Struktura a konformace DNA
VAZBA
- kovalentní (šérují el. pár, polární kobalentní - nerovnoměrné přitahování jednotl. atomy - elektronegativní více, valence - počet elektronů daných/vzatých do vazby - 2+, 3-...) mezi Nu
--malé interalce mezi jednotlivými kov. molekulami ve směsi - malé molekuly plyny, větší tekutiny...
- iontová vazba - elektrostatické působení mezi elektricky nabitými ionty
- kovová vazba - skládá z kationtů rozmístěných v pravidelné prostorové mřížce. Valenční elektrony jsou volně pohyblivé, označují se často jako elektronový plyn
MOLEKULÁRNÍ INTERAKCE
- Van der Waalsovy síly jsou přitažlivé nebo odpudivé interakce (síly) mezi molekulami. Jsou slabší než kovalentní, koordinačně kovalentní síly a vodíkové můstky. Vznikají převážně v nepolárních molekulách, které neobsahují stálé dipóly, jejich vazby nejsou polarizované.
- vodíkové mezi $ - CG 3x, AT 2x . Vznik vodíkové vazby je možný pouze u molekul, kde je vodík vázán k některému z výrazně elektronegativních prvků, jako jsou fluor, kyslík a dusík. Jedině tyto tři prvky jsou schopné v dostatečné míře odčerpat elektronovou hustotu od atomu vodíku. Nejslabší vodíkové vazby mají vazební energii 1–2 kJ.mol–1, nejsilnější dosahují energií okolo 40 kJ.mol–1 (u aniontu HF2–). Jsou tedy řádově 10× slabší než iontové nebo kovalentní vazby.
V živých buňkách 4 typy interakce molekul - mimo kovalentní vazby
- elektrostatické
- vodíkové
- hydrofobní/hydrofilní
- Van der Waalsovy
Struktura DNA
- 1 otočka 10,4 Nu, vzdálenost mezi centry Nu 3,4 nm
- 2 řetězce - antiparalelní a komplementární
Helikální konformace - majoritní A, vyjímečně B, hypoteticky Z
- kovalentní (šérují el. pár, polární kobalentní - nerovnoměrné přitahování jednotl. atomy - elektronegativní více, valence - počet elektronů daných/vzatých do vazby - 2+, 3-...) mezi Nu
--malé interalce mezi jednotlivými kov. molekulami ve směsi - malé molekuly plyny, větší tekutiny...
- iontová vazba - elektrostatické působení mezi elektricky nabitými ionty
- kovová vazba - skládá z kationtů rozmístěných v pravidelné prostorové mřížce. Valenční elektrony jsou volně pohyblivé, označují se často jako elektronový plyn
MOLEKULÁRNÍ INTERAKCE
- Van der Waalsovy síly jsou přitažlivé nebo odpudivé interakce (síly) mezi molekulami. Jsou slabší než kovalentní, koordinačně kovalentní síly a vodíkové můstky. Vznikají převážně v nepolárních molekulách, které neobsahují stálé dipóly, jejich vazby nejsou polarizované.
- vodíkové mezi $ - CG 3x, AT 2x . Vznik vodíkové vazby je možný pouze u molekul, kde je vodík vázán k některému z výrazně elektronegativních prvků, jako jsou fluor, kyslík a dusík. Jedině tyto tři prvky jsou schopné v dostatečné míře odčerpat elektronovou hustotu od atomu vodíku. Nejslabší vodíkové vazby mají vazební energii 1–2 kJ.mol–1, nejsilnější dosahují energií okolo 40 kJ.mol–1 (u aniontu HF2–). Jsou tedy řádově 10× slabší než iontové nebo kovalentní vazby.
Délka vodíkové vazby závisí na energii vazby, teplotě a tlaku. Typická délka vodíkové vazby ve vodě je 1,97 Å (0,197 nm)
[editovat]
V živých buňkách 4 typy interakce molekul - mimo kovalentní vazby
- elektrostatické
- vodíkové
- hydrofobní/hydrofilní
- Van der Waalsovy
Struktura DNA
- 1 otočka 10,4 Nu, vzdálenost mezi centry Nu 3,4 nm
- 2 řetězce - antiparalelní a komplementární
Helikální konformace - majoritní A, vyjímečně B, hypoteticky Z
Žádné komentáře:
Okomentovat