Mitteelektrolüütideks võivad olla nõrgalt polaarse ja mittepolaarse kovalentse sidemega ained. Sellisteks aineteks on näiteks destilleeritud vesi, enamik orgaanilisi aineid ( suhkur, etanool), lihtained (I2), oksiidid (CaO) ELEKTROLÜÜTILINE DISSOTSATSIOON Elektrolüütiliseks dissotsatsiooniks nimetatakse elektrolüütide vees lahustumise protsessi, mille tagajärjel elektrolüüdid lagunevad kas osaliselt või täielikult ioonideks. Dissotsatsiooni põhjustab hüdraatumine ehk vee molekulide seostumine ioonidega. Iooniliste ainete dissotsatsioonil rebivad vee molekulid ioonid kristallist välja. Nimelt esineb sool (näiteks NaCl) tahkes olekus ioonidest koosneva kristallidena. Kristalli kokkupuutel veega orienteeruvad vee molekulid ümber NaCl kristalli nii, et osa vee molekule pöördub oma positiivse poolusega kloriidioonide suunas ja teine osa vee molekule pöördub oma negatiivse poolusega naatriumioonide poole
(On ained, mis lagunevad osaliselt ioonideks, mistõttu on lahuses nii ioonid kui ka molekulid). (3) Mitteelektrolüüdid -> destilleeritud vesi, enamik orgaanilisi aineid, oksiidid (On ained, mis ei lagune ioonideks, mistõttu nende vesilahustes esinevad ainult molekulid, elektrijuhtivus puudub). Elektrolüütide dissotsatsioon. Nimetatakse elektrolüütide vees lahustumise protsessi, mille käigus elektrolüüdid lagunevad kas osaliselt või täielikult ioonideks. Dissotsatsiooni põhjustab hüdraatomine ehk molekulide seostumine ioonidega. Dissotsatsiooni võrrandid. Näitavad, milliseid ioone sisaldavad elektrolüütide lahused. (1) Hapete dissotsatsioonid. Tugevatel hapetel(HCl, H2SO4, HNO3, HBr, HI) toimub dissotsatsioon esimeses astmes täielikult ja mittepöörduvalt, nõrkadel hapetel kulgub mittetäielikult ja pöörduvalt. 1.) ((( HCl + H20 -> H(laeng+) + Cl(laeng-) ))) HCl -> H(laeng+) + Cl(laeng-) 2
· Elektrolüütiline dissotsiatsioon elektrolüütide lahustumisega kaasnev aine osaline või täielik lahustumine ioonideks. · Tugevad elektrolüüdid kõik ioonilised ained, nende lahused sisaldavad ainult ioone ja neis ei ole elektrolüüdi molekule, nad dissotseeruvad lahustumisel täielikult.Need on soolad, leelis- ja leelismuldmetallide hüdrooksiidid, anorgaanilised happed.' · Nõrgad elektrolüüdid need on osaliselt dissotseerunud, dissotsatsiooni määr on väiksem kui 5%, eelkõige alused ja happed. · Hüdraatunud ioonid vee molekulidega ümbritsetud ioonid, nende tekkimisel vabaneb energia. · Hüdraatkate ioone ümbritsev vee molekulidest koosnev kate. · Astmeline dissotsatsioon elektrolüütide järkjärguline dissotsatsioon, iseloomulik mitmeprootonilistele hapetele, mitme OH rühmaga alustele ja vesiniksooladele. Hapete astmeline dissotsatsioon näitab, milliseid soolasid võib hape moodustada.
molekulid. Mitteelektrolüütideks võivad olla nõrgalt polaarse ja mittepolaarse kovalentse sidemega ained. Sellisteks aineteks on näiteks destilleeritud vesi, enamik orgaanilisi aineid ( suhkur, etanool), lihtained (I2), oksiidid (CaO) ELEKTROLÜÜTILINE DISSOTSATSIOON Elektrolüütiliseks dissotsatsiooniks nimetatakse elektrolüütide vees lahustumise protsessi, mille tagajärjel elektrolüüdid lagunevad kas osaliselt või täielikult ioonideks. Dissotsatsiooni põhjustab hüdraatumine ehk vee molekulide seostumine ioonidega. Iooniliste ainete dissotsatsioonil rebivad vee molekulid ioonid kristallist välja. Nimelt esineb sool (näiteks NaCl) tahkes olekus ioonidest koosneva kristallidena. Kristalli kokkupuutel veega orienteeruvad vee molekulid ümber NaCl kristalli nii, et osa vee molekule pöördub oma positiivse poolusega kloriidioonide suunas ja teine osa vee molekule pöördub oma negatiivse poolusega naatriumioonide poole. Kuna kristallis on
suureneb; lõpmatul lahjendamisel saab võrdseks 1-ga. Dissotsatsioonivõrrand nõrga elektrolüüdi dissotsatsioon on pöördreaktsioon (kahtepidi nooleke) astmeline: mitmeprootonilised happed dissotseeruvad astmeliselt. I aste H2CO3 ⇋ HCO3- + H+ | I aste Ba(OH)2→BaOH+ + OH- II aste HCO3- ⇋ CO32- + H+ | II aste BaOH+→Ba2+ + OH- Dissotsatsiooni tugevus Tavaliselt piirdub nõrga elektrolüüdi dissotsatsioon I astmega. Dissotsiatsioonikonstant K – elektrolüüdile ja lahustile iseloomulik suurus, mis iseloomustab elektrolüüdi tugevust. Mida väiksem on K väärtus, s.t. mida vähem on lahuses ioone molekulidega võrreldes, seda nõrgema elektrolüüdiga on tegemist. sõltub temperatuurist ja elektrolüüdi iseloomust, kuid ei sõltu kontsentratsioonist. Dissotsatsioonikonstandi leidmine
= 1= =8,0710-4 Sm2/mol 2= =5,6510-4 Sm2/mol 3= =4,0810-4 Sm2/mol 3)Dissotsatsiooniaste = f 0 Nõrkade elektrolüütide korral f=1 1===0,02066 2==0,01446 3===0,01044 4) Näiline dissotsatsioonikonstant 2c Kd = 1 - Kd1== 2,30910-5 Kd2== 2,24710-5 Kd3==2,33510-5 Näiliste dissotsatsioonikonstantide keskmine: Kd===2,298*10-5 Käsiraamatus on äädikhappe dissotsatsiooni konstant K=1,754*10-5 Katsevea arvutus: P=*100%=31% Järeldused: Arvutuste tulemusena sain äädikhappe dissotsatsiooni konstandiks 2,298*10- 5 , käsiraamatu andmetel on selleks aga 1,754*10-5. Katse viga oli suur 31%. Vead võisid tekkida lahjendamisel valmistatud ebatäpsetest lahustest, elektroodi mõõtemääramatusest kui ka sellest, et ei olnud võimalik veenduda, kas igal korral oli juhtivusnõus ühepalju vedelikku vedelik kallati sinna silma järgi, mitte ei lisatud pipetiga
· Tugevateks elektrolüütideks on kõik ioonilised ained. Nende lahused sisaldavad ainult ioone ja neis ei ole elektrolüüdi molekule, nad dissotseeruvad lahustumisel täielikult. Need on soolad, leelis- ja leelismuldmetallide hüdrooksiidid, anorgaanilised happed. Happed: HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4 Alused: LiOH, NaOH, KOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2 Soolad: NaCl, KCl Nõrk elektrolüüt: · Nõrgad elektrolüüdid on osaliselt dissotseerunud. Dissotsatsiooni määr on väiksem kui 5%. Eelkõige alused ja happed. Happed: HNO2, H2F2, HCOOH, CH3COOH, HCIO, HCN, H2S, H2CO3 Alused: Zn(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)3, C2H5NH2, NH3·H20 DISSOTSIATSIOONIVÕRRANDID · Dissotsiatsioonivõrrandid näitavad, millised ioonid on elektrolüüdi lahuses (võrrandid peavad olema tasakaalus ja laengute summa peab olema 0). Elektrolüüdi lahus saadakse tavaliselt soola lahustamisel lahustis (nt
molekulide ning aaatomitena tugevad nõrgad oksiidid, lihtained, gaasid, soolad nõrgad alused vesi, enamus orgaanilisi tugevad alused nõrgad happed aineid tugevad happed Dissotsatsioon aine jagunemine ioonideks lahustumisel vees Elektrolüütilist dissotsatsiooni põhjustab hüdraatumine. Hüdraatumine aineosakeste seostumine veemolekulidega Hüdraatumisel energia vabandeb (eksotermiline protsess) Aineklasside dissotseerumine: 1) Soolad NaCl Na+ + Cl 2) Alused KOH K+ + OH Mg(OH)2 OH + MgOH+ 2OH + Mg2+ 3) Happed HCl H+ + Cl H2SO4 H+ + HSO4 2H + SO42 METALLIDE KEEMILISED OMADUSED 1) REAGEERIMINE LIHTAINETEGA (mittemetallid)
1 > 2 c1 > c2
ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSED
elektrolüüt aine, mis on lahuses täielikult või osaliselt ioonideks dissotseerunud ning
seetõttu juhib elektrit.
dissotsatsioon(iaste/määr) palju molekulidest on ära dissotseerunud. tugevad
elektrolüüdid =1; nõrgad elektrolüüdid 0<<<1; mitteelektrolüüdid =0.
isotooniline tegur i näitab, mitu korda on osakeste arv lahuses elektrolüütilise
dissotsatsiooni tõttu kasvanud. tugevad elektrolüüdid i=; nõrgad elektrolüüdid 0
LAHUSED Vee karedust põhjustavad vees lahustunud kaltsiumi- ja magneesiumisoolad. Karedas vees seep ei vahuta, keetmisel tekib katlakivi. - Mõõduvat karedust põhjustavad Ca(HCO₃)₂ Mg(HCO₃)₂ - Püsivat karedust põhjustavad CaCl₂MgCl₂ CaSO₄ MgSO₄ Vee pehmendamise võimalusi - Keetmine. Mööduva kareduse eemaldamine - Destilleerimine - Reaktiivide lisamine Mg- ja Ca-ioonid. Na₃PO₄ Na₂CO₃ Dissotsatsiooni põhjustab hüdraatumine –vee molekulide seostumine ioonidega. Kristallivõte lõhkumisel kulub energiat, ioonide hüdraatumisel vabaneb energiat. Kui kristallivõre või molekuli lõhkumiseks kulub rohkem energiat, kui ioonide hüdraatumisel energiat vabaneb, siis lahus jahtub ja vastupidi. Ioonilised ained Molekulaarsed ained Dissotsatsioonivõrrandid Üheprootonilised Mitmeprootonilised NaOH → Na + OH ˉ HCl → H + Clˉ
Põhjendada erinevust. Karboksüülhapped on miljardeid kordi happelisemad kui alkoholid, sest alkoholi happeline dissotsiatsioon on tugevalt vasakule nihutatud, kuid karboksüülhappe happeline dissotsiatsioon on tasakaalus. R-COOH + H2O R-COO- + H3O+ R-OH + H2O RO- + H3O+ 4. Võrrelda süsihappe ja etaanhappe happelisust. Põhjendada erinevust. Etaanhape on happelisemate omadustega kui süsihape, sest süsihape on äärmiselt ebapüsiv hape (happeanioon laguneb dissotsatsiooni käigus). 5. Võrrelda etaanhappe ja vesinikkloriidhappe happelisust. Põhjendada erinevust. Etaanhape on nõrgemate happeliste omadustega kui vesinikkloriidhape, sest vesinikkloriidhappe happeline dissotsatsioon on tugevalt paremale nihutatud, kuid karboksüülhappe happeline dissotsiatsioon on tasakaalus. 6. Võrrelda aldehüüdi ja karboksüülhappe (etanaal ja etaanhape; propanaal ja propaanhape) keemistemperatuure
K3[Fe(CN)6], K4[Fe(CN)6], ZnSO4, Al2(SO4)3, CoCl2, NiSO4, Na2SO4, BaCl2 ja Cd(CH3COO)2 lahused; 0,1M AgNO3, 0,1M NaOH ja konts. NaOH; 6M ja konts. NH3 ·H2O; 1M H2SO4; küll. NaCl, CH3COONa ja Na2SO3 lahused; tahked Co(NO3)2·6H2O, NaCl; etanool ja atsetoon. TÖÖ KÄIK Antud töö koosnes üheteistkümnest väiksemast katsest, mille käigus õpiti tundma koordinatiivühendite reaktsioone. Katses 1 ja 2 uurisime kaksiksoola ja kompleksühendi dissotsatsiooni, kolmandas katses aga ammiin-ja hüdroksokomplekside teket. 4.-7. katses tegelesime atsiidokomplekside ja 8. katses akvakompleksidega. Üheksandas katses jälgisime kompleksühendeid, mis koosnevad kompleksanioonist ja komplekskatioonist ning viimases kahes katses pöörasime tähelepänu komplekside püsivusele. Täpsem töö käik on toodud „Katseandmete ja tulemuste analüüs“-i peatükis. KATSEANDMED JA TULEMUSTE ANALÜÜS Kaksiksoola ja kompleksühendi dissotsiatsioon Katse 1.
ning K b = w = − 6.27 , seega x2 10 −14 = −6.27 [A ] − F−x K a 10 F − x 10 Lahendades ruutvõrrandi, saame x = [OH-] = 1.76×10-5 Arvutame [H+] kontsentratsiooni vee dissotsatsiooni konstandi kaudu: [H+] = KW/[OH] = 10-14/1.76×10-5 = 5.68×10-10 pH = 9.25 d) Lahendus: Peale ekvivalentpunkiti on lahuses -OH ioonide liig, mille kontsentratsiooni arvutame järgmiselt: Riina Aav, Kristiina Kreek 11 Analüütilise keemia näidisülesanded 2013
intensiivistub endotermiline protsess ja tasakaal nihkub desorptsiooni suunas. Temperatuuri alandamisel nihkub protsessi tasakaal eksotermilise protsessi suunas adsorptsiooni suunas. 66. Vedelike dielektriline konstant selle mõju elektrolüütide dissotseerumisele. Dielektriline konstant on suurus, mis näitab, mitu korda vastastikused tungid kahe laengu vahel on antud keskkonnas väiksemad kui vaakumis. Lahustites mille dielektriline konstant on väike, seal dissotsatsiooni ei toimu. 67. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid. · nõrgad elektrolüüdid - lahuses vähesel määral ioonideks jagunenud (a << 1), nende hulka kuuluvad: · vesi H2O · ammoniaak NH3 · üksikud soolad: HgCl2, HgBr2 · enamus orgaanilisi happeid: HCOOH, CH3COOH, (COOH)2 · mitmed happed: HF, H2S, HCN, H2CO3, H2SiO3, H3PO4 · amiinid: CH3NH2 (metüülamiin), C6H5NH2 (fenüülamiin, aniliin) mitmealuselised happed II ja eriti III dissotsiatsioonijärgus
võib kasutada vesinikioonide konsentratsioon negatiivset logaritmi, mida nimetatakse vesinikeksponendiks: pH=-log[H+]. Vesilahuste pH diapasoon võib ulatuda 0...14, kus 0...6 on happeline lahus, 7 neutraalne ja 8...14 on aluseline. Lihtsaim viis pH määramiseks on kasutada indikaatoreid, mis oma olemuselt on kas alused või happed. Olenevalt prootonite konsentratsioonist lahustes, nihkub nende dissotsatsiooni tasakaal kas paremale või vasakule, mis avaldub indikaatori värvi muutuses. Kui pH=2, siis [H+] =10² ehk 0,01M 14. Millised ained on happed.: Hape on osake, mis loovutab prootoneid, alus on osake, mis liidab prootoneid. Kas osake on alus või hape, oleneb partnerist NH4(h)+ H2O(a)= H2O(h)+ NH4(a); või siis CH3COO(a) +H2O(a)=CH3COOH(h)+OH(a). tugevaks nimetatakse aluseid ja happeid, milles suurem osa osakesi on dissotseerunud
teatavas koguses lähteaineid. 3. Eksotermilises reaktsioonis soojus eraldub, endotermilises aga soojus neeldub. 4. Kui mõlemas suunas kulgevate reaktsioonide kiirused on võrdsed ning reageerivate ainete kontsentratsioon enam ei muutu. 1) Elektrolüütide ja mitte el.lüütide mõiste ja näited 2) Näiteid tugevatest ja nõrkadest el.lüütidest (vt. tabelist) 3) Mida näitab dissotsatsiooni aste? 4) ¤ molarisatsioon - ¤ hüdratatsioon 1) Eletrolüüdid on ained, mis vedelas olekus või vesilahuses juhivad elektrit (NaCl, HCl). Need ained, mis elektrit ei juhi, on mitteelektrolüüdid (tärklis, piiritus, suhkur jne). 2) Tugevad elektrolüüdid: ¤ HCl ¤ HNO3 ¤ H2SO4 Nõrgad elektrolüüdid: ¤ H2CO3 ¤ H2S ¤ NaOH 3) Aine ioonideks dissotsieerumise astet lahuses.
Dissotsiatsiooni aste ja konstant. Nõrgad ja tugevad elektrolüüdid ained, mille vesilahused juhivad elektrit nim. ELEKTROLÜÜTIDEKS. Elektrijuhtivus on tingitud molekulide jagunemisest laengut kandvateks ioonideks elektrolüütiline dissotsiatsioon. Hapetel, alaustel ja sooladel on +iooniks metallioonid või vesinikioonid. ioonideks happejääk või hüdroksiidioon. Lahus on neutraalne. Tugevad elektrolüüdid on lahuses täielikult dissotseerunud. Nõrgad on dissotseerunud osaliselt. DISSOTSATSIOONI ASTMEKS nim. Dissotseerunud molekulide arvu suhet üldmolekulide arvusse. L=N2/N=C2/C Dissotatsiooni aste suureneb lahuse lahjendamisel ja lõpmata lahjas lahuses on elektrolüüt täielikult dissotseerunud. (alfa)=1 Dissotatsiooni astmeid võrreldakse sama normaalsusega lahustel. Tugevatel elektrolüütidel peaks A=1, kuid tegelikult on väiksem kui 1. seda seletatakse ioonide vastastikuse mõjuga. Tugevad elektrolüüdid on nt: HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, KOH ja peaaegu kõik soolad
poolsuletud), nt tasakaalureaktsioonis osalevad ained. Arheniuse teooria happed on ained, mis vesilahustes dissotseeruvad ja annavad prootoni, alused on ained, mis vesilahustes dissotseeruvad ja annavad OH iooni. Rakendamine piiratud ainult vesilahustega. Bronsted-Lowry teooria happed võivad loovutada prootoni, alused võivad liita endaga prootoni. Alati eeldatakse prootoni ülekannet happelt alusele. Hapete ja aluste tugevuse määrab hapete ja aluste dissotsatsiooni (osaline või täielik lahustumine ioonidks) määr (dis. konstatnt). Tugevad alused ja happed on täielikult dissotseeruvad. Nõrkade korral on see osaline. Dissotsiatsioonikonstant sõltub väga oluliselt keskkonnast (lahustist), kus reaktsiooni läbi viiakse, seetõttu võib ühes lahustis tugeva happena käituv aine olla teises lahustis suhteliselt tagasihoidliku tugevusega ja vastupidi. Hapete ja aluste tugevusest sõltub nende reaktsioonivõime
Heterogeenne süsteem või segu koosneb kahest või enamast kas keemilise koostise või struktuuri poolest erinevast homogeensest osast(faasist) Faas-ühtlane piirpindadega eraldatud süsteemi osa. Faas on heterogeense süsteemi üks homogeennne osa. Faasid võivad erineda üksteisest füüsikalise oleku, keemilise koostise või struktuuri poolest s.t et faaside vahel on piirpinnad. Hapete ja aluste tugevuse määrab hapete ja aluste dissotsatsiooni määr. Tugevad alused ja happed on täielikult dissotseeruvad. Nõrkade korral on see osaline. Hapete ja aluste tugevusest sõltub nende reaktsiooni võime. pH-iseloomustab vesinikioonide sisaldust lahuses. Näiteks NaOH pH on 25c juures 14,0 Naatriumfosfaadi pH on aga 12,0. Soolhappe pH on 1,0. 7) Gaas aine.mis normaalrõhul ja toatemperatuuril on täielikult gaasilises olekus. Ideaalne gaas mudelgaas, milles kõik osakesed mono-osakestena, täielikult kokkusurutav
osalevad ained. Vt pilet nr 1. Arheniuse teooria happed on ained, mis vesilahustes dissotseeruvad ja annavad prootoni. Alused on ained, mis vesilahustes dissotseeruvad ja annavad OH iooni. Rakendamine piiratud ainult vesilahustega. Bronsted-Lowry teooria happed võivad loovutada prootoni, alused võivad liita endaga prootoni. Alati eeldatakse prootoni ülekannet happelt alusele. Hapete ja aluste tugevuse määrab hapete ja aluste dissotsatsiooni (osaline või täielik lahustumine ioonideks) määr (dissotsiatsioonikonstant). Tugevad alused ja happed on täielikult dissotseeruvad. Nõrkade korral on see osaline. Dissotsiatsioonikonstant sõltub väga oluliselt keskkonnast (lahustist), kus reaktsiooni läbi viiakse, seetõttu võib ühes lahustis tugeva happena käituv aine olla teises lahustis suhteliselt tagasihoidliku tugevusega ja vastupidi. Hapete ja aluste tugevusest sõltub nende reaktsioonivõime.
homogeensest osast (faasist) heterogeenset süsteemi moodustavad komponendid on põhimõtteliselt üksteisest mehaaniliselt eraldatavad. Faas on ühtlane piirpindadega eraldatud süsteemi osa. Faas on heterogeense süsteemi üks homogeenne osa. Faasid võivad erineda üksteisest füüsikalise oleku, keemilise koostise või struktuuri poolest, st et faaside vahel on piirpinnad. Hapete ja aluste tugevuse määrab hapete ja aluste dissotsatsiooni määr. Tugevad alused ja happed on täielikult dissotseeruvad. Nõrkade korral on see osaline. Hapete ja aluste tugevusest sõltub nende reaktsioonivõime. pH iseloomustab lahuse happelisust/vesinikioonide sisaldust lahuses. Puhta vee pH = 7. Lahus on happeline kui pH < 7, aluseline kui pH > 7 ja neutraalne kui pH = 7. 7. Gaasi ja auru mõiste, nende üldised omadused ning nende omadusi väljendavad põhiseadused (normaaltingimused, tiheduste väljendamine ja määramine, mooli ruumala,
struktuur ühesugune. Heterogeenne süsteem või segu koosneb kahest või enamast kas keemilise koostise või struktuuri poolest erinevast homogeensest osast(faasist). Faas- ühtlane piirpindadega eraldatud süsteemi osa. Faas on heterogeense süsteemi üks homogeennne osa. Faasid võivad erineda üksteisest füüsikalise oleku, keemilise koostise või struktuuri poolest s.t et faaside vahel on piirpinnad. Hapete ja aluste tugevuse määrab hapete ja aluste dissotsatsiooni määr. Tugevad alused ja happed on täielikult dissotseeruvad. Nõrkade korral on see osaline. Hapete ja aluste tugevusest sõltub nende reaktsiooni võime. pH- iseloomustab vesinikioonide sisaldust lahuses. Näiteks NaOH pH on 25*C juures 14,0, Naatriumfosfaadi pH on aga 12,0. Soolhappe pH on 1,0. 7. Gaasi ja auru mõiste, nende üldised omadused ning nende omadusi väljendavad põhiseadused (normaaltingimused, tiheduste väljendamine ja määramine, mooli
osast (faasist). Arheniuse teooria happed on ained, mis vesilahustes dissotseeruvad ja annavad prootoni. Alused on ained, mis vesilahustes dissotseeruvad ja annavad OH iooni. Rakendamine piiratud ainult vesilahustega. Bronsted-Lowry teooria happed võivad loovutada prootoni, alused võivad liita endaga prootoni. Alati eeldatakse prootoni ülekannet happelt alusele. Hapete ja aluste tugevuse määrab hapete ja aluste dissotsatsiooni (osaline või täielik lahustumine ioonideks) määr (dissotsiatsioonikonstant). Tugevad alused ja happed on täielikult dissotseeruvad. Nõrkade korral on see osaline. Dissotsiatsioonikonstant sõltub väga oluliselt keskkonnast (lahustist), kus reaktsiooni läbi viiakse, seetõttu võib ühes lahustis tugeva happena käituv aine olla teises lahustis suhteliselt tagasihoidliku tugevusega ja vastupidi. Hapete ja aluste tugevusest sõltub nende reaktsioonivõime
Molekulaarne adaptor, seob eIF4E, eIF4A, eIF3, Pab1p. eIF5 (125 kDa). Ribosoomist sõltuv GTPaas, soodustab ribosoomi alaühikute ühinemist. eIF6 (25 kDa) Seob 60S alaühikut, põhiline antiassotsiatsioonifaktor. Elongatsioonifaktorid eEF1 (3 alaühikut: 51 kDa, 48 kDa ja 35 kDa). Seob GTP-sõltuvalt aa-tRNA-d, omab ka GDP-GTP vahetusaktiivsust. Seega EF-Tu ja EF-Ts analoog. eEF2 (95 kDa). Bakteri EF-G analoog, translokatsiooni faktor. eEF3 (125 kDa). Ainult pärmis, katalüüsib tRNA dissotsatsiooni ribosoomi E-saidist. On ribosoomist sõltuv GTPaas ja ATPaas. Eukarüootides on leitud üks universaalne terminatsioonifaktor: eRF (54 kDa dimeer). Põhjustab terminatsioonikoodonist sõltuvat valgusünteesi terminatsiooni. Kuna eukarüootide valgusünteesi terminatsiooni on seni suhteliselt vähe uuritud, siis on tõenäoline, et on veel avastamata terminatsioonifaktoreid (näiteks prokarüootse RRF'i analoog).
annaabi.ee 
