1 / 70

IEVADS ŠŪNAS BIOLOĢIJĀ

IEVADS ŠŪNAS BIOLOĢIJĀ. I DZĪVĪBAS ĶĪMIJA. pH, BUFERŠĶĪDUMI, ORGANISKO VIELU KLASIFIKĀCIJA UN GALVENĀS FUNKCIONĀLĀS GRUPAS. 3. LEKCIJA. BUFERŠĶĪDUMI, ORGANISKO VIELU KLASIFIKĀCIJA UN GALVENĀS FUNKCIONĀLĀS GRUPAS. pH Buferšķīdumi Vielu struktūras atveidošanas principi

slade
Télécharger la présentation

IEVADS ŠŪNAS BIOLOĢIJĀ

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. IEVADS ŠŪNAS BIOLOĢIJĀ I DZĪVĪBAS ĶĪMIJA pH, BUFERŠĶĪDUMI, ORGANISKO VIELU KLASIFIKĀCIJA UN GALVENĀS FUNKCIONĀLĀS GRUPAS

  2. 3. LEKCIJA BUFERŠĶĪDUMI, ORGANISKO VIELU KLASIFIKĀCIJA UN GALVENĀS FUNKCIONĀLĀS GRUPAS • pH • Buferšķīdumi • Vielu struktūras atveidošanas principi • Galvenās funkcionālās grupas • Alkāni, alkēni, aromatiskie savienojumi • Spirti, cukuri • Aminoskābes • Nukleotīdi

  3. 2. LEKCIJA ŪDENS DISOCIĀCIJA H2O H+ + OH- Ūdeņraža (hidroksonija) un hidroksīda jonu koncentrācija ir 10-7 M. Tīrā ūdenī disociētā stāvoklī ir tikai viena no 554 miljoniem ūdens molekulu Hidroksonija un hidroksīda joni

  4. 2. LEKCIJA ŪDENS DISOCIĀCIJA Šķīdumos H+ un OH- koncentrācija ir savstarpēji saistīta. Palielinot vienu, otra tikpat reižu samazinās, bet koncentrāciju reizinājums paliek nemainīgs. Tīrā ūdenī [H+] · [OH-] = 10 -14 M2 pH = - log [H+] Tīram ūdenim pH= - log10-7 = -(-7) = 7

  5. 2. LEKCIJA SKĀBES UN SĀRMI Skābes palielina H+ jonu koncentrāciju šķīdumā Vājas skābes disociē (sadalās) jonos tikai daļēji, stipras – pilnīgi. Stipras HCl H+ + Cl- Vājas H3PO4 H+ + H2PO4- dihidrogēnfosfāta jons, konjugētā (saistītā) bāze fosforskābe

  6. 2. LEKCIJA SKĀBES UN SĀRMI Sārmi palielina OH- jonu vai samazina H+ jonu koncentrāciju šķīdumā NaOH Na+ + OH- H2O OH - + H+ NH3 + H+ NH4+

  7. 3. LEKCIJA Skābju un sārmu stiprumu raksturo disociācijas konstante pK. Jo mazāks pK, jo stiprāka skābe. pK ir skaitliski vienāds ar pH, pie kura puse skābes molekulu šķīdumā ir disociētā stāvoklī. Div- un trīsvērtīgām skābēm katrai disociācijas stadijai ir savs pK. H3PO4 H2PO4- + H+ pK = 1.8 H2PO4-HPO42- + H+ pK = 7.2

  8. 2. LEKCIJA SKĀBES UN SĀRMI Stipras skābes šķiduma pH aprēķins: 0,1 M sālskābe šķīdumā ir pilnīgi disociējusi. Tātad H+ jonu koncentrācija šķidumā ir 10-1 M. pH = - log10-1 = -(-1) = 1

  9. 2. LEKCIJA SKĀBES UN SĀRMI Dažādu šķīdumu pH vērtības

  10. 3. LEKCIJA BUFERŠĶĪDUMI Vājas skābes un saistītās (konjugētās) bāzes šķīdumi, kas spēj pretoties straujām pH izmaiņām, pievienojot nelielus stipras skābes vai sārma daudzumu.

  11. 3. LEKCIJA BUFERŠĶĪDUMI Šķīdumu buferspējas ir vislielākās 1 pH vienības robežās ap pK

  12. 3. LEKCIJA BUFERŠĶĪDUMI Hendersona – Haselbalha vienādojums:

  13. 3. LEKCIJA BUFERŠĶĪDUMI Pieliekot buferšķīdumam nedaudz stipras skābes:

  14. 3. LEKCIJA ORGANISKO SAVIENOJUMU VISPĀRĪGĀS ĪPAŠĪBAS • Molekulas veido oglekļa atomu ķēdes • Katra veida atoms veido noteiktu ķīmisko saišu skaitu. • Molekulas īpašības nosaka atomu izvietojums. • Dažādas molekulas nes vienādas funkcionālās grupas , kam raksturīgas noteiktas ķīmiskās īpašības.

  15. 3. LEKCIJA METĀNA STRUKTŪRAS ATVEIDOŠANA

  16. 3. LEKCIJA VIENKĀRŠĀKĀS ORGANISKĀS VIELAS Atņemot metāna (CH4) molekulai ūdeņraža atomu, iegūstam metilradikāli (CH3-), ar reakcijas spējīgu nepiesātinātu valences saiti H3C + CH3 = H3C CH3 + =

  17. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS Alkāni – visvienkāršākās organiskās molekulas, kuras veido tikai C un H atomi, Vispārīgā ķīmiskā formula: CnH2n+2 Vienkāršākais alkāns: metāns: CH4

  18. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS Alkāni Alkānu radikāli veidojas, ja no alkāna molekulas atņem vienu ūdeņraža atomu. Radikālu nosaukumus atvasina ar galotni –il (propil-) no atbilstošo alkānu nosaukumiem.

  19. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS Alkāni STRUKTŪRAS IZOMERI:

  20. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS Alkāni Vienkāršotā (saīsinātā) struktūrformula Struktūras izomeri

  21. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS Cikliskie alkāni: CnH2n Cikloheksāns

  22. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS • Alkēni • Ja no diviem blakusesošiem oglekļa atomiem atņem pa vienam ūdeņraža atomam (dehidrēšana), veidojas kovalenta dubultsaite. Ogļūdeņražus, kas satur vienu vai vairākas dubultsaites sauc par alkēniem. • Vispārīgā ķīmiskā formula: CnH2n

  23. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS Alkēni H2C= + =CH2 => H2C=CH2

  24. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS Alkēni Etilēns

  25. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS Alkēni Alkēni Alkāni

  26. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS Telpiskie izomeri C4H8 trans- butilēns cis- butilēns

  27. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS Aromātiskie savienojumi (arēni) Benzola gredzenā konjugētās (saistītās) dubultsaites nav cieši saistītas pie viena vai otra oglekļa atoma. Tās pārviertojas (fluktuē) molekulas sastāvā.

  28. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS • Alkīni • Ja no diviem blakusesošiem oglekļa atomiem atņem pa diviem ūdeņraža atomiem (dehidrēšana), veidojas trīskāršā kovalentā saite. Ogļūdeņražus, kas satur vienu vai vairākas trīskāršās saites sauc par alkīniem. To nosaukumus atvasina no atbistošo alkānu nosaukumiem, aizstājot galotni -āns ar galotni -īns. • Vispārīgā ķīmiskā formula: CnH2n-2

  29. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS Alkīni HC + CH = HC CH Lieto arī triviālos nosaukumus, piem.: etīns = acetilēns

  30. 3. LEKCIJA Vispārīgā veidā, apzīmējot ogļūdeņraža nemainīgo daļu ar R FUNKCIONĀLĀS GRUPAS R-H R-OH R-CHO R-COOH Hidroksil Karbonil Karboksil Molekulu sastāvā esošas atomu grupas ar noteiktām ķīmiskām īpašībām

  31. 3. LEKCIJA Metāna oksidēšana FUNKCIONĀLĀS GRUPAS Spirts Aldehīds Skābe

  32. 3. LEKCIJA FUNKCIONĀLĀS GRUPAS Funkcionālo grupu klātbūtni molekulās apzīmē ar specifiskām galotnēm ķīmiskajos nosaukumos

  33. 3. LEKCIJA FUNKCIONĀLĀS GRUPAS Funkcionālo grupu klātbūtni molekulās apzīmē ar specifiskām galotnēm ķīmiskajos nosaukumos O R C H

  34. 3. LEKCIJA FUNKCIONĀLĀS GRUPAS

  35. 3. LEKCIJA FUNKCIONĀLĀS GRUPAS

  36. 3. LEKCIJA ORGANISKĀS VIELAS Vienā molekulā var atrasties vairākas vienādas vai dažādas funkcionālās grupas Kompleksās karbonskābes. Pienskābe Daudzvērtīgie spirti – polioli. Glicerols (glicerīns)

  37. 3. LEKCIJA ORGANISKĀS VIELAS Optiskā (spoguļ-) simetrija / hiralitāte (+/-) D/L izomeri - enantomeri Pienskābes 2. C atoms savienots ar 3 dažādām funkcionālām grupām un H atomu

  38. 3. LEKCIJA FUNKCIONĀLĀS GRUPAS

  39. 3. LEKCIJA FUNKCIONĀLĀS GRUPAS Funkcionālās grupas spēj savā starpā reaģēt • Kondensācijas (savienošana, atņemot ūdens molekulu) reakcija. • Hidrolīzes (sašķelšana, pievienojot ūdens molekulu) reakcija. R -OH + OH-R R-O-R +H2O R-O-R +H2O R -OH + OH-R

  40. 3. LEKCIJA FUNKCIONĀLĀS GRUPAS Kondensējoties divām spirta molekulām, veidojas ēteri

  41. 3. LEKCIJA FUNKCIONĀLĀS GRUPAS Kondensējoties spirta un skābes molekulām, veidojas esteri + H2O

  42. 3. LEKCIJA FUNKCIONĀLĀS GRUPAS Kondensējoties spirta un skābes molekulām, veidojas esteri Etiķskābes metilesteris, metilacetāts

  43. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS • OGĻŪDEŅI (CUKURI) • Vispārīgā ķīmiskā formula (CH2O) = ogļhidrāti • Vienkāršas molekulas – monosaharīdi: 3 – 6 C atomu ķēde + viena karbonil- (aldehīd-) un vairākas hidroksil- funkcionālās grupas. • Kondensācijas reakcijās veidojas di-, tri- un polisaharīdi.

  44. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS OGĻŪDEŅI (CUKURI) 1 1 1 1 1 5 5 5 6 6 6

  45. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS Ogļūdeņu tautomerizācija a-D-glikopiranoze (~32%) (~0,04%) D - glikoze b-D-glikopiranoze (~68%)

  46. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS b-D-fruktofuranoze a-D-glikopiranoze a-D-2-dezoksiribofuranoze a-D-ribofuranoze 5 C atomi + O atoms = piranozes; 4 C atoms + O atoms = furanozes (ribozes, fruktoze)

  47. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS • AMINOSKĀBES • R Vispārīgā formula - aminoskābes

  48. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS • AMINOSKĀBES R ETIĶSKĀBE GLICĪNS ( Gly; G)

  49. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS • NEPOLĀRAS AMINOSKĀBES Alanīns (Ala; A)

  50. 3. LEKCIJA ORGANISKO VIELU GRUPAS • NEPOLĀRAS AMINOSKĀBES Valīns (Val; V) Leicīns (Leu; L) Izoleicīns (Ile; I) Neaizvietojamās aminoskābes

More Related