F2 Flashcards
(18 cards)
Vilka unika kemiska egenskaper vatten har som möjliggör biologiskt liv
Polär molekylstruktur
- Vatten är en dipol med vinkel ~104,5°
- Detta möjliggör starka intermolekylära vätebindningar.
Vätebindningar
- Ger vatten ovanligt höga smält- och kokpunkter
- Causes ice to have a lower density than liquid water → ice floats, which protects aquatic organisms.
Vatten kan lagra mycket värme utan att temperaturen ändras mycket → stabiliserar klimat och kroppstemperatur.
Löser polära och laddade ämnen genom att omge dem med dipoler → möjliggör transport av näringsämnen och avfall i organismer.
Skärmar av elektrostatiska krafter mellan joner → främjar lösning av salter.
Icke-polära molekyler tvingas samlas i vatten (klustrar) → viktig för bildandet av biologiska membraner (t.ex. miceller, lipidbilager).
Vattenmolekyler bildar en strukturerad “bur” runt icke-polära molekyler, vilket minimerar störning i vätebindningsnätverket.
Amfifatiska ämnens självorganisering
- Leder till spontan bildning av biologiska strukturer som membran, där hydrofoba delar vänds bort från vatten.
Svaga interaktioner (van der Waals, elektrostatik) i vattenmiljö
- Dessa möjliggör flexibilitet och dynamik i makromolekylers struktur och funktion (t.ex. proteiner, DNA).
Osmotiska egenskaper
- Vatten rör sig över membran beroende på lösta ämnens koncentration → centralt för cellvolymreglering och transport.
Självjonisering
- Vatten kan spontant bilda H⁺ och OH⁻ → möjliggör pH-reglering och syra-basreaktioner i biologiska system.
Buffertkapacitet i biologiska system
- Vattenlösningar kan innehålla buffertar som upprätthåller pH inom snäva gränser → kritiskt för enzymfunktion och metabolism.
Interaktioner som stabiliserar vattnets struktur
Vätebindningar (hydrogen bonds)
Elektrostatiska interaktioner
- Mellan de partiellt negativa syreatomerna och de partiellt positiva väteatomerna i omgivande molekyler.
- Dessa interaktioner styr orienteringen av vätebindningar.
Dipol–dipol-interaktioner
Kohesion mellan vattenmolekyler
- Resultat av vätebindningar → vattendroppar håller ihop, vilket är viktigt för vattentransport i växter (transpiration).
Hög dielektrisk konstant
- Minskar attraktionskrafterna mellan joner → stabiliserar upplösta laddade ämnen i vatten utan att störa vätebindningsnätverket.
Termodynamiska konsekvenserna av smältning och förångning av vatten
Endoterma processer
- Både smältning och förångning kräver att värme tillförs systemet → ∆H > 0
Entropiökning (∆S > 0)
- Vattnets molekyler blir mer oordnade vid övergång till högre aggregationstillstånd:
– Is → vätska: större rörelsefrihet
– Vätska → gas: nästan fri molekylrörelse
Gibbs fria energi (∆G)
- För att en fasövergång ska ske spontant måste ∆G vara negativ: ΔG=ΔH−TΔS
- Vid smält- och kokpunkten är ∆G = 0 (jämvikt).
- Vid rumstemperatur:
– Smältning och förångning är spontana endast om T∆S > ∆H
Hydrogen bond brytning
- Under smältning och särskilt förångning bryts vätebindningar mellan vattenmolekyler.
- Detta kräver energi, vilket förklarar den höga ∆H för vatten.
Biologisk betydelse
- Vattnets höga ångentalpi och specifika värme gör det till en effektiv temperaturregulator i organismer och miljö.
Att kunna beskriva vad en vätebindning är och mellan vilka atomer de bildas, samt ungefär vilka avstånd och orienteringar är optimala.
Vätebindning
- En icke-kovalent elektrostatiskt baserad interaktion mellan:
– En väteatom (H) kovalent bunden till en elektronegativ atom (donator), t.ex. O, N eller F
– En annan elektronegativ atom (acceptor) med ett fritt elektronpar (t.ex. O eller N)
Optimala avstånd och orienteringar
- Avstånd
– Typiskt 2.7 – 3.2 Å (0.27 – 0.32 nm) mellan donator och acceptor.
– Kortare än van der Waals-avstånd men längre än en kovalent bindning.
- Orientering:
– Rät linje mellan donator–H och acceptor ger den starkaste bindningen.
— Optimal vinkel ≈ 180° mellan: donator−H⋯acceptor
– Mindre avvikelser från rät linje → svagare vätebindning
Relationen mellan polaritet hos upplösta ämnen och löslighet, inklusive koncept som hydrofil/hydrofob/amfifatisk.
Grundprincip: “Lika löser lika”
- Polära ämnen löser sig bra i polära lösningsmedel (som vatten).
- Opolära ämnen löser sig i opolära lösningsmedel (t.ex. bensen, hexan).
Polära ämnen:
- Har permanenta dipolmoment
- Interagerar starkt med vatten, som också är polärt, via:
– Vätebindningar
– Jon-dipolinteraktioner (om ämnet är laddat)
- Lösliga i vatten (=> hydrofila)
Opolära ämnen:
- Saknar laddningar och dipoler
- Kan inte bilda vätebindningar med vatten
- Vattenmolekyler måste ordna sig runt dem → minskad entropi
Amfipatiska ämnen:
- Har både en polär (hydrofil) och en opolär (hydrofob) del
- Självorganiserar i vatten
Att kunna, utefter en molekylär struktur, kunna bedöma om molekylen är hydrofil/hydrofob/amfifatisk.
Hydrofil
- Domineras av polära/laddade grupper, liten eller ingen opolär del
Hydrofob
- Nästan bara opolära delar
Amfipatisk
- Tydlig separation av hydrofila och hydrofoba delar
Hydrofila grupper (polära eller laddade):
–OH (hydroxyl), –NH₂ (amin), –COOH (karboxyl), –C=O (karbonyl), –SH (tiol), Positiva laddningar (t.ex. –NH₃⁺), Negativa laddningar (t.ex. –COO⁻, –O⁻)
Hydrofoba grupper (opolära):
Långa kolvätekedjor (–CH₃, –CH₂–), Aromatiska ringar (t.ex. bensen), Steroidkärnor (fyrringar), Opolära kol-kol- eller kol-vätebindningar
Molekylära mekanismen bakom den hydrofoba effekten
Hydrofoba effekten
- den termodynamiska tendensen hos opolära (hydrofoba) molekyler att aggregera i vatten.
Mekanism:
- Vattnets struktur prioriterar vätebindningar
- Opolära molekyler stör vattnets vätebindningsnätverk
- Entropin minskar
- Hydrofoba ämnen klustrar ihop sig
- Vattenmolekyler frigörs
- Resultat: Spontan strukturering
Vad händer med upplösta hydrofoba ämnen i en vattenlösning
Opolära molekyler (t.ex. fettsyror, oljor) kan inte bilda vätebindningar med vatten.
Vattenmolekyler runt dessa opolära ämnen tvingas ordna sig i en mycket strukturerad, bur-liknande struktur för att maximera vätebindningar sinsemellan.
Detta leder till minskad entropi (ordningen ökar) i systemet.
Beskriva vad van der Waalsinteraktioner är och på vilka avstånd de verkar.
Van der Waals-interaktioner
- Svaga, icke-kovalenta interaktioner mellan alla atomer/molekyler
- Orsakas av tillfälliga (transienta) dipoler
- Kallas även Londons dispersionskrafter
Egenskaper hos van der Waals-interaktioner
- Väldigt svaga jämfört med vätebindningar & kovalenta bindningar
- Korta räckvidd: verkar på ~0,3–0,6 nm
- Blir starkare ju närmare atomerna är (men inte så nära att de repellerar)
- Balanserar attraktiva och repulsiva krafter
Biologisk betydelse
- Stabiliserar proteiners och DNA:s tredimensionella struktur
- Bidrar till hur lipider packas i membraner
- Viktiga i enzym-substratinteraktioner
Betydelsen (the importance) av svaga icke-kovalenta interaktioner.
Vad är svaga icke-kovalenta interaktioner?
- Interaktioner som inte involverar delning av elektroner
- Exempel:
– Vätebindningar
– Jon-dipolinteraktioner
– van der Waals-krafter
– Hydrofoba interaktioner
- Verkar ofta tillsammans för att stabilisera strukturer
Biologisk betydelse
- Proteinstruktur: Stabiliserar sekundär, tertiär och kvartär struktur
- Enzymaktivitet: Hjälper substrat att binda i det aktiva sätet
- DNA-dubbelhelix: Baspar hålls ihop med vätebindningar
- Membranstruktur: Hydrofoba effekten håller lipider ihop
- Molekyligenkänning: Interaktion mellan antikropp och antigen
Vad en kolligativ egenskap är.
Kolligativ egenskap?
- Egenskap hos en lösning som beror på antalet lösta partiklar, inte deras kemiska identitet
- Gäller för både joner och molekyler i lösningen
- Kolligativa egenskaper reflekterar antalet lösta molekyler per volym
- Påverkas inte av molekylens typ, bara dess mängd (mol)
- Används för att mäta molekylvikter och förstå membrantransport
Exempel på kolligativa egenskaper
- Ångtryckssänkning
- Kokpunktshöjning
- Smältpunktsänkning
- Osmotiskt tryck
Hur det osmotiska trycket beror av upplöst ämne, och hur det påverkar transport av vatten över membraner
Vad är osmotiskt tryck?
- Det tryck som krävs för att stoppa nettoflödet av vatten genom ett semipermeabelt membran
Hur beror osmotiskt tryck av lösta ämnen?
- Ju fler lösta partiklar (högre koncentration), desto högre osmotiskt tryck
- Formel: Π=iMRT
– Π: osmotiskt tryck
– i: van’t Hoff-faktor (antal partiklar per molekyl)
– M: molaritet
– R: gaskonstant
– T: temperatur (K)
Hur påverkar osmotiskt tryck transport av vatten?
- Vatten rör sig från låg till hög koncentration av lösta ämnen
- Orsak: Vattnet vill utjämna koncentrationsskillnader
Osmotiskt tryck på celler.
Vattnet rör sig för att utjämna koncentrationen av lösta ämnen:
- Isoton lösning
– Samma osmolaritet som cytosolen
– Ingen netto rörelse av vatten
– Cellens volym förändras inte - Hypoton lösning
- Lägre osmolaritet än cytosolen
- Vatten strömmar in i cellen
- Cellen sväller och kan sprängas (lysera)
Hyperton lösning
- Högre osmolaritet än cytosolen
- Vatten strömmar ut ur cellen
- Cellen krymper (krympt cytoplasma, plasmolys)
Vattnets joniseringsreaktioner.
Vattenmolekyler kan spontant joniseras till en vätejon (H⁺) och en hydroxidjon (OH⁻):
H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻
I verkligheten binder H⁺ snabbt till en annan H₂O-molekyl och bildar: H₃O⁺
Reaktionen kan även skrivas som:
2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻
Jämviktsuttrycket: K(eq) = [H⁺][OH⁻]/[H₂O]
K(w) = [H⁺][OH⁻] = 1.0×10⁻¹⁴ vid vid25°C
I rent vatten pH = log[H⁺] = 7.0
Hur protoner kan transportera genom “proton hopping”.
Protonhoppning?
- Mekanism för snabb protontransport genom vätebindningsnätverk i vatten
- Innebär att en proton (H⁺) hoppar från en vattenmolekyl till en annan utan att fysiskt “vandra” som en fri jon
Hur fungerar det?
- En H⁺ binds till en H₂O-molekyl → bildar H₃O⁺ (hydronium)
- Protonen överförs till nästa vattenmolekyl → ny H₃O⁺ bildas
- Fortsätter i kedja genom vätebindningar
- Det är bindningarna som bryts och bildas, inte protonens faktiska förflyttning
Varför är detta viktigt?
- Mycket snabbare än vanlig diffusion av joner
- Förklarar varför protoner har hög mobilitet i vatten
- Viktigt för:
– Enzymers protontransportkedjor
– Energiöverföring i mitokondrier
– Syra-basreaktioner
Syra-basjämvikt, pKa och hur jämvikten skiftar vid tillsats av protoner eller hydroxyljoner.
HA⇌H⁺ + A⁻
K(a) = [H⁺][A⁻]/[HA]
Tillsats av H⁺:
- Skiftar jämvikten till vänster (mot HA)
- Mer av den konjugerade syran (HA) bildas
- Lösningen blir surare (lägre pH)
Tillsats av OH⁻:
- OH⁻ binder till H⁺ → bildar H₂O
- Jämvikten skiftar till höger (mer A⁻ bildas)
- Lösningen blir mer basisk (högre pH)
Henderson-Hasselbalchs ekvation
pH = pKa + log ([A⁻]/[HA])
Betydelse och användande av svaga syror som buffertar i cellen och i experiment.
Vad är en buffert?
- En lösning som motverkar förändringar i pH vid tillsats av små mängder syra (H⁺) eller bas (OH⁻)
- Innehåller en svag syra och dess konjugerade bas
Hur fungerar en buffert?
- Om H⁺ tillsätts: konjugerade basen (A⁻) binder till H⁺ → bildar HA
- Om OH⁻ tillsätts: syran (HA) donerar H⁺ → neutraliserar OH⁻
- Bufferten absorberar förändringen utan stor pH-ändring
När är en buffert som mest effektiv?
- När pH ≈ pKa
- Då finns ungefär lika mycket av syra och bas
Henderson-Hasselbalchs ekvation används för att beräkna rätt förhållande mellan syra och bas i bufferten
