New User Special Price Expires in

Let's log you in.

Sign in with Facebook


Don't have a StudySoup account? Create one here!


Create a StudySoup account

Be part of our community, it's free to join!

Sign up with Facebook


Create your account
By creating an account you agree to StudySoup's terms and conditions and privacy policy

Already have a StudySoup account? Login here

BIO 201: Biochemistry

by: ASUNursing19

BIO 201: Biochemistry BIO 201

Marketplace > Arizona State University > Biology > BIO 201 > BIO 201 Biochemistry
GPA 3.93
View Full Document for 0 Karma

View Full Document


Unlock These Notes for FREE

Enter your email below and we will instantly email you these Notes for Human Anatomy/Physiology I

(Limited time offer)

Unlock Notes

Already have a StudySoup account? Login here

Unlock FREE Class Notes

Enter your email below to receive Human Anatomy/Physiology I notes

Everyone needs better class notes. Enter your email and we will send you notes for this class for free.

Unlock FREE notes

About this Document

Ch. 2, Week 2: Basic chemistry & Biochemistry
Human Anatomy/Physiology I
Dr. Penkrot
Class Notes
Biology, BIO 201, Basic Chemistry, Chemistry, biochemistry




Popular in Human Anatomy/Physiology I

Popular in Biology

This 18 page Class Notes was uploaded by ASUNursing19 on Thursday February 18, 2016. The Class Notes belongs to BIO 201 at Arizona State University taught by Dr. Penkrot in Winter 2016. Since its upload, it has received 32 views. For similar materials see Human Anatomy/Physiology I in Biology at Arizona State University.

Similar to BIO 201 at ASU


Reviews for BIO 201: Biochemistry


Report this Material


What is Karma?


Karma is the currency of StudySoup.

You can buy or earn more Karma at anytime and redeem it for class notes, study guides, flashcards, and more!

Date Created: 02/18/16
Chemistry and Physiological Reactions    Body is made up of many chemicals  Chemistry underlies all physiological reactions: o Movement, digestion, pumping of heart, nervous system  Chemistry can be broken down into: o Basic chemistry o Biochemistry   Part 1 ­­ Basic Chemistry   Matter  MATTER is anything that has mass and occupies space o Matter can be measured, seen, smelled, and/or felt o Weight is mass plus the effects of gravity  States of matter o Matter can exist in three possible states:  Solid: definite shape and volume  Liquid : changeable shape; definite volume  Gas : changeable shape and volume  Liquids and gases are both often referred to as "fluids"   Energy  ENERGY  is the capacity to do work or put matter into motion  Energy does not have mass, nor does it take up space  The greater the work done, the more energy it uses up o Body uses energy that is stored in chemical bonds  Kinetic versus potential energy o Energy exists in two possible forms:  KINETIC ENERGY : energy in action  POTENTIAL ENERGY: stored (inactive) energy o Energy can be transformed from potential to kinetic energy Stored energy can be released, resulting in action   Forms of energy o Chemical energy: Stored in bonds of chemical substances o Electrical energy: Results from movement of charged particles o Mechanical energy: Directly involved in moving matter o Radiant or electromagnetic energy : Travels in waves (example: heat, visible  light, ultraviolet light, and X rays)  Energy form conversions o Energy may be converted from one form to another  Example: turning on a lamp converts electrical energy to light energy o Energy conversion is inefficient  Some energy is "lost" as heat, which can be partly unusable energy o Usually, converting from type of energy to another energy can result in loss; it is  insufficient   2.2 Atoms and Elements    All matter is composed of lements o Elements are substances that cannot be broken down into simpler substances by  ordinary chemical methods  Four elements make up 96% of body: o Carbon, oxygen*(2/3 of body weight is oxygen), hydrogen, and nitrogen o 9 elements make up 3.9% of the body o 11 elements may up <0.01%  Periodic table lists all known elements  All elements are made up of atoms , which are: o Unique building blocks for each element o Smallest particles of an element with properties of that element o What give each element its particular physical & chemical properties  Atomic symbol o One­ or two­letter chemical shorthand for each element  Example: "O" for oxygen, "C" for carbon  Some symbols come from Latin names: "Na" (natrium) is sodium; "K"  (kalium) is potassium Metals  Little Tip If something serves no biological purpose in the body, it is probably not a good idea to consume large amounts of it! o If your body doesn't use it already, there's probably a reason  Heavy intake of non­nutrients can be harmful o Example: Argyria  Nothing  is completely harmless if consumed in large amounts   Argyria    Silver is not a necessary micronutrient   Chromium    Chromium picolinate o Cr deficiency is extremely rare o Used for weight loss, to treat depression o More likely to cause DNA damage and mutations than to improve health  Cancer   Protons, Neutrons, and Electrons    Protons determine atomic number  Neutrons determine nuclear mass and stability  Electrons can be added or lost easily o Basis of chemical properties o Ability to gain, lose, or share electrons determines an element's reactivity Structure of Atoms    Atoms are composed of three subatomic particles: o Protons  Carry a positive charge (+)  Weigh an arbitrary 1 atomic mass unit  (1 amu)    o Neutrons  Have no electrical charge (0)  Also weigh 1 amu o Electrons  Carry a negative charge (­)  Are so tiny they have virtually no weight (0 amu)    Number of positive protons is balanced by number of negative electrons, so atoms are  electrically neutral  Protons and neutrons are found in a centrally located ucleus ; electrons orbit around the  nucleus    Chemists devise models of how subatomic particles are put together o Planetary model o Orbital model  Planetary model   : simplified and outdated because it incorrectly depicts electrons in  orbits fixed circular paths o Still useful for illustrations  Orbital model : current model used that depicts rbitals, probable regions where an  electron is most likely to be located (rather than fixed orbits) o Shading in regions of greatest electrons density results in an electron cloud around nucleus o Useful for predicting chemical behavior of atoms   Identifying Elements    Atomic number o Equals number of protons in nucleus o Written as subscript to left of atomic symbol  Example:  3i  Mass number o Equals total number of protons and neutrons in nucleus  Total mass of atom o Written as superscript to left of atomic symbol 7  Example  Li  Isotopes o Structural variations of same element o Atoms contain same number of protons but differ in the number of neutrons they  contain  Atomic numbers are same, but mass numbers different  Atomic weight o Average of mass numbers of all isotope forms of an atom   Radioisotopes    Radioisotopes are isotopes that decompose to more stable forms o Atom loses various subatomic particles  Sometimes loss results in an isotope becoming a different element o As isotope decays, subatomic particles that are being given off release some  energy  This energy is referred to as radioactivity  Can be detected and measured with scanners  Radioisotopes are a valuable tool for biological research and medicine o Share same chemistry as their stable isotopes so will be taken up by body  Can then be used for diagnosis of disease  All radioactivity can damage living tissue o Some types can be used to destroy localized cancer o Some types cause cancer  Radon from uranium decay causes lung cancer   Ionizing Radiation    Radiation  transfers energy  Ionizing radiation alters the electron cloud of atoms Classification of Ionizing Radiation   Three major types:    Alpha:  α o Helium nucleus  Beta: β o Electron  Gamma: γ o Photon  Other types exist   The smaller the particle, the higher the energy…   Medical Imaging    Ionizing radiation o X­Ray o CT Scan o PET Scan  Magnetic radiation o MRI   2.3 Combining Matter   Molecules vs. Compounds  Most atoms chemically combine with other atoms to form molecules and compounds o Molecule: general term for 2 or more atoms bonded together o Compound : specific molecule that has 2 or more different kinds of atoms bonded together  Example: C 6 O12 6  Molecules with only one type of atom (H  or O ) are just callmolecules 2 2   Mixtures    Both molecules and compounds are different from mixtures  Most matter exists as ixtures : two or more components that are physically intermixed    Three basic types of mixtures: o Solutions o Colloids o Suspensions  Solutions o Are  homogeneous  mixtures, meaning particles are evenly distributed throughout  Solvent: substance present in greatest amount (does the dissolving)  Usually a liquid, such as water  Solute(s): substance dissolved in solvent  Present in smaller amounts  Example: blood sugar ­­ glucose is solute, and blood (plasma) is  solvent  True solutions are usually transparent  Example: air (gas solution), salt solution, sugar solution  Most solutions in body are true solutions of gases, liquids, or solids dissolved in water  Concentration of true solutions o Three common ways to express concentrations: 1. Percent of solute in total solution  How many parts of solute are in 100 total parts of solution  Solvent is usually water  Example: 10 parts salt to 90 parts water is a 10% salt solution 2. Milligrams per deciliter (mg/dl)  Deciliter equals 1/100th of a liter  Example: normal fasting blood glucose levels are around 80 mg/dl 3. Molarity  (M) is number of moles of solute per liter of solvent (water)  1 mole of a compound is equal to its molecular weight  (sum of  atomic weights) in grams  Example: glucose (C H6O 12h6s a molecular weight of 180.12  amu, so 180.12 grams of glucose added to enough H O to2make 1 liter is a  1 M solution of glucose  1 mole of any substance always contains 6.02 x 1023 molecules of  that substance (Avogadro's number )  Molarities in the body are so small (can be 0.0001 M), they are  expressed in millimoles (mM) so 1000 mM = 1M  Colloids o Also known as  emulsions ; areheterogeneous  mixtures, meaning that particles are  not evenly distributed throughout mixture  Can see large solute particles in solution, but these do not settle out, but  may separate  Gives solution a cloudy or milky look o Some undergo  sol­gel (solution to gel) transformations  Example: Jell­O goes from liquid to gel  Cytosol of cell is also a sol­gel type solution  Suspensions o Heterogeneous  mixtures that contain large, visible solutes that do settle out o Example: mixture of water and sand o Blood is considered a suspension because if left in a tube, the blood cells will  settle out Difference Between Mixtures and Compounds    Three main differences: o Unlike compounds, mixtures do not involved chemical bonding between  components o Mixtures can be separated by physical means, such as straining or filtering;  compounds can be separated only by breaking their chemical bonds o Mixtures can be heterogeneous or homogeneous; compounds are only  homogeneous   2.4 Chemical Bonds    Chemical bonds are "energy relationships" between electrons of reacting atoms o Chemical bonds are not actual physical structures  Electrons are the subatomic particles that are involved in all chemical reactions o They determine whether a chemical reaction will take place and if so, what type  of chemical bond is formed   Role of Electrons in Chemical Bonding    Electrons can occupy areas around nucleus called  electron shells o Each shell contains electrons that have a certain amount of kinetic and potential  energy, so shells are also referred to as rgy levels o Depending of its size, an atom can have up to 7 electron shells o Shells can hold only a specific number of electrons; the shell closest to nucleus is  filled first  Shell 1 can hold only 2 electrons  Shell 2 holds a maximum of 8 electrons  Shell 3 holds a maximum of 18 electrons  Outermost electron shell is called alence shell o Electrons in valence shell have the most potential energy because they are farthest from nucleus o These are electron that are involved in chemical reactions  Octet Rule (rule of eights) o Atoms "desire" 8 electrons in their valence shell  Exceptions: smaller atoms (examples: H and He) want only 2 electrons in  shell 1 o Desire to have 8 electrons is driving force behind chemical reactions  Noble gases already have full 8 valence electrons (or 2 for He) so are not  chemically reactive o Most atoms do not have full valence shells  Atoms will gain, lose, or share electrons (form bonds) with other atoms to  achieve stability to 8 electrons in valence shell    Types of Chemical Bonds    Three major types of chemical bonds o Ionic bonds o Covalent bonds o Hydrogen bonds  (not real chemical bond)  Ionic bonds o Ions are atoms that have gained or lost electrons and become charged  Number of protons does not equal number of electrons o Ionic bonds involved thetransfer of valence shell electrons from one atom to  another, resulting in ions  One becomes an  anion  (negative charge)  Atom that gained one or more electrons  One becomes a  cation  (positive charge)  Atom that lost one or more electrons o Attraction of opposite charges results in an ionic bond  o Most ionic compounds are salts  When dry, salts form crystals instead of individual molecules  Example: NaCl (sodium chloride = table salt)  Covalent bonds o Covalent bonds are formed by sharing of two or more valence shell electrons  between two atoms  Sharing of 2 electrons results in a single bond  Sharing of 4 electrons is a double bond  Sharing of 6 electrons is a triple bond o Allows each atom to fill its valence shell at least part of the time o Two types of covalent bonds:  Polar and nonpolar covalent bonds o Nonpolar covalent bonds  Equal sharing of electrons between atoms  Results inelectrically balanced nonpolar molecules such as CO 2 o Polar covalent bonds  Unequal  sharing of electrons between 2 atoms  Results inelectrically polar molecules  Atoms have different electron­attracting abilities, leading to unequal sharing  Atoms with greater electron­attracting ability are ctronegative, and  those with less are ectropositive  H2O is a polar molecule  Oxygen is more electronegative, so it exerts a greater pull on shared  electrons, giving it a partial negative charge and giving H a partial positive charge  Having two different charges is referred to as ole  Hydrogen bonds o Attractive force between electropositive hydrogen of one molecule hydrogen of  one molecule and an electronegative atom of another molecule  Not a true chemical bond, more of a weak magnetic attraction between  molecules o Common between  dipoles  such as water  What makes water liquid (plus other unusual attributes) o Also act as intramolecular bonds, holding a large molecule in a three­dimensional  shape   2.5 Chemical Reactions    Chemical reactions  occur when chemical bonds are formed, rearranged, or broken  These reactions can be written in symbolic forms called  chemical equations  Chemical equations contain: o Reactants: substances entering into reaction together o Product(s) : resulting chemical end products o Amounts of reactants and products are shown in balanced equations  Compounds are represented as  molecular formulas o Example H O 2r C H 6  12 6  or 2H 4 o In chemical equations, subscripts indicate how many atoms are joined by bonds,  whereas prefix means number of un­joined atoms (example: 4H)   Types of Chemical Reactions    Three main types of chemical reactions: 1. SYNTHESIS  (combination) involve atoms or molecules combining to form  larger, more complex molecule  Used in anabolic  (= building) process  A + B ­­> AB 2. DECOMPOSITION  reactions involve breakdown of a molecule into smaller  molecules or its constituent atoms (reverse of synthesis reactions)  Involve catabolic  ( = bond breaking) reactions  AB ­­> A + B 3. EXCHANGE  reactions, also calleddisplacement  reactions, involve both  synthesis and decomposition  Bonds are both made and broken  AB + C ­­> AC + B  AB + CD ­­> AD + CB    In living systems, these reactions are also referred to as uction­oxidation  or redox   reactions o Atoms are  reduced  when they gain electrons and  oxidized  when they lose  electrons o Example: C H6O 12 6O  ­­>26CO  + 62 O + A2P  In this example, glucose is oxidized, and oxygen molecule is reduced   Energy Flow in Chemical Reactions    All chemical reactions are either exergonic or endergonic o Exergonic  reactions result in a net release of energy (give off energy)  Products have less potential energy than reactants  Catabolic and oxidative reactions o Endergonic reactions result in a netabsorption of energy (use up energy)  Products have more potential energy than reactants  Anabolic reactions   Reversibility of Chemical Reactions    All chemical reactions are theoretically reversible o A + B <­­ ­­> AB  Chemical equilibrium occurs if neither a forward nor a reverse reaction is dominant  Many biological reactions are not very reversible o Energy requirements to go backward are too high, or products have been removed   Rate of Chemical Reactions    The speed of chemical reactions can be affected by: o Temperature : increased temperatures usually increase rate of reaction o Concentration of reactants: increased concentrations usually increase rate o Particle size smaller particles usually increase rate  Catalysts  increase the rate of reaction without being chemically changed or becoming  part of the product o Enzymes  are biological catalysts Part 2 ­­Biochemistry    Biochemistry is the study of chemical composition and reactions of living matter  All chemicals either organic or inorganic o Inorganic compounds  Water s, ts , and many acids and bases  Do not contain carbon o Organic  compounds  Carbohydrates, fats, proteins, and nucleic acids  Contain carbon, are usually large, and are covalently bonded  Both equally essential for life   2.6 Inorganic Compounds   Water    Most abundant inorganic compound o Accounts for 60%­80% of the volume of living cells  Most important inorganic compound because of its properties o High heat capacity o High heat of vaporization o *Polar* solvent properties o Reactivity o Cushioning    High heat capacity o Ability to absorb and release heat with little temperature change o Prevents sudden changes in temperature  High heat of vaporization o Evaporation requires large amounts of heat o Useful cooling mechanism  Polar Solvent Properties o Dissolves and dissociates ionic substances o Forms hydration (water) layers around large charged molecules  Examples: proteins o Body's major transport medium o Hydrogen bonding  Reactivity o Necessary part of hydrolysis and dehydration synthesis reactions  Cushioning o Protects certain organs form physical trauma  Example: cerebrospinal fluid cushions nervous system organs   Salts    Salts are ionic compounds that dissociate into separate ions in water o Separate into cations (positively charged molecules) and anions (negatively  charged molecules)  Not including H  and OH ions o All ions are called electrolytes because they can conduct electrical currents in  solution o Ions play specialized roles in body functions  Example: sodium, potassium, calcium, and iron o Ionic balance is vital for homeostasis o Common salts in body  NaCl, CaCO , K3l, calcium phosphates (these salts in particular break  apart easily)   Acids and Bases    Acids and bases are both electrolytes o Ionize and dissociate in water   ACIDS  Are proton donors : they release hydrogen ions  (H+), bare protons (have no electrons)  in solution o Example: HCl ­­> H  Cl ­  Important acids o HCl (hydrochloric acid), HC H 2 3(a2etic acid, abbreviated HAc), and H CO   2 3 (carbonic acid)   BASES  Are proton acceptors : they pick up H  ions in solution + ­ o Example: NaOH ­­> Na  + OH  When a base dissolves in solution, it releases a hydroxyl ion  (OH) ­ ­ o Bicarbonate ion (HCO ) 3nd ammonia (NH ) 3 pH: ACID­BASE CONCENTRATION    pH scale is measurement of concentration of hydrogen ions [H ] in a solution  The more hydrogen ions in a solu+ion, the more acidic that solution is  pH is negative logarithm of [H ] in moles per liter than ranges from 0­14  pH scale is logarithmic, so each  pH unit  represents a 10­fold difference o Example: a pH 5 solution is 10 times more acidic than a pH 6 solution  Acidic  solutions have high [H ] but low pH o Acidic pH range is 0­6.99 + ­  Neutral solutions have equal numbers of H  and OH ions o All neutral solutions are pH 7 o Pure water is pH neutral + ­7  pH of pure water = pH 7: [H ] = 10  m (perfectly neutral)  Alkaline (basic)  solutions have low [H ] but high pH o Alkaline pH range is 7.01­14   NEUTRALIZATION    Neutralization reaction : acids and bases are mixed together o Displacement reactions occur, forming water and a salt  NaOH + HCl ­­> NaCl + H O 2   BUFFERS    Acidity involves only free H+ in solution, not H  bound to anions  Buffers resist abrupt and large swings in pH o Can release hydrogen ions if pH rises o Can bind hydrogen ions if pH falls  Convert  strong acids or bases (completely dissociated) into eak  ones (slightly  dissociated) o Carbonic acid­bicarbonate system (important buffer system of blood)   2.7 Organic Compounds: Synthesis and Hydrolysis    Organic molecules contain carbon o Exceptions: CO 2and CO, which are inorganic  Carbon is electroneutral o Shares electrons; never gains or loses them o Forms four covalent bonds with other elements o Carbon is essential to living systems  Major organic compounds:  carbohydrates l, ids p, teins , and ucleic acids  Many are  polymers o Chains of similar units called nomers  (building blocks)  Synthesized by dehydration synthesis  Broken down by  hydrolysis reactions   2.8 Carbohydrates    Carbohydrates  include sugars and starches  Contain C, H, and O o Hydrogen and oxygen are 2:1 ratio    Three classes: o Monosaccharides: one single sugar  Monomers: smallest unit of carbohydrate o Disaccharides: two sugars o Polysaccharides : many sugars  Polymers are made up of monomers of monosaccharides  Monosaccharides o Simple sugar containing three to seven carbon atoms o (CH 2) n general formula  n = number of carbon atoms o Monomers of carbohydrates o Important monosaccharides  Pentose sugars  Ribose and deoxyribose  Hexose sugars  Glucose (blood sugars)  Disaccharides o Double sugars o Too large to pass through cell membranes o Important disaccharides  Sucrose, maltose, lactose o Formed by dehydration synthesis of two monosaccharides  Glucose + fructose ­­> sucrose + water  Polysaccharides o Polymers of monosaccharides  Formed by dehydration synthesis of many monomers to make long chains  of simple sugars o Important polysaccharides  Starch: carbohydrate storage form used by plants  Glycogen: carbohydrate storage form used by animals o Not very soluble   2.9 Lipids    Contain C, H, O, but less than in carbohydrates, and sometimes contain P  Insoluble in water    Main types: o Triglycerides or neutral fats o Phospholipids o Steroids o Eicosanoids  Triglycerides or Neutral Fats o Called fats when solid and oils when liquid o Composed of three fatty acids bonded to a glycerol molecule o Main functions  Energy storage  Insulation  Protection o Stored in fat cells (adipocytes)  Triglycerides can be constructed of: o Saturated fatty acids  All carbon are linked viasingle covalent bonds resulting in a molecule  with the maximum number of H atoms (saturated with H)  Solid at room temperature (Example: animal fats, butter) o Unsaturated fatty acids  One ore more carbons are linked viadouble bonds , resulting in reduced H  atoms (unsaturated)  Liquid at room temperature (Example: plant oils, such as olive oil)  Trans fats: modified oils; unhealthy  Omega­3 fatty acids: "heart healthy"  Phospholipids o Modified triglycerides  Glycerol and two fatty acids plus a phosphorus­containing group o "Head" and "tail" regions have different properties  Head is a polar region and is attracted to water (hydrophilic)  Tails are nonpolar and are repelled by water (hydrophobic) o Important in cell membrane structure  Steroids o Consist of four interlocking ring structures o Common steroids: cholesterol, vitamin D, steroid hormones (i.e.: sex hormones),  and bile salts o Most important steroid is cholesterol  Is building block for vitamin D, steroid synthesis, and bile salt synthesis  Important in cell plasma membrane structure   Eicosanoids o Many different ones o Derived from a fatty acid (arachidonic acid) found in cell membranes o Most important eicosanoids are prostaglandins  Play a role in blood clotting, control of blood pressure, inflammation*, and labor contractions   2.10 Proteins    Comprise 20­30% of cell mass  Have most varied functions of any molecules o Structural, chemical (enzymes), contraction (muscles)  Contain C, H, O, N, and sometimes S and P  Polymers of amino acid monomers held together by  peptide bonds  Shape and function due to four tructural levels   Amino Acids and Peptide Bonds    All proteins are made from 20 types of amino acids o Amino acids are the monomers; proteins or polypeptides are the polymers o Joined by covalent bonds called peptide bonds o Contain both an amine  group and acid group o Can act as either acid or base o Differ by which of 20 different "R groups" is present   Structural Levels of Proteins    Four levels of protein structure determine shape and function 1. Primary: linear sequence of amino acids (order) 2. Secondary: how primary amino acids interact with each other  Alpha ( α helix coils resemble a spring  Beta (β) pleated sheets resemble accordion ribbons 3. Tertiary: how secondary structures interact 4. Quaternary: how 2 or more different polypeptides interact with each other   Protein Denaturation    Denaturation : globular proteins unfold and lose their functional 3D shape o Long, fibrous proteins are more stable o Active sitesbecome deactivated  Can be caused by decreased pH (increased acidity) or increased temperature  Sometimes reversible if normal conditions restored  Irreversible if changes are extreme o Example: cannot undo cooking an egg   Enzymes and Enzyme Activity    Enzymes : globular proteins that act as biological catalysts o Catalysts regulate and increase speed of chemical reactions without getting used  up in the process o Lower the energy needed to initiate a chemical reaction  Leads to an increase in the speed of a reaction  Allows for millions of reactions per minute  Characteristics of enzymes o Most functional enzymes, referred to as oloenzymes , consist of two parts  Apoenzyme (protein portion)  Cofactor  (metal ion) or oenzyme  (organic molecule, often a vitamin) o *Enzymes are very specific*  Act on a very specific ubstrate o Names usually end in ­ase  and are often named for the reaction they catalyze  Example: hydrolases, oxidases   2.11 Nucleic Acids    Nucleic acids, composed of C, H, O, N, and P, are the largest molecules in the body  Nucleic acid polymers are made up of monomers called ucleotides o Nucleotides are composed of nitrogen base, a pentose sugar, and a phosphate  group    Two major classes: o Deoxyribonucleic acid (DNA) o Ribonucleic acid (RNA)  DNA  holds the genetic blueprint for the synthesis of all proteins o Double­stranded helical molecule (uble helix) located in cell nucleus o Nucleotides contain a deoxyribose sugar, phosphate group, and one of four  nitrogen bases:  Purines: adenine (A), guanine (G)  Pyrimidines: cytosine (C), thymine (T) o Bonding of nitrogen base from strand to opposite strand is very specific  Follows complementary base­pairing  rules:  A always pairs with T  G always pairs with C RNA   links DNA to protein synthesis and is slightly different from DNA o Single­stranded linear molecule is active mostly outside nucleus o Contains aribose sugar (not deoxyribose) o Thymine is replaced withuracil o Three varieties of RNA carry out the DNA orders for protein synthesis  Messenger RNA (mRNA), transfer RNA (tRNA), and ribosomal RNA  (rRNA)   2.12 ATP    Chemical energy released when glucose is broken down is captured in P (adenosine  triphosphate)  ATP directly powers chemical reactions in cells o Offers immediate, usable energy needed by body cells o ATP is the body's energy currency  Structure of ATP o Adenine­containing RNA nucleotide with two additional phosphate groups  Terminal phosphate group of ATP can be transferred to other compounds that can use  energy stored in phosphate bond to do work o Loss of phosphate group converts ATP to ADP o Loss of second phosphate group converts ADP to AMP


Buy Material

Are you sure you want to buy this material for

0 Karma

Buy Material

BOOM! Enjoy Your Free Notes!

We've added these Notes to your profile, click here to view them now.


You're already Subscribed!

Looks like you've already subscribed to StudySoup, you won't need to purchase another subscription to get this material. To access this material simply click 'View Full Document'

Why people love StudySoup

Bentley McCaw University of Florida

"I was shooting for a perfect 4.0 GPA this semester. Having StudySoup as a study aid was critical to helping me achieve my goal...and I nailed it!"

Jennifer McGill UCSF Med School

"Selling my MCAT study guides and notes has been a great source of side revenue while I'm in school. Some months I'm making over $500! Plus, it makes me happy knowing that I'm helping future med students with their MCAT."

Bentley McCaw University of Florida

"I was shooting for a perfect 4.0 GPA this semester. Having StudySoup as a study aid was critical to helping me achieve my goal...and I nailed it!"


"Their 'Elite Notetakers' are making over $1,200/month in sales by creating high quality content that helps their classmates in a time of need."

Become an Elite Notetaker and start selling your notes online!

Refund Policy


All subscriptions to StudySoup are paid in full at the time of subscribing. To change your credit card information or to cancel your subscription, go to "Edit Settings". All credit card information will be available there. If you should decide to cancel your subscription, it will continue to be valid until the next payment period, as all payments for the current period were made in advance. For special circumstances, please email


StudySoup has more than 1 million course-specific study resources to help students study smarter. If you’re having trouble finding what you’re looking for, our customer support team can help you find what you need! Feel free to contact them here:

Recurring Subscriptions: If you have canceled your recurring subscription on the day of renewal and have not downloaded any documents, you may request a refund by submitting an email to

Satisfaction Guarantee: If you’re not satisfied with your subscription, you can contact us for further help. Contact must be made within 3 business days of your subscription purchase and your refund request will be subject for review.

Please Note: Refunds can never be provided more than 30 days after the initial purchase date regardless of your activity on the site.