Inligting

1: Selle, water en buffers - Biologie

1: Selle, water en buffers - Biologie


We are searching data for your request:

Forums and discussions:
Manuals and reference books:
Data from registers:
Wait the end of the search in all databases.
Upon completion, a link will appear to access the found materials.

1: Selle, water en buffers

AS Biologie Vraestel 1 Mei 2018

Toe twee vroulike D. Willistoni saam was, het hul liedjies nie gelei tot enige poging om te paar nie.

mRNA het nie aminosuurbindingsplek nie. tRNA doen

mRNA het meer nukleotiede

Verskillende mRNA's het verskillende lengtes, alle tRNA's is soortgelyk/selfde lengte

Ribosme beweeg om beginkodon te vind

tRNA dra spesifieke aminosuur

antikodon op tRNA komplementêr tot kodon op mRNA

ribosoom beweeg saam na volgende kodon

Groottes van populasies van normale dermbakterieë word gewoonlik beheer deur T-selle wat stadig en in klein getalle deur die immuunstelsel geproduseer word. Hierdie T-selle oorleef gewoonlik nie baie lank nie. Gevolglik stel hulle nie groot hoeveelhede sitokiene vry nie. Sitokiene is chemikalieë wat swelling van die voering van die ingewande kan veroorsaak.

Crohn se siekte is 'n langdurige siekte wat swelling van die voering van
die ingewande. Daar word geglo dat Crohn se siekte veroorsaak kan word deur 'n verlies aan verdraagsaamheid teenoor normale dermbakterieë, soos getoon deur 'n buitengewoon groot
reaksie deur T-selle. Hierdie reaksie kan veroorsaak word deur patogene bakterieë in
die ingewande van mense met 'n genetiese neiging tot Crohn se siekte.

Sommige mense se Crohn se siekte kan beheer word deur 'n dwelm genoem
5-aminosalisielsuur (5-ASA) wat swelling verminder. Nog 'n middel genaamd 6-merkaptopurien (6-MP) kan ook gebruik word. 6-MP inhibeer 'n ensiem wat benodig word
om adenien en guanien te maak. Dit is effektief omdat die meeste selle nukleotiede kan herwin, maar T-selle is nie in staat om dit te doen nie.


Bufferstelsel: betekenis en belangrikheid (met diagram)

Kom ons leer oor bufferstelsel. Nadat u hierdie artikel gelees het, sal u leer oor: 1. Betekenis van bufferstelsel 2. Belangrikheid van bufferstelsel.

Betekenis van bufferstelsel:

'n Bufferstelsel het die eienskap om pH-veranderinge te weerstaan ​​ten spyte van toevoegings van suur of basis. 'n Buffer is 'n mengsel van 'n suur wat nie heeltemal in water ioniseer nie en sy ooreenstemmende basis - byvoorbeeld koolsuur (H2CO3) en natriumbikarbonaat (NaHCO3).

As suur by hierdie buffer gevoeg word, kombineer die bygevoegde H + -ione met bikarbonaatione om meer koolsuur te produseer, wat van die H + -ione opgebruik (die Na + -ione neem nie aan hierdie reaksie deel nie).

As basis bygevoeg word, ioniseer van die koolsuur om bikarbonaatione en meer H + te produseer, wat sommige van die pH teenwerk. Op hierdie manier verminder die buffer die uitwerking van die bygevoegde suur of basis op die pH. Buffers illustreer die omkeerbaarheid van chemiese reaksies, die byvoeging van suur dryf die reaksie in een rigting, terwyl byvoeging van basis die chemiese reaksie in die ander rigting dryf.

'n Voldoende bufferstelsel kan verkry word uit 'n swak suur gemeng met die sout van daardie suur en 'n sterk basis. Byvoorbeeld,

waar B + = die katioon van 'n sterk basis, bv. Na + A − = anioon van weeksuur

Dit stem ooreen met 'n gedeeltelik geneutraliseerde oplossing van swak suur (HA→ H + +A − ) met 'n redelike proporsie van die suur omgeskakel na die anioon. Sy pH sal hoër wees as die pH van die swak suur alleen.

Die pH van 'n bufferoplossing word nie op die absolute konsentrasies van bufferbestanddele bepaal nie, maar op hul verhouding, d.w.s. op die verhouding van die hoeveelheid sout tot swak suur soos gestel in die Henderson Hasselbalch-vergelyking:

Waar Ka is die dissosiasiekonstante van die suur en pKa is die pH waarteen die suur half geneutraliseer is en gelyke hoeveelhede suur en ioon (sout) teenwoordig is. Hierdie vergelyking is van toepassing op al die bufferstelsels. Die bufferkapasiteit, gemeet as die vermoë van die oplossing om veranderinge in pH as gevolg van byvoeging van basis te minimaliseer, is die sterkste naby die middelpunt van 'n titrasie, wanneer [A − ] = [HA] en pH = pKa.

Die belangrikste voorbeelde van biologiese bufferstelsels is soos volg:

Die hoofbuffer van ekstrasellulêre vloeistof is die HCO3/ H2CO3) stelsel.

Dit spruit uit 'n aantal faktore:

(i) Daar is aansienlik meer HCO3 teenwoordig in ekstrasellulêre vloeistof as enige ander bufferkomponent

(ii) Daar is 'n onbeperkte voorraad CO2

(iii) Fisiologiese meganismes handhaaf normale ekstrasellulêre pH deur óf die HCO3 óf die CO te beheer2 konsentrasie van ekstrasellulêre vloeistof

(iv) Hierdie bufferstelsel werk in samewerking met Hb.

Die Henderson-Hasselbalch-vergelyking vir hierdie bufferstelsel kan geskryf word as:

Verder, in ware plasma totale CO2 inhoud is gelyk aan [H2CO3] + [HCO3]. Dus, as die totale C02 inhoud van ware plasma is bekend en die pCO2 van alveolêre lug, dit wil sê arteriële pCO2 bepaal word, kan die pH van die ware plasma bereken word. Hierdie metode om bloed-pH (ware plasma-pH) te bepaal, is gebruik voor die koms van kommersiële pH-meters.

Die Henderson Hasselbalch-vergelyking is belangrik, want dit stel ons in staat om te besef dat die bloed-pH afhanklik is van die verhouding van die konsentrasie vry suur tot die konsentrasie van die bufferanioon (bikarbonaat). Daarom kan acidemie of aikalemie veroorsaak word deur óf 'n verandering in die nie-vlugtige komponent (HO)3 − konsentrasie) of in die vlugtige komponent (H2CO3 konsentrasie en dus pCO2).

Sedert die [H2CO3] word slegs deur die alveolêre CO vasgestel2 spanning, as die gasspanning gelykstaande is aan dié wat normaalweg in die bloed voorkom, die HCO3 − /H2CO3 stelsel is meer bruikbaar by pH 7.4 met 'n verhouding van 20 dan sal dit by sy pK 6.1 wees waar die HCO3 − sal uitgeput word deur byvoeging van 1,25 meq per liter suur, en byvoeging van hierdie hoeveelheid alkali sal lei tot 'n styging van 0,3 pH-eenheid.

Die bufferdoeltreffendheid van HCO37H2CO3 word verder versterk deur die teenwoordigheid van eritrosiete As CO2 diffundeer in selle, die H2CO3 reageer met Hb wat HCO vorm3 − , wat dan die plasma binnegaan in ruil vir CP. Dit is nie afhanklik van deoksigenering van Hb nie, maar word makliker bereik en met selfs minder pH-verandering wanneer deoksigenasie gelyktydig plaasvind.

Omgekeerd, die verlaging van die CO2 spanning lei tot 'n omkering van hierdie proses met gevolglike vermindering van plasma [HCO3 − ]alhoewel die situasie nie onder fisiologiese toestande ontstaan ​​nie, word slegs in die teenwoordigheid van rooiselle die totale CO2 inhoud van plasma daal tot nul by 'n dCO2 van nul mm.

Dit is moontlik omdat daar genoeg Hb in volbloed is om die volgende reeks reaksies moontlik te maak:

Die normale waarde van 20:1 van die verhouding van HCO3 − /H2CO3 word ook in stand gehou deur respiratoriese regulering van die pH van ekstrasellulêre vloeistof. Benewens die outomatiese selfaanpassings wat moontlik gemaak word deur intrakorpuskulêre Hb (soos hierbo beskryf), beskik die liggaam oor twee verdere veiligheidsmaatreëls (die respiratoriese apparaat en die niere) wat deur hul beheer van plasma [H]2CO3] en [HCO3 – ] onderskeidelik dien in bykomende wyse om konstante pH van bloedplasma te handhaaf.

Anders as die [HCO3 – ] die [H2CO3] word uitsluitlik bepaal deur die parsiële druk van CO2 in die alveolêre lug in ewewig met ekstrasellulêre vloeistof. Dit is op sy beurt afhanklik van die tempo waarteen CO2 wat pulmonale bloed verlaat word verdun met atmosferiese lug en dus met die tempo en diepte van asemhaling.

Laasgenoemde word gereguleer deur die senuweestelsel by die respiratoriese sentrum wat sensitief is vir pH en pCO2 van ekstrasellulêre vloeistof. Wanneer die pH onder die normale daal as gevolg van verminderde [HCO3 –], asemhaling word gestimuleer, wat alveolêre pCO verlaag2 en dus ekstrasellulêre [H2CO3]. Dit is geneig om die HOC terug te gee3 − /H2CO3 verhouding tot sy normale waarde van 20:1 en dus om pH na 7,4 te herstel. Met 'n hoë plasma pH daal die respiratoriese tempo, alveolêre pCO2 en dus plasma [H2CO3] styg, en die pH beweeg na 7,4.

Maar perfekte kompensasie word nie bereik nie aangesien die verhoogde plasma [H2CO3] teen die effek van verhoogde pH op die respiratoriese sentrum. As die respiratoriese tempo voldoende daal, sal die verminderde pO2, waargeneem deur die karotis liggaam chemoreseptore, kan 'n stimulus wees vir verhoogde respiratoriese aktiwiteit.

Die pH is nie afhanklik van absolute konsentrasies nie, maar slegs van die HOC3 – /H2CO3 verhouding. Die bufferstelsel van plasma kan die byvoeging van 16 meq suur of 29 meq alkali per liter weerstaan ​​en handhaaf steeds die pH binne die bereik wat versoenbaar is met lewe. Met pulmonale kompensasie kan die normale pH-reeks gehandhaaf word ten spyte van byvoeging van 23 meq suur of 80 meq alkali per liter plasma.

Alhoewel die bydrae van fosfaatbuffer HPO 2− 4/ H2PO4 – tot die bufferkrag van die plasma weglaatbaar is omdat hul plasmakonsentrasie baie laag is (3mg/100 ml), is hierdie bufferstelsel teenwoordig (soos HCO3 – / H2CO3) in die buisvormige vloeistof van die nier.

Die Henderson-Hasselbalch-vergelyking vir hierdie bufferstelsel kan geskryf word as:

Dus, fosfaat-ewewig in plasma is sodanig dat 4 dele van die sogenaamde basiese fosfaat (HPO 2−) 4) bestaan ​​uit 1 deel suur fosfaat (H2PO − 4) by 'n pH van 7.4, vir pKphos is 6.8.

By 'n urinêre pH van 5,8 is tien dele fosfaat in die ‘suur’ vorm en een deel in die ‘basies’ vorm (5.8 = 6.8 + 1 − ), vir elke fosfaation wat as H uitgeskei word2PO4 – een Na + ioon word gestoor en een H + ioon word uitgeskei. Die fosfate is verreweg die belangrikste buffers in die urine, alhoewel in suur urine die vorming van NH4 van NH3 en H + help om die [H + ] laer te hou as wat dit andersins sou wees.

Dus dra fosfaatbufferstelsel min by tot die totale bufferkapasiteit van bloed omdat die bloedfosfaatkonsentrasie baie laag is in vergelyking met die hoeveelheid proteïen teenwoordig. Maar die fosfaatbufferpaar is 'n groot uitlaat vir H + via die urine wat 'n relatief hoë fosfaatinhoud het. Die pH van urine word dus verskaf deur die uitskeiding van H + in die buisvormige vloeistof.

3. Oksihemoglobienbuffer:

Die bufferpaar wat deur HbO gevorm word2 /H.HbO2 d.w.s. oksihemoglobienanioon/oksihemoglobien (suur) is ook belangrik. Dit is algemeen bekend dat die opname van C02 vanaf die weefsel hang af van die volgende reaksies:

Dus, die opname van CO2 vanaf die weefsels is afhanklik van die toevoer van waterstofontvangers sodat die reaksie na regs kan voortgaan. Die belangrikste waterstofaannemer in bloed is die hemoglobienioon.

Die meeste van die krag van hemoglobien om waterstofione in die reeks pH 7.0 tot 7.70 op te ruim, kom van die dissosiasie van sy imidasoolgroepe [hemoglobien bevat 38 molekules histidien (β-imidasool α-aminopropionzuur) per molekule]. Die dissosiasieneiging van die imidasoolgroep soos dié van enige swak suur is grootliks afhanklik van die pH van die oplossing.

Soos die pH styg, word die dissosiasie verminder en gevolglik word die H + ione wat bygevoeg word ‘opgevee’.

Oksihemoglobien dissosieer meer volledig as verminderde hemoglobien. Gevolglik produseer verlaagde hemoglobien minder H + by 'n gegewe pH as oksihemoglobien. Dus, wanneer oksihemoglobienoplossing verminder word, daal die pH van oplossing, d.w.s. verlaagde hemoglobien is 'n beter H +-ontvanger as oksihemoglobien.

Dit is van groot belang in bloedfisiologie omdat die ingang van CO2 vanaf die weefsels na die kapillêre bloed gaan gepaard met die gelyktydige vermindering van oksihemoglobien. As die opname van CO2 hang af van H + aanvaarders, hierdie toename in H + aanvaarding deur die verminderde vorm vergemaklik die opname en buffering van CO2.

Vir elke mMol CO2 van oksihemoglobien verminder, ongeveer 0,7 mMol H + kan opgeneem word as gevolg daarvan 0,7 mMol CO2 kan die bloed binnegaan sonder enige verandering in pH.

Soos arteriële bloed die weefsel binnedring, word CO2 diffundeer in die eritrosiete, wat dus moontlik die pH en die affiniteit van Hb vir O verlaag.2 soos getoon in die volgende reaksies:

Aan die ander kant, in die longe die verlies van CO2 wat moontlik die pH sal verhoog, verhoog die affiniteit van die Hb vir O2, wat dus die versadiging van Hb met O toelaat2 by 'n laer pO2.

daar moet kennis geneem word dat oksigenering van Hb 'n verskuiwing in die skynbare pK tot gevolg heta van sommige suurgroepe op die peptiedkettings van 7.71 tot 6.17 dus HbO2dien as 'n sterker suur as Hb. Ongeveer 0,7 mol H + word vrygestel as 1 ekw. O2 is gebind.

Belangrikheid van bufferstelsel:

Buffermengsels is baie belangrik in lewende organismes en die minerale wêreld. 'n Voorbeeld van 'n natuurlike buffer is die bloed van soogdiere. Dit bevat altyd vry koolsuur en natriumkarbonaat. Daarom word die pH van bloed altyd op 7,4 gehandhaaf.

Die bufferwerking van gronde is baie belangrik in die landbou, want plante absorbeer kunsmatige bemesting uit die grond om die pH in oplossings wat hulle uit die grond onttrek in 'n ongunstige rigting te verander. 'n Wanbalans in die bufferwerking van grond is nadelig vir nuttige mikro-organismes wat daarin woon.

Bufferoplossings is baie belangrik in die behandeling van huishoudelike riool, want die mikro-organismes wat hul organiese materiaal mineraliseer, floreer beter in 'n neutrale medium. ’n Verskuiwing na suurheid of alkaliniteit inhibeer die lewensbelangrike prosesse in die mikrobes, en beïnvloed dus die werking van rioolsuiweringsaanlegte nadelig.

Buffers speel 'n belangrike rol in die chemiese behandeling van water om dit te skei van gesuspendeerde materiaal van stolling. Hoe hoër die bufferkapasiteit van die behandelde water, hoe doeltreffender is die suiwering daarvan met 'n hidroliserende stollingsmiddel. Die bufferkapasiteit van neutrale water is verantwoordelik vir sy neutraliserende krag.

Buffers word wyd gebruik in volumetriese analise. Byvoorbeeld, 'n ammoniumbuffer (NH4OH + NH4CI) word gebruik om Ca- en Mg-ione in water te bepaal (triionometriese metode). Buffermengsels word gebruik om die pH van oplossings kolorimetries en potensiometries te bepaal.

In sellulêre fisiologie is buffers 'n belangrike manier vir die sel om konstante of glad veranderende toestande te handhaaf. Aangesien sellulêre metabolisme voortdurend protone produseer en verbruik, sal die pH van die sel in die afwesigheid van buffers vinnig verander tussen lae en hoë vlakke.


MCQ op Waterm pH en buffers – Deel 1 Biochemie MCQ – 11

(1). Water is vloeibaar by kamertemperatuur, die belangrikste rede hiervoor is die:
a. Hoë kookpunt van water
b. Hoë smeltpunt van water
c. Hoë hitte van verdamping van water
d. Kohesiekragte as gevolg van waterstofbindings in water

(2). Water is 'n ___
a. Polêre oplosmiddel
b. Nie-polêre oplosmiddel
c. 'n Amfipatiese oplosmiddel
d. Nie-polêre ongelaaide oplosmiddel

(3). Polêre molekules kan maklik in water oplos. Dit is omdat:
a. Polêre molekules kan waterstofbindings met water vorm
b. Polêre molekules kan water-water-interaksie vervang met meer energeties gunstige water-opgeloste-interaksies
c. Polêr gelaaide water kan interaksie hê met die lading van polêre molekules
d. Alle polêre molekules is amfipaties van aard

(4). Die belangrikste rede vir die ongewone eienskappe van water is:
a. Die kovalente bindingspatroon in watermolekule
b. Die bindingshoek tussen die twee waterstofatome in water
c. Waterstofbinding tussen watermolekules
d. Water kan onmiddellik by kamertemperatuur geïoniseer word

(5). Die H – O – H-bindingshoek in watermolekule is:
a. 104,0 o
b. 104,5 o
c. 105,0 o
d. 105,5 o

(6). Watter van die volgende stellings is waar met betrekking tot die elektronegatiwiteit van atome in watermolekule?
a. Waterstof is meer elektronegatief as suurstof
b. Waterstof is minder elektronegatief as suurstof
c. Elektronegatiwiteit van waterstof en suurstof is dieselfde
d. Suurstof en waterstof het nie beduidende elektronegatiwiteit in water nie

(7). Watter van die volgende verteenwoordig die huidige smeltpunt, kookpunt en hitte van verdamping van water?
a. 0 o C 100 o C 2260 J/g
b. 100 o C 0 o C 2260 J/g
c. 0 o C 100 o C 1260 J/g
d. 100 o C 0 o C 1260 J/g

(8). Die suurstofatoom in die watermolekule dra as gevolg van sy hoë elektronegatiwiteit _______
a. 1 δ + lading
b. 2 δ + ladings
c. 1 δ – lading
d. 2 δ – heffings

(9). Waterstofbinding word die beste voorgestel as die elektrostatiese aantrekkingskrag tussen:
a. 'n Waterstof wat kovalent aan 'n elektronegatiewe atoom en 'n ander waterstofatoom gebind is
b. 'n Waterstof wat kovalent gebind is aan 'n elektronegatiewe atoom en 'n ander elektronegatiewe atoom
c. Twee elektronegatiewe atome en 'n waterstofatoom
d. Twee waterstofatome

(10). Die bindingsdissosiasie-energie van waterstofbindings in watermolekule is
a. 10 kJ/mol
b. 23 kJ/mol
c. 470 kJ/mol
d. 348 kJ/mol

11. Watter van die volgende stellings is korrek met betrekking tot die waterstofbindings in water?
a. Waterstofbinding is 10 % kovalent en 90 % elektrostaties
b. Waterstofbinding is 25% kovalent en 75% elektrostaties
c. Waterstofbinding is 50% kovalent en 50% elektrostaties
d. Waterstofbinding is 100% elektrostaties

12. Hoeveel waterstofbindings kan 'n enkele watermolekule op 'n slag vorm? (teoreties moontlike waarde)

13. Die lewensduur van 'n waterstofbinding tussen twee watermolekules in vloeibare water is:

a. 1 – 20 sekondes
b. 1 – 20 mikrosekondes
c. 1 – 20 nano-sekondes
d. 1 – 20 piko-sekondes

14. Die bindingsdissosiasie-energie van O – H-binding in water is:

a. 470 kJ/mol
b. 348 kJ/mol
c. 23 kJ/mol
d. 10 kJ/mol

15. Wat is die bindingslengte van waterstofbinding tussen twee watermolekules in vloeibare water?

a. 0,0177 nm
b. 0,177 nm
c. 1,177 nm
d. 17.70 nm

Biologie / Lewenswetenskappe MCQ: Biochemie MCQ-11: (Meerkeusevrae / Modelvrae / Voorbeeldvrae in Biochemie: Water en pH Deel 1 met gedetailleerde antwoordsleutel, verduidelikings en verwysings vir die voorbereiding van WNNR JRF NET Lewenswetenskap-eksamen en ook vir ander mededingende eksamens in Lewenswetenskap / Biologiese Wetenskap soos ICMR JRF Toelatingseksamen, DBT BET JRF Eksamen, GATE (XL) Lewenswetenskap Eksamen, GATE (BT) Biotegnologie Eksamen, ICAR JRF Eksamen, Universiteit PG Toelatingseksamen, JAM Eksamen, GS Biologie Eksamen, GRE, Mediese Toelatingseksamen, ens. Hierdie stel praktykvrae sal help om jou vertroue in Biochemie te bou om die werklike eksamen die hoof te bied. 'n Groot hoeveelheid vrae in ons praktyk MCQ is geneem uit vorige jaar vraestelle van verskeie nasionale en internasionale Biologie / Lewe Wetenskappe mededingende eksamens. Maak asseblief gebruik van ons lesingnotas, PPT'e, vorige jaarvrae, skyntoetse en video-tutoriale vir jou voorbereiding. Jy kan alles aflaai hierdie vraestelle en studiemateriaal as PDF vanaf ons Slideshare-rekening absoluut gratis

Gedetailleerde antwoordsleutel, verduidelikings en verwysings

1. Ans. (d). Kohesiekragte as gevolg van waterstofbindings in water

Die fisiese toestand van water word bepaal deur die kompaktheid van pakking van molekules. Die stabiliteit van molekulêre pakking hang af van die stabiliteit van interaksies betrokke by molekulêre pakking. Hierdie interaksies sal maksimum wees in vaste toestand (ys in die geval van water) en dit sal verminder word in vloeibare toestand (vloeibare water) en dit sal verder minder wees in gasfase (waterdamp). Kohesie is 'n tipe interaksie waarby die molekules van dieselfde tipe betrokke is. (Teenoorgestelde term adhesie: interaksie van verskillende tipes molekules). Die vloeibare aard van water by kamertemperatuur is te wyte aan die samehangende kragte in die water wat verskaf word deur die groot aantal intermolekulêre waterstofbindings tussen watermolekules.

2. Antw. (a). Polêre oplosmiddel

Water is 'n polêre oplosmiddel. Watermolekule bestaan ​​uit twee waterstofatome wat aan 'n suurstofatoom gebind is. Die twee waterstofatome in water is nie lineêr gerangskik nie, want die suurstofatoom se vier sp3 hibriede orbitale strek rofweg na die hoeke van 'n tetraëder. Waterstofatome beslaan twee hoeke van die tetraëder, en die nie-bindende elektronpare van die suurstofatoom beslaan die ander twee hoeke. Watermolekules het dus 'n hoekgeometrie. As gevolg van die hoë verskil in die elektronegatiwiteitsverskil tussen suurstof en waterstof, dra die suurstofatoom met sy ongedeelde elektrone 'n gedeeltelike negatiewe lading en die waterstofatoom elkeen 'n gedeeltelike positiewe lading. Hierdie elektrostatiese aantrekkingskrag skep 'n diploes en dus word die watermolekule polêr van aard

3. Ans. (b). Polêre molekules kan water-water interaksie vervang met meer energiek gunstige water-opgeloste interaksies

4. Ans. (c). Waterstofbinding tussen watermolekules

5. Antw. (b). 104,5 o

6. Antwoord. (b). Waterstof is minder elektronegatief as suurstof

Elektronegatiwiteit is die affiniteit van atoomkerne vir elektrone. Elke atoom het spesifieke elektronegatiwiteitswaardes, wat beteken dat hulle verskillende mate van affiniteit met elektrone het. Suurstof, stikstof ens. is hoogs elektronegatiewe atome. Die elektronegatiwiteit van waterstof is baie minder. Wanneer kovalente binding tussen twee atome gevorm word, een met hoë elektronegatiwiteit en die ander met minder elektronegatiwiteit, sal die gepaarde elektronwolk in die kovalente binding meer na die hoogs elektro-negatiewe atoom skuif en dit sal 'n dipool in die molekule skep.

7. Antwoord. (a). 0 o C 100 o C 2260 J/g

Water is 'n ongewone oplosmiddel. Water het hoë kookpunt (100 o C), hoë smeltpunt (0 o C) en hoë verdampingshitte (2260 J/g) in vergelyking met ander oplosmiddels.

Verdampingshitte: Die hitte-energie wat benodig word om 1,0 g van 'n vloeistof by sy kookpunt en by atmosferiese druk om te skakel na sy gasvormige toestand by dieselfde temperatuur. Dit is 'n direkte maatstaf van die energie wat benodig word om aantrekkingskragte tussen molekules in die vloeistoffase te oorkom.

8. Antw. (d). 2 δ – heffings

Suurstof is hoogs elektronegatief as waterstof, dus sal suurstof die gedeelde elektronpare in die kovalente binding tussen O en H meer daarheen trek en met hierdie suurstof sal 'n gedeeltelike negatiewe lading genaamd δ – kry. Aangesien daar twee waterstofatome in watermolekule is, sal daar 'n totaal van 2δ – ladings in 'n enkele watermolekule wees. Net so sal elke waterstof in die watermolekule een gedeeltelike positiewe lading genaamd δ + dra.

9. Antw. (b). 'n Waterstof wat kovalent gebind is aan 'n elektronegatiewe atoom en 'n ander elektronegatiewe atoom

10. Antw. (b). 23 kJ/mol

Waterstofbinding is baie swak in vergelyking met kovalente bindings. Slegs 23 kJ/mol energie word benodig om die waterstofbindings in water te breek. Hierdie energie-insette is baie minder in vergelyking met die vereiste van energie om die O – H kovalente binding in water te breek (470 kJ/mol)

11. Antw. (a). Waterstofbinding is 10 % kovalent en 90 % elektrostaties

Waterstofbinding in water is 10 persent kovalent as gevolg van die oorvleueling in die bindingsorbitale en 90 persent elektrostaties

'n Enkele watermolekule kan vier waterstofbindings met vier verskillende watermolekules in vloeibare water vorm soos in die figuur hieronder getoon

13. Antw. (d) 1 – 20 pico-sekondes

Waterstofbindings in water is hoogs dinamies. Hulle lewensduur van elke waterstofbinding in water is baie kort. Die leeftyd van elke waterstofbinding is net 1 tot 20 pikosekondes (1 ps = 10-12S)

14. Antwoord. (a). 470 kJ/mol

15. Antw. (b). 0,177 nm

Verwysing: (1). Lehningers Beginsels van Biochemie: Hoofstuk: Water
(2). Fundamentals of Biochemistry deur Voet en Voet: Hoofstuk: Water

Die antwoordsleutel word met die beste van ons kennis voorberei.
Stel gerus die admin as jy enige foute in die antwoordsleutel vind..

MCQ op Water, pH en Buffer | Deel & # 8211 2 | Deel & # 8211 3 |


X-faktor


Dit is beter om gekonsentreerde voorraad bufferoplossings voor te berei om tyd en ruimte te bespaar. Hierdie gekonsentreerde voorraad sal vir 'n lang tydperk hou en kan maklik vir gebruik verdun word. Hierdie voorraad word gewoonlik gemerk as X-faktore soos 10X, 5X, 100X ens. X-faktor dui aan dat die oplossing gekonsentreer is en gewoonlik met water tot 1X konsentrasie verdun moet word vir gebruik.
Byvoorbeeld: - 'n 100X gekonsentreerde oplossing moet tot 100-voudig verdun word.


Oplosbaarheid: - 'n Bufferoplossing moet ten volle oplosbaar wees in water en min oplosbaar in ander oplosmiddels. Dit is beter om gekonsentreerde voorraadoplossings van hierdie buffers soos 10X, 5X of 100X by hoër wateroplosbaarheid voor te berei.


Deurlaatbaarheid: - 'n Buffer moet nie deur biologiese membraan deurlaatbaar wees nie. Indien dit gedoen word, sal dit die vereiste konsentrasie in die sel of organelle verander, maar hierdie buffer het 'n hoë mate van vetoplosbaarheid en daardeur deurdringende membraan. Dit word dus giftig vir die meeste van die soogdierselle.


Ioniese sterkte: - Dit is nodig om fisiologiese ioniese sterkte van 'n sisteem te handhaaf aangesien dit 'n belangrike faktor is vir meeste van die ensiematiese reaksies. 'n Verandering in normale ioniese sterkte kan die katalitiese aktiwiteit van ensiem beïnvloed.


Komplekse vorming: - Komplekse wat deur buffer in die sisteem gevorm word, moet oplosbaar wees. Onoplosbare bufferkomplekse wat met metaalione gevorm word, kan die pH-waarde verlaag deur protone vry te stel.


Inerte stowwe: - 'n Buffer moet inert wees, dit wil sê dit is nie onderhewig aan enige ensiematiese of nie-ensiematiese veranderinge nie.


8.2) Wateropname

Die wortelhare is waar die meeste waterabsorpsie plaasvind. Hulle is lank en dun sodat hulle tussen gronddeeltjies kan penetreer, en hulle het 'n groot oppervlak vir die opname van water.

Water gaan van die grondwater na die wortelhaarsel se sitoplasma deur osmose. Dit gebeur omdat die grondwater 'n hoër waterpotensiaal het as die wortelhaarsel sitoplasma:

Osmose veroorsaak dat water in die wortelhaarselle, deur die wortelkorteks en in die xileemvate beweeg.

Die groot oppervlakte van wortelhare verhoog die tempo van die opname van water deur osmose en ione deur aktiewe vervoer

Die verlengde gedeelte van die wortelhaar verskaf basies 'n groot oppervlakte vir die absorpsie van water en anorganiese ione.

Daarbenewens is die membraan van die wortelhaarsel semi-deurlaatbaar. Wat dit beteken is basies net minerale en water kan deur die membraan gaan, maar nie noodwendig teruggaan nie.


Waarom is buffers belangrik vir lewende organismes?

Buffers is 'n belangrike deel van die biochemiese prosesse van lewende dinge omdat dit help om die pH binne organismes se liggaam stabiel te hou. Die meeste biochemiese reaksies wat noodsaaklik is vir lewe vind slegs in 'n nou pH-reeks plaas. Die teenwoordigheid van buffers verseker dat die liggaam se pH binne hierdie reeks bly, ten spyte van veranderinge in die omgewing.

Buffers is verbindings wat in staat is om waterstofione te bind of vry te stel, afhangende van die konsentrasie waterstofione in die oplossing. Aangesien pH 'n maatstaf van waterstofioonkonsentrasie is, hou die teenwoordigheid van 'n buffer die pH van 'n oplossing konstant binne 'n nou reeks. Nie alle buffers werk in dieselfde reeks nie. Byvoorbeeld, een buffer kan 'n oplossing effektief tussen pH 6 en 6.5 buffer, terwyl 'n ander goed tussen pH 8 en 8.3 kan funksioneer. Buffers in menslike bloed is in staat om sy pH tussen 7,35 en 7,45 te hou, selfs al kom suur en basiese verbindings altyd die bloed binne aangesien dit deur die spysverteringskanaal geabsorbeer word en die bloed verlaat soos wat hulle deur die niere gefiltreer word of andersins gebruik word. deur die liggaam se selle.

Drie hoofbuffers is teenwoordig in menslike liggame: bikarbonaat, fosfaat en proteïene. Die bikarbonaatbufferstelsel help om versuring van die bloed te voorkom aangesien koolstofdioksied deur asemhaling geproduseer word. Die fosfaatbufferstelsel hou bloed pH konstant, en verskeie proteïene werk as buffers binne en buite die liggaam se selle.


Hoe werk buffers?

Wanneer waterstofione by 'n buffer gevoeg word, sal hulle deur die basis in die buffer geneutraliseer word. Hidroksiedione sal deur die suur geneutraliseer word. Hierdie neutralisasiereaksies sal nie veel effek hê op die algehele pH van die bufferoplossing nie.

Wanneer jy 'n suur vir 'n bufferoplossing kies, kies 'n suur wat 'n pK heta naby aan jou verlangde pH. Dit sal jou buffer byna ekwivalente hoeveelhede suur en gekonjugeerde basis gee sodat dit soveel moontlik H + en OH - kan neutraliseer.


Trigliseriede

'n Vetmolekule is 'n tipe lipied wat bestaan ​​uit drie vetsuurmolekules wat aan 'n 3-koolstof gliserol-ruggraat gekoppel is, soos regs getoon. Die drie vetsure kan van mekaar verskil. Aangesien die koolwaterstofkettings baie nie-polêr is, los vette nie eerder in water op nie, vetmolekules is geneig om met mekaar saam te voeg. Aangesien 'n vetmolekule 3 vetsure het wat aan 'n gliserolmolekule gekoppel is, word hulle ook trigylcerides genoem.


Inhoud

Bufferoplossings weerstaan ​​pH-verandering as gevolg van 'n ewewig tussen die swak suur HA en sy gekonjugeerde basis A − :

Wanneer 'n sterk suur by 'n ewewigsmengsel van die swak suur en sy gekonjugeerde basis gevoeg word, word waterstofione (H + ) bygevoeg, en die ewewig word na links verskuif, in ooreenstemming met Le Châtelier se beginsel. As gevolg hiervan neem die waterstofioonkonsentrasie met minder toe as die hoeveelheid wat verwag word vir die hoeveelheid sterk suur wat bygevoeg word. Net so, as sterk alkali by die mengsel gevoeg word, verminder die waterstofioonkonsentrasie met minder as die hoeveelheid wat verwag word vir die hoeveelheid alkali wat bygevoeg word. Die effek word geïllustreer deur die gesimuleerde titrasie van 'n swak suur met pKa = 4.7. Die relatiewe konsentrasie van ongedissosieerde suur word in blou getoon en van sy gekonjugeerde basis in rooi. Die pH verander relatief stadig in die buffergebied, pH = pKa ± 1, gesentreer by pH = 4.7, waar [HA] = [A − ]. Die waterstofioonkonsentrasie neem af met minder as die verwagte hoeveelheid omdat die meeste van die bygevoegde hidroksiedioon in die reaksie verbruik word

en slegs 'n bietjie word verbruik in die neutralisasiereaksie (wat die reaksie is wat 'n toename in pH tot gevolg het)

Sodra die suur meer as 95% gedeprotoneer is, styg die pH vinnig omdat die meeste van die bygevoegde alkali in die neutralisasiereaksie verbruik word.

Bufferkapasiteit Wysig

Bufferkapasiteit is 'n kwantitatiewe maatstaf van die weerstand teen verandering van pH van 'n oplossing wat 'n buffermiddel bevat met betrekking tot 'n verandering in suur- of alkalikonsentrasie. Dit kan soos volg gedefinieer word: [1] [2]

Met enige definisie die bufferkapasiteit vir 'n swak suur HA met dissosiasiekonstante Ka kan uitgedruk word as [3] [4] [2]

waar [H + ] die konsentrasie van waterstofione is, en T HA >> is die totale konsentrasie van bygevoegde suur. Kw is die ewewigskonstante vir selfionisasie van water, gelyk aan 1.0 × 10 −14 . Let daarop dat in oplossing H + bestaan ​​as die hidroniumioon H3O + , en verdere akwasie van die hidroniumioon het 'n weglaatbare effek op die dissosiasie-ewewig, behalwe by baie hoë suurkonsentrasie.

Hierdie vergelyking toon dat daar drie streke van verhoogde bufferkapasiteit is (sien figuur).

  • In die sentrale gebied van die kromme (groen gekleur op die plot), is die tweede term dominant, en
  • Met sterk suur oplossings, pH minder as ongeveer 2 (rooi gekleur op die plot), oorheers die eerste term in die vergelyking, en bufferkapasiteit styg eksponensieel met dalende pH:
  • Met sterk alkaliese oplossings, pH meer as ongeveer 12 (blou gekleur op die plot), oorheers die derde term in die vergelyking, en bufferkapasiteit styg eksponensieel met toenemende pH:

Die pH van 'n oplossing wat 'n buffermiddel bevat kan slegs binne 'n nou reeks verskil, ongeag wat anders in die oplossing teenwoordig mag wees. In biologiese sisteme is dit 'n noodsaaklike voorwaarde vir ensieme om korrek te funksioneer. Byvoorbeeld, in menslike bloed 'n mengsel van koolsuur (H
2 CO
3 ) en bikarbonaat (HCO −
3 ) is teenwoordig in die plasmafraksie, dit vorm die belangrikste meganisme om die pH van bloed tussen 7.35 en 7.45 te handhaaf. Buite hierdie nou reeks (7.40 ± 0.05 pH-eenheid), ontwikkel asidose en alkalose metaboliese toestande vinnig, wat uiteindelik tot die dood lei as die korrekte bufferkapasiteit nie vinnig herstel word nie.

As die pH-waarde van 'n oplossing te veel styg of daal, neem die doeltreffendheid van 'n ensiem af in 'n proses, bekend as denaturasie, wat gewoonlik onomkeerbaar is. [5] Die meerderheid biologiese monsters wat in navorsing gebruik word, word in 'n bufferoplossing gehou, dikwels fosfaatgebufferde sout (PBS) by pH 7.4.

In die industrie word buffermiddels gebruik in fermentasieprosesse en om die korrekte toestande te stel vir kleurstowwe wat in kleurstowwe gebruik word. Hulle word ook gebruik in chemiese analise [4] en kalibrasie van pH-meters.

Eenvoudige buffer agente Wysig

Buffer agent blKa Nuttige pH-reeks
Sitroensuur 3.13, 4.76, 6.40 2.1–7.4
Asynsuur 4.8 3.8–5.8
KH2PO4 7.2 6.2–8.2
SKAAK 9.3 8.3–10.3
Borate 9.24 8.25–10.25

Vir buffers in suurstreke kan die pH na 'n verlangde waarde aangepas word deur 'n sterk suur soos soutsuur by die spesifieke buffermiddel te voeg. Vir alkaliese buffers kan 'n sterk basis soos natriumhidroksied bygevoeg word. Alternatively, a buffer mixture can be made from a mixture of an acid and its conjugate base. For example, an acetate buffer can be made from a mixture of acetic acid and sodium acetate. Similarly, an alkaline buffer can be made from a mixture of the base and its conjugate acid.

"Universal" buffer mixtures Edit

By combining substances with pKa values differing by only two or less and adjusting the pH, a wide range of buffers can be obtained. Citric acid is a useful component of a buffer mixture because it has three pKa values, separated by less than two. The buffer range can be extended by adding other buffering agents. The following mixtures (McIlvaine's buffer solutions) have a buffer range of pH 3 to 8. [6]

0.2 M Na2HPO4 (mL) 0.1 M citric acid (mL) pH
20.55 79.45 3.0
38.55 61.45 4.0
51.50 48.50 5.0
63.15 36.85 6.0
82.35 17.65 7.0
97.25 2.75 8.0

A mixture containing citric acid, monopotassium phosphate, boric acid, and diethyl barbituric acid can be made to cover the pH range 2.6 to 12. [7]

Other universal buffers are the Carmody buffer [8] and the Britton–Robinson buffer, developed in 1931.

Common buffer compounds used in biology Edit

For effective range see Buffer capacity, above.

Common name (chemical name) Struktuur blKa,
25 °C
Temp. effect,
dpH / dT (K −1 ) [9]
Mol.
gewig
TAPS,
([tris(hydroxymethyl)methylamino]propanesulfonic acid)
8.43 −0.018 243.3
Bicine,
(2-(bis(2-hydroxyethyl)amino)acetic acid)
8.35 −0.018 163.2
Tris,
(tris(hydroxymethyl)aminomethane, or
2-amino-2-(hydroxymethyl)propane-1,3-diol)
8.07 [a] −0.028 121.14
Tricine,
(N-[tris(hydroxymethyl)methyl]glycine)
8.05 −0.021 179.2
TAPSO,
(3-[N-tris(hydroxymethyl)methylamino]-2-hydroxypropanesulfonic acid)
7.635 259.3
HEPES,
(4-(2-hydroxyethyl)-1-piperazineethanesulfonic acid)
7.48 −0.014 238.3
TES,
(2-[[1,3-dihydroxy-2-(hydroxymethyl)propan-2-yl]amino]ethanesulfonic acid)
7.40 −0.020 229.20
MOPS,
(3-(N-morpholino)propanesulfonic acid)
7.20 −0.015 209.3
PIPES,
(piperazine-N,N′-bis(2-ethanesulfonic acid))
6.76 −0.008 302.4
Cacodylate,
(dimethylarsenic acid)
6.27 138.0
MES,
(2-(N-morpholino)ethanesulfonic acid)
6.15 −0.011 195.2

Monoprotic acids Edit

First write down the equilibrium expression

This shows that when the acid dissociates, equal amounts of hydrogen ion and anion are produced. The equilibrium concentrations of these three components can be calculated in an ICE table (ICE standing for "initial, change, equilibrium").

ICE table for a monoprotic acid
[HA] [A − ] [H +]
ek C0 0 y
C x x x
E C0x x x + y

The first row, labelled ek, lists the initial conditions: the concentration of acid is C0, initially undissociated, so the concentrations of A − and H + would be zero y is the initial concentration of bygevoeg strong acid, such as hydrochloric acid. If strong alkali, such as sodium hydroxide, is added, then y will have a negative sign because alkali removes hydrogen ions from the solution. The second row, labelled C for "change", specifies the changes that occur when the acid dissociates. The acid concentration decreases by an amount −x, and the concentrations of A − and H + both increase by an amount +x. This follows from the equilibrium expression. The third row, labelled E for "equilibrium", adds together the first two rows and shows the concentrations at equilibrium.

Om te vind x, use the formula for the equilibrium constant in terms of concentrations:

Substitute the concentrations with the values found in the last row of the ICE table:

With specific values for C0, Ka en y, this equation can be solved for x. Assuming that pH = −log10[H + ], the pH can be calculated as pH = −log10(x + y).

Polyprotic acids Edit

Polyprotic acids are acids that can lose more than one proton. The constant for dissociation of the first proton may be denoted as Ka1, and the constants for dissociation of successive protons as Ka2, etc. Citric acid is an example of a polyprotic acid H3A, as it can lose three protons.

Stepwise dissociation constants
Ewewig Citric acid
H.3A ⇌ H2A − + H + blKa1 = 3.13
H.2A − ⇌ HA 2− + H + blKa2 = 4.76
HA 2− ⇌ A 3− + H + blKa3 = 6.40

When the difference between successive pKa values is less than about 3, there is overlap between the pH range of existence of the species in equilibrium. The smaller the difference, the more the overlap. In the case of citric acid, the overlap is extensive and solutions of citric acid are buffered over the whole range of pH 2.5 to 7.5.

Calculation of the pH with a polyprotic acid requires a speciation calculation to be performed. In the case of citric acid, this entails the solution of the two equations of mass balance:

CA is the analytical concentration of the acid, CH. is the analytical concentration of added hydrogen ions, βq are the cumulative association constants. Kw is the constant for self-ionization of water. There are two non-linear simultaneous equations in two unknown quantities [A 3− ] and [H + ]. Many computer programs are available to do this calculation. The speciation diagram for citric acid was produced with the program HySS. [10]

N.B. The numbering of cumulative, overall constants is the reverse of the numbering of the stepwise, dissociation constants.

Relationship between cumulative association constant (β) values
and stepwise dissociation constant (K) values for a tribasic acid.

Ewewig Relationship
A 3− + H + ⇌ AH 2+ Teken β aan1= pka3
A 3− + 2H + ⇌ AH2 + Teken β aan2 =pka2 + pka3
A 3− + 3H + ⇌ AH3 Teken β aan3 = pka1 + pka2 + pka3

Cumulative association constants are used in general-purpose computer programs such as the one used to obtain the speciation diagram above.


Kyk die video: Nauka 50: Ćelija (Oktober 2022).