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Biologie Anatomie Physiologie > Kap2: Chemie und Biochemie > Flashcards

Kap2: Chemie und Biochemie Flashcards

1
Q

Schlüsselelemente (Anteil am Körpergewicht und biologische Funktion)

A
  • insgesamt 95%
  • Sauerstoff 65%: Bestandteil von Wasser und vielen organischen Molekülen
  • Kohlenstoff 18,5%: Bestandteil jedes organischen Moleküls
  • Wasserstoff 9,5%: Bestandteil von Wasser und organischen Molekülen; als Ion (H+) für die Säureeigenschaft einer Lösung verantwortlich
  • Stickstoff: 3,2%: Bestandteil vieler organischer Moleküle, z.B. Proteine und Nukleinsäuren
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2
Q

Mengenelemente (Anteil am Körpergewicht und biologische Funktion)

A
  • insgesamt 3
  • Kalzium (Ca) 1,5%:
    • Bestandteil von Knochen und Zähnen
    • beteiligt an Freisetzung von Neurotransmittern
    • beteiligt an elektromechanischen Koppelung bei Muskelkontraktionen
  • Phosphor (P) 1,0%:
    • Bestandteil vieler Biomoleküle, z.B. Nukleinsäuren, ATP, zyklisches AMP
    • Bestandteil von Knochen und Zähnen
  • Kalium (K) 0,4%:
    • erforderlich zur Weiterleitung von Nervenimpulsen
    • erforderlich für Muskelkontraktionen
  • Schwefel (S) 0,3%:
    • Bestandteil vieler Proteine,
    • insb. der kontraktilen Filamente des Muskels
  • Natrium (Na) 0,2%:
    • erforderlich zur Weiterleitung von Nervenimpulsen
    • erforderlich für Muskelkontraktionen
    • Hauption des Extrazellularraums
    • Aufrechterhaltung der Wasserbilanz
  • Chlor (Cl) 0,2%:
    • Aufrechterhaltung der Wasserbilanz
  • Magnesium (Mg) 0,1:
    • Bestandteil vieler Enzyme
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3
Q

Spurenelemente

A

alle jeweils weniger als 0,1% Anteil am Körpergewicht!

  • Chrom (Cr)
  • Eisen (Fe)
  • Fluor (F)
  • Jod (J)
  • Kobalt (Co)
  • Kupfer (Cu)
  • Mangan (Mn)
  • Molybdän (Mo)
  • Selen (Se)
  • Zink (Zn)

außerdem Nachweisbar, aber fragliche Funktion: Arsen (As), Nickel (Ni), Silizium (Si), Vanadium (V), Zinn (Sn)

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4
Q

Mineralstoffe

A

Zusammenfassung von Mengen- und Spurenelemente.

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5
Q

Ordnungszahl

A

Anzahl an Protonen eines Atoms bzw. Elements

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6
Q

Massezahl

A

Summe der Protonen und Neutronen eines Atoms bzw. Elements

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7
Q

Szintigraphie

A

Diagnostisches Verfahren in der Nuklearmedizin mit Einsatz von radioaktiven Isotopen, die von selbst unter reisetzung energiereicher Strhalung zerfallen.

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8
Q

Elektronenhülle

A

Summe der Aufenthaltsorte aller Elektronen eines Atoms.

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9
Q

Alkalimetalle

A

Elemente der ersten Hauptgruppe, lauter weiche Metalle.
In aufsteigenden Perioden: Wasserstoff, Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Caesium, Frankium

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10
Q

Erdalkalimetalle

A

Elemente der zweiten Hauptgruppe.
In aufsteigenden Perioden: Beryllium, Magnesium, Kalzium, Strontium, Barium, Radium

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11
Q

Halogene

A

Elemente der siebten Hauptgruppe. Auch als Salzbildner bezeichnet, weil sie leicht mit Metallen Salze bilden.
In aufsteigenden Perioden: Fluor, Chlor, Brom, Jod, Astat

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12
Q

Edelgase

A
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13
Q

Valenzelektronen

A

Anzahl der Elektronen auf der äußersten Schale bzw. die Zahl der Elektronen, die zum Erreichen der Edelgaskonfiguration fehlen. ??????????????

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14
Q

Elektronegativität

A

Maß für die Anziehungskraft eines Elements auf Fremdelektronen. Fluor hat mit 4,0 die höchste Elektronegativität. Auch Sauerstoff hat eine hohe mit 3,4.

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15
Q

Ion

A
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16
Q

Ionenbindung

A

Bindung, die durch elektrische Anziehung gegensätzlich geladener Ionen entsteht. Verbinden sich gegenstätzlich geladene Ionen durch Ionenbindung miteinander, entsteht ein Salz. Salze sind also durch Ionenbindung zustandegekommende Ionenverbindungen. Es liegen keine Moleküle vor! Meist bilden Salze ein dreidimensionales Kristallgitter.

17
Q

Gitterverband

A

Salze bestehen aus einem Gitterverband von Ionen. Dieser ist elektrisch neutral und fest, d.h. die Ionen sind nicht beweglich.

18
Q

Elektrolytlösung

A
19
Q

kovalente Bindung

A
20
Q

anorganische Verbindung

A

Verbindungen, die keinen Kohlenstoff enthalten. Dazu gehören:

  • viele Salze
  • viele Säuren und Laugen
  • Wasser
  • Ausnahme: die Kohlenstoffverbindungen Kohlendioxid (CO2) und -monoxid (CO)
21
Q

kovalente Bindung

A

= Elektronenpaarbindung = Atombindung.

  • können ausgebildet werden zwischen Atomen des gleichen Elementes oder Elementen mit nur geringem Unterschied in der Elektronegativität, denn hier sind Elektronenübergänge nicht möglich.
  • Durch kovalente Bindungen entstehen Moleküle: mindestens 2 Atome, die durch kovalente Bindungen aneinander gekoppelt sind.
  • Bei einer kovalenten Bindung (also in einem Molekül) rücken die Atome so eng zusammen, dass sie jeweils ein Elektron gemeinsam benutzen. Dadurch entsteht ein Elektronenpaar. Dies ist ein stabiler Zustand.
  • Kovalente Bindungen kommen im Organismus wesentlich häufiger vor als die Ionenbindung.
  • Eine kovalente Bindung entsteht bspw. zwischen Wasserstoff und Kohlenstoff durch zu geringem Unterschied in ihrer Elektronegativität.
22
Q

Doppel- und Dreifachbindung

A

Fehlen einem Atom zur stabilen Edelgaskonfiguration mehr als ein Elektron, kann es mit seinem Reaktionspartner mehr als ein Elektron gemeinsam benutzen.
Werden zwei Elektronenpaare von beiden Partnern gemeinsam benutzt, spricht man von einer Doppelbindung. Z.B. O=O. Bei Stickstoff gibt es sogar eine Dreifachbindung.

Bildet ein Atom zwei Elektronenpaare mit verschiedenen Reaktionspartnern (also zwei oder mehr Atomen) aus, spricht man nicht von einer Doppelbindung.

23
Q

polarisierte kovalente Bindung

A

= polarisierte Atombindung

entstehen bei kovalenten Bindungen zwischen Atomen mit deutlich unterschiedlicher Elektronegativität. Das Atom mit höherer Elektronegativität zieht die gemeinsam benutzten Elektronen ein Stück weit zu sich herüber.

Das entstehende Molekül ist nach außen hin elektrisch neutral. Innerhalb des Moleküls sind die Ladungen aber nicht symmetrisch verteilt.

24
Q

Wasserstoffbrücken

A
  • eigentlich keine echte Bindung, werden aber trotzdem oft als **Wasserstoffbrückenbindungen **bezeichnet
  • entstehen durch “Mini-Ladungen” bei polarisierten Atombindungen (= polarisierten kovalenten Bindungen).
  • die leicht positive Ladung des H und die leicht negative des O ziehen sich an.
  • Kräfte sind zwar gering (5-10% der Stärke einer kovalenten Bindung), halten aber stark zusammen durch die Vielzahl der Moleküle
  • können nicht nur zwischen Molekülen, sondern auch innerhalb großer Molekülen auftreten (z.B. Stabilisierung von Eiweißmolekülen).
25
Q

organische Verbindungen

A
  • enthalten hauptsächlich Kohlenstoff- und Wasserstoffatome
  • werden überwiegend durch kovalente Bindungen zusammengehalten
  • Alle Schlüsselmoleküle des Lebens wie Kohlenhydrate, Fette, Eiweiße und DNA sind organische Verbindungen.
26
Q
A
27
Q

Funktion des Wasseres im Organismus TODO

A

als Lösungsmittel:

als Reaktionspartner:

als Schmiermittel

als Isolationsmittel

28
Q

Konzentration einer Lösung, Molarität und Molalität

A

Unter Konzentration versteht man meist den Volumen- bzw. Massenanteil eines Stoffes in einem Liter Lösung.

  • ml/l: Volumenkonzentration
  • g/l: Massenkonzentration
  • auch Bruchteile des Liters/Gramms sind möglich: g/dl, µg/l

Ausgehend von der Stoffmenge (Teilchenzahl!) gibt man die Konzentration auch in Mol/Liter (mol/l) an (Molarität). Zur Herstellung einer 1-molaren Lösung gibt man die Stoffmenge 1 mol in ein Gefäß und füllt dieses mit dem Lösungsmittel bis zu einem Gesamtvolumen von 1 Liter auf.

Gebräuchliche Einheiten:

  • 1 Mol pro Liter (1 mol/l) = 1 mmol/ml
  • 1 Millimol pro Liter (1 mmol/l) = 1 µmol/ml.

Unterscheide Molalität: Stoffmenge bezogen auf die Masse des Lösungsmittels: Gesamtmasse 1 kg, also mol/kg.

29
Q
A
30
Q
A
31
Q

Säure und Base

A

nach Brönsted:

  • Säuren sind chem. Verbindungen, die H+-Ionen abgeben können. Z.B. HCl, Salzsäure: in wässriger Lösung entstehen H+-Ionen (Protonen, Wasserstoffkerne)
  • Basen sind Verbindungen, die H+-Ionen aufnehmen können. Z.B. NaOH, Natriumhydroxid: in wässriger Lösung entstehen OH- -Ionen (Hydroxidionen), welche H+-Ionen aufnehmen können.
  • my: die tatsächliche Abgabe/Aufnahme kann nur in (wässriger?) Lösung stattfinden, da nur durch ein Lösungsmittel das Kristallgitter aufgelöst wird, die gebundenen Ionen sich voneinander lösen können und frei vorliegen.

Je mehr H+-Ionen sich in einer Lösung befinden, desto saurer (azider) ist diese Lösung. Je weniger H+-Ionen sich darin befinden, desto basischer (alkalischer) ist die Lösung. Es geht also immer um den Anteil an H+-Ionen!

Säuregrad = **Azidität **
Basische Eigenschaft = Alkalität (Basizität)

my: Ein Stoff kann je nach Milieu H+-Ionen abgeben oder aufnehmen und fungiert deshalb u.U. mal als Säure, mal als Base!

32
Q

ph-Wert

A

= negativer dekadischer Logarithmus der H+-Ionen-Konzentration.

Misst die Azidität oder Alkalität einer Lösung.

  • Neutrale Lösungen haben einen ph-Wert von 7. Die Konzentration der H+-Ionen (und auch der OH--Ionen) ist hier 10-7
  • Saure Lösungen haben mehr H+-Ionen und somit einen pH-Wert < 7
  • Alkalische Lösungen haben weniger H+-Ionen und somit einen ph-Wert > 7
33
Q

Puffer

A

sind Substanzen, die überschüssige H+-Ionen auffangen oder bei Mangel wieder abgeben.

wichtiges Puffersystem: Kohlensäure-Bikarobnat-System, bestehend aus:

  • H2CO3 Kohlensäure = Puffersäure
  • HCO3- Bikarbonat = Pufferbase

Funktionsweise bei Azidose:

  • bei Säureüberladung (Azidose) nimmt die Pufferbase die H+-Ionen auf und es entsteht Puffersäure.
  • Diese dissoziiert in H2O und CO2 und letzteres wird rasch über die Lunge abgeatmet.
  • Somit werden “saure Valenzen” aus dem Körper entfernt.

Funktionsweise bei Alkalose:

  • bei Basenüberladung (Alkalose) dagegen kann (in begrenztem Maße) nur durch die verminderte Atmung die Abgabe von CO2 gedrosselt werden.
  • Die vermehrt zurückgehaltene Puffersäure H2CO3 gibt H+ ab, welche überschüssige OH- aufnehmen und zu Wasser neutralisieren kann.

Zudem kann die Niere sehr langsam die Ausscheidung von H+ und HCO3- regulieren!

Weitere Puffersysteme:

  • Proteinpuffer: z.B. Hämoglobin in den Erythrozyten oder die Plasmaproteine
  • Phosphatpuffer: Pufferkomponenten sind anorganische Phosphate.
34
Q

Monosaccharide

A

= Einfachzucker (mono=eins, Saccharide=Zucker), deren ringförmiges Kohlenstoffgerüst (mit einem O drin!) ein Fünf- bzw. Sechseck bildet.

Sechsringe:

  • Glukose (=Traubenzucker, Dextrose): wichtigster Einfachzucker. C6H12O6 (1:2:1). Auf Glukose basiert die Energiegewinnung der meisten Zellen und ist somit Hauptenergieträger des menschl. Körpers
  • Fruktose (=Fruchtzucker, Lävulose)
  • Galaktose (=Schleimzucker)

Fünfringe:

  • Ribose
  • Desoxyribose

beide Bestandteile der Nukleinsäuren!

35
Q

Disaccharide

A

=Zweifachzucker

entstehen, zwei Einfachzucker miteinander reagieren.

  • Saccharose (Rohr- oder Rübenzucker): Glukose + Fruktose
  • Laktose (Milchzucker): Glukose + Galaktose
  • Maltose (Malzzucker): Glukose + Glukose

Beim Aufbau eines Zweifachzuckers wird ein Wassermolekül abgespalten. Solche Verknüßpfungsreaktionen nennt man Kondensationsreaktionen (=Dehydratisierung).

36
Q

Hydri oder Hydra oder was!!!

A

WASSERSTOFF (-hydrie-!):

Hydrierung = Addition von Wasserstoff. Chemische Reaktion! Z.B. Bei Fetthärtung: addierende Hydrierung von C=C-Verbindungen. Folge: C-C

Dehydrierung = Abspaltung von Wasserstoff aus einer chem. Verbindung. Umkehr der Hydrierung.

WASSER (-hydrat-!):

Hydration = Hydratation = Anlagerung v. Wassermolekülen (keine Reaktion!), z.B. Bildung von Hydrathülle an gelöste Ionen.

Hydratisierung = Addition von Wassermolekülen an ein Substrat unter Bruch von einer H-O-Bindung INNERHALB EINES MOLEKÜLS. Chemische Reaktion!

Dehydratisierung = Dyhdratation = Dehydration = Abspaltung von Wassermolekülen (Eliminierungsreaktion).

Hydrolyse = Spaltung einer Verbindung durch Reaktion mit Wasser. Ein H-Atom bekommt das eine Spaltstück, der verbleibende Hydroxidrest wird an das andere Spaltstück gebunden.

37
Q

Oligosaccharide

A

Ketten aus 3-10 Monosacchariden. gr. oligos = wenig

  • kommen in oder auf Zellmembranen vor und sind gebunden an Fette oder Proteine gebunden.
  • bei Erythrozyten sind sie Träger der AB0-Blutgruppen
38
Q

Polysaccharide

A

…

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