Informație

1: Celule, apă și tampon - Biologie

1: Celule, apă și tampon - 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: Celule, apă și tampon

AS Biology Paper 1 mai 2018

Când două femei D. Willistoni erau împreună, cântecele lor nu au dus la nicio încercare de împerechere.

ARNm nu are loc de legare a aminoacizilor. ARNt face

ARNm are mai multe nucleotide

Diferite ARNm au lungimi diferite, toate tARN-urile sunt similare/aceeași lungime

Ribosme se mișcă pentru a găsi codonul de pornire

ARNt poartă aminoacid specific

anticodon pe ARNt complementar codon pe ARNm

ribozomul se deplasează până la următorul codon

Dimensiunile populațiilor de bacterii intestinale normale sunt de obicei controlate de celulele T care sunt produse lent și în număr mic de sistemul imunitar. Aceste celule T nu supraviețuiesc în mod normal foarte mult timp. Drept urmare, nu eliberează cantități mari de citokine. Citokinele sunt substanțe chimice care pot provoca umflarea mucoasei intestinelor.

Boala Crohn este o boală de lungă durată care provoacă umflarea mucoasei
intestinele. Se crede că boala Crohn poate fi cauzată de o pierdere a toleranței la bacteriile intestinale normale, așa cum arată un
răspunsul celulelor T. Acest răspuns poate fi declanșat de bacterii patogene în
intestinele persoanelor cu tendință genetică la boala Crohn.

Boala Crohn la unele persoane poate fi controlată printr-un medicament numit
Acid 5-aminosalicilic (5-ASA) care reduce umflarea. Poate fi utilizat și un alt medicament numit 6-mercaptopurină (6-MP). 6-MP inhibă o enzimă necesară
pentru a face adenina si guanina. Acest lucru este eficient deoarece majoritatea celulelor pot recicla nucleotidele, dar celulele T nu sunt capabile să facă acest lucru.


Sistem tampon: semnificație și importanță (cu diagramă)

Să învățăm despre sistemul tampon. După ce ați citit acest articol veți afla despre: 1. Înțelesul sistemului tampon 2. Importanța sistemului tampon.

Semnificația sistemului tampon:

Un sistem tampon are proprietatea de a rezista la schimbările de pH în ciuda adăugărilor de acid sau bază. Un tampon este un amestec de acid care nu ionizează complet în apă și baza corespunzătoare, de exemplu, acidul carbonic (H2CO3) și bicarbonat de sodiu (NaHCO3).

Dacă se adaugă acid la acest tampon, ionii H + adăugați se combină cu ionii de bicarbonat pentru a produce mai mult acid carbonic, folosind o parte din ionii H + (ionii Na + nu participă la această reacție).

Dacă se adaugă o bază, o parte din acidul carbonic ionizează pentru a produce ioni de bicarbonat și mai mult H + , care contracarează o parte din pH. În acest fel, tamponul minimizează efectele acidului sau bazei adăugate asupra pH-ului. Tampoanele ilustrează reversibilitatea reacțiilor chimice, adăugarea de acid conduce reacția într-o direcție, în timp ce adăugarea bazei conduce reacția chimică în cealaltă direcție.

Un sistem tampon adecvat poate fi obținut dintr-un acid slab amestecat cu sarea din acel acid și o bază tare. De exemplu,

unde B + = cationul unei baze puternice, de exemplu, Na + A - = anionul din acidul săptămânii

Aceasta corespunde unei soluții parțial neutralizate de acid slab (HA → H + + A - ) cu o proporție rezonabilă de acid transformată în anion. pH-ul său va fi mai mare decât pH-ul acidului slab singur.

pH-ul unei soluții tampon se determină nu pe concentrațiile absolute ale constituenților tampon, ci pe raportul acestora, adică pe raportul dintre cantitatea de sare și acid slab, așa cum este menționat în ecuația Henderson Hasselbalch:

Unde KA este constanta de disociere a acidului și pKA este pH-ul la care acidul este pe jumătate neutralizat și sunt prezente cantități egale de acid și ion (sare). Această ecuație este aplicabilă tuturor sistemelor tampon. Capacitatea tampon, măsurată ca capacitatea soluției de a minimiza modificările pH-ului datorate adăugării bazei, este cea mai puternică în apropierea punctului de mijloc al titrarii, când [A − ] = [HA] și pH = pKA.

Cele mai importante exemple de sisteme tampon biologic sunt următoarele:

Principalul tampon de lichid extracelular este HCO3/ H2CO3) sistem.

Aceasta rezultă dintr-o serie de factori:

(i) Există considerabil mai mult HCO3 prezent în lichidul extracelular decât orice altă componentă tampon

(ii) Există o aprovizionare nelimitată de CO2

(iii) Mecanismele fiziologice mențin pH-ul extracelular normal prin controlul fie al HCO3, fie al CO2 concentrația lichidului extracelular

(iv) Acest sistem tampon funcționează împreună cu Hb.

Ecuația Henderson-Hasselbalch pentru acest sistem tampon poate fi scrisă ca:

Mai mult, în plasmă adevărată CO total2 continutul este egal cu [H2CO3] + [HCO3]. Prin urmare, dacă totalul C02 conținutul de plasmă adevărată este cunoscut și pCO2 de aer alveolar, adică pCO arterial2 este determinat, pH-ul plasmei adevărate poate fi calculat. Această metodă de determinare a pH-ului sângelui (pH-ul plasmatic adevărat) a fost folosită înainte de apariția pH-metrelor comerciale.

Ecuația Henderson Hasselbalch este importantă, deoarece ne permite să apreciem că pH-ul sângelui depinde de raportul dintre concentrația de acid liber și concentrația de anion tampon (bicarbonat). Prin urmare, acidemia sau aikaliemia pot fi cauzate fie de o modificare a componentei nevolatile (HO3 − concentrație) sau în componenta volatilă (H2CO3 concentrație și deci pCO2).

Din moment ce [H2CO3] este fixat numai de CO alveolar2 tensiune, dacă tensiunea gazului este echivalentă cu cea prezentă în mod normal în sânge, HCO3 − /H2CO3 sistemul este mai util la pH 7,4 cu un raport de 20 decât ar fi la pK 6,1 unde HCO3 − ar fi epuizată prin adăugarea a 1,25 meq pe litru de acid, iar adăugarea acestei cantități de alcali ar duce la o creștere cu 0,3 unități de pH.

Eficiența tamponului HCO37H2CO3 este sporită în continuare de prezența eritrocitelor ca CO2 difuzează în celule, H2CO3 reacţionează cu Hb formând HCO3 − , care apoi intră în plasmă în schimbul CP. Acest lucru nu este condiționat de deoxigenarea Hb, dar se realizează mai ușor și cu și mai puține modificări ale pH-ului atunci când deoxigenarea are loc simultan.

Dimpotrivă, scăderea CO2 tensiunea are ca rezultat o inversare a acestui proces cu diminuarea consecventă a plasmei [HCO3 − ]deși situația nu apare în condiții fiziologice, doar în prezența eritrocitelor se produce CO total.2 conținutul de plasmă scade la zero la un dCO2 de zero mm.

Acest lucru este posibil deoarece există suficientă Hb în sângele integral pentru a permite următoarea serie de reacții:

Valoarea normală de 20: 1 a raportului de HCO3 − /H2CO3 se menţine şi prin reglarea respiratorie a pH-ului lichidului extracelular. Pe lângă autoajustările automate posibile de Hb intracorpuscular (așa cum este descris mai sus), organismul dispune de două protecții suplimentare (aparatul respirator și rinichii) care prin controlul lor asupra plasmei [H]2CO3] și [HCO3 –] servesc, respectiv, în mod auxiliar pentru a menține pH-ul constant al plasmei sanguine.

Spre deosebire de [HCO3 – ] [H2CO3] este determinată numai de presiunea parțială a CO2 în aerul alveolar în echilibru cu lichid extracelular. Aceasta, la rândul său, depinde de rata la care CO2 sângele pulmonar părăsit este diluat cu aerul atmosferic și, prin urmare, cu viteza și adâncimea respirației.

Acestea din urmă sunt reglate de sistemul nervos din centrul respirator care este sensibil la pH și pCO2 de lichid extracelular. Când pH-ul scade sub normal din cauza scăderii [HCO3 – ], respirația este stimulată, scăzând pCO alveolar2 și, prin urmare, extracelular [H2CO3]. Acest lucru tinde să returneze HOC3 − /H2CO3 raport la valoarea sa normală de 20:1 și astfel pentru a restabili pH-ul la 7,4. Cu un pH plasmatic ridicat, ritmul respirator scade, pCO alveolar2 și, prin urmare, plasmă [H2CO3] crește, iar pH-ul se deplasează spre 7,4.

Dar compensarea perfectă nu este atinsă deoarece plasma crescută [H2CO3] se opune efectului pH-ului crescut asupra centrului respirator. Dacă frecvența respiratorie scade suficient, scade pO2, sesizat de chemoreceptorii corpului carotidian, ar putea fi un stimul pentru creșterea activității respiratorii.

pH-ul depinde nu de concentrațiile absolute, ci numai de HOC3 – /H2CO3 raport. Sistemul tampon al plasmei poate rezista la adăugarea a 16 meq de acid sau 29 meq de alcali pe litru și menține totuși pH-ul în intervalul compatibil cu viața. Cu compensarea pulmonară, intervalul normal de pH poate fi menținut în ciuda adăugării a 23 meq de acid sau 80 meq de alcali pe litru de plasmă.

Deși contribuția tamponului fosfat HPO 2− 4/ H2PO4 – la puterea de tamponare a plasmei este neglijabilă deoarece concentrația lor în plasmă este foarte scăzută (3 mg/100 ml), acest sistem tampon este prezent (la fel ca și HCO3 – / H2CO3) în lichidul tubular al rinichiului.

Ecuația Henderson-Hasselbalch pentru acest sistem tampon poate fi scrisă ca:

Astfel, echilibrul fosfatului în plasmă este astfel încât 4 părți din așa-numitul fosfat bazic (HPO 2− 4) există la 1 parte de fosfat acid (H2PO − 4) la un pH de 7,4, pentru pKfos este 6,8.

La un pH urinar de 5,8, zece părți de fosfat sunt în ‘acid’ formă și o parte în ‘de bază’ forma (5,8 = 6,8 + 1 − ), pentru fiecare ion fosfat excretat ca H2PO4 – un ion Na + este salvat și un ion H + este excretat. Fosfații sunt de departe cei mai importanți tampoane din urină, deși în urina acidă se formează NH.4 din NH3 iar H + ajută la menținerea [H + ] mai mică decât ar fi altfel.

Astfel, sistemul tampon fosfat contribuie puțin la capacitatea totală de tamponare a sângelui deoarece concentrația de fosfat în sânge este foarte scăzută în comparație cu cantitatea de proteină prezentă. Dar perechea tampon fosfat este o ieșire majoră pentru H + prin urină, care are un conținut relativ ridicat de fosfat. Prin urmare, pH-ul urinei este furnizat de excreția de H + în lichidul tubular.

3. Tampon de oxihemoglobină:

Perechea tampon formată din HbO2 /H.HbO2 adică, anionul de oxihemoglolbină/oxihemoglobina (acidul) este de asemenea important. Este bine cunoscut faptul că absorbția de C02 din țesut depinde de următoarele reacții:

Astfel, absorbția de CO2 din țesuturi este dependentă de furnizarea acceptoarelor de hidrogen, astfel încât reacția să poată continua spre dreapta. Cel mai important acceptor de hidrogen din sânge este ionul de hemoglobină.

Cea mai mare parte a puterii hemoglobinei în curățarea ionilor de hidrogen în intervalul pH 7,0 până la 7,70 provine din disociarea grupărilor sale imidazolice [hemoglobina conține 38 de molecule de histidină (acid β-imidazol α-amino propionic) per moleculă]. Tendința de disociere a grupării imidazol ca și cea a oricărui acid slab depinde în mare măsură de pH-ul soluției.

Pe măsură ce pH-ul crește, disocierea este redusă și, ca urmare, ionii H + adăugați sunt ‘curat’.

Oxihemoglobina se disociază mai complet decât hemoglobina redusă. Ca rezultat, hemoglobina redusă produce mai puțin H + la un pH dat decât oxihemoglobina. Astfel, atunci când soluția de oxihemoglobină este redusă, pH-ul soluției scade, adică hemoglobina redusă este un acceptor de H+ mai bun decât oxihemoglobina.

Acest lucru este de mare importanță în fiziologia sângelui, deoarece intrarea CO2 de la țesuturi la sângele capilar este însoțită de reducerea simultană a oxihemoglobinei. Pe măsură ce absorbția de CO2 depinde de acceptorii H +, această creștere a acceptării H + prin forma redusă facilitează absorbția și tamponarea CO2.

Pentru fiecare mmol CO2 de oxihemoglobină redusă, în jurul valorii de 0,7 mMol de H + pot fi absorbite ca rezultat 0,7 mMol CO2 poate intra în sânge fără nicio modificare a pH-ului.

Pe măsură ce sângele arterial pătrunde în țesuturi, CO2 difuzează în eritrocite, scăzând astfel pH-ul și afinitatea Hb pentru O2 așa cum se arată în următoarele reacții:

Pe de altă parte, în plămâni pierderea de CO2 care ar putea crește pH-ul, crește afinitatea Hb pentru O2, permițând astfel saturarea Hb cu O2 la un pO mai mic2.

trebuie remarcat faptul că oxigenarea Hb are ca rezultat o schimbare a pK aparentA a unor grupări acide de pe lanțurile peptidice de la 7,71 la 6,17, deci HbO2acționează ca un acid mai puternic decât Hb. Aproximativ 0,7 mol de H + sunt eliberați ca 1 echiv, de O2 este legat.

Importanța sistemului tampon:

Amestecurile tampon sunt foarte importante în organismele vii și în lumea minerală. Un exemplu de tampon natural este sângele mamiferelor. Conține întotdeauna acid carbonic liber și carbonat de sodiu. Prin urmare, pH-ul sângelui este întotdeauna menținut la 7,4.

Acțiunea de tamponare a solurilor este foarte importantă în agricultură, deoarece plantele absorb îngrășămintele artificiale din sol pentru a modifica pH-ul în soluțiile pe care le extrag din sol într-o direcție nefavorabilă. Un dezechilibru în acțiunea de tamponare a solului dăunează microorganismelor utile care trăiesc în el.

Soluțiile tampon sunt foarte importante în tratarea apelor uzate menajere, deoarece microorganismele care își mineralizează materia organică se dezvoltă mai bine într-un mediu neutru. O schimbare către aciditate sau alcalinitate inhibă procesele vitale în microbi, afectând astfel în mod negativ funcționarea stațiilor de epurare.

Tampoanele joacă un rol important în tratarea chimică a apei pentru a o separa de materia în suspensie de coagulare. Cu cât este mai mare capacitatea tampon a apei tratate, cu atât este mai eficientă purificarea acesteia cu un coagulant hidrolizant. Capacitatea tampon a apei neutre reprezintă puterea sa de neutralizare.

Tampoanele sunt utilizate pe scară largă în analiza volumetrică. De exemplu, un tampon de amoniu (NH4OH + NH4CI) este utilizat pentru determinarea ionilor de Ca și Mg în apă (metoda triionometrică). Amestecuri tampon sunt utilizate pentru a determina pH-ul soluțiilor colorimetric și potențiometric.

În fiziologia celulară, tampoanele sunt o modalitate importantă prin care celula poate menține condiții constante sau în schimbare fără probleme. Deoarece metabolismul celular produce și consumă în mod constant protoni, pH-ul celulei în absența tampoanelor s-ar schimba rapid între niveluri scăzute și ridicate.


MCQ pe Waterm pH și tampon – Partea 1 Biochimie MCQ – 11

(1). Apa este lichidă la temperatura camerei, cel mai important motiv pentru aceasta este:
A. Punct de fierbere ridicat al apei
b. Punct de topire ridicat al apei
c. Căldura mare de vaporizare a apei
d. Forțe de coeziune datorate legăturilor de hidrogen din apă

(2). Apa este un ___
A. Solvent polar
b. Solvent nepolar
c. Un solvent amfipatic
d. Solvent nepolar neîncărcat

(3). Moleculele polare se pot dizolva cu ușurință în apă. Asta pentru ca:
A. Moleculele polare pot forma legături de hidrogen cu apa
b. Moleculele polare pot înlocui interacțiunea apă-apă cu interacțiuni mai favorabile energetic apă-solut
c. Apa încărcată polar poate interacționa cu încărcarea moleculelor polare
d. Toate moleculele polare sunt de natură amfipatică

(4). Cel mai important motiv pentru proprietățile neobișnuite ale apei este:
A. Modelul de legare covalentă în molecula de apă
b. Unghiul de legătură dintre cei doi atomi de hidrogen din apă
c. Legături de hidrogen între moleculele de apă
d. Apa poate fi ionizată imediat la temperatura camerei

(5). Unghiul de legătură H – O – H în molecula de apă este:
A. 104,0 o
b. 104,5 o
c. 105,0 o
d. 105,5 o

(6). Care dintre următoarele afirmații este adevărată cu privire la electronegativitatea atomilor din molecula de apă?
A. Hidrogenul este mai electronegativ decât oxigenul
b. Hidrogenul este mai puțin electronegativ decât oxigenul
c. Electronegativitatea hidrogenului și a oxigenului este aceeași
d. Oxigenul și hidrogenul nu au electronegativitate semnificativă în apă

(7). Care dintre următoarele reprezintă punctul actual de topire, punctul de fierbere și căldura de vaporizare a apei?
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). Atomul de oxigen din molecula de apă datorită electronegativității sale ridicate poartă _______
A. 1 δ + sarcină
b. 2 δ + taxe
c. 1 δ – taxa
d. 2 δ – taxe

(9). Legătura de hidrogen este cel mai bine reprezentată ca atracție electrostatică între:
A. Un hidrogen legat covalent de un atom electronegativ și un alt atom de hidrogen
b. Un hidrogen legat covalent de un atom electronegativ și un alt atom electronegativ
c. Doi atomi electronegativi și un atom de hidrogen
d. Doi atomi de hidrogen

(10). Energia de disociere a legăturilor legăturilor de hidrogen din molecula de apă este
A. 10 kJ/mol
b. 23 kJ/mol
c. 470 kJ/mol
d. 348 kJ/mol

11. Care dintre următoarele afirmații este corectă în ceea ce privește legăturile de hidrogen din apă?
A. Legătura de hidrogen este 10% covalentă și 90% electrostatică
b. Legătura de hidrogen este 25% covalentă și 75% electrostatică
c. Legătura de hidrogen este 50% covalentă și 50% electrostatică
d. Legătura de hidrogen este 100% electrostatică

12. O singură moleculă de apă poate forma câte legături de hidrogen la un moment dat? (valoare posibilă teoretic)

13. Durata de viață a unei legături de hidrogen între două molecule de apă din apa lichidă este:

A. 1 – 20 de secunde
b. 1 – 20 microsecunde
c. 1 – 20 nanosecunde
d. 1 – 20 de picosecunde

14. Energia de disociere a legăturii O – H în apă este:

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

15. Care este lungimea legăturii legăturii de hidrogen între două molecule de apă din apa lichidă?

A. 0,0177 nm
b. 0,177 nm
c. 1,177 nm
d. 17,70 nm

Biologie / Științe ale vieții MCQ: Biochimie MCQ-11: (Întrebări cu alegere multiplă / Întrebări model / Exemple de întrebări în Biochimie: Apă și pH Partea 1 cu răspunsuri detaliate, explicații și referințe pentru pregătirea CSIR JRF NET Life Science Examination și, de asemenea, pentru alte competiții examene în știința vieții/științe biologice, cum ar fi examenul de admitere ICMR JRF, examenul DBT BET JRF, examenul GATE (XL) pentru știința vieții, examenul de biotehnologie GATE (BT), examenul ICAR JRF, examenul de admitere PG la universitate, examenul JAM, examenul GS biologie, GRE, examenul medical de admitere etc. Acest set de întrebări practice vă va ajuta să vă construiți încrederea în biochimie pentru a face față examenului real.O cantitate mare de întrebări în practica noastră MCQ este preluată din lucrările cu întrebări de anul precedent ale diferitelor biologie / viață naționale și internaționale Concursuri de științe. Vă rugăm să profitați de notele noastre de curs, PPT-urile, întrebările din anul precedent, testele simulate și tutorialele video pentru pregătirea dvs. Puteți descărca toate aceste lucrări cu întrebări și materiale de studiu în format PDF din contul nostru Slideshare absolut gratuit

Cheie de răspunsuri detaliate, explicații și referințe

1. Răspuns. (d). Forțe de coeziune datorate legăturilor de hidrogen din apă

Starea fizică a apei este determinată de compactitatea împachetării moleculelor. Stabilitatea împachetarii moleculare depinde de stabilitatea interacțiunilor implicate în împachetarea moleculară. Aceste interacțiuni vor fi maxime în stare solidă (gheață în cazul apei) și vor fi scăzute în stare lichidă (apa lichidă) și vor fi și mai puține în fază gazoasă (vapori de apă). Coeziunea este un tip de interacțiune în care sunt implicate molecule de aceleași tipuri. (Termen opus adeziune: interacțiunea diferitelor tipuri de molecule). Natura lichidă a apei la temperatura camerei se datorează forțelor de coeziune din apă care sunt furnizate de numărul mare de legături de hidrogen intermoleculare dintre moleculele de apă.

2. Răspuns. (A). Solvent polar

Apa este un solvent polar. Molecula de apă este formată din doi atomi de hidrogen legați de un atom de oxigen. Cei doi atomi de hidrogen din apă nu sunt aranjați liniar, deoarece cei patru orbitali hibrid sp3 ai atomului de oxigen se extind aproximativ spre colțurile unui tetraedru. Atomii de hidrogen ocupă două colțuri ale tetraedrului, iar perechile de electroni nelegați ale atomului de oxigen ocupă celelalte două colțuri. Astfel, moleculele de apă au o geometrie unghiulară. Datorită diferenței mari de electronegativitate dintre oxigen și hidrogen, atomul de oxigen cu electronii săi neîmpărțiți poartă o sarcină negativă parțială, iar atomul de hidrogen poartă fiecare o sarcină pozitivă parțială. Aceste atracții electrostatice creează un diploes și astfel molecula de apă devine polară în natură

3. Răspuns. (b). Moleculele polare pot înlocui interacțiunea apă-apă cu interacțiuni mai favorabile energetic apă-solut

4. Răspuns. (c). Legături de hidrogen între moleculele de apă

5. Răspuns. (b). 104,5 o

6. Răspuns. (b). Hidrogenul este mai puțin electronegativ decât oxigenul

Electronegativitatea este afinitatea nucleelor ​​atomice față de electroni. Fiecare atom are valori specifice de electronegativitate, ceea ce înseamnă că au un grad diferit de afinitate față de electroni. Oxigenul, azotul etc. sunt atomi foarte electronegativi. Electronegativitatea hidrogenului este foarte mică. Când se formează legătura covalentă între doi atomi, unul cu electronegativitate mare și celălalt cu electronegativitate mai mică, norul de electroni pereche din legătura covalentă se va deplasa mai mult către atomul extrem de electronegativ și aceasta va crea un dipol în moleculă.

7. Răspuns. (A). 0 o C 100 o C 2260 J/g

Apa este un solvent neobișnuit. Apa are un punct de fierbere ridicat (100 o C), un punct de topire ridicat (0 o C) și o căldură mare de vaporizare (2260 J/g) în comparație cu alți solvenți.

Căldura de vaporizare: Energia termică necesară pentru a transforma 1,0 g de lichid la punctul său de fierbere și la presiunea atmosferică în stare gazoasă la aceeași temperatură. Este o măsură directă a energiei necesare pentru a depăși forțele atractive dintre molecule în faza lichidă.

8. Răspuns. (d). 2 δ – taxe

Oxigenul este foarte electronegativ decât hidrogenul, prin urmare oxigenul va trage perechile de electroni partajate din legătura covalentă dintre O și H mai mult spre el și, cu acest oxigen, va obține o sarcină negativă parțială numită δ–. Deoarece există doi atomi de hidrogen în molecula de apă, va exista un total de 2δ – încărcături într-o singură moleculă de apă. În mod similar, fiecare hidrogen din molecula de apă va purta o sarcină pozitivă parțială numită δ + .

9. Răspuns. (b). Un hidrogen legat covalent de un atom electronegativ și un alt atom electronegativ

10. Răspuns. (b). 23 kJ/mol

Legătura de hidrogen este foarte slabă în comparație cu legăturile covalente. Sunt necesare doar 23 kJ/mol de energie pentru a rupe legăturile de hidrogen din apă. Acest aport de energie este foarte mic în comparație cu necesarul de energie pentru a rupe legătura covalentă O – H în apă (470 kJ/mol)

11. Răspuns. (A). Legătura de hidrogen este 10% covalentă și 90% electrostatică

Legătura de hidrogen în apă este 10% covalentă datorită suprapunerilor în orbitalii de legătură și 90% electrostatică

O singură moleculă de apă poate forma patru legături de hidrogen cu patru molecule de apă diferite în apă lichidă, așa cum se arată în figura de mai jos

13. Răspuns. (d) 1 – 20 de picosecunde

Legăturile de hidrogen din apă sunt foarte dinamice. Durata de viață a fiecărei legături de hidrogen din apă este foarte scurtă. Durata de viață a fiecărei legături de hidrogen este de doar 1 până la 20 de picosecunde (1 ps = 10-12S)

14. Răspuns. (A). 470 kJ/mol

15. Răspuns. (b). 0,177 nm

Referinţă: (1). Principiile Lehningers de Biochimie: Capitolul: Apa
(2). Fundamentele biochimiei de Voet și Voet: Capitolul: Apa

Cheia de răspuns este pregătită pe baza cunoștințelor noastre.
Vă rugăm să nu ezitați să informați Admin dacă găsiți greșeli în tasta de răspuns ..

MCQ pe apă, pH și tampon | Partea – 2 | Partea – 3 |


Factorul X


Este mai bine să pregătiți stocuri concentrate de soluții tampon pentru a economisi timp și spațiu. Aceste stocuri concentrate vor dura o perioadă lungă de timp și pot fi ușor diluate pentru utilizare. Aceste stocuri sunt etichetate în mod obișnuit ca factori X, cum ar fi 10X, 5X, 100X etc. Factorul X indică faptul că soluția este concentrată și trebuie diluată de obicei cu apă până la o concentrație de 1X pentru utilizare.
De exemplu: - O soluție concentrată 100X trebuie diluată la 100 de ori.


Solubilitate: - O soluție tampon trebuie să fie complet solubilă în apă și puțin solubilă în alți solvenți. Este mai bine să se pregătească soluții stoc concentrate ale acestor soluții tampon, cum ar fi 10X, 5X sau 100X, la o solubilitate mai mare în apă.


Permeabilitate: - Un tampon nu trebuie să fie permeabil prin membrana biologică. Dacă faceți acest lucru, se va schimba concentrația necesară în celulă sau organele, dar acest tampon are un grad ridicat de solubilitate în grăsimi și acolo prin membrana permeată. Deci devine toxic pentru majoritatea celulelor de mamifere.


Puterea ionică: - Este necesar să se mențină puterea ionică fiziologică a unui sistem deoarece este un factor important pentru majoritatea reacțiilor enzimatice. O modificare a puterii ionice normale poate afecta activitatea catalitică a enzimei.


Formarea complexului: - Complexele formate de tampon în sistem trebuie să fie solubile. Complecșii tampon insolubili formați cu ioni metalici pot scădea valoarea pH-ului prin eliberarea de protoni.


Substante inerte: - Un tampon trebuie să fie inert, adică să nu sufere modificări enzimatice sau non-enzimatice.


8.2) Absorbția de apă

Firele de păr rădăcină sunt acolo unde are loc cea mai mare absorbție a apei. Sunt lungi și subțiri, astfel încât pot pătrunde între particulele de sol și au o suprafață mare pentru absorbția apei.

Apa trece din apa din sol în citoplasma celulei părului rădăcină prin osmoză. Acest lucru se întâmplă deoarece apa din sol are un potențial de apă mai mare decât citoplasma celulelor păroase ale rădăcinii:

Osmoza face ca apa să treacă în celulele părului rădăcinii, prin cortexul rădăcinii și în vasele xilemului

Suprafața mare a firelor de păr de rădăcină crește viteza de absorbție a apei prin osmoză și a ionilor prin transport activ

Secțiunea alungită a părului rădăcină oferă practic o suprafață mare pentru absorbția apei și a ionilor anorganici.

În plus, membrana celulei părului rădăcină este semi-permeabilă. Ceea ce înseamnă, practic, doar mineralele și apa pot trece prin membrană, dar nu neapărat să iasă înapoi.


De ce sunt tampoanele importante pentru organismele vii?

Tampoanele sunt o parte importantă a proceselor biochimice ale viețuitoarelor, deoarece ajută la menținerea stabilă a pH-ului din corpul organismelor. Majoritatea reacțiilor biochimice care sunt esențiale pentru viață au loc doar într-un interval restrâns de pH. Prezența tampoanelor asigură că pH-ul corpului rămâne în acest interval, în ciuda schimbărilor din împrejurimi.

Tampoanele sunt compuși care sunt capabili fie de a lega, fie de a elibera ioni de hidrogen, în funcție de concentrația ionilor de hidrogen din soluție. Deoarece pH-ul este o măsură a concentrației ionilor de hidrogen, prezența unui tampon menține pH-ul unei soluții constant într-un interval îngust. Nu toate tampoanele funcționează în același interval. De exemplu, un tampon poate tampona eficient o soluție între pH 6 și 6,5, în timp ce altul poate funcționa bine între pH 8 și 8,3. Tamponele din sângele uman sunt capabile să-și mențină pH-ul între 7,35 și 7,45, chiar dacă compușii acizi și bazici intră întotdeauna în sânge pe măsură ce sunt absorbiți de tractul digestiv și părăsesc sângele pe măsură ce sunt filtrati de rinichi sau utilizați în alt mod. de celulele corpului.

În corpul uman sunt prezente trei soluții tampon principale: bicarbonat, fosfat și proteine. Sistemul de tamponare cu bicarbonat ajută la prevenirea acidificării sângelui, deoarece dioxidul de carbon este produs prin respirație. Sistemul de tamponare cu fosfat menține constant pH-ul sângelui, iar diverse proteine ​​funcționează ca tampon atât în ​​interiorul, cât și în exteriorul celulelor corpului.


Cum funcționează tampoanele?

Când ionii de hidrogen sunt adăugați într-un tampon, aceștia vor fi neutralizați de baza din tampon. Ionii de hidroxid vor fi neutralizați de acid. Aceste reacții de neutralizare nu vor avea prea mult efect asupra pH-ului global al soluției tampon.

Când selectați un acid pentru o soluție tampon, alegeți un acid care are un pKA aproape de pH-ul dorit. Acest lucru va oferi tamponului dumneavoastră cantități aproape echivalente de acid și bază conjugată, astfel încât va putea neutraliza cât mai mult H + și OH - posibil.


Trigliceridele

O moleculă de grăsime este un tip de lipide care constă din trei molecule de acizi grași conectate la o coloană vertebrală de glicerol cu ​​3 atomi de carbon, așa cum se arată în dreapta. Cei trei acizi grași pot fi diferiți unul de celălalt. Deoarece lanțurile de hidrocarburi sunt foarte nepolare, grăsimile nu se dizolvă în apă, moleculele de grăsime tind să se unească unele cu altele. Deoarece o moleculă de grăsime are 3 acizi grași conectați la o moleculă de glicerol, aceștia se mai numesc și trigilceride.


Cuprins

Soluțiile tampon rezistă modificării pH-ului datorită unui echilibru între acidul slab HA și baza sa conjugată A -:

Când se adaugă un acid puternic la un amestec de echilibru al acidului slab și al bazei sale conjugate, se adaugă ioni de hidrogen (H + ), iar echilibrul este deplasat la stânga, în conformitate cu principiul lui Le Châtelier. Din această cauză, concentrația ionilor de hidrogen crește cu mai puțin decât cantitatea așteptată pentru cantitatea de acid puternic adăugată. În mod similar, dacă se adaugă un alcali puternic la amestec, concentrația ionilor de hidrogen scade cu mai puțin decât cantitatea așteptată pentru cantitatea de alcali adăugată. Efectul este ilustrat prin titrarea simulată a unui acid slab cu pKA = 4,7. Concentrația relativă a acidului nedisociat este afișată în albastru, iar a bazei sale conjugate în roșu. pH-ul se modifică relativ lent în regiunea tampon, pH = pKA ± 1, centrat la pH = 4,7, unde [HA] = [A − ]. Concentrația ionului de hidrogen scade cu mai puțin decât cantitatea așteptată, deoarece cea mai mare parte a ionului de hidroxid adăugat este consumată în reacție.

și doar puțin se consumă în reacția de neutralizare (care este reacția care are ca rezultat o creștere a pH-ului)

Odată ce acidul este deprotonat în proporție de 95%, pH-ul crește rapid, deoarece cea mai mare parte a alcalii adăugate este consumată în reacția de neutralizare.

Capacitatea tampon Edit

Capacitatea tampon este o măsură cantitativă a rezistenței la modificarea pH-ului unei soluții care conține un agent de tamponare în raport cu o modificare a concentrației de acid sau alcali. Poate fi definit după cum urmează: [1] [2]

Cu oricare dintre definiții, capacitatea tampon pentru un acid slab HA cu constantă de disociere KA poate fi exprimat ca [3] [4] [2]

unde [H + ] este concentrația ionilor de hidrogen și T HA >> este concentrația totală de acid adăugat. Kw este constanta de echilibru pentru autoionizarea apei, egală cu 1,0 × 10 −14 . Rețineți că în soluție H + există ca ion hidroniu H3O + , și acvarea ulterioară a ionului de hidroniu are un efect neglijabil asupra echilibrului de disociere, cu excepția unei concentrații foarte mari de acid.

Această ecuație arată că există trei regiuni de capacitate tampon crescută (vezi figura).

  • În regiunea centrală a curbei (colorate în verde pe diagramă), al doilea termen este dominant și
  • Cu soluții puternic acide, pH mai mic de aproximativ 2 (colorate în roșu pe grafic), domină primul termen din ecuație, iar capacitatea tampon crește exponențial odată cu scăderea pH-ului:
  • În cazul soluțiilor puternic alcaline, pH-ul mai mare de aproximativ 12 (colorat în albastru pe grafic), domină al treilea termen din ecuație, iar capacitatea tampon crește exponențial odată cu creșterea pH-ului:

pH-ul unei soluții care conține un agent de tamponare poate varia doar într-un interval îngust, indiferent de ce altceva poate fi prezent în soluție. În sistemele biologice, aceasta este o condiție esențială pentru ca enzimele să funcționeze corect. De exemplu, în sângele uman un amestec de acid carbonic (H
2 CO
3 ) și bicarbonat (HCO −
3 ) este prezent în fracția plasmatică, acesta constituie mecanismul major pentru menținerea pH-ului sângelui între 7,35 și 7,45. În afara acestui interval îngust (7,40 ± 0,05 unități de pH), condițiile metabolice de acidoză și alcaloză se dezvoltă rapid, ducând în cele din urmă la moarte dacă capacitatea de tamponare corectă nu este restabilită rapid.

Dacă valoarea pH-ului unei soluții crește sau scade prea mult, eficacitatea unei enzime scade într-un proces, cunoscut sub numele de denaturare, care este de obicei ireversibil. [5] Majoritatea probelor biologice care sunt utilizate în cercetare sunt păstrate într-o soluție tampon, adesea soluție salină tamponată cu fosfat (PBS) la pH 7,4.

În industrie, agenții de tamponare sunt utilizați în procesele de fermentație și în stabilirea condițiilor corecte pentru coloranții utilizați la colorarea țesăturilor. Ele sunt, de asemenea, utilizate în analiza chimică [4] și calibrarea pH-metrelor.

Agenți simpli de tamponare Editare

Agent de tamponare pKA Interval de pH util
Acid citric 3.13, 4.76, 6.40 2.1–7.4
Acid acetic 4.8 3.8–5.8
KH2PO4 7.2 6.2–8.2
CHES 9.3 8.3–10.3
Borat 9.24 8.25–10.25

Pentru tampoanele din regiunile acide, pH-ul poate fi ajustat la o valoare dorită prin adăugarea unui acid puternic, cum ar fi acidul clorhidric, la agentul de tamponare particular. For alkaline buffers, a strong base such as sodium hydroxide may be added. 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) Structura pKA,
25 °C
Temp. effect,
dpH / dT (K −1 ) [9]
Mol.
greutate
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 +]
Eu C0 0 y
C X X X
E C0X X X + y

The first row, labelled Eu, 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 adăugat 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.

A găsi 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 și 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
Echilibru Citric acid
H3A ⇌ H2A − + H + pKa1 = 3.13
H2A − ⇌ HA 2− + H + pKa2 = 4.76
HA 2− ⇌ A 3− + H + pKa3 = 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.

Echilibru Relationship
A 3− + H + ⇌ AH 2+ Log β1= pka3
A 3− + 2H + ⇌ AH2 + Log β2 =pka2 + pka3
A 3− + 3H + ⇌ AH3 Log β3 = pka1 + pka2 + pka3

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


Priveste filmarea: ADMITERE MEDICINA: CELULA - Structura - PARTEA 13 (Februarie 2023).