Facebook Like

Vesi (0)

5 VÄGA HEA
Punktid

Esitatud küsimused

  • Mis teeb vee nii eriskummaliseks ?
  • Kui me hakkame nüüd sellele lahusele lisama NaOH lahust ?
 
Säutsu twitteris
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 
prootonit ja alused on ained, millel on kalduvus liita prootonit. Keemias on kasutuses veel üks 
üldisem happe-aluse teooria (Lewise teooria) kuid kuna biokeemias on enamik happeid ja aluseid 
just Brønstedi happed ja alused, siis jääme me selle teooria raamesse. Tugev hape dissotsieerub 
peaaegu täielikult prootoniteks ja vastavateks anioonideks. Näiteks on HCl peaaegu täielikult 
dissotsieerunud H+ ja Cl- ioonideks ja seeläbi tekkinud H+ ioonide hulk vastab HCl hulgale. 
80% sisust ei kuvatud. Kogu dokumendi sisu näed kui laed faili alla
Vasakule Paremale
Vesi #1 Vesi #2 Vesi #3 Vesi #4 Vesi #5 Vesi #6 Vesi #7 Vesi #8 Vesi #9 Vesi #10 Vesi #11 Vesi #12 Vesi #13 Vesi #14 Vesi #15 Vesi #16 Vesi #17 Vesi #18 Vesi #19 Vesi #20
Punktid 50 punkti Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 50 punkti.
Leheküljed ~ 20 lehte Lehekülgede arv dokumendis
Aeg2013-04-06 Kuupäev, millal dokument üles laeti
Allalaadimisi 7 laadimist Kokku alla laetud
Kommentaarid 0 arvamust Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid
Autor HelenD3 Õppematerjali autor

Mõisted


Meedia

Kommentaarid (0)

Kommentaarid sellele materjalile puuduvad. Ole esimene ja kommenteeri


Sarnased materjalid

97
pdf
Biokeemia praktikumi juhend
94
doc
Klassikaline ja molekulaargeneetika-geneetika rakendus kaasajal
32
doc
Biokeemia kordamisksimuste vastused
70
pdf
Rakenduskeemia kordamisküsimused
24
docx
Biokeemia I kordamisküsimuste vastused
96
doc
Sissejuhatus geneetikasse
46
pdf
Analüütiline keemia I eksamiküsimuste vastused
48
pdf
Biokeemia I test



Faili allalaadimiseks, pead sisse logima
Kasutajanimi / Email
Parool

Unustasid parooli?

UUTELE LIITUJATELE KONTO MOBIILIGA AKTIVEERIMISEL +50 PUNKTI !
Pole kasutajat?

Tee tasuta konto

Sellel veebilehel kasutatakse küpsiseid. Kasutamist jätkates nõustute küpsiste ja veebilehe üldtingimustega Nõustun