Το νερό σαν διαλύτης βιομορίων

Transcript

1 Το νερό σαν διαλύτης βιομορίων Το νερό είναι το μέσον στο οποίο αναπτύσσεται η ζωή Σημαντικές ιδιότητές του: 1. Η τάση του να σχηματίζει υδρογονοδεσμούς 2. Ο διπολικός του χαρακτήρας Βιοχημεία Ι Α-1

2 Ηλεκτρολύτες

3 Οξέα και βάσεις: Δότες και δέκτες πρωτονίων Ισχυρά/Ασθενή οξέα και βάσεις

4 Ασθενείς και ισχυροί ηλεκτρολύτες

5 Ιονισμός του νερού H 2 O H + + OH - K w = [H + ][OH - ] 2H 2 O H 3 Ο + + OH - K w = [H 3 Ο + ][OH - ]

6

7 Ιονισμός του νερού-ioντικές ισορροπίες ph = - log [H + ] H + = 40 nmol/l ph = 7.40

8

9

10

11 Η διατήρηση σταθερού ph έχει ιδιαίτερη σημασία για την ομοιοστασία των οργανισμών και... για τη διεξαγωγή βιολογικών δοκιμασιών στο εργαστήριο Η + οξυαιμία Η + αλκαλαιμία Η διαδικασία αύξησης ή μείωσης της συγκέντρωσης των Η + καλείται οξέωση ή αλκάλωση

12 Ασθενή οξέα/βάσεις σημαντικά για τη ζωή HA <=> A - + H + [H + ][A - ] /[HA]= K a pka = -logka Παράγοντες που επηρεάζουν τη διάσταση οξέων: Η ενυδάτωση ιόντων ευνοεί Η ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση αντιτίθεται

13

14

15 Εξουδετέρωση (ογκομέτρηση-τιτλοδότηση)

16 Ρυθμιστικά διαλύματα-εξισωση HENDERSON-HASSELBACH Ρυθμιστικά διαλύματα ή συστήματα είναι μικτά ηλεκτρολυτικά διαλύματα ορισμένου pη, το οποίο πρακτικά είναι ανεπηρέαστο από την προσθήκη μικρών ποσοτήτων H + και ΟΗ -. Ρυθμιστικά διαλύματα είναι συνήθως τα μικτά υδατικά διαλύματα ασθενών οξέων και αλάτων αυτών ή ασθενών βάσεων και αλάτων αυτών.

17 Ρυθμιστικά διαλύματα-εξισωση HENDERSON HASSELBACH H + + A - ΗΑ Kα = [H + ] [A - ] [H A] [HA] [H + ] = Kα [A - ] [οξύ] [H + ] = Kα [άλας] [A - ]=[άλατος] [HA]=[αδιαστατου οξέος] -log [H + ] = -log Kα - log [HA] [A - ] pη = pκα [A - ] + log [HA]

18 Ρυθμιστικά διαλύματα-εξισωση HENDERSON HASSELBACH pη = pκα + log [A - ] [HA] pη = pκα pη = pκα + log + log [συζυγής βάση ] [οξύ] [άλας] [οξύ] pη = pκα + log [δέκτης H + ] [δότης H + ]

19 Ρυθμιστικά διαλύματα-εξισωση HENDERSON HASSELBACH Ρύθμιση του pη σε τιμές περίπου 1 της τιμής pκ Στην περιοχή μέγιστης ικανότητας ρύθμισης του pη χρειάζεται σημαντική προσθήκη H + ή ΟH - για να αλλάξει το pη έστω και λίγο. Έξω από αυτή την περιοχή η αλλαγή του pη είναι ραγδαία ακόμη και με προσθήκη μικρών ποσοτήτων H + ή ΟH -.

20

21

22 Νόμος της αραίωσης του Ostwald

23 Νόμος της αραίωσης του Ostwald Ο βαθμός ιονισμού (διάστασης) εξαρτάται από: την Κ a άρα θερμοκρασία την αρχική συγκέντρωση c Κ: ανεξάρτητη της αραίωσης ή συγκέντρωσης αραίωση βαθμός της ηλεκτρολυτικής διάστασης Δεν ισχύει για ισχυρούς ηλεκτρολύτες και πολυπρωτικούς ασθενείς ηλεκτρολύτες

24 Ρυθμιστικά διαλύματα στον ανθρώπινο οργανισμό ΡΔ Οξύ Συζυγής βάση Κύρια Θέση ρύθμισης αιμοσφαιρίνη HHb Hb - ερυθροκύτταρα πρωτεΐνες HProt Prot - ενδοκυττάρια φωσφορικά Η 2 ΡΟ 4 - ΗΡΟ 4 2- ενδοκυττάρια διττανθρακικά CO 2 H 2 CO 3 HCO 3 - εξωκυττάρια Α-24

25 - Το σύστημα HCO 3 / CO 2 αποτελεί τον πιο σημαντικό αντιρροπιστικό μηχανισμό για τη διατήρηση της οξεοβασικής ισορροπίας.

26 Το ρυθμιστικό διάλυμα διττανθρακικών διατηρεί σταθερό το pη στο πλάσμα του αίματος Α-26

27 Η+ + HCO 3 - H 2 CO 3 CO 2(diss) + Η 2 Ο

28 ΕΞΙΣΩΣΗ HENDERSON HASSELBACH (2) Kα = [H + ] [ HCO 3 - ] [CO 2 ] dis [H 2 O] [CO 2 ] dis + H 2 O H + +HCO 3 [H + ] [ HCO 3 - ] K α =, [CO 2 ] dis K α [CO 2 ] dis [H + ] =, [ HCO 3 - ] 800 [CO 2 ] dis 24pCO 2 [H + ] = = [ HCO 3 - ] [ HCO 3 - ] [HCO 3 - ] = 24 mmol/l K α = 800 nmol/l 37C, pk α = 6.1 [CO 2 ] = 0.03 pco 2

29 ΕΞΙΣΩΣΗ HENDERSON HASSELBACH (3) pη = pkα + log [A - - ] [ HCO 3 ] = log [HA] 0.03 X pco 2

30 ΕΞΙΣΩΣΗ HENDERSON HASSELBACH pη = pk α + log [ HCO 3 - ] 0.03 X pco 2 pk α = : συντελεστής διαλυτότητας του CO 2

31 Το ρυθμιστικό διάλυμα διττανθρακικών διατηρεί σταθερό το pη στο πλάσμα του αίματος, γιατί είναι ανοιχτό σύστημα pk α=6.1 σε 37 C ph = pk α + log {[HCO 3- ] / [ CO 2 (διαλ) ] } Στο πλάσμα ph 7.4 Αλλά...η περιοχή διατήρησης σταθερού ph είναι pk 1 Είναι ασταθές ρυθμιστικό; Οχι, γιατί ειναι ανοικτό σύστημα Το διαλυμένο στους ιστούς CO2 ρυθμίζεται από τον οργανισμό επειδή βρίσκεται σε ισορροπία με το απόθεμα αερίου CO2 στους πνεύμονες, που ελέγχεται με την αναπνοή Α-31

32 Αναπνευστική αλκάλωση Συνήθης αιτία: Υπέρπνοια CO 2 ελαττώνεται, ph αυξάνεται, π.χ από 7.4 σε 7.74 Αντιμετώπιση: Αναπνοή σε κλειστό χώρο (σακούλα) Αναπνευστική οξέωση Συνήθης αιτία: Υπόπνοια, εμφύσημα, πνευμονία CO 2 αυξάνεται, ph μειώνεται, π.χ από 7.4 σε 7.2 Αντιμετώπιση: Ταχύτερη αναπνοή Η + + HCO 3 - H 2 CO 3 CO 2(diss) + Η 2 Ο

33 Απορρόφηση φαρμάκων

34 Πολυπρωτικά οξέα/βάσεις Α-34

35 Οι αμφολύτες περιέχουν όξινες και βασικές ομάδες pi: ph όπου το συνολικό φορτίο είναι μηδενικό Α-35

36 Πολυαμφολύτες και πολυηλεκτρολύτες Μεγαλομόρια που περιέχουν πολλές βασικές και όξινες ομάδες ονομάζονται πολυαμφολύτες (π.χ. πρωτεΐνες). Αν οι όξινες ομάδες είναι περισσότερες, το pi θα είναι χαμηλό. Αν οι βασικές ομάδες είναι περισσότερες, το pi θα είναι υψηλό. Μεγαλομόρια που φέρουν πολλές ομοειδώς φορτισμένες ομάδες (μόνο θετικό ή μόνο αρνητικό φορτίο) ονομάζονται πολυηλεκτρολύτες (π.χ. πολυλυσίνη, νουκλεϊκά οξέα). Το pka κάθε ομάδας επηρεάζεται από την κατάσταση ιονισμού των υπολοίπων. Α-36

37 Μακροιόντα σε διάλυμα Οι πολυηλεκτρολύτες και οι πολυαμφολύτες συμπεριφέρονται σαν μακροϊόντα σε διάλυμα Απωστικές (νουκλεϊκά οξέα) αλληλεπιδράσεις Ηλεκτροστατικές αλληλεπιδράσεις (ιστόνες με DNA) Α-37

38 Φυσικές και Χημικές μεταβολές Ερμηνεύονται με βάση τη Θερμοδυναμική Ενέργεια, Έργο, Θερμότητα

39 Οι νόμοι της Θερμοδυναμικής καθορίζουν την κατεύθυνση των βιολογικών μεταβολών Σύστημα: το τμήμα του σύμπαντος που αποτελεί αντικείμενο μελέτης Περιβάλλον: όλα τα υπόλοιπα Απομονωμένο σύστημα δεν μπορεί να ανταλλάξει ύλη ή ενέργεια με το περιβάλλον του Κλειστό σύστημα μπορεί να ανταλλάξει ενέργεια με το περιβάλλον του Ανοιχτό σύστημα μπορεί να ανταλλάξει ενέργεια ή ύλη ή και τα δύο με το περιβάλλον του Α-39

40 1ος νόμος Η συνολική ενεργεια του σύμπαντος ή ενός απομονωμένου συστήματος (ή συστήματος και περιβάλλοντος) διατηρείται E (ή U): εσωτερική ενέργεια σταθερή Η E (ή U) συστήματος περιλαμβάνει όλη την ενέργεια που προέρχεται από τους χημικούς (ισχυρούς και ασθενείς) δεσμούς και την κίνηση των ατόμων και μορίων του, προσδιορίζεται αποκλειστικά από την κατάσταση του συστήματος και μπορεί να μεταβληθεί μόνο με ανταλλαγή θερμότητας ή έργου με το περιβάλλον. E είναι ανεξάρτητη της πορείας με την οποία γίνεται μια μετάβαση Η ενέργεια δεν καταστρέφεται ούτε δημιουργείται εκ του μηδενός, μπορεί όμως να πάρει διαφορετικές μορφές. E 2 - E 1 = E = q + w w έργο που ασκείται ΣΤΟ σύστημα Α-40 q θερμότητα που απορροφάται ΑΠΟ το σύστημα

41 Η ενθαλπία H = E + PV Η Η προσδιορίζεται αποκλειστικά από την κατάσταση του συστήματος ΔH = ΔΕ + PΔV Ο όγκος είναι περίπου σταθερός για βιοχημικές αντιδράσεις σε διάλυμα και υπό αυτή την προϋποθεση ΔH ~ΔE Η ΔΗ είναι μέτρο της μεταβολής στην ενέργεια Ε του συστήματος και στα μορια είναι μέτρο της ενέργειας των δεσμών Α-41

42 Αν P σταθερή, ΔH = q Άρα η ΔH αντιστοιχεί στη θερμότητα που απορροφάται υπό σταθερή Ρ (π.χ. καύση λιπαρών οξέων) ΔH<0 εξώθερμη μεταβολή, ΔH>0 ενδόθερμη μεταβολή Οι περισσοτερες, ΟΧΙ ΟΛΕΣ, εξώθερμες είναι αυθόρμητες Οι περισσοτερες, ΟΧΙ ΟΛΕΣ, ενδόθερμες δεν είναι αυθόρμητες

43 Eντροπία Μέτρο της αταξίας-απουσίας κανονικά επαναλαμβανόμενου προτύπου S=klnW S = klnw S < S S<S Α-43

44 2ος νόμος «Η εντροπία απομονωμένου συστήματος τείνει να φθάσει μια μέγιστη τιμή» Τα συστήματα τείνουν να μεταβαίνουν σε καταστάσεις μεγαλύτερης αταξίας Δύσκολο! Α-44 Πιο πιθανό!

45 Η διαφορά εντροπίας για σύστημα + περιβάλλον είναι μηδενική για διεργασίες σε ισορροπία και θετική για μη αντιστρεπτές διαδικασίες Δεν σημαίνει ότι κάθε διαδικασία συνοδεύεται από αύξηση της εντροπίας ενός συστήματος-μπορεί του συστήματος να μειώνεται, αλλά τότε αυξάνεται του περιβάλλοντος. Π.χ. άνθρωπος: από ωάριο σε οργανισμό Αντιστροφή της διαδικασίας από S υψηλή σε S χαμηλή απαιτεί ενέργεια

46 Αποδιαταγμένη πρωτεΐνη: Μικρή τάξη Α-46 Αναδιπλωμένη πρωτεΐνη: Μεγαλύτερη οργάνωση

47 Ελεύθερη ενέργεια κατά Gibbs Τα βιολογικά συστήματα ανταλλάσσουν ενέργεια με το περιβάλλον, άρα οι μεταβολές και της εντροπίας και της ενθαλπίας (ενέργειας) θα καθορίσουν την κατεύθυνση θερμοδυναμικά ευνοούμενων διαδικασιών. Η G συνδυάζει και τα δύο. G = H - TS Α-47

48 ΔG = ΔH - TΔS Για διεργασίες υπό σταθερή P και T: ΔG = ΔH TΔS Αν ΔG = 0, αντίδραση σε ισορροπία Αν ΔG < 0, η αντίδραση ευνοείται προς την κατεύθυνση αυτήαυθόρμητη Αν ΔG > 0, η αντίδραση δεν ευνοείται προς την κατεύθυνση αυτήδεν είναι αυθόρμητη (αλλά μπορεί να γίνει με προσφορά ενέργειας) 1. Το αν ευνοείται μια αντίδραση ή όχι εξαρτάται από την θερμοκρασία, αλλά όχι από την ταχύτητά της 2. Η εντροπία ανοιχτού συστήματος μπορεί να μειωθεί, αλλά τότε θα απαιτηθεί ενέργεια Α Η εντροπία του σύμπαντος αυξάνεται

49 A+B Γ+Δ ΔG = ΔH TΔS ΔΗ<0 ενδόθερμη, ΔΗ>0 εξώθερμη ΔS<0 προς μεγαλύτερη τάξη, ΔS>0 προς μεγαλύτερη αταξία ΔΗ ΔS Χαμηλή θερμοκρασία ΤΔS < ΔΗ Υψηλή θερμοκρασία ΤΔS > ΔΗ + + ΔG>0, δεν ευνοείται ΔG<0, ευνοείται + - ΔG>0, δεν ευνοείται ΔG>0, δεν ευνοείται - + ΔG<0, ευνοείται ΔG<0, ευνοείται - - ΔG<0, ευνοείται ΔG>0, δεν ευνοείται Α-49

50 Ενθαλπία και εντροπία κατά τη μεταβολή πάγου σε νερό Α-50

51 Η αναδίπλωση των πρωτεϊνών είναι αυθόρμητη διαδικασία- ΔG 0 <0 Παρόλο που η αναδιπλωμένη πρωτεΐνη έχει μεγαλύτερη οργάνωση (εντροπία) Α-51

52 Συζευγμένες αντιδράσεις A + D <=> B + E (ΔG 0 = = -20 kj/mol) δυνατή Αν A <=> B + C (ΔG 0 = +10 kj/mol) C + D <=> E (ΔG 0 = -30kJ/mol), μη ευνοούμενη αυθόρμητη

53 Βιομόρια υψηλής ενέργειας: Tο παράδειγμα του ATP Το ATP δρα σαν «ενεργειακό νόμισμα» σε σχεδόν όλες τις κυτταρικές λειτουργίες Α-53

54 Tο ATP και η υδρόλυσή του Α-54

55 Χημική ισορροπία Μονόδρομη ή ποσοτική αντίδραση δεν είναι αντιστρεπτή C x H y + O 2 CO 2 + H 2 O καύση Για την αµφίδροµη χηµική αντίδραση: αα(g) + βb(g) <=> γγ(g) + δ (g) Νόμος Δράσεως των Μαζών σταθερά χηµικής ισορροπίας Kc

56 Χημική ισορροπία

57 Η τιµή της Kc για µία αντίδραση εξαρτάται µόνο από την θερµοκρασία. Η Κc είναι πάντα η ίδια για δεδομένη αντίδραση και σταθερή θερμοκρασία, ανεξάρτητα από τις αρχικές συγκεντρώσεις των συστατικών του συστήματος και από τα στάδια που γίνεται η αντίδραση-εξαρτάται από θερμοκρασία και φύση αντιδρώντων προιόντων Στις ενδόθερµες αντιδράσεις, αύξηση της θερµοκρασίας προκαλεί αύξηση της Κc. Στις εξώθερµες αντιδράσεις, αύξηση της θερµοκρασίας προκαλεί µείωση της Κc.

58 Αρχή του Le Chatelier Αν σε ένα σύστημα που βρίσκεται σε κατάσταση ισορροπίας, μεταβάλλουμε τις συνθήκες, που επηρεάζουν την ισορροπία, η θέση της ισορροπίας θα μετατοπισθεί προς εκείνη την κατεύθυνση, που θα έχουμε εξουδετέρωση της μεταβολής. Παράγοντες που επηρεάζουν την ισορροπία ενός συστήματος Μεταβολή της πίεσης Μεταβολή της συγκέντρωσης Μεταβολή της θερμοκρασίας

59 Ελεύθερη ενέργεια κατά Gibbs και χημικές αντιδράσεις A+B <=> Γ+Δ ΔG 0 = Ελεύθερη ενέργεια Gibbs υπό κανονικές συνθήκες ΔG = ΔG 0 + RTln([προϊόντα]/[αντιδρώντα]) 0 = ΔG 0 + RTlnK, K σταθερά ισορροπίας μιας αντίδρασης lnκ=-δg 0 /RT K = [Γ][Δ] / [Α][Β] Α-59

60 Αυθόρμητες αντιδράσεις δεν είναι αναγκαστικά και ταχείες-η σημασία της Κινητικής Η Κινητική μελετά Την ταχύτητα αντιδράσεων Παραγοντες που την επηρεάζουν Μηχανισμο της αντίδρασης

61 Η ταχύτητα αντιδρασης πολύ σημαντική Π.χ. αποσύνθεση τροφίμων Δραστικότητα φαρμάκων Μεταφορά οξυγόνου σε ιστούς Η υδρόλυση του πεπτιδικού δεσμού είναι αυθόρμητη διαδικασία, αλλά... η κινητική της πολύ βραδεία >1000 χρόνια

62 Η υδρόλυση του πεπτιδικού δεσμού είναι αυθόρμητη διαδικασία, αλλά... η κινητική της πολύ βραδεία >1000 χρόνια Βιοχημεία Ι Β-62

63 Προιοντα παραγονται από αποτελεσματικες συγκρούσεις Καταλληλη κινητική ενέργεια και προσανατολισμός Κα νεργεια ενεργοποιησης- Ελάχιστη κινητική ενέργεια Ενεργοποιημένο συμπλοκο

64 Ταχύτητα αντίδρασης

65 Καμπύλη αντίδρασης Η ταχύτητα δεν είναι σταθερή

66 Η ταχύτητα της αντίδρασης εξαρτάται από: Δομη-συγκεντρωση-θερμοκρασία-φυσική κατάσταση αντιδρώντων Πίεση για αέρια Επιφάνεια επαφής για στερεά Παρουσία καταλυτών

67 Βιοκαταλύτες ή Ένζυμα: Οι αποτελεσματικότεροι καταλύτες

68 Ο μηχανισμός και η ταξη της αντίδρασης προσδιορίζονται μόνο πειραματικά Η στοιχειομετρία μιας αντίδρασης δεν καθορίζει αναγκαστικά το νόμο ταχύτητας της αντίδρασης

69 Κ c =k 1 /k -1 Προς τα δεξιά: CO(g) + 2 H 2 (g) CH 3 OH(g) k 1 υ δεξ = k 1 [CO][H 2 ] 2 Προς τα αριστερά: k -1 CH 3 OH(g) CO(g) + 2 H 2 (g) υ αρισ = k -1 [CH 3 OH] Στη χημική ισορροπία: υδεξ = υ αρισ k 1 CO(g) + 2 H 2 (g) CH 3 OH(g) k -1 k 1 [CO][H 2 ] 2 = k -1 [CH 3 OH] k 1 k -1 = [CH 3 OH] [CO][H 2 ] 2 =K c Ισχύει για αντιδράσεις 1 σταδίου με 1 ενεργοποιημένο σύμπλοκο