Upload
others
View
3
Download
0
Embed Size (px)
Citation preview
DNA PROTEIN t‐RNA
Biologiske makromolekyler
Biologiske makromolekyler 4 hovedtyper
1 Proteiner 4 Lipider(aminosyrer) (fettsyremolekyler)
2 Nukleinsyrer(nukleotider)
3 Polysakkarider(sukker)
Polymerer LipiderLange kjeder av små Fettløslige stoffermolekylære enheter.Vannløselige Løses ikke i vann
‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐
Type binding Lengdenm
Styrke (vacuum)kcal/mol
Styrke (vann)kcal/mol
Kovalent (kjemisk) 0,15 90 90
Ionisk (kjemisk) 0,25 80 3
Hydrogen (svak) 0,30 4 1
van der Waals (svak) 0,35 0,1 0,1
Bindingstyper
.Pol – Pol binding ‐tradisjonell coulombs vekselvirkningVekselvirkningsenergien V ∝ 1/rNa+ Cl‐ er et eksempel på en ren ionebinding
Pol – Dipol binding Vekselvirkningsenergien V ∝ 1/r2
Dipol – Dipol bindingVekselvirkningsenergien V ∝ 1/r3
Pol – Indusert dipol v.v. V ∝ 1/r4
Dipol ‐ Indusert dipol v.v. V ∝ 1/r6
Økt kompleksitet kortere rekkevidde!
q2
q1
r
Ionebinding
q2
q1
r
-q2
-q1
r
-q2
q1
8+ 1+
8e‐ 1e‐
O H
δ+δ‐
P
dipolmoment P = Qd Q = δ+ og d = retningsvektoren fra negativ til positiv
Molekylær dipol
OH•
O
H H
P2P1
P
δ+ δ+
δ‐
Vann
2 polare OH‐bindingerPermanent dipol
Hydrogenbindinger
Viktigst av de svake bindingenePol ‐ dipol
Eksempel på hydrogenbindinger:
O‐‐‐H‐O (‐‐‐H‐N)
N‐‐‐H‐O (‐‐‐H‐N)
Cl‐‐‐H‐O (‐‐‐H‐N)
Ikke ---H-C
Forutsetter permanent dipol med H i ene enden og elektronegativ nabo.H befinner seg mellom to elektronegative atomer.
δ‐ δ+ δ‐
δ ≈0 δ ≈0
Oδ‐
Hδ+
Oδ‐
‐‐‐‐
1,6 ‐2 Å ∼ 1Å
O...........................................H ______________ N
Hydrogenbindinger
δ- δ+ δ-
∼ 1Å 1,6 ‐2 Å
O___________ H ......................................N
Eksterne påvirkninger kan gi protontransfer.
Systemet er mest stabilt når protonet er i den dypeste potensialbrønnen
Hydrogenbindinger i VANN
Høyt kokepunkt
Høy varmekapasitet
Flyter i fast form
Svake kontaktermellom molekyler uten permanent dipolmoment.
‐Temporære fluktasjoner i ladningsfordelinger‐vibrerende valenselektroner varierende E‐felter
temporært induserte dipolmoment
van der Waals bindinger
Type binding Lengdenm
Styrke (vann)kcal/mol
Kovalent (kjemisk)
0,15 90
Ionisk (kjemisk)
0,25 3
Hydrogen (svak)
0,30 1
van der Waals (svak)
0,35 0,1
Bohr’s atommodel
Kvantifiserte elektronbaner
Η Ψ=Ε ΨSchrödingerlikningen
Hamiltonoperator H
Bølgefunksjonen Ψ
Orbitaler
Kvantetall
n hoved‐ eller energikvantetallet 1, 2, 3, ..., n (K,L,M...)
l angulærmoment (abs. verdi) (banespinn) 0, 1, 2, ..., n‐1 (s,p,d, f …)
ml angulærmoment (retning) banespinn) l, ‐l+1, .., 0, .. l‐1, +l
ms egenspinn (retning) + ½ , ‐ ½
Pauliprinsippet”To elektroner kan ikke ha alle fire kvantetall felles”
n=3 M
l=0,1,2 (tre tillatte verdier av l)
l=0 ml=0, à ms=±½ 3s (2 el.)
l=1 ml= ‐1, 0, +1 à ms=±½ 3p (6 el.)
l=2 ml= ‐2, ‐1, 0, +1, +2 à ms=±½ 3d (10 el.)
M‐skallet har max 18 (2+6 +10) elektroner
K+L+M skallene fulle 28 elektroner Argon Edelgass
K‐skallet har max 2 elektroner
L‐skallet har max 8 elektroner
Elektronskymodellen
Tilstandsfunksjon Ψ = Ψ (n,l, ml)Sannsynlighetsfordelingen Ψ2
s-orbitalet er kulesymmetriskp- og d-orbitalene har spesielle retninger i rommet
d-orbitaler (l=2)
p l=1 m l= -1, 0, 1px = 1/2 (|1> + |-1>) py = 1/2 (|1> - |-1>)pz ml = 0
d l=2 m l= -2, -1, 0, 1, 2
Hunds regel”Elektroner fyller opp orbitalene med så mange parallelle spinn som mulig.”
Oksygen har 8 elektroner.Elektronene fylles inn fra laveste energinivå, og oppover.
↑↓ ↑ ↑ 2p l=1, ml= ‐1, 0,+12s ↑↓ 2px 2py 2pz n=2 2s l=0, ml= 0, ms = ±½
1s ↑↓ n=1 1s l=0, ml= 0, ms = ±½
Atomære system med flere enslige (uparede) elektronerStot = ∑Si S = 0, ½, 1, 3/2, 2, ..ms = ‐s, ‐s+1, ...., s‐1, s totalt 2s+1 verdier
1 elektron S=½ ms = ±½ dublett2 elektron i ulike orbitaler S=1 ms = ‐1, 0, +1 triplett2 elektron i samme orbital S=0 ms = 0 singlett
Oksygen i grunntilstanden er altså i en triplett‐tilstand!