrogēnfosfāta/dihidrogēnfosfāta buferšķīdumam ar pH 7.2 pievienojot HCl līdz 0.01 M koncentrācijai, pH būs: LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

47. + O H H H Buferšķīdumi Līdzsvars pirms HCl pievienošanas: 0,05M 0,05M 0,05M H2PO4- HPO42- + H+ +HCl 0,01M 0,01M 0,01M HCl Cl- + H+ H2PO4- HPO42- + H+ 0,06M 0,04M 0,05M LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

48. + O H H H Buferšķīdumi H2PO4- HPO42- + H+ 0,06M 0,04M 0,05M [HPO4-] 0,04 [H2PO42-] 0,06 = = 0,67 pH = 7.2 + lg 0.67 = 7.2 + (-0.174) = ~ 7.0 LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

49. H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- HPO42- + O H H H OH- OH- Na+ Na+ Buferšķīdumi Pievienojot nedaudz stipra sārma (NaOH) līdzsvars tiek nobīdīts disociēta dihidrogēnfosfāta virzienā. LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML

50. + O H H H Buferšķīdumi 7,2 H2PO4 - + OH-HPO42- + H2O Šķīdumu buferspējas ir vislielākās 1 pH vienības robežās ap pK LU Mikrobioloģijas un biotehnoloģijas katedra ML