VESI
Vee struktuur ja omadused
Tänu meie igapäevasele kogemusele tunduvad vee omadused meile tavalised , keemiliste
ühendite hulgas on vesi aga üks ebatavalisemaid. Tabel 3.1 toob võrdlevalt välja vee ja mõnede
sarnase molekulmassiga ühendite füüsikalised omadused. Enamikul sarnastel
madalmolekulaarsetel ühenditel on madal keemispunkt ja nad on normaalrõhul ja
toatemperatuuril gaasilised ained. Mis teeb vee nii eriskummaliseks? Vastus peitub
veemolekulide omaduses moodustada omavahel vesiniksidemeid.
Veemolekuli elektronstruktuur on skemaatiliselt toodud joonisel 3.1 a. Hapnikuaatomi
kuuest välise elektronkihi orbitaalidel paiknevast elektronist kaks on kaasatud kovalentsete
sidemete moodustamisse kahe vesinikuaatomiga. Ülejäänud neli elektroni esinevad kahe vaba
elektronpaarina ja need elektronpaarid on suurepärased vesiniksideme aktseptorid. Samas
käituvad veemolekuli koostises olevad –OH rühmad kui vesiniksideme doonorid. Seega on iga
veemolekul ühtlasi nii vesiniksideme aktseptoriks kui ka doonoriks ja vesi koosnebki omavahel
vesiniksidemetega ühendatud veemolekulide võrgustikust (joonis 3.1b). Sellest tulenevalt
( vesiniksidemete lõhkumiseks kulub energia) ongi veel oma molekuli suurust arvestades
erakordselt kõrge keemistemperatuur ja suur aurustumissoojus (tabel 3.1). Tulenevalt kõrgest
keemistemperatuurist on vesi enamikus Maa pinnal valitsevast temperatuurivahemikust vedelas
olekus.
Vee üleminekuga tahkesse faasi (jäätumine) kaasneb veemolekulide vaheliste
vesiniksidemete korrapära kasv. Jäätumise tulemusena moodustub jäik tetraeedriline
molekulaarne võre, kus iga veemolekul on vesiniksidemete kaudu ühendatud nelja naaber
veemolekuliga (joonis 3.2a). Jää sulamisel laguneb molekulaarne võre ainult osaliselt ja teatud
korrapära säilib ka isegi vedelas olekus ja suhteliselt kõrgetel temperatuuridel. Vee struktuuri
võib vaadelda pidevalt vahelduvate vesiniksidemete kaudu ühendatud veemolekulide
kogumitena, „vahelduvate klastritena”, kus on säilinud osaliselt jää kristallvõre jäänukid, mis on
molekulide soojusliikumise tõttu pidevas katkemise ja reformeerumise protsessis (joonis 3.2c).
Jää kristallvõre küllaltki „avatud” struktuurist tuleneb veel üks vee omapära. Jää sulamisel saavad
veemolekulid asetseda teineteisele lähemal ja seetõttu on vee tihedus (erinevalt enamikust
keemilistest ühenditest) vedelas olekus suurem kui tahkes olekus. See vee omadus on kriitiline
elu eksisteerimise seisukohast Maal. Kui vesi oleks oma omadustelt sarnane enamikule ainetele ja
omaks tahkes faasis suuremat tihedust kui vedelas, siis vajuks veekogu pinnale tekkiv jää põhja.
Seal, isoleeritult ülemiste kihtide poolt, hakkaks jää aegade jooksul akumuleeruma põhjustades ka
suurte veekogude täielikku läbikülmumist.
Ka teised vee eripärad (tabel 3.2) on seletatavad lähtudes vee molekulaarsest struktuurist.
Erinevalt enamikust orgaanilistest vedelikest on vesi kõrge viskoossusega. Vee kõrge viskoossus
tuleneb vees esinevatest eelpool mainitud vahelduvatest vesiniksidemete vahendatud
korrapärastest struktuuridest. Nii imelikult kui see ka ühe vedeliku kohta ei kõla, tuleb öelda, et
vesi on struktuuriga vedelik. Kohesiivsus (molekulaarjõudude poolt põhjustatud seos ühe ja sama
aine molekulide vahel) on vastutav ka vee suure pindpinevuse eest. Lisaks on veemolekuli
polaarsusest tingitud ka vee kõrge dielektriline konstant, D = ca 80 (näitab, mitu korda on
elektrostaatiline interaktsioon vees nõrgem kui vaakumis ). Kõrge dielektriline konstant ütleb
meile, et veemolekuli dipoolid on võimelised efektiivselt varjestama vesikeskkonnas paiknevaid
laenguid.
1
Vesi kui solvent
Eluprotsesside toimimine nõuab, et osavõtvad molekulid saaks vabalt ringi liikuda .
Selleks peavad nad olema lahustunud kujul. Vesi on universaalne solvent (lahusti) nii raku sise-
kui väliskeskkonnas. Vee kui solvendi omaduste eest vastutavad kaks juba eelpoolmainitud
veemolekulide omadust: võime moodustada vesiniksidemeid ja polaarne iseloom. Aineid, mis
interakteeruvad veemolekulidega ja lahustuvad vees hästi, nimetatakse hüdrofiilseteks (vett
armastav) aineteks .
Hüdrofiilsed molekulid vesilahuses
Molekulid, mis sisaldavad vesiniksideme moodustumist võimaldavaid funktsionaalseid
rühmi, kalduvad moodustama vesiniksidemeid vee molekulidega. Funktsionaalrühmad, mis
soosivad vees lahustumist on näiteks karboksüül, karbonüül, hüdroksüül, amino, karbamoüül,
sulfhüdrüül jne. Kui ained, mis sisaldavad intramolekulaarseid (molekulisiseseid)
vesiniksidemeid vees lahustada, siis võivad osad (või kõik) intramolekulaarsed vesiniksidemed
asenduda vesiniksidemetega veemolekulide osalusel.
Kuid vees ei lahustu mitte ainult vesiniksidemete doonorid ja aktseptorid. Erinevalt
enamikust orgaanilistest solventidest on vesi heaks lahustiks ioonsetele ühenditele. Näiteks
söögisool NaCl, mis esineb tahkel kujul stabiilse ioonvõrega kristallina, lahustub vees hästi.
Vastus peitub veemolekulide polaarsuses. Veemolekulide dipoolid interakteeruvad katioonide ja
anioonidega põhjustades viimaste hüdraatumist. Hüdraatunud ioon on ümbritsetud veemolekulide
kihtide poolt (hüdratatsiooni kihid ) (joonis 3.3). Paljude ioonsete ühendite nagu NaCl vees
lahustuvus on tagatud kahe faktori poolt. Esiteks on hüdratatsioonikihtide moodustumine
energeetiliselt soodne. Teiseks, nähtuvalt vee kõrgest dielektrilisest konstandist varjestab vesi
efektiivselt laenguid ja seega on ioonilist kristalli koos hoidvad elektrostaatilised interaktsioonid
vesikeskkonnas oluliselt nõrgestatud. Veemolekulide polaarse iseloomu tõttu lahustuvad vees ka
sellised mitteioonsed kuid polaarsed orgaanilised ühendid nagu amiidid, fenoolid ja estrid.
Hüdrofoobsed molekulid vesilahuses
Hüdrofiilsete molekulide vees lahustuvus põhines nende energeetiliselt soodsal
interaktsioonil veemolekulidega. Seega pole üllatav, et ühendid nagu süsivesinikud, mis ei ole
võimelised moodustama vesiniksidemeid ja ei ole ka polaarsed, lahustuvad vees ainult väga
piiratud koguses. Selliseid molekule nimetatakse hüdrofoobseteks (vett kartvad). Erinevalt
hüdrofiilsetest molekulidest ei moodustu hüdrofoobsete molekulide ümber hüdratatsiooni kihti.
Vette asetatud hüdrofoobse molekuli ümber tekib hoopis veemolekulidest regulaarne , jää-sarnane
klatraatstruktuur, mis moodustab hüdrofoobse molekuli ümber nii öelda „puuri”. Hüdrofoobset
molekuli ümbritsev klatraatstruktuur võib olla küllaltki ulatuslik ja põhjustab lokaalset
organiseerituse kasvu vee struktuuris. Igasugusele korrapära kasvule vastab süsteemi madalam
entroopia nii, et hüdrofoobse molekuli asetamine vette põhjustab vee entroopia languse (ΔS on
negatiivne ja -TΔS on positiivne ning see teeb ΔG positiivseks). Vee entroopia langus on üheks
hüdrofoobsete molekulide lahustumatuse põhjuseks, isevooluliselt tahaksid veemolekulid olla
võimalikult organiseerimata ehk juhuslikult. Vee entroopia langus on ka üheks põhjuseks, miks
hüdrofoobsed molekulid omavad vesilahuses tendentsi agregeeruda. Õli vette asetamisel ja
loksutamisel tekivad vette õlitilgad. Ühe suure tilga ümber moodustunud veemolekulide klatraadi
tekkega kaasneb väiksem korrapära kasv kui on kahe väiksema tilga ümber moodustunud
klatraatide põhjustatud summaarne korrapära kasv. Teisisõnu öeldes, vette asetatud hüdrofoobne
aine püüab minimiseerida oma pindala ehk minimiseerida kontakti veega. Kõikvõimalikest
geomeetrilistest kujunditest omab antud ruumala juures kõige väiksemat pindala kera ja seetõttu
püüavadki vette asetatud hüdrofoobsed ained võtta kera kuju.
2
Amfipaatsed molekulid vesilahuses
Ühe olulise ja huvitava ühendite klassi moodustavad ühendid, millel on samaaegselt nii
hüdrofiilsed kui hüdrofoobsed omadused. Selliseid ühendeid nimetatakse amfipaatseteks.
Tüüpilisteks amfipaatseteks ühenditeks on rasvhapped ja detergendid (joonis 3.4). Amfipaatse
rasvhappemolekuli hüdrofiilset osa nimetatakse peaks ja hüdrofoobset osa sabaks. Sabaks on tihti
pikk süsivesinikahel. Amfipaatsete ühendite segunemisel veega võivad neist moodustuda
erinevad struktuurid . Esiteks võivad nad vee pinnale moodustada monomolekulaarse n.ö.
üksikkihi, kus pea osad on kontaktis veega ja sabad ulatuvad veest välja. Kui amfipaatse ühendi
ja vee segu hoolega loksutada , siis võivad moodustuda kerajad struktuurid nagu mitsellid ja
kahekihilised vesiikulid. Mitsellid on molekulide üksikkihist koosnevad kerajad struktuurid, mille
sisemusse jäävad amfipaatsete molekulide sabad, kusjuures pead asetsevad kera välispinnal ja on
kontaktis veega. Kahekihiliste vesiikulite puhul on kerajas struktuur moodustunud amfipaatsete
molekulide kaksikkihist ja osa veemolekule on kera sees „lõksus”. Soodustamaks omavahelisi
van der Waalsi interaktsioone püüavad hüdrofoobsed süsivesinik sabad alati hoiduda teineteisele
nii lähestikku kui võimalik. Polaarsed või ioniseeritud pead aga on kontaktis veega, kus nad on
hüdrateeritud kujul. Biokeemia seisukohast kõige olulisem on amfipaatsete molekulide osalemine
bioloogiliste membraanstruktuuride moodustamisel. Bioloogiliste membraanide kaksikkihid, mis
ümbritsevad rakke ja rakusiseseid organelle, koosnevad valdavalt amfipaatsetest molekulidest.
Ioontasakaalud
Väljaarvatud mõningad membraanide hüdrofoobses sisekeskkonnas aset leidvad
reaktsioonid, toimuvad kõik biokeemilised reaktsioonid vesikeskkonnas. Rakus ja ka rakuvälises
vesikeskkonnas esinevad ioonid nagu K+, Cl- ja Mg2+, aga ka paljud molekulid ja makromolekulid
mis sisaldavad ioniseeritavaid gruppe. Nende ühendite käitumine biokeemilistes reaktsioonides ja
protsessides on tihtipeale otseselt määratud nende kooseisus olevate ioniseeritavate gruppide
ioniseerituse vormiga . Järgnevalt vaatamegi ioontasakaalu mõningaid aspekte keskendudes
eeskätt happe-aluse vahelisele tasakaalule. Kogu järgnev jutt käib vesilahuste kohta.
Happed ja alused: prootoni doonorid ja aktseptorid
Brønstedi hapete ja aluste teooria järgi on happed ühendid, millel on kalduvus loovutada
Entalpia muutused energias Entroopia korrapäratuse kasv Kordamisküsimused (sissejuhatus, energia, vesi, sahhariidid) 1. Palmitiinhappe oksüdatsiooni Hº mõõdetuna kalorimeetris on -9958 kJ/mol. Milline võiks olla sama reaktsiooni Hº elusrakus: Sama entalpia on olekufunktsioon, ehk sõltub ainult süsteemi olekust, mitte selle saavutamise viisist. 2. Vette asetatud jäätükk sulab. Miks ei ole võimalik olukord, kus jäätükk muutuks veelgi külmemaks ümbritsev vesi aga soojemaks? Termodünaamika II seadus energia liigub isevooluliselt soojalt kehalt külmale. 3. Vee jäätumisel tema korrapära kasvab (S< 0). Kuidas on võimalik vee jäätumine? Kuna jäätumisel vee korrapära kasvab, siis vastab see madalamale entroopiale. Tingimuseks on see, et protsess toimuks madalamatel temperatuuridel. Entroopia vähenemist kompenseerib soojusvahetus keskkonnaga, mistõttu peab keskkond omama madalamat temperatuuri kui jää. 4
Palmitiinhappe oksüdatsiooni Hº mõõdetuna kalorimeetris on -9958 kJ/mol. Milline võiks olla sama reaktsiooni Hº elusrakus: a) sama b) negatiivsem c) positiivsem Endotermiline protsess positiivne,toimub sideme lagunemine ja soojuse neeldumine.Eksotermiline protsess- negatiivne,toimub sideme loomine ja soojus eraldub, sest antakse energiat juurde. 2. . Vette asetatud jäätükk sulab. Miks ei ole võimalik olukord, kus jäätükk muutuks veelgi külmemaks ümbritsev vesi aga soojemaks? 3. Isevoolulisel protsessil liigub soojus alati soojemalt kehalt külmemale kehale.TD II seadus. Ehk siis soojus liigub veest jääle, kristallid lõhutakse ja jää sulab ära. 4. Vee jäätumisel tema korrapära kasvab (S < 0). Kuidas on võimalik vee jäätumine? 5. Vee jäätumisel tema korrapära kasvab, ehk (S < 0). Entroopia on korrapäratus ja jäätumisel korrapäratus(entroopia) väheneb. Enne vedelikus hüplesid molekulid ringi, kuid jäätudes muutusid nad
Puhastele ainetele on omased teatud kindlad füüsikalised konstandid, näit. sulamis- ja keemistemperatuur, aururõhk, lahustuvus teatud lahustites, spektraalsed omadused. Need omadused,s.h. faasimuutuste temperatuurid iseloomustavad jõude, mis antud faasis toimivad osakeste vahel Keemisele ja kondenseerumisele suletud nõus on omane dünaamiline tasakaal, mille asend on määratud temperatuuri ja rõhuga anumas. Kui aine muudab oma olekut, siis soojus kas eraldub või neeldub. Vesi temale omaste tugevate vesiniksidemete tõttu on efektiivne soojuse siduja. Viimast omadust iseloomustab aine soojusmahtuvus. 2) Lahused ja dispersioonid Lahuses koosneb suuremas koguses olevast ainest – lahustist ja temas väiksemas koguses lahustunud ainest (ainetest). Kuigi lahus koosneb mitmesugustest osakestest on tema omdused ühtlased s.o. lahus on homogenne segu. Lahused võivad olla kõigis kolmes agregaatolekus, kitsamas mõttes käsitletakse lahuseid kui vedelikke. Lahuste
Muutus H on positiivne endotermilistes reakstsioonides ja negatiivne eksotermilistes protssessides. Endotermiline reaktsioon - soojus neeldub. Pos. Sest saab energiat juurde. Keemilise sideme lagunemine on ALATI endotermiline. Eksodermiline reakts soojus eraldub. Neg. Sest annab energiat ära. Keemilise sideme moodustamine ALATI eksodermiline prots. 2. Vette asetatud jäätükk sulab. Miks ei ole võimalik olukord, kus jäätükk muutuks veelgi külmemaks ümbritsev vesi aga soojemaks? Vastus: Isevooluliselt liigub soojus alati soojemalt kehalt külmemale. Soojuse liikumine soojemalt kehalt külmemale on termodünaamiliselt soodustatud protsess. 3. Vee jäätumisel tema korrapära kasvab (S < 0). Kuidas on võimalik vee jäätumine? Vastus: kaldutakse arvama, et entroopia peab alati kasvama. Avatud süsteemi entroopia võib ka langeda. Kui me asetame klaasi veega sügavkülma (-20ºC) siis vesi jäätub vaatamata
1. Palmitiinhappe oksüdatsiooni Hº mõõdetuna kalorimeetris on 9958 kJ/mol. Milline võiks olla sama reaktsiooni Hº elusrakus: a) sama Pikemalt: Entalpia on olekufunktsioon ehk sõltub ainult süsteemi olekust, mitte selle saavutamise viisist. (Kips on kips! ja 5=100:5 15=1041) 2. Vette asetatud jäätükk sulab. Miks ei ole võimalik olukord, kus jäätükk muutuks veelgi külmemaks ümbritsev vesi aga soojemaks? Sest isevooluliselt liigub soojus alati soojemalt kehalt külmemale (termodünaamika II säädus) 3. Vee jäätumisel tema korrapära kasvab (S < 0). Kuidas on võimalik vee jäätumine? Vee jäätumisel tema korrapära kasvab ehk S<0. Avatud süsteemi isevoolulised protsessid toimuvad vabaenergia vähenemise suunas (G<0). Selleks,et G oleks negatiivne, peab H<0 ning seega tingimuseks on
II. VESI JA VESILAHUSED. TERMODÜNAAMIKA ALUSED. 1. Vesi omadused, struktuur, H-sidemed vees ja jääs. · Kõrge sulamis- ja keemistemperatuur (00C ja 1000C) · Suur aurustumissoojus (540kcal/kg ehk 2260 kJ/kg) · Suur soojusmahtuvus (1kcal/kgdeg) · Kõrge pindpinevus · Kõrge dielektriline constant · Maksimaalne tihedus vedelas olekus · Nurk kahe hapniku vahel 104,3 o. · Jäik struktuur teeb vee molekuli polaarseks · Võime moodustada neli H-sidet molekuli kohta
Elektrolüüdid:ühendid mis lahustudes vees moodustavad ioone AaBb aAb+ + bBa- põhjustavad lahuste elektrijuhtivust Tugevad elektrolüüdid:Ioniseeruvad täielikult lahustudes vees Näiteks:HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4 leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid: NaOH, KOH, Ca(OH)2 tugeva happe ja aluse reaktsioonil tekkinud soolad Nõrgad elektrolüüdid:Lahustamisel vees mittetäielikult ioniseerunud. Põhjustab vähest juhtivust H3PO4 H3O+ + H2PO4- AgCl Ag+ + Cl- Näited: vesi H2O ; ammoniaak NH3 ; üksikud soolad: HgCl2, HgBr2 ; enamus orgaanilisi happeid: HCOOH, CH3COOH, (COOH)2 ; happed: HF, H2S, HCN, H2CO3, H2SiO3, H3PO4 ; amiinid: CH3NH2 (metüülamiin), C6H5NH2 (fenüülamiin, aniliin) ; mitmealuselised happed II ja eriti III dissotsiatsiooni- järgus Mitteelektrolüüdid:Ained, mis lahustuvad vees kuid ei dissotsieeru;Juhtivuse muutust ei esine; Näiteks: Etanool C2H5OH ; Sukroos C12H22O11 Happed:on ühendid, mis loovutavad prootoneid (e
Milline võiks olla sama reaktsiooni Hº elusrakus: a) sama b) negatiivsem c) positiivsem (võivad olla erinevad reaktsioonid) Entalpia on olekufunktsioon ehk sõltub ainult süsteemi olekust, mitte selle saavutamise viisist. Hoopis teine küsimus on, kui palju reaktsiooni käigus vabanevast energiast organism ära suudab kasutada. 2. Vette asetatud jäätükk sulab. Miks ei ole võimalik olukord, kus jäätükk muutuks veelgi külmemaks ümbritsev vesi aga soojemaks? Sest isevooluliselt liigub soojus alati soojemalt kehalt külmemale (termodünaamika II seadus) S.t. soojem keha (vesi) annab energiat külmemale kehale (jää), kristallid lõhutakse ja sulab ära. 3. Vee jäätumisel tema korrapära kasvab (S < 0). Kuidas on võimalik vee jäätumine? Vee jäätumisel tema korrapära kasvab ehk S<0. Avatud süsteemi isevoolulised protsessid toimuvad vabaenergia vähenemise suunas (G<0)
Kõik kommentaarid