1. Gaasi siseenergia. Millest on tingitud gaasi siseenergia? Millest sõltub lihtsamal juhul siseenergia? - 1. molekulide kaootilise liikumise kineetiline energia. 2. molekulide vastasmõju energia. 3. molekulisisene energia. 4. temperatuurist 2. Mille põhjal saame väliselt hinnata sisenergia suurust? Temperatuuri põhjal 3. Mida iseloomustab tavaelus temperatuur, keha soojendatust (selle taset) millega mõõdetakse temperatuuri, termomeetriga. millised on levinumad temperatuuriskaalad? (kokkuleppelised) : Celsius ºC ja Fahrenheit ºF 4. Mida nim. soojuslikuks tasakaaluks? Soojuslik tasakaal on olek, kus kõik oleku parameetrid (ruumala, rõhk, temperatuur) püsivad kaua muutumatutena 5
Glükoonhape 2. redutseerimine (+H2) C5H11O5CHO + H2 CH2OH(CHOH)4CH2OH Sonbiit 3. käärimine a) alkoholikäärimine C6H12O6 2C2H5OH + 2CO2 kõik alkohoolsed joogid Etanool b) piimhappeline käärimine C6H12O6 2C6H6O3 Piimhape CH3CH(OH)COOH 4. Molekulisisene poolatsetaali tekkimine: Glükoosi ahelvormist tekib kas - või - glükoos 5. Molekulidevahelise glükoosiidsideme teke. Tekivad di- , oligo- või polüsahhariidid. DISAHHARIIDID: 1. sahharoos (roo- või peedisuhkur) C12H22H11 - glükoos + fruktoos (ketorühm) vt. õpikust lk 205 2. maltoos ( linnasesuhkur) C12H22H11 - glükoos + glükoos 3. laktoos (piimasuhkur) C12H22H11 - galaktoos + glükoos
kristallivõreenergia energia, mis on vajalik 1 mooli kristallilise aine lagundamiseks ioonideks (ioonvõre korral) või aatomiteks (aatomvõre korral); koordinatsiooniarv osakeste arv, millega antud osake moodustab sidemeid. · Vesinikside Vesinikside täiendav side, mille positiivse osalaenguga vesiniku aatom võib moodustada elektronegatiivse elemendi aatomiga; pikem ja nõrgem kovalentsest sidemest; võib olla molekulidevaheline (intermolekulaarne) või molekulisisene (intramolekulaarne). · Metalliline side Metalliline side paljutsentriline elektrondefitsiidiga delokaliseeritud (kovalentne) side; puudub sideme polaarsus, suunalisus ja küllastatavus. · Molekulidevaheline toime (Van der Waalsi jõud) osakestevaheline füüsikaline vastastoime. Osakestevaheline kaugus on suurem ja jõud nõrgemad kui keemilise sideme korral; mõju on mitteküllastatav ja mittesuunaline. Alaliigid:
kristallivõreenergia – energia, mis on vajalik 1 mooli kristallilise aine lagundamiseks ioonideks (ioonvõre korral) või aatomiteks (aatomvõre korral); koordinatsiooniarv – osakeste arv, millega antud osake moodustab sidemeid. • Vesinikside Vesinikside – täiendav side, mille positiivse osalaenguga vesiniku aatom võib moodustada elektronegatiivse elemendi aatomiga; pikem ja nõrgem kovalentsest sidemest; võib olla molekulidevaheline (intermolekulaarne) või molekulisisene (intramolekulaarne). • Metalliline side Metalliline side – paljutsentriline elektrondefitsiidiga delokaliseeritud (kovalentne) side; puudub sideme polaarsus, suunalisus ja küllastatavus. • Molekulidevaheline toime (Van der Waalsi jõud) – osakestevaheline füüsikaline vastastoime. Osakestevaheline kaugus on suurem ja jõud nõrgemad kui keemilise sideme korral; mõju on mitteküllastatav ja mittesuunaline. Alaliigid:
Coulomb´i seadus elektrostaatilise interaktsiooni energia U (J) jaoks: U = k D-1q1 q2 r -1 Vastab energiale, mis kulub kahe, teineteisest lõpmata kaugel oleva laengu q1 ja q2 (C) toomisel teineteisest kaugusele r (m) Laeng-laeng interaktsioon: ·ei ole suunaline ·sõltub pöördvõrdeliselt laengute vahelisest kaugusest van der Waalsi interaktsioonid - permanentsete dipoolide osalusega interaktsioonid Polaarsed molekulid puudub summaarne laeng kuid esineb asümmeetriline molekulisisene laengute jaotus Dipoolmoment µ = q x µ (D, debai) Permanentne dipool = dipool Dipoolid võivad interakteeruda: ·laengutega ·teiste dipoolidega Dipoolide osalusel interaktsioonid sõltuvad dipoolide orientatsioonist ja on lühema ulatusega, kui laeng- laeng interaktsioonid van der Waalsi interaktsioonid - indutseeritud dipoolide osalusega interaktsioonid, dispersioonijõud Polariseeritavad molekulid Välise elektrivälja toel esile kutsutud
2 Alkoksiidide abil on mugav sünteesida eetreid CH3ONa + Br- CH2 - CH3 CH3-O- CH2 - CH3 + NaBr etüülmetüüleeter · Vesinikhalogeniidide abil saab kogu hüdroksüülrühma asendada halogeeniga CH3-CH(OH)-CH3 + HBr CH3-CHBr-CH3 + HOH Reaktsioon kulgeb vasakult paremale happelises keskkonnas ja paremalt vasakule aluselises keskkonnas. · Dehüdraatimine - vee eraldamine vettsiduvate ainete ( H2SO4 ; P4O10 ...)toimel - molekulisisene D annab saaduseks alkeeni C3H7OH H2O + C3H6 (propeen) Tegelikult küll enamasti saadakse alkohole alkeenide hüdreerimisel, mitte vastupidi - Molekulidevaheline, kahest molekulist võetakse 1 vee molekul ja saadakse eeter 2C2H5OH H2O + C2H5OC2H5 dietüüleeter (narkoosivahend) Eetrid ei tekita vesiniksidemeid ja ssetõttu lahustuvad nad halvemini ja keevad madalamatel temperatuuridel - antud juhul ~300
· hüdrataasid · veemolekuli liitmine · süntaasid · kondensatsioonireakts (ei vaja ATP energiat) · aldolaasid · aldehüüdi teke 5. Isomeraasid Isomerisatsioonireaktsioonid (funktsionaalsete Metüülamalonüül- · ratsemaasid, epimeraasid rühmade molekulisisene ülekanne isomeeride CoA mutaas · isomeraasid tekkega) · osa mutaase 6. Ligaasid Sünteesreaktsioonid ATP jt otsesel osalusel Püruvaadi · süntetaasid karboksüülimine sünteesi käigus kaboksülaas · karboksülaasid Omadused omavad nii valkude kui ka katalüsaatiride omadusi Ensüümide om-d:
3. desaktivatsioon A*+A=A+A Esimeses staadiumis tekib aktiivne molekul A* kahe põrkuva molekuli A kineetilise energia muundumisel osakese A* võnkeenergiaks. Teises staadiumis katkeb suure energiasisaldusega side ja molekul laguneb. Monomolekulaarsete reaktsoonide iseärasuseks on asjaolu, et molekul ei lagune otsekohe pärast aktivatsiooni, vaid teatava aja möödumisel, mis on vajalik energia ümberjaotamiseks molekulis ja tema akumuleerimiseks katkevas sidemes. Kuni energia molekulisisene ümberjaotamine pole lõppenud, võib toimuda kolmas aktivatsioonile vastassuunaline protsess desaktivatsioon. Näide: Etaani monomolekulaarne lagunemine kaheks metüülradikaaliks. H 3C - CH 3 = CH 3· + CH 3· Molekuli lagunemiseks peab aktiveerimisenergia olema kogunenud sidemesse C-C. Kahe molekuli põrkumisel ergastatakse eeskätt võnkumised perifeersetes sidemetes C-H. Energia levik sidemetest C-H sidemele C-C nõuab aega
PARAMEETRID Termodünaamilise süsteemi olek on iseloomustatud kolme parameetriga. Nendeks parameetriteks on rõhk (p), ruumala (V) ja temperatuur (T). Kui need parameetrid omavad välismõjude puudumisel konstantseid väärtusi, on süsteem tasakaaluolekus. Tasakaalulise protsessi puhul tuleb rääkida tasakaaluolekute pidevast jadast. Gaasi siseenergia koosneb molekulide kaootilise liikumise kineetilisest energiast. Molekulisisene energia ei tule antud juhul arvesse võtta. TERMODÜNAAMILISE SÜSTEEMI OLEKUFUNKTSIOON Termodünaamilise süsteemi olekufunktsiooniks nimetatakse süsteemi olekut iseloomustavat funktsiooni, mille muudu väärtus sõltub ainult süsteemi alg-ja lõppolekust, mille viisist, kuidas süsteem ühest olekust teise viidi. Termodünaamilise süsteemi olekufunktsiooni näiteks on siseenergia ja entroopia. Süsteemi poolt tehtud töö ja saadud
· Ensüümkatalüüs ensüüm liitub substraadiga ja moodustab vaheühendi, toimuvad keemilised muundumised, tekib saadus ning ensüüm vabaneb. Redoksreaktsioon reaktsioonid, mis kulgevad oksüdatsiooniaste muutusega või muutuseta. Oksüdeerija liidab elektrone ehk redutseerub (o-a väheneb) Redutseerija loovutab elektrone ehk oksüdeerub (o-a suureneb) · Molekulidevaheline eri molekulide koosseisu kuuluvate aatomite o-a muutub, · Molekulisisene ühes ja samas molekulis olevate eri aatomite o-a muutub, · Disproportsioneerumis muutub ainult ühe elemendi o-a. Redoksreaktsioonide tähtsus: · Hingamine, põlemine, mädanemine, · Biokeemiline oksüdatsioon raku ainevahetus, ensüümreaktsioon, · Metallide tootmine maakidest, · Keemiatööstuse põhiprotsessid, keemilised vooluallikad. Galvaanielement seadis, milles redoksreaktsioonide tulemusel tekib elektromotoorjõud.
2.) Järgnevalt visatakse alkoholist vesi välja ning halogeen tuleb asemele . Sellist mehhanismi kutsutakse happekatalüütiliseks I + ..- + I + - C O H + : Cl- à C Cl + HOH I I I H+ · Dehüdraatimine - vee eraldamine vettsiduvate ainete ( H2SO4 ; P4O10 ...)toimel - molekulisisene D annab saaduseks alkeeni C3H7OH à H2O + C3H6 (propeen) Tegelikult küll enamasti saadakse alkohole alkeenide hüdreerimisel, mitte vastupidi - Molekulidevaheline, kahest molekulist võetakse 1 vee molekul ja saadakse eeter 2C2H5OH à H2O + C2H5OC2H5 dietüüleeter (narkoosivahend) Eetrid ei tekita vesiniksidemeid ja ssetõttu lahustuvad nad halvemini ja keevad madalamatel temperatuuridel - antud juhul ~300
Alkoksiidide abil on mugav sünteesida eetreid + - + - + CH3 O Na + Br - CH2 - CH3 CH3-O- CH2 - CH3 + NaBr etüülmetüüleeter · Vesinikhalogeniidide abil saab kogu hüdroksüülrühma asendada halogeeniga CH3-CH(OH)-CH3 + HBr CH3-CHBr-CH3 + HOH Reaktsioon kulgeb vasakult paremale happelises keskkonnas ja paremalt vasakule aluselises keskkonnas. · Dehüdraatimine - vee eraldamine vettsiduvate ainete ( H2SO4 ; P4O10 ...)toimel - molekulisisene D annab saaduseks alkeeni C3H7OH H2O + C3H6 (propeen) Tegelikult küll enamasti saadakse alkohole alkeenide hüdreerimisel, mitte vastupidi - Molekulidevaheline, kahest molekulist võetakse 1 vee molekul ja saadakse eeter 2C2H5OH H2O + C2H5OC2H5 dietüüleeter (narkoosivahend) Eetrid ei tekita vesiniksidemeid ja ssetõttu lahustuvad nad halvemini ja keevad madalamatel temperatuuridel - antud juhul ~300
Kui kõik D-alaniini paneme potti, ensüümi peale, siis on 1:1 segu D ja L vahel, see on ratseemiline segu ja seetõttu ka ratsemaas. Ratsemaas on siis, kui on üks kiraalne tsenter (C). Kui mitu võimalikku tsentrit, aga muudatus toimub ühe tsentri juures, siis on epimeraas. Teatud bakterites on rakukestas D-alaniin, sest am.hapetest saab L-alaniini. Reeglid isomeraaside nimetuste koostamiseks Substraadi isomeristasiooni tüübi isomeraas Mutaas molekulisisene grupiülekanne. Glc-1-P muutub Glc-6-P-ks. Isomeraaside näited UDP-Glükoosi 4-epimeraas HO HO O UDP HO O UDP OH O OH O HO OH OH Ümberasetus toimub neljanda positsiooni juures. Tulemuseks on UDP-galaktoos. UDP-glükoosUDP-galaktoos Retinaali isomeraas
ise tekitavad nullist erineva magnetvälja või mitte. Magnetväli tekitatakse voolude ehk liikuvate laengute poolt, kuid aatomites ja molekulides kujutavad ümber aatomituumade tiirlevad elektronid samuti ringvoolusid. Samamoodi tekitab magnetvälja iga elektron, prooton või neutron oma spini tõttu. Mõnede ainete molekulides need elektronide orbitaalliikumisest ja elementaarosakeste spinidest tingitud magnetväljad on orienteeritud üksteisele vastu, neutraliseerivad üksteist ja molekulisisene summaarne magnetväli on null, mõnede ainete molekulides ei tarvitse see nii olla. Seda arvestades jagatakse ained kolme eri klassi. Diamagneetikuks nimetatakse ainet, mille molekuli summaarne magnetväli võrdub nulliga. Diamagneetilises keskkonnas magnetväli nõrgeneb vaevumärgatavalt võrreldes vaakumiga. Paramagneetikuks nimetatakse ainet, mille molekuli summaarne magnetväli mõnevõrra erineb nullist
annaabi.ee 
