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B978-3-437-43690-1.10001-4

10.1016/B978-3-437-43690-1.10001-4

978-3-437-43690-1

Schematische Darstellung einer prokaryontischen Zelle. Die Struktur der Zellhülle ist bei den verschiedenen Bakterienarten unterschiedlich.

Schematische Darstellung einer eukaryontischen Zelle. Eine typische Pflanzenzelle unterscheidet sich v.a. durch das Vorhandensein von Chloroplasten im Zytosol, einer großen zentralen Vakuole und einer äußeren Zellwand.

Struktur von Wasser. a) Molekulare und elektronische Struktur. b) Raumfüllendes Modell und elektrostatische Potenzialfläche (rot: hohe Elektronendichte; blau: niedrige Elektronendichte).

Wasserstoffbrückenbindung zwischen zwei Wassermolekülen. Ein partiell positiv (+) geladenes Wasserstoffatom eines Wassermoleküls zieht das partiell negativ (2) geladene Sauerstoffatom eines zweiten Wassermoleküls an – es kommt zur Ausbildung einer Wasserstoffbrücke. Die angegebenen Abstände gelten für zwei Wassermoleküle in Eis.

Typische Wasserstoffbrücken zwischen einer -Gruppe (Wasserstoffdonor) und einem stark elektronegativen Atom A (Wasserstoffakzeptor) in biologischen Systemen. Die typische Bindungslänge einer -Einheit, gemessen vom Zentrum des Donoratoms D zum Akzeptoratom A, beträgt ca. 0,28 0,02 nm.

Strukturen einiger typischer amphipathischer Moleküle.

Berechnete Titrationskurven von Milchsäure, Dihydrogenphosphat- und Ammoniumionen. Die waagrechten Linien kennzeichnen jeweils die Pufferbereiche.

Berechnete Stoffmengenanteile von Kohlensäure und ihren korrespondierenden Basen als Funktion des pH-Werts. Die gestrichelte Linie symbolisiert den physiologischen pH-Wert und erlaubt eine Abschätzung der Stoffmengenanteile an H2CO3 bzw. HCO3 bei diesem pH-Wert.

Energiediagramme für eine einfache in einem Schritt verlaufende (a) exergone und (b) endergone Reaktion sowie (c) für eine zweistufige Reaktion über ein Intermediat I, wobei der zweite Schritt der geschwindigkeitsbestimmende ist. G freie Enthalpie als Differenz der Aktivierungsenergien der Hin- (Eh) und der Rückreaktion (Er).

Essenzielle Elemente in lebenden Zellen. Orange bzw. gelb unterlegt Elemente sind für alle Organismen unverzichtbar; Erstere müssen vom Menschen täglich in Gramm-Mengen aufgenommen werden. Die häufigeren Spurenelemente sind in dunklerem Blau, die übrigen, die nur in winzigen Mengen bzw. nicht von allen Organismen benötigt werden oder deren essenzieller Charakter nicht ganz sicher ist, sind hellblau unterlegt.

Verbindungen mit einem Chiralitätszentrum (Beispiel: eine Aminosäure) treten als Paar von Enantiomeren auf (a). Sind mehrere Chiralitätszentren (Beispiel: ein Zuckermolekül) vorhanden, sind mehrere Enantiomeren- sowie Diastereomerenpaare möglich (b).

Schwache Wechselwirkungen ( steht für die Teilladungen q+ bzw. q)

Tab. 1.1
Art der Wechselwirkung Beispiel Abhängigkeit der Wechselwirkungsenergie vom Abstand typische Wechselwirkungsenergie (kJ/mol)
Ion-Ion
1/r 20–50
Ion-Dipol
1/r2 20
Dipol-Dipol
1/r3 20
Ion-induzierter Dipol
1/r4 20
Dipol-induzierter Dipol
1/r5 10
Dispersionskräfte (Van-der-Waals-Kräfte)
1/r6 2–8
Wasserstoffbrücken
feste Bindungslänge (r) 10–20

Dissoziationskonstanten und pKS-Werte einiger wichtiger schwacher Säuren

Tab. 1.2
Säure konjugierte Base pKS K S
Phosphorsäure H3PO4 H2PO4 2,2 6,3 10–3
Ameisensäure HCOOH HCOO 3,75 1,78 10–4
Essigsäure CH3COOH CH3COO 4,76 1,76 10–5
Kohlensäure H2CO3 HCO3 6,4 3,98 10–7
Dihydrogenphosphat H2PO4 HPO42– 7,2 6,32 10–8
Ammonium NH4+ NH3 9,2 5,62 10–10
Hydrogencarbonat HCO3 CO32– 10,2 6,32 10–11
Hydrogenphosphat HPO42– PO43– 12,7 2,0 10–13

Hydrolyse von Verbindungen mit hohem Phosphorylgruppenübertragungspotenzial. Die in exergoner Reaktion abspaltbare Phosphatgruppe ist jeweils grün dargestellt

Tab. 1.3
Hydrolysereaktion G0' (kJ/mol)
–62
–49
–43
–33
–31–31
–14
–10

Biologische Funktionen einiger Spurenelemente

Tab. 1.4
Element biologische Funktion (exemplarisch)
Fe Sauerstofftransport im Hämoglobin; Elektronentransport in der Atmungskette
Cu Bestandteil der Cytochromoxidase (Atmungskette)
Mn Cofaktor der Arginase und einiger anderer Enzyme
Zn Cofaktor in Dehydrogenasen
Co Zentralion im Vitamin B12
Mo Bestandteil von Enzymen, z.B. Sulfit- und Aldehydoxidasen
Se Bestandteil der Glutathionperoxidase
Ni Cofaktor für das Enzym Urease
I Bestandteil der Schilddrüsenhormone Triiodthyronin (T3) und Thyroxin (T4)
Mg Cofaktor vieler Enzyme (z.B. Kinasen) in Form von Komplexen mit ATP

Häufige Stoffklassen in der Biochemie: funktionelle Gruppen und Verknüpfungen im Überblick

Tab. 1.5
Stoffklasse Struktur funktionelle Gruppe
Amin*
Alkohol
Thiol
Ether
Aldehyd
Keton
Carbonsäure*
Carbonsäureester/Carbonsäurethioester
Carbonsäureamid
Imin* (Schiff'sche Base)
Phosphorsäureester*
Phosphorsäureanhydrid*

R symbolisiert einen beliebigen Alkyl- oder Arylrest. Mehrere Reste R in einem Molekül können gleich oder verschieden sein. Mit einem * versehene Stoffklassen sind unter physiologischen pH-Bedingungen positiv bzw. negativ geladen. Nucleophile Gruppen sind rot, elektrophile Gruppen blau gekennzeichnet.

Grundlagen der Biochemie

R. Hutterer

  • 1.1

    Zellen als Reaktionsraum biochemischer Prozesse 1

  • 1.1.1

    Prokaryonten1

  • 1.1.2

    Eukaryonten2

  • 1.2

    Wasser als Reaktionsmedium 3

  • 1.2.1

    Arten zwischenmolekularer Wechselwirkungen3

  • 1.2.2

    Struktur und Eigenschaften des Wassers5

  • 1.2.3

    Wasser als Reaktionspartner8

  • 1.2.4

    Saure und basische Lösungen: die pH-Skala9

  • 1.2.5

    Säure-Base-Gleichgewichte und Dissoziationskonstanten9

  • 1.2.6

    Titrationskurven und Pufferlösungen10

  • 1.3

    Biochemische Reaktionen 12

  • 1.3.1

    Thermodynamische Grundlagen12

  • 1.3.2

    Kinetik14

  • 1.4

    Überblick über Elemente, Moleküle und Reaktionstypen bei biochemischen Prozessen 16

  • 1.4.1

    Die Elemente des Lebens16

  • 1.4.2

    Funktionelle Gruppen und Stoffklassen16

  • 1.4.3

    Wichtige Begriffe der Stereochemie16

  • 1.4.4

    Grundlegende Reaktionsmuster19

  • 1.4.5

    Vom Monomer zum Biopolymer25

Zur Orientierung

Aus rein biochemischer Sicht besteht der Mensch überwiegend aus Wasser und neben vielen anderen Stoffen hauptsächlich noch aus Proteinen, Kohlenhydraten, Lipiden, Nucleinsäuren, niedermolekularen organisch-chemischen Verbindungen und Mineralstoffen. Doch obwohl die Bausteine bei allen Menschen die gleichen sind, stimmen bekanntlich keine zwei Menschen in allen Merkmalen und Eigenschaften überein. Kleine biochemische Unterschiede können die Ursache sein. Diese zu verstehen, die normalen Prozesse des Lebens und die mit Erkrankungen verbundenen Veränderungen dieser Prozesse zu beschreiben und zu erklären sind Aufgabe und Ziel der Humanbiochemie. Ihr Verständnis beruht auf der sog. reduktionistischen Vorgehensweise, die davon ausgeht, dass (fast) alle Vorgänge und Erscheinungsformen des Lebens auf physikalische und chemische Prozesse zurückzuführen sind, deren Gesetzmäßigkeiten erklärbar und mit Formelsprache beschreibbar sind.

Die Biochemie wendet sich vom ganzen Menschen ausgehend z.B. einem Organ zu, dann dem Organgewebe, den speziellen Organzellen und deren Zellkomponenten bis hin zu den molekularen Strukturen der Zellbausteine. Im Fokus stehen dabei Eigenschaften und Strukturen der Stoffe, die am Aufbau des menschlichen Körpers beteiligt sind, aber auch die Stoffumwandlungen und Stoffwechselprozesse sowie deren Regulation, die nötig sind, damit Leben erhalten bleibt.

Das erste Kapitel stellt in einer kurzen Wiederholung die für die Biochemie des Menschen relevanten Grundlagen der Chemie dar. Ausgehend vom Ort des molekularen Geschehens – der Zelle – sowie vom allgegenwärtigen Reaktionsmedium Wasser mit seinen ganz besonderen Eigenschaften, werden die Grundlagen zum Wesen (bio)chemischer Reaktionen besprochen und abschließend die wichtigsten Reaktionstypen und Moleküle der Biochemie vorgestellt.

Zellen als Reaktionsraum biochemischer Prozesse

Eine der ersten bahnbrechenden Entdeckungen in der Biologie war 1665 die Beobachtung von Robert Hooke, dass pflanzliches Gewebe in kleine Kompartimente unterteilt ist, die er cellulae (Zellen) nannte. Anhand ihrer unterschiedlichen Zellstruktur kennt man heute zwei Klassen von Organismen: Eukaryonten, die einen membranumhüllten Zellkern aufweisen, der DNA enthält, und Prokaryonten, die keinen Zellkern besitzen.

Prokaryonten

Eine typische prokaryontische Zelle ist schematisch in Abb. 1.1 gezeigt. Sie ist umgeben von der Plasmamembran, die das Zytoplasma und das Nucleoid umhüllt.
  • Auf der Außenseite der Plasmamembran schließt sich eine Schicht von Peptidoglykanen an (sog. Mureinschicht, bestehend aus Zuckerpolymeren, die durch Aminosäuren vernetzt sind), die wiederum von einer äußeren Membran umgeben sein kann. Je nach Affinität zu einem Farbstoff, der bei der sog. Gram-Färbung verwendet wird, unterscheidetman anfärbbare, grampositive Bakterien (mit dickerer Peptidoglykanschicht, jedoch ohne äußere Membran) und gramnegative Bakterien (mit dünner Peptidoglykanschicht und äußerer Membran). Die Struktur der Zellhülle unterscheidet sich bei den verschiedenen Bakterienarten und sogar einzelnen -stämmen.

  • Das Zytoplasma von Prokaryonten ist nicht durch Membranen in einzelne Kompartimente aufgeteilt; es enthält mehrere tausend Ribosomen (die Orte der Proteinsynthese), zahlreiche Enzyme, Stoffwechselprodukte und anorganische Ionen.

  • Das Nucleoid enthält ein einzelnes dicht gepacktes ringförmiges DNA-Molekül mit der genetischen Information. Im Zytoplasma finden sich daneben meist noch einige kleinere DNA-Ringe (Plasmide), die nicht lebensnotwendig sind und z.B. Resistenzgene gegen Antibiotika tragen können.

Eukaryonten

Eukaryontenzellen sind im Vergleich zu Prokaryonten deutlich komplexer aufgebaut. Eine typische Eukaryontenzelle (Abb. 1.2) ist deutlich größer als die meisten Prokaryonten; ihr Durchmesser beträgt ca. 10–30 m. Charakteristisch sind der von einer Doppelmembran umgebene Zellkern, der die DNA enthält, sowie eine Reihe von membranumhüllten Organellen, deren spezifische Strukturen und Funktionen in Kap. 16 detaillierter beschrieben werden.
  • Eukaryontische Zellen besitzen ein sog. endoplasmatisches Retikulum, ein dreidimensionales Geflecht membranumschlossener Hohlräume, das als Syntheseort für viele Zellkomponenten dient. Ribosomen, an denen für den Export bestimmte Proteine synthetisiert werden, sind an das endoplasmatische Retikulum angeheftet (raues endoplasmatisches Retikulum), wogegen ribosomenfreie Abschnitte (glattes endoplasmatisches Retikulum) u.a. Orte der Lipidsynthese sind.

  • Im Golgi-Apparat, einem Stapel aus abgeflachten Membranzisternen, werden u.a. Proteine modifiziert und mit entsprechenden Adressen für ihren jeweiligen Bestimmungsort versehen.

  • Eine zentrale Funktion besitzen auch die in den meisten Eukaryontenzellen vorhandenen, von einer Doppelmembran umgebenen Mitochondrien. Die stark gefaltete innere Membran umgibt die sog. Matrix; sowohl Matrix als auch innere Mitochondrienmembran enthalten zahlreiche an der Oxidation organischer Nährstoffe beteiligte Enzyme.

  • Das Zytosol ( Zytoplasma ohne seine membranumhüllten Organellen) wird durch das Zytoskelett strukturiert. Dabei handelt es sich um ein ausgedehntes Fasergeflecht, das der Zelle ihre Gestalt verleiht und sie dazu befähigt, sich zu bewegen.

MERKE

Prokaryonten sind einzellige Lebewesen ohne Zellkern und membranumhüllte Organellen, umgeben von einer Plasmamembran und einer äußeren Zellhülle. Eukaryontische Zellen sind wesentlich größer, ihre DNA befindet sich in einem membranumhüllten Zellkern, und sie besitzen verschiedene, ebenfalls von einer Membran umgebene Organellen (Kompartimentierung).

Wasser als Reaktionsmedium

Der folgende Abschnitt beschäftigt sich mit der häufigsten Substanz in fast allen lebenden Systemen, die 70% und mehr der Masse der meisten Organismen ausmacht – dem Wasser. Um die Eigenschaften von Wasser bei biochemischen Prozessen zu verstehen, müssen wir uns zunächst grundsätzlich mit den verschiedenen Arten von Wechselwirkungen zwischen Molekülen beschäftigen. Diese Betrachtungen sind auch für alle anderen Moleküle, die in der Biochemie eine Rolle spielen, von Bedeutung.

Arten zwischenmolekularer Wechselwirkungen

Sowohl kleinere Moleküle, wie Aminosäuren oder die Zwischen- und Endprodukte des Stoffwechsels, als auch Makromoleküle, wie z.B. Proteine und Nucleinsäuren, werden durch starke kovalente Bindungen (Atombindungen) gebildet. Eine kovalente Bindung ist durch ein gemeinsames Elektronenpaar zwischen zwei Atomen gekennzeichnet; im Gegensatz zur rein elektrostatischen Wechselwirkung zwischen Ionen (unten) weist sie eine räumliche Vorzugsrichtung auf.
Neben den kovalenten Bindungen spielen nichtkovalente Wechselwirkungen – obwohl schwach im Vergleich zu typischen kovalenten Bindungen – aufgrund ihrer Anzahl eine entscheidende Rolle. So wird zwar die lineare Sequenz der Aminosäuren in einem Polypeptid durch kovalente Bindungen gebildet – entscheidend für die Funktion eines solchen Polypeptids ist jedoch seine dreidimensionale Raumstruktur, die durch eine Vielzahl nichtkovalenter Wechselwirkungen zwischen verschiedenen, unter Umständen in der linearen Sequenz weit voneinander entfernten Gruppen zustande kommt. Nicht nur innerhalb eines Makromoleküls (z.B. eines Proteins) sind solche schwachen Wechselwirkungen von Bedeutung, sie sorgen auch für die Ausbildung höherer Organisationsstrukturen, z.B. durch Wechselwirkung von Proteinen mit Nucleinsäuren oder durch Aggregation von Phospholipiden, wodurch letztlich Zellstrukturen, Gewebe und schließlich ganze Organismen entstehen.
Typische und häufige kovalente Bindungen in der Biochemie, wie C–C- und C–H-Bindungen, weisen Bindungsenergien von ca. 300–400 kJ/mol auf. Nichtkovalente Wechselwirkungen sind demgegenüber um ein Vielfaches schwächer. Nur dadurch ist es möglich, dass sie immer wieder rasch gebrochen und neu gebildet werden, sodass es zu einem schnellen Austausch verschiedener molekularer Partner kommen kann. Neben der Natur dieser nichtkovalenten Wechselwirkungen spielt auch ihr Verhalten in wässriger Umgebung eine entscheidende Rolle, da alle biologischen Strukturen von wässrigem Milieu umgeben sind.
Letztlich sind alle nichtkovalenten Wechselwirkungen elektrostatischer Natur, d.h., sie beruhen auf Kräften, die von elektrischen (Teil-)Ladungen aufeinander ausgeübt werden.
Ion-Ion-Wechselwirkungen
Viele Moleküle in der Zelle tragen unter physiologischen Bedingungen eine oder mehrere Ladungen; so ist z.B. eine Nucleinsäure (ein DNA- oder RNA-Strang) stark negativ geladen, weil die einzelnen Phosphatgruppen jeweils eine negative Ladung aufweisen. Daneben finden sich verschiedene einfache Ionen, wie z.B. die Kationen Na+, K+ und Ca2+ oder Anionen wie Cl und HCO3. Alle diese geladenen Teilchen üben Kräfte aufeinander aus, die durch das Coulomb'sche Gesetz beschrieben werden. Für zwei Ladungen q1 und q2 mit einem Abstand r zueinander gilt für die Kraft zwischen ihnen:
F=q1·q24πϵ0ϵr·r2
Die Konstante 0 ist die Dielektrizitätskonstante des Vakuums (0 8,85 10–12 C2/J m).
Tragen beide Ladungen entgegengesetzte Vorzeichen, ist F negativ. Daraus resultiert eine anziehende Wechselwirkung, ansonsten eine abstoßende.
Die (dimensionslose) relative Dielektrizitätskonstante r berücksichtigt, dass sich die Ladungen in einem biologischen System natürlich nicht im Vakuum befinden, sondern von Wasser oder anderen Molekülen bzw. Molekülteilen umgeben sind. Die Anwesenheit von Wasser (r 80) schirmt zwei elektrische Ladungen effektiv voneinander ab. Ihre Anziehungskräfte sind daher vergleichsweise schwach.
Um zwei Ladungen mit entgegengesetztem Vorzeichen und einem Abstand r vollständig voneinander zu trennen, ist eine Energie mit dem Betrag
E=q1·q24πϵ0ϵr·r
erforderlich. Sie ist umgekehrt proportional zu r und fällt damit relativ langsam mit dem Abstand der Ladungen ab, im Gegensatz zu anderen im Folgenden angesprochenen Wechselwirkungen.
Wechselwirkungen zwischen permanenten Dipolen
Viele Moleküle tragen zwar keine positiven oder negativen Nettoladungen, weisen aber dennoch permanent eine unsymmetrische Ladungsverteilung auf. Derartige Moleküle werden als permanente Dipole bezeichnet. Trägt ein solches Molekül zwei Teilladungen q+ und q in einem Abstand r, so ordnet man ihm ein Dipolmoment vom Betrag q r zu, wobei die Richtung des Dipols vom positiven zum negativen Pol weist. Es handelt sich also um eine vektorielle Größe.
  • Wasser ist aufgrund seiner gewinkelten Struktur und seinen polaren O–H-Bindungen (wegen der höheren Elektronegativität des Sauerstoffs [Kap. 1.2.2]) ein typisches Dipolmolekül; sein Dipolmoment beträgt 1,83 D (1 D 1 Debye 3,34 10–30 C m).

  • Im Vergleich dazu weist Kohlendioxid (CO2) zwar ebenfalls zwei polare Bindungen auf; aufgrund seiner linearen und damit symmetrischen Struktur heben sich jedoch die beiden Einzeldipole auf, sodass ein Nettodipolmoment von null resultiert. Kohlendioxid ist ein unpolares Molekül, das sich deshalb nur mäßig in Wasser löst.

Moleküle mit einem permanenten Dipolmoment werden von Ionen angezogen; daraus resultiert eine Ion-Dipol-Wechselwirkung. Handelt sich es um ein positives Ion (z.B. Na+), so wird sich das Dipolmolekül (z.B. H2O) so ausrichten, dass sein negativer Pol zur positiven Ladung weist. Ion-Dipol-Wechselwirkungen sind also abhängig von der Orientierung des Dipols; die Energie der Wechselwirkung ist proportional zu 1/r2. Derartige Wechselwirkungen spielen eine wichtige Rolle bei der Lösung von Salzen in Wasser (Kap. 1.2.3).
Moleküle mit permanentem Dipolmoment treten auch untereinander in Wechselwirkung. Man spricht dementsprechend von Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Auch hierbei ist die relative Orientierung der Dipolmoleküle zueinander entscheidend. Die Wechselwirkungsenergie ist proportional zu 1/r3; sie nimmt also relativ rasch mit steigendem Abstand der Dipole ab. Die Löslichkeit vieler polarer Substanzen in Wasser ist auf Dipol-Dipol-Wechselwirkungen zurückzuführen.
Selbst zwei Moleküle, die weder eine Ladung noch ein permanentes Dipolmoment aufweisen, sind zu Wechselwirkungen in der Lage. Die elektronische Ladungsverteilung in einem Molekül ist nicht statisch, sondern ständiger Fluktuation unterworfen. So kann in einem unpolaren Molekül durch ein benachbartes Ion oder Dipolmolekül vorübergehend eine asymmetrische Ladungsverteilung induziert werden; man nennt dies induziertes Dipolmoment bzw. spricht von einem polarisierbaren Molekül. Aromatische Ringe sind z.B. relativ leicht polarisierbar. Auf diese Weise kommt es zu Wechselwirkungen zwischen Ionen und induzierten Dipolen bzw. zwischen Dipolmolekülen und induzierten Dipolen.
Wechselwirkungen zwischen induzierten Dipolen (Van-der-Waals-Kräfte)
Schließlich können auch zwei unpolare Moleküle attraktive Wechselwirkungen aufeinander ausüben, wenn sie sich hinreichend nahe kommen. Durch die Fluktuation der Ladungswolken kommt es zu ungleichen Ladungsverteilungen. So können kurzzeitig Dipolmomente induziert werden, die zu einer Anziehung der Moleküle führen. Diese zwischenmolekularen Kräfte werden als Dispersionskräfte oder auch Van-der-Waals-Kräfte bezeichnet und treten bei allen ungeladenen Atomen und Molekülen auf. Ihre Wechselwirkungsenergie, die mit ca. 0,8–1,3 kJ/mol vergleichsweise schwach ist, verhält sich proportional zu 1/r6, sodass diese Kräfte nur über sehr kurze Entfernungen bedeutsam sind. Von einiger Bedeutung sind diese attraktiven Wechselwirkungen dennoch z.B. zwischen den planaren aromatischen Ringen der heterozyklischen Basen in Nucleinsäuren (Kap. 10.1).
Darüber hinaus kommt es zu einer abstoßenden Wechselwirkung, wenn sich nicht durch eine kovalente Bindung verbundene Atome oder Moleküle so nahe kommen, dass ihre äußeren (negativ geladenen) Elektronenhüllen beginnen, in Wechselwirkung zu treten. Diese Abstoßung steigt mit abnehmendem Abstand der Zentren beider Teilchen rapide an.
Die Summe aus attraktiver und repulsiver Wechselwirkung der Van-der-Waals-Kräfte ergibt ein typisches Energieprofil als Funktion des Kern-Kern-Abstands zweier Atome oder miteinander wechselwirkender Gruppen mit einem Minimum beim sog. Van-der-Waals-Radius R ( die Summe der individuellen Van-der-Waals-Radien der beiden sich annähernden Atome). Reale Moleküle sind natürlich keine sphärischen Objekte, sondern besitzen komplizierte Formen. Neben den Van-der-Waals-Radien für einzelne Atome wurden daher auch solche für verschiedene Atomgruppen definiert, die angeben, wie weit sich zwei Atome oder Gruppen annähern können. Versucht man, komplexere Moleküle durch raumfüllende Modelle wiederzugeben, greift man auf die Van-der-Waals-Radien zurück und repräsentiert jedes Atom als Kugel mit entsprechendem Van-der-Waals-Radius.
Wasserstoffbrücken
Bei den sog. Wasserstoffbrücken handelt es sich um eine spezifische Art nichtkovalenter Wechselwirkungen, die ebenfalls elektrostatischer Natur sind. Wir werden sie, ebenso wie die sog. hydrophobe Wechselwirkung, im folgenden Abschnitt nach einer Diskussion der wichtigsten physikalischen und chemischen Eigenschaften des Wassers näher betrachten.
In Tab. 1.1 sind die wichtigsten Arten schwacher Wechselwirkungen mit ihrer Abstandsabhängigkeit und dem typischen Energiebereich der Interaktionen zusammengefasst.

MERKE

Die Struktur von Biomolekülen wird von kovalenten Bindungen und einer Vielzahl relativ schwacher zwischenmolekularer Wechselwirkungen bestimmt. Dazu gehören Ion-Ion- und Ion-Dipol- sowie Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, aber auch schwache Kräfte zwischen induzierten Dipolen. Eine besondere Rolle nehmen die Wasserstoffbrückenbindungen ein, eine spezifische Art von Dipol-Dipol-Wechselwirkungen.

Struktur und Eigenschaften des Wassers

Wasser spielt in der Biochemie bei allen Organismen eine ganz entscheidende Rolle. Fast alle Biomoleküle erhalten ihre dreidimensionale Form (und damit auch ihre Funktion) durch ihre Wechselwirkungen mit Wasser. Wasser ist sowohl das universelle Lösungsmittel und Reaktionsmedium innerhalb der Zelle als auch Transportmedium für Nährstoffe wie Abfallstoffe innerhalb und zwischen den Zellen.
Wasser fungiert als Reaktionspartner in vielen Reaktionen des Stoffwechsels. Durch seine (wenn auch geringfügige) Dissoziation in H+- und OH-Ionen werden viele Reaktionen katalysiert; die Reaktivität zahlreicher Biomoleküle ist abhängig von der relativen Konzentration an H+- und OH-Ionen im Reaktionsmedium.
Der Sauerstoff im Wassermolekül besitzt sechs Valenzelektronen, davon werden zwei mit jeweils einem Valenzelektron eines Wasserstoffs unter Ausbildung einer kovalenten Bindung gepaart. Es verbleiben also noch zwei freie Valenzelektronenpaare, die aufgrund ihrer gegenseitigen Abstoßung bestrebt sind, sich in möglichst großer Entfernung aufzuhalten. Daher sind die beiden Bindungen zu den H-Atomen und die freien Paare ungefähr in Richtung der Ecken eines Tetraeders ausgerichtet; die Bindungsverhältnisse am Sauerstoff lassen sich durch eine sp3-Hybridisierung (Lehrbücher der Chemie) beschreiben. Der H–O–H-Bindungswinkel beträgt 104,5 und weicht damit etwas vom idealen Tetraederwinkel (109,5) ab. Man führt dies auf den größeren Platzbedarf und die größere Abstoßung der beiden freien Elektronenpaare untereinander zurück (Abb. 1.3).
Wasserstoffbrückenbindung
Sauerstoff ist wesentlich stärker elektronegativ als Wasserstoff, wodurch das Sauerstoffatom eine negative, die beiden H-Atome dagegen je eine positive Partialladung aufweisen. Zusammen mit der gewinkelten Molekülstruktur bedeutet dies, dass das Wassermolekül ein permanentes Dipolmoment besitzt und somit ein polares Molekül ist.
Die starke Polarität der O–H-Bindungen sowie das daraus resultierende Dipolmoment von 1,8 D sind entscheidend für die Eigenschaften des Wassers und seine Funktion als Lösungsmittel. Benachbarte Wassermoleküle richten sich meist so aus, dass die O–H-Bindung eines Wassermoleküls (positives Ende des Dipols) in Richtung eines der Elektronenpaare eines anderen Wassermoleküls (negatives Dipolende) weist (Abb. 1.4). Diese gerichtete intermolekulare Assoziation wird als Wasserstoffbrückenbindung bezeichnet. Das Wasserstoffatom bleibt dabei an sein Sauerstoffatom (den H-Donor) gebunden, wird aber zugleich von einem anderen Sauerstoffatom (dem H-Akzeptor) angezogen. Die Bindungsenergie einer solchen Wasserstoffbrücke beträgt ca. 10–20 kJ/mol unter Standardbedingungen. Dies sind nur knapp 5% einer typischen kovalenten Bindung wie z.B. einer O–H-Bindung.
Auch die Orientierung spielt eine Rolle: Eine Wasserstoffbrückenbindung ist am stabilsten, wenn das H-Atom und die beiden elektronegativen Bindungspartner (z.B. die zwei O-Atome im Fall von Wasser) möglichst linear angeordnet sind.

Schon gewusst

Mit zwei H-Atomen (Donor) sowie zwei freien Elektronenpaaren am Sauerstoff (Akzeptor) kann jedes Wassermolekül bis zu vier Wasserstoffbrückenbindungen zu anderen Wassermolekülen ausbilden. Die Lebensdauer jeder einzelnen H-Brücke beträgt bei Raumtemperatur weniger als 10–9 s. Flüssiges Wasser besteht demnach aus einem schnell fluktuierenden dreidimensionalen Netzwerk von über H-Brücken verbundenen Molekülen. In festem Wasser (Eis) ist dagegen jedes Wassermolekül durch Wasserstoffbrückenbindungen mit vier weiteren Molekülen in einer regelmäßigen offenen Gitterstruktur räumlich fixiert. Aufgrund der relativ starren Anordnung der Wasserstoffbrücken im Eis ist Wasser eine der wenigen Substanzen, die sich beim Übergang vom flüssigen in den festen Zustand ausdehnt ([(Eis)] 0,92 g/mL, [Wasser (0 C)] 1,00 g/mL). Diese Anomalie des Wassers hat entscheidende biologische Konsequenzen: Wäre Eis dichter als Wasser, würde es in Seen und Ozeanen auf dem Grund liegen; die tieferen Schichten wären permanent gefroren. Leben hätte sich vermutlich nie entwickelt, besäße Wasser nicht eine höhere Dichte als Eis.

Die Ausbildung von Wasserstoffbrücken ist zwischen einer Reihe von biochemisch wichtigen funktionellen Gruppen möglich; einige wichtige Fälle werden im Folgenden gezeigt (Abb. 1.5). Die Bindungsenergie der meisten Wasserstoffbrückenbindungen, wie sie z.B. zwischen einem Enzym und seinem Substrat oder zwischen den Basen der DNA auftreten, liegt zwischen 2 und maximal 20 kJ/mol. Sie sind damit deutlich schwächer als die H-Brücken im Wasser: einerseits stark genug, um typische dreidimensionale Raumstrukturen von Biomolekülen zu stabilisieren, zugleich jedoch schwach genug, um leicht wieder gelöst zu werden.
Die in Abb. 1.5 gezeigten funktionellen Gruppen bilden Wasserstoffbrückenbindungen mit Wasser aus. In wässrigen Lösungen ist eine Wechselwirkung mit Wasser wahrscheinlicher als zwischen diesen verschiedenen Gruppen. Damit sie untereinander Wasserstoffbrückenbindungen ausbilden, müssen sie folglich von Wasser abgeschirmt sein, z.B. im hydrophoben Inneren eines Makromoleküls, das von Wassermolekülen nicht erreicht werden kann. Beispiele hierfür sind die Wasserstoffbrückenbindungen im Inneren eines globulären Proteinmoleküls oder zwischen komplementären DNA-Basen. Unter bestimmten Bedingungen (z.B. Temperaturerhöhung) können diese Wasserstoffbrückenbindungen allerdings gebrochen werden, und es bilden sich neue H-Brücken mit Wassermolekülen. Dadurch ändert sich die Struktur des Biomoleküls; man spricht in solchen Fällen von Denaturierung.

MERKE

Wasserstoffbrücken können ausgebildet werden zwischen einem -Donor (D O, N) und einem stark elektronegativen Atom als Akzeptor. Obwohl ihre Bindungsenergie mit 2–20 kJ/mol relativ gering ist, beeinflussen sie entscheidend die dreidimensionale Struktur vieler Biomoleküle, z.B. in Proteinen oder der DNA-Doppelhelix.

Wasser als Lösungsmittel für polare Substanzen
Die Präsenz von Wasser als universellem Lösungsmittel in allen lebenden Systemen beruht im Wesentlichen auf seiner Polarität und seiner Fähigkeit zur Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen.
  • Verbindungen, die sich bereitwillig in Wasser lösen, heißen hydrophil (wasserliebend).

  • Unpolare Flüssigkeiten, wie z.B. Chloroform oder Toluol, sind dagegen schlechte Lösungsmittel für polare Biomoleküle, dagegen lösen sie gut hydrophobe Stoffe wie Lipide oder Wachse.

Die gute Löslichkeit von ionischen Verbindungen in Wasser beruht auf der Ausbildung starker Ion-Dipol-Wechselwirkungen zwischen den Ionen und den Wasserdipolen. Die Ionen werden dabei von einer sog. Hydrathülle umgeben, was die Tendenz der Ionen, sich zu einem Kristallgitter zusammenzuschließen, aufgrund der hohen Dielektrizitätskonstante von Wasser stark schwächt. Die bei der Ausbildung der Hydrathülle frei werdende Hydratisierungsenthalpie bringt einen Großteil der Gitterenthalpie auf, die erforderlich ist, um die Ionen aus dem Kristallgitter zu lösen. Häufig ist die Auflösung gleichzeitig mit einer Zunahme der Entropie (der Unordnung des Systems; Kap. 1.3.1) verbunden, die eine insgesamt positive Lösungsenthalpie kompensieren kann. Auch zahlreiche organische Substanzen mit polaren Gruppen lösen sich gut in Wasser. So besitzen Monosaccharide wie z.B. Glucose zahlreiche polare O–H-Gruppen, die zur Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen mit Wassermolekülen in der Lage sind. Es handelt sich also um hydrophile Biomoleküle.
Hydrophobe Wechselwirkungen
Hydrophober Effekt
Die Löslichkeit von unpolaren Stoffen ist in Wasser sehr gering. Es bilden sich selbst nach guter Durchmischung zwei getrennte Phasen. Apolare Stoffe sind hydrophob, sie können keine energetisch günstigen Wechselwirkungen mit Wassermolekülen ausbilden. Das Bestreben von Wasser, den Kontakt mit hydrophoben Molekülen so gering wie möglich zu halten, wird als hydrophober Effekt oder hydrophobe Wechselwirkung bezeichnet. Um ein apolares Molekül in Wasser zu lösen, d.h. ein Loch für dieses Molekül zu schaffen, müssen etliche Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den Wassermolekülen gebrochen werden, wozu Energie aufgewandt werden muss (oben). Noch stärker wiegt jedoch die Abnahme der Entropie bei der Lösung eines apolaren Moleküls in Wasser. Durch das Einbringen einer apolaren Gruppe wird das komplexe Netzwerk aus Wasserstoffbrückenbindungen teilweise zerstört. Da die apolare Gruppe weder als Donor noch als Akzeptor für Wasserstoffbrückenbindungen fungieren kann, geht die Bindungsenergie der Wasserstoffbrücken verloren. Die Wassermoleküle an der Grenzschicht zur apolaren Substanz orientieren sich so zu einem Netzwerk um die apolare Substanz herum, dass dieser Verlust an Wasserstoffbrückenbindungsenergie minimiert wird. Diese Umordnung bedingt eine höhere Ordnung der Wasserstruktur, da die Anzahl möglicher Wasserstoffbrückenbindungen geringer ist als zwischen freien Wassermolekülen.
Es ist also energetisch unvorteilhaft, eine größere Anzahl apolarer Moleküle in Wasser einzeln zu dispergieren und sie individuell mit einer Hydrathülle zu versehen. Stattdessen tendieren die apolaren Moleküle dazu zu aggregieren, wodurch der Kontakt mit Wassermolekülen minimiert wird. Obwohl dadurch die Entropie der apolaren Moleküle abnimmt, ist der Gesamtprozess thermodynamisch vorteilhaft, da die Entropiezunahme der Wassermoleküle, die nun frei miteinander in Wechselwirkung treten können, erheblich überwiegt.
Dieser hydrophobe Effekt (der also ein entropischer Effekt ist) spielt, obwohl es sich dabei um keine Bindung oder attraktive Wechselwirkung handelt, eine extrem wichtige Rolle in biochemischen Systemen. Die Aggregation apolarer Moleküle erfolgt, weil sie aus der wässrigen Phase infolge der ungünstigen Entropieabnahme, die eine individuelle Hydratisierung mit sich brächte, ausgeschlossen werden. Der hydrophobe Effekt bestimmt Struktur und Funktion zahlreicher biologischer Moleküle. Er spielt eine essenzielle Rolle bei der Faltung von Proteinen in ihre native dreidimensionale Struktur (Kap. 2.3.2), bei der hydrophobe Seitenketten von Aminosäuren in das Innere des Proteins gelangen und so dem (energetisch ungünstigen) Kontakt mit umgebenden Wassermolekülen entzogen werden, während polare Gruppen vermehrt an der Oberfläche verbleiben und hydratisiert werden können.
Bildung supramolekularer Aggregate: Mizellen und Lipiddoppelschichten
Eine weitere Klasse biologischer Moleküle besitzt sowohl hydrophile als auch hydrophobe Eigenschaften. Zu diesen als amphipathisch bezeichneten Molekülen gehören z.B. langkettige Carbonsäuren (Fettsäuren), Detergenzien (z.B. Natriumdodecylsulfat, SDS) oder Phospholipide (z.B. Lecithin, Abb. 1.6).
Derartige amphipathische Verbindungen mit einer polaren Kopfgruppe und einem größeren unpolaren Molekülteil bilden in Abhängigkeit von Konzentration und Art des Moleküls dadurch charakteristische supramolekulare Strukturen wie Mizellen oder Lipiddoppelschichten aus (Kap. 8, Abb. 8.1Kap. 8Abb. 8.1).

MERKE

Aufgrund seiner hohen Polarität und seiner Fähigkeit zur Ausbildung von Wasserstoffbrücken ist Wasser ein ausgezeichnetes Lösungsmittel für ionische und stark polare Stoffe. Apolare Stoffe lösen sich nur geringfügig; amphipathische Verbindungen bilden in Wasser typischerweise Aggregatstrukturen aus, wie etwa Mizellen oder Lipiddoppelschichten. Amphipathische Verbindungen können als Lösungsvermittler fungieren und so hydrophobe Stoffe in einem polaren Lösungsmittel emulgieren.

Wasser als Reaktionspartner

Wasser als Nucleophil
Wasser ist nicht nur das Reaktionsmedium der Zelle, sondern nimmt auch selbst an vielen Reaktionen teil. In Kap. 1.4 werden wir sehen, dass praktisch alle biochemisch relevanten Reaktionen einem prinzipiell sehr einfachen Muster folgen: Ein elektronenreiches Atom oder eine Atomgruppe (ein sog. Nucleophil; in den folgenden Gleichungen rot dargestellt) reagiert mit einem elektronenarmen Atom (einem Elektrophil; im Folgenden blau dargestellt). Wasser ist aufgrund seiner beiden freien Elektronenpaare ein typisches (wenn auch relativ schwaches) Nucleophil. Weitere typische Nucleophile sind Alkohole (freies Elektronenpaar am Sauerstoff), Amine (freies Elektronenpaar am Stickstoff) oder Thiole (freies Elektronenpaar am Schwefel).
Eine typische Reaktion mit Wasser als Nucleophil ist beispielsweise die Hydrolyse eines Esters, z.B. des Neurotransmitters Acetylcholin:
Wasser als Ampholyt: Eigendissoziation und Ionenprodukt
Obwohl Wasser im Wesentlichen als neutrales H2O-Molekül vorliegt, besitzt es doch eine geringe Tendenz zur Ionisation. Wasser kann sowohl als schwache Säure wie auch als schwache Base fungieren. Nach Brnstedt sind Säuren als Protonendonoren und Basen als Protonenakzeptoren definiert. Verbindungen wie Wasser, die sowohl als Protonendonoren wie auch als Protonenakzeptoren reagieren können, werden als Ampholyte bezeichnet. Das Wassermolekül kann also ein H+-Ion auf ein anderes Wassermolekül übertragen; auf diese Weise entstehen ein Hydroniumion (H3O+) und ein Hydroxidion (OH):
H2O+H2OH3O++OH-
Wenn man sich vergegenwärtigt, dass freie Protonen in wässriger Lösung nicht vorkommen (sie sind stets mit einem oder mehreren Wassermolekülen assoziiert, also hydratisiert), kann man die Dissoziation von Wasser vereinfacht auch schreiben als:
H2OH++OH-
Setzt man für die obige Gleichung das Massenwirkungsgesetz (Kap. 1.3) an, so erhält man für die Gleichgewichtskonstante der Reaktion KR:
KR=c(H+)·c(OH)c(H2O)=1,8.1016mol/L(T=25°C)
Da die Konzentration des Wassers (die Menge der Wassermoleküle in einem Liter) praktisch konstant ist (c 55,5 mol/L), kann sie in die Gleichgewichtskonstante mit einbezogen werden. Man erhält dann:
KW=KR·C(H2O)=C(H+)·C(OH)=1014mol2/L2(T=25°C)
KW ist die Ionenproduktkonstante des Wassers. Dieser Zusammenhang zeigt, dass die H+- und die OH-Ionen-Konzentration in einer Lösung nicht unabhängig voneinander sind. In reinem Wasser muss die Konzentration beider Ionen gleich sein, es gilt also c(H+) c(OH) 10–7 mol/L. Wird c(H+) größer als 10–7 mol/L, so muss c(OH) entsprechend abnehmen.
  • Lösungen mit einer H+-Konzentration von 10–7 mol/L werden als neutral bezeichnet

  • solche mit c(H+) > 10–7 mol/L als sauer

  • solche mit c(H+) < 10–7 mol/L als basisch.

In den meisten physiologischen Lösungen liegt die H+-Konzentration nahe dem Neutralwert.
Für viele Fälle ist die folgende Erweiterung des Säure-Base-Begriffs nach G. N. Lewis nützlich: Eine Base (mit ihrem freien Elektronenpaar, das ein H+-Ion binden kann) ist danach nicht nur ein Protonenakzeptor, sondern allgemein ein Elektronenpaardonor (Lewis-Base), eine Säure umgekehrt ein Elektronenpaarakzeptor (Lewis-Säure). Typische und biochemisch wichtige Lewis-Säuren sind neben dem H+-Ion auch Übergangsmetallionen wie Zn2+ oder Fe2+, die bei vielen enzymatischen Reaktionen eine essenzielle Rolle als Cofaktoren spielen.

Saure und basische Lösungen: die pH-Skala

Im menschlichen Blut z.B. ist c(H+) 4 10–8 mol/L; es ist also schwach basisch. Da die absoluten Werte für die H+-Konzentration in den meisten Flüssigkeiten sehr niedrig sind, wurde im Jahre 1909 durch S. Srensen ein logarithmisches Konzentrationsmaß, der sog. pH-Wert, eingeführt. Er wird als negativer dekadischer Logarithmus der (normierten) Wasserstoffionenkonzentration [H+] definiert
pH=lg[H+]
Je höher die H+-Ionen-Konzentration einer Lösung, desto niedriger ist ihr pH-Wert und umgekehrt. Die meisten Körperflüssigkeiten weisen einen pH-Wert von ca. 6,5–8 auf, was auch als physiologischer pH-Bereich bezeichnet wird.

Schon gewusst

Die Definition des pH-Werts als negativer Logarithmus der H+-Ionen-Konzentration ist streng genommen nicht korrekt, weil die H+-Konzentration als dimensionsbehaftete Größe nicht logarithmiert werden kann. Tatsächlich muss eigentlich die dimensionslose Aktivität eingesetzt werden, die nur in hinreichend stark verdünnten Lösungen durch die Konzentration angenähert werden darf. Alternativ kann man sich durch die Einführung einer normierten Konzentration [H+] behelfen mit [H+] c(H+) / mol L–1.

Säure-Base-Gleichgewichte und Dissoziationskonstanten

Zahlreiche biochemisch wichtige Verbindungen tragen sauer und/oder basisch reagierende Gruppen. Beispielsweise besitzen Proteine eine Vielzahl von Carboxyl- und Aminogruppen, die Säure-Base-Reaktionen eingehen können. Derartige Gruppen beeinflussen einerseits den pH-Wert einer umgebenden wässrigen Lösung. Andererseits hängt ihr Ladungszustand (und damit auch die Struktur und Funktion des entsprechenden Moleküls) vom pH-Wert der Umgebung ab. Säure-Base-Gleichgewichte spielen eine extrem wichtige Rolle in der Biochemie.
Eine Säure (abgekürzt mit HA) ist definitionsgemäß ein Protonendonor; sie reagiert mit einer Base (z.B. H2O) zur korrespondierenden Base (A) und zu H3O+:
HA+H2OA+H3O+
Die Lage dieses Dissoziationsgleichgewichts hängt von der Stärke der Säure ab. Als starke Säuren bezeichnet man solche, die in Wasser praktisch vollständig dissoziieren, d.h., obiges Gleichgewicht liegt weit auf der rechten Seite. Nur wenige Säuren sind demnach als stark zu klassifizieren; dazu gehören HCl, H2SO4 und HNO3. Die meisten Säuren sind mehr oder weniger schwach; sie dissoziieren nur zu einem geringen Anteil.
Ein Maß für die Stärke einer Säure ist ihre Dissoziationskonstante KS:
KS=KR·c(H2O)=c(H3O+)·c(A)c(HA)
wobei die (annähernd konstante) Konzentration des Wassers wiederum in die Gleichgewichtskonstante mit einbezogen wird. Unter Verwendung normierter Konzentrationen (die man durch Division durch die entsprechende Konzentrationseinheit, z.B. mol/L, erhält) ergibt sich entsprechend die dimensionslose Säurekonstante KS bzw. analog dazu die dimensionslose Basenkonstante KB für eine schwache Base:
KS=[H3O+]·[A][HA]KB=[OH]·[HA]A
Je größer KS bzw. KB, desto stärker ist die Säure bzw. Base. Auch hier wurden zur Vermeidung sehr kleiner exponentieller Zahlen entsprechende logarithmische Größen eingeführt. Es gilt:
pKS=lgKSundpKB=lgKB
Die Dissoziationskonstanten einiger schwacher Säuren, die in der Biochemie eine Rolle spielen, sind in Tab. 1.2 wiedergegeben.
Löst man die obige Gleichung für KS nach der H3O+-Konzentration auf, so ergibt sich:
[H3O+]=KS·[HA][A]
bzw. nach Logarithmieren die Henderson-Hasselbalch-Gleichung:
pH=pKS+lg[A][HA]
Kennt man in einer Lösung die Mengen an schwacher Säure bzw. korrespondierender Base, so kann mit ihrer Hilfe der pH-Wert (näherungsweise) berechnet werden, solange die Eigendissoziation des Wassers vernachlässigt werden kann, d.h. die Lösung nicht allzu verdünnt ist. Für gleiche Stoffmengen einer schwachen Säure und ihrer korrespondierenden Base in einer Lösung ist der pH-Wert der Lösung gleich dem pKS-Wert der Säure.

Titrationskurven und Pufferlösungen

Wie ändert sich der pH-Wert, wenn zu einer schwachen Säure portionsweise eine starke Base zugegeben wird (Titration)? Eine Titrationskurve kann experimentell, aber auch rechnerisch mithilfe der Henderson-Hasselbalch-Gleichung erstellt werden. Zu Beginn der Titration liegt nur die schwache Säure vor. Der pH-Wert der Lösung kann aus der Säurekonstante der schwachen Säure und deren Konzentration berechnet werden. Dabei gilt, wenn man näherungsweise die Gleichgewichtskonzentration an schwacher Säure gleich der Anfangskonzentration setzt:
pH=12(pKSlg[HA])
Durch Zusatz der starken Base wird eine entsprechende Stoffmenge an HA in das Anion A umgewandelt; der resultierende pH-Wert lässt sich mithilfe der Henderson-Hasselbalch-Gleichung berechnen. Alle derartigen Titrationskurven zeigen einen ähnlichen Verlauf, sind aber, wie Abb. 1.7 zeigt, je nach Säurekonstante der schwachen Säure entlang der pH-Achse vertikal verschoben. Als Äquivalenzpunkt wird der Punkt bezeichnet, an dem es bei weiterer Zugabe des Reagens zu einer plötzlichen pH-Wert-Änderung kommt. Am sog. Halbäquivalenzpunkt ist genau die Hälfte der ursprünglichen Säure in die korrespondierende Base umgewandelt. Entsprechend gilt: pH pKS; es liegt ein Puffersystem vor. Eine kleine Zugabe von H+-Ionen bzw. OH-Ionen wird durch Reaktion mit A bzw. HA abgefangen (abgepuffert), wodurch eine starke Änderung des pH-Werts vermieden wird.
Einige Säuren sind in der Lage, mehr als ein Proton abzugeben; man bezeichnet sie entsprechend als mehrprotonige Säuren. Biochemisch wichtige Beispiele sind die Phosphorsäure (H3PO4), die Zitronensäure (C6H8O7) sowie Aminosäuren. Sie dissoziieren schrittweise, wobei jeder Dissoziationsstufe ein eigener pKS-Wert zugeordnet wird. Dabei wird, wie am folgenden Beispiel der Phosphorsäure ersichtlich, grundsätzlich das erste Proton am leichtesten abgegeben (niedrigster pKS-Wert), da die weitere Dissoziation durch die infolge der ersten Deprotonierung entstandene Ladung erschwert wird:
  • Liegen, wie bei der Phosphorsäure, die einzelnen pKS-Werte um mindestens drei Einheiten auseinander, so können bei einer Titration die einzelnen Äquivalenzpunkte durch einen deutlichen pH-Sprung detektiert werden.

  • Viele Biomoleküle besitzen dagegen mehrere ionisierbare Gruppen mit nahe beisammen liegenden pKS-Werten; in diesem Fall sind an den Äquivalenzpunkten keine klaren pH-Sprünge sichtbar (z.B. bei der Zitronensäure).

Blick ins Labor

Die Wirkung von biologischen Puffersystemen wird am folgenden Beispiel ersichtlich: Von einer konzentrierten HCl-Lösung (c 10 mol/L) wird in einem Experiment 1 mL zu einem Liter reinem Wasser (pH 7) gegeben, in dem anderen Experiment – als Modellsystem für Blutplasma – zu einem Liter einer Lösung, die je 0,1 mol H2PO4 (pKS 7,2) und HPO42– enthält. Die jeweils zugegebene Stoffmenge n an H+-Ionen beträgt c V 10 mmol.

Im ersten Experiment liegen nach der Zugabe 10 mmol H+-Ionen in 1,001 L Lösung vor; die H+-Konzentration beträgt also c 10–2 mol / 1,001 L 10–2 mol/L. Der pH-Wert ist somit von ursprünglich 7 auf etwa 2 gefallen. Im zweiten Experiment liegtvor der Zugabe ein äquimolares Puffergemisch mit pH pKS 7,2 vor. Die zugegebenen H+-Ionen reagieren mit der schwachen Base des Puffers, also den HPO42–-Ionen, zu H2PO4. Für den neuen pH-Wert ergibt sich dadurch:

pH=7,2+lg(0,1mol0,01mol)(0,1mol+0,01mol)=7,2+lg0,09mol0,11mol=7,1

Ein gewaltiger Unterschied! In lebenden Systemen sind Puffersysteme unverzichtbar, da die Stoffwechselvorgänge gewöhnlich innerhalb eines eng begrenzten pH-Bereichs ablaufen sollen.

Extra- wie intrazelluläre Flüssigkeiten im Organismus sind stark gepuffert. Eine wichtige Rolle spielen dabei die Paare H2PO4/HPO42– sowie H2CO3/HCO3, da deren pKS-Werte nahe dem Neutralpunkt liegen. Aber auch Proteine mit ihren vielen sauren und basischen Gruppen besitzen wirksame Puffereigenschaften. In Abb. 1.8 sind die Stoffmengenanteile von Kohlensäure, Hydrogencarbonat und Carbonat als Funktion des pH-Werts dargestellt. Man erkennt, dass bei pH 7,4, dem pH-Wert des Bluts, in erster Linie HCO3 sowie etwas H2CO3, aber praktisch kein CO32– vorliegen.

Die Pufferkapazität eines Puffersystems, d.h. die Fähigkeit zur Konstanthaltung des pH-Werts bei Zugabe von Säure oder Base, ist jeweils maximal, wenn pH pKS. In der Praxis kann man davon ausgehen, dass man für eine schwache Säure eine befriedigende Pufferwirkung in Bereich pH pKS 1 erhält.

MERKE

Säuren sind Protonendonoren, Basen sind Protonenakzeptoren. Verbindungen, die sowohl als Säuren wie auch als Basen fungieren können (z.B. Wasser), heißen Ampholyte.

Nach G. N. Lewis bezeichnet man einen Elektronenpaardonor auch als Lewis-Base, einen Elektronenpaarakzeptor umgekehrt als Lewis-Säure. Die Stärke einer (Brnstedt-)Säure wird durch ihre Dissoziationskonstante KS bestimmt. Der pH-Wert einer Lösung ist ein Maß für ihre Protonenkonzentration und ist unabhängig von der Säurestärke. Pufferlösungen enthalten das Gemisch einer schwachen Säure und deren korrespondierenden Base; ihre Aufgabe ist es, den pH-Wert einer Lösung bei Zugabe von Säure oder Base möglichst konstant zu halten.

Klinik

Blut – eine gepufferte Lösung: Der pH-Wert von Blutplasma und anderen Körperflüssigkeiten wird unter normalen Verhältnissen durch vielfältige Regulation innerhalb enger Grenzen konstant gehalten und beträgt im arteriellen Blutplasma 7,4 mit einer Schwankungsbreite von nur 0,05 Einheiten.

Von allen Puffersystemen des Bluts ist das Kohlensäure-Hydrogencarbonat-System das wichtigste, zu dem die folgenden Gleichgewichte beitragen:

CO2(aq)+H2OH2CO3(aq
H2CO3(aq)H+(aq)+HCO3(aq)
CO2(aq)CO2(g)

Die Gleichgewichte (1) und (2) liegen auf der linken Seite; für den pKS-Wert der Kohlensäure gilt:

KS=[H+]·[HCO3][CO2(aq)]+[H2CO3]=106,4=4.107

Von großer Bedeutung ist des Weiteren die Pufferwirkung der Proteine im Blut, v.a. des Hämoglobins und der Plasmaproteine.

Die pH-Regulation ist durch die koordinierte Tätigkeit von Organsystemen des Körpers gewährleistet, in erster Linie durch die Lunge und die Niere. Sinkt der pH-Wert des Plasmas aufgrund metabolischer H+-Produktion, so verschiebt sich Gleichgewicht (2) zur Kohlensäure hin. Diese zerfällt [Gleichgewicht (1)] in Wasser und (gelöstes) CO2, das in den Lungen als gasförmiges CO2 abgeatmet wird [Gleichgewicht (3)]. Die Lungenventilation bestimmt also den Partialdruck des CO2 in der Alveolarluft und damit die Konzentration der Kohlensäure im Plasma, während die HCO3-Konzentration unter normalen Bedingungen v.a. durch die Nierenregulation konstant gehalten wird.

Entgleisungen werden als Azidose (pH < 7,35) bzw. Alkalose (pH > 7,45) bezeichnet. Sie können jeweils metabolischen oder respiratorischen Ursprungs sein und werden gegenläufig durch die Lunge bzw. Niere kompensiert. Eine typische Ursache einer metabolischen Azidose ist der entgleiste Diabetes mellitus, eine typische Ursache für eine respiratorische Azidose eine reduzierte Atemtätigkeit, z.B. bei Lungenentzündung. Lang währendes Erbrechen kann zur metabolischen Alkalose führen, Hyperventilation zur respiratorischen Alkalose.

Biochemische Reaktionen

Thermodynamische Grundlagen

Der Stoffwechsel einer Zelle ist eine höchst komplexe Angelegenheit, bei der eine Vielzahl von Molekülen (sog. Edukte) prinzipiell in eine noch größere Vielzahl von Produkten umgesetzt werden kann. Warum laufen manche Reaktionen spontan ab, andere dagegen nicht? Was treibt eine chemische Reaktion an? Bei der Beantwortung dieser grundlegenden Fragen hilft die Thermodynamik weiter.
Freie Enthalpie und spontane Prozesse
Enthalpie und Entropie
(Bio)chemische Vorgänge laufen meist bei konstantem Druck ab; die bei solchen Prozessen frei werdende oder aufgenommene Wärme (in kJ/mol) wird als Enthalpie H bezeichnet.
  • Reaktionen, die unter Abgabe von Wärme verlaufen (H < 0), werden als exotherm bezeichnet,

  • solche, bei denen Wärme aufgenommen wird (H > 0), als endotherm.

Die Enthalpieänderung H einer Reaktion entscheidet jedoch nicht allein über den spontanen Ablauf einer Reaktion, wie man leicht am spontanen Auftreten endothermer Vorgänge, wie z.B. der Verdunstung von Wasser, erkennt.
Die meisten Reaktionen laufen unter Änderung auch der Entropie S, also der Unordnung eines Systems, ab. Um eine Aussage über die Spontaneität eines Prozesses machen zu können, müssen wir deshalb beide Zustandsgrößen mit einbeziehen. Eine geeignete Größe hierfür ist die freie Enthalpie G, auch als Gibbs'sche freie Enthalpie oder Gibbs'sche freie Energie bezeichnet (benannt nach ihrem Begründer J. W. Gibbs). G ist ebenfalls eine Zustandsgröße und wird für ein bestimmtes System, z.B. eine chemische Verbindung, als Stoffkonstante bei definiertem Druck und Temperatur angegeben. Für eine Änderung der freien Enthalpie bei konstantem Druck und konstanter Temperatur gilt:
GHTS (T steht für die absolute Temperatur in Kelvin).
Damit ein Prozess spontan verläuft, muss die Änderung der freien Enthalpie negativ sein, d.h.:
ΔG=GProdukteGEdukte<0
  • Ein Prozess, für den G < 0 ist, wird als exergon bezeichnet; er läuft spontan (freiwillig) ab.

  • Umgekehrt heißt ein nicht freiwillig ablaufender Prozess mit G > 0 endergon.

  • Sind die beiden Terme H und TS gleich groß, so wird offensichtlich G 0, das System befindet sich im chemischen Gleichgewicht.

Konzentrationsabhängigkeit der freien Enthalpie und chemisches Gleichgewicht
Die freie Enthalpie einer chemischen Reaktion hängt von der Konzentration der Edukte wie auch der Produkte ab. Diese Abhängigkeit ist aus biochemischer Sicht bedeutsam, da viele Reaktionen in Abhängigkeit von den relativen Konzentrationen der Edukte und Produkte in die eine oder andere Richtung freiwillig ablaufen können.
In verdünnten Lösungen, wie sie in der Biochemie im Allgemeinen vorliegen, darf die Aktivität einer gelösten Komponente näherungsweise durch ihre Konzentration ersetzt werden. Es gilt dann für die molare freie Enthalpie einer Komponente A:
ΔG=ΔG0+R·T·In[A]
Hierbei ist G0 die molare freie Enthalpie im Standardzustand, d.h. bei einer Konzentration von A gleich 1 mol/L und einer Temperatur von 25 C; R ist die allgemeine Gaskonstante und T die absolute Temperatur. Für eine allgemeine Gleichgewichtsreaktion der Form
aA+bBcC+dD
ist die Änderung der freien Enthalpie gegeben durch die Differenz der freien Enthalpien der Produkte und der Edukte, also
ΔG=cG(C)+dG(D)aG(A)bG(B)
Daraus gibt sich:
ΔG=ΔG0+R·T·In[[C]c·[D]d[A]a·[B]b]
wobei G0 der Änderung der freien Reaktionsenthalpie entspricht, wenn alle Edukte und Produkte in ihrem Standardzustand vorliegen. Befindet sich eine Reaktion im Gleichgewicht, (G 0), so gilt:
ΔG0=R·T·In[[C]eqc·[D]eqd[A]eqa·[B]eqb]=R·T·InKeq
mit der Gleichgewichtskonstanten Keq. Der Index eq symbolisiert, dass es sich bei den Konzentrationen der Reaktionspartner um Gleichgewichtskonzentrationen handelt. Aus der freien Standardreaktionsenthalpie G0 kann umgekehrt die Gleichgewichtskonstante für die Reaktion berechnet werden:
Keq=eΔG0IRT
Werte für G0, die aus Tabellen entnommen werden bzw. aus den freien Standardbildungsenthalpien für Edukte und Produkte berechnet werden können, erlauben also eine Abschätzung der Gleichgewichtslage für eine Reaktion. Für eine Anwendung auf biochemische Probleme ist jedoch stets zu bedenken, dass über den tatsächlichen Ablauf einer Reaktion der Wert von G entscheidet, der von den konkret in der Zelle vorliegenden Konzentrationen der Reaktionspartner abhängt. So findet man öfter, dass eine Reaktion mit positivem Wert für G0 aufgrund der herrschenden Konzentrationsverhältnisse in der Zelle dennoch freiwillig abläuft.
Da die meisten biochemischen Reaktionen in gepufferten Lösungen bei einem pH-Wert nahe 7 ablaufen, hat man als biochemischen Standardzustand (Kap. 3.2) einen pH-Wert von 7 und eine Wasserkonzentration von 55,5 mol/L festgelegt; für die übrigen Reaktanden gilt c 1 mol/L. Auf diesen biochemischen Standardzustand bezogene Konstanten werden mit einem senkrechten Strich gekennzeichnet, z.B. G0' oder Keq'.

MERKE

Die Enthalpie einer Reaktion gibt an, ob bei konstantem Druck Wärme aufgenommen (endotherme Reaktion) oder abgegeben wird (exotherme Reaktion). Ob eine Reaktion freiwillig (spontan) verläuft, hängt von ihrer freien Enthalpie G ab. Eine Reaktion verläuft freiwillig, wenn gilt GHTS<0; ist ein chemisches Gleichgewicht erreicht, so gilt G 0. Aus der freien Enthalpie unter Standardbedingungen kann die Gleichgewichtskonstante Keq berechnet werden.

Gekoppelte Reaktionen – die Lösung für nichtspontane Prozesse
Zahlreiche biosynthetische Reaktionen oder z.B. der Transport von Stoffen durch eine Membran gegen einen Konzentrationsgradienten sind unter den in der Zelle herrschenden Konzentrationsverhältnissen stark endergon. Wie können solche thermodynamisch ungünstigen Prozesse trotzdem ablaufen?
Die Lösung liegt in einer Kopplung mit einem thermodynamisch stark begünstigten Prozess. Dies kann so geschehen, dass das Produkt einer endergonen Reaktion sofort als Edukt in eine thermodynamisch günstige Folgereaktion eingeht und somit aus dem Gleichgewicht entfernt wird. Ferner kann sich durch Kopplung einer endergonen mit einer hinreichend exergonen Reaktion ein alternativer Reaktionsweg ergeben, der in der Summe thermodynamisch begünstigt ist. Ein Beispiel hierfür ist die endergone Phosphorylierung von Glucose zu Glucose-6-phosphat, die durch Kopplung mit der exergonen Hydrolyse von ATP angetrieben wird.
Verbindungen wie das ubiquitär in allen Lebewesen vorkommende ATP (Adenosintriphosphat) werden häufig als energiereiche Verbindungen bezeichnet. Gemeint ist, dass ihre Hydrolyse (Spaltung mit Wasser) stark exergon verläuft. Im Fall von ATP (Tab. 1.3, Zeile 5) werden dabei eine Phosphorsäureanhydridbindung gespalten und eine Phosphorylgruppe (unter Freisetzung von ADP) auf eine andere Verbindung übertragen. Auch andere energiereiche Verbindungen übertragen Phosphorylgruppen. Je nach Höhe von G0' für die Hydrolyse einer derartigen Verbindung weist man ihr oft ein sog. Phosphorylgruppenübertragungspotenzial zu, das umso größer ist, je negativer G0'Hydrolyse ist. Wichtige Beispiele aus der Biochemie für Verbindungen mit einem hohen Phosphorylgruppenübertragungspotenzial sind in Tab 1.3 zusammengefasst.
Man erkennt, dass der wohl wichtigste Vertreter, das ATP, eine Mittelstellung einnimmt. Sein Übertragungspotenzial ist einerseits groß genug, damit eine Vielzahl von Substraten phosphoryliert und dadurch viele Reaktionen angetrieben werden können. Andererseits kann es aus ADP und Pi durch Kopplung an die Spaltung einer Verbindung mit noch höherem Übertragungspotenzial, wie z.B. Phosphoenolpyruvat im letzten Schritt in der Glykolyse, regeneriert werden.

MERKE

Endergone Reaktionen können durch Kopplung mit einer exergonen Reaktion angetrieben werden. Eine wichtige Rolle spielen dabei Verbindungen mit einem hohen Phosphorylgruppenübertragungspotenzial wie ATP, deren Hydrolyse stark exergon verläuft.

Kinetik

Verlaufen freiwillig ablaufende Reaktionen (mit G0 < 0) aber auch rasch? Ein Blick auf die Glucose (deren stark exergon verlaufende Oxidation zu CO2 und H2O essenziell für die Energieversorgung unseres Körpers ist) zeigt, dass die Verbindung beliebig aufbewahrt werden kann, ohne spontan zu zerfallen. Offensichtlich erlaubt die freie Enthalpie einer Reaktion keinen Rückschluss auf ihre Geschwindigkeit.
Aktivierungsenergie
Welche Faktoren bestimmen die Geschwindigkeit einer Reaktion? Es ist einleuchtend, dass Moleküle, die miteinander reagieren sollen, zusammenstoßen müssen. Wir können erwarten, dass die Anzahl der Kollisionen von der Konzentration der Moleküle, ihrer Bewegungsgeschwindigkeit und ihrer Größe abhängt. Ein Vergleich zwischen Stoßhäufigkeit und beobachtbaren Reaktionsraten ergibt, dass nur ein sehr geringer Anteil aller Stöße zu einer Reaktion führt. Dafür müssen die Moleküle mit genau der richtigen Orientierung und einer bestimmten Mindestenergie aufeinandertreffen. Der Grund ist, dass fast alle Reaktionen eine Energiebarriere aufweisen (oft vereinfachend als Aktivierungsenergie bezeichnet), die nur überwunden werden kann, wenn ein Zusammenstoß mit ausreichend hoher Energie erfolgt (Abb. 1.9). Beim Stoß kann die kinetische Energie der Moleküle genutzt werden, um Bindungen zu strecken, zu biegen und schließlich zu brechen, was letztlich zu einer chemischen Reaktion führt.
Nur ein sehr geringer Anteil aller Moleküle besitzt eine Energie, die so weit über der mittleren thermischen Energie (ca. 4 kJ/mol bei Raumtemperatur) liegt, dass bei einem Stoß die Aktivierungsbarriere (typischerweise zwischen 10 und 100 kJ/mol) zwischen Edukt- und Produktmolekülen überwunden werden kann.
Die Geschwindigkeit einer (bio)chemischen Reaktion ist im Allgemeinen stark temperaturabhängig. Meist steigt die Reaktionsgeschwindigkeit mit zunehmender Temperatur, und die Temperaturabhängigkeit lässt sich durch ein empirisches Gesetz von Arrhenius, bekannt als Arrhenius-Gleichung, beschreiben (hierzu einführende Lehrbücher zur allgemeinen Chemie).
Katalyse
Viele für den Organismus wichtige Reaktionen sind zwar (stark) exergon, verlaufen aber unter Normalbedingungen so langsam, dass sie für physiologische Prozesse nicht nutzbar sind. Wie nun behilft sich die Zelle, um z.B. die in Glucose gespeicherte und durch Oxidation freisetzbare Energie zu nutzen? Die entsprechende Reaktion muss beschleunigt werden. Dies kann dadurch geschehen, dass die Temperatur erhöht wird (was im lebenden Organismus nur sehr eingeschränkt möglich ist) oder indem die Aktivierungsenergie gesenkt wird, sodass ein größerer Anteil an Eduktmolekülen ausreichend Energie besitzt, um den Übergangszustand zu erreichen. Dies ist Aufgabe eines Katalysators. Er erniedrigt die Aktivierungsbarriere einer Reaktion. Dabei bleibt G0 der Reaktion grundsätzlich unbeeinflusst, d.h., ein Katalysator kann niemals die Lage eines Gleichgewichts verändern. In lebenden Organismen übernimmt eine große Vielzahl von spezialisierten Enzymen diese Rolle. Ihr Aufbau, ihre Funktionsweise und das Gebiet der Enzymkinetik werden in Kap. 3 ausführlich erörtert.

MERKE

Die Geschwindigkeit einer Reaktion wird wesentlich durch ihre Aktivierungsenergie bestimmt. Katalysatoren sind in der Lage, eine Reaktion zu beschleunigen, indem sie die Aktivierungsbarriere durch temporäre sterische Beeinflussung des Substrats senken; das Gleichgewicht einer Reaktion bleibt dadurch unbeeinflusst.

Überblick über Elemente, Moleküle und Reaktionstypen bei biochemischen Prozessen

Die Elemente des Lebens

Auf der Erde gibt es um die 90 natürlich vorkommende Elemente; davon sind etwa 30 am Aufbau und Stoffwechsel lebender Organismen beteiligt (Abb. 1.10). Mit Abstand am häufigsten finden sich die vier Elemente Wasserstoff, Sauerstoff, Kohlenstoff und Stickstoff; zusammen mit Schwefel und Phosphor tragen sie mehr als 97% zur Masse der meisten Organismen bei.
Die fünf häufigsten Ionen, die für alle Organismen essenziell sind, sind Calcium (Ca2+), Natrium (Na+), Kalium (K+), Magnesium (Mg2+) und Chlorid (Cl). Von den weiteren essenziellen Elementen sind die meisten Metalle. In geringen Mengen in allen Organismen vorhanden und unverzichtbar bei der Katalyse biochemischer Reaktionen sind Ionen der Übergangsmetalle Cobalt (Co), Kupfer, (Cu), Eisen (Fe), Mangan (Mn) und Zink (Zn). Zusammen mit einigen weiteren essenziellen Elementen finden sie sich nur in sehr geringen Mengen und werden deshalb auch als Spurenelemente bezeichnet (Tab. 1.4). Ihre Bedeutung wird ausführlich in Kap. 4 und 28Kap. 4Kap. 28 besprochen.

Funktionelle Gruppen und Stoffklassen

In der Biochemie spielt Kohlenstoff die tragende Rolle; fast alle Biomoleküle sind Kohlenstoffverbindungen. Ihre Grundgerüste sind langgestreckte oder verzweigte Kohlenstoffketten, Ringe oder auch käfigartige Strukturen, an die charakteristische funktionelle Gruppen gebunden sind, die dem Molekül seine spezifischen chemischen Eigenschaften verleihen. Viele Biomoleküle sind polyfunktionell, d.h., sie enthalten mehrere unterschiedliche funktionelle Gruppen. Die für die Biochemie wichtigsten Substanzklassen sind zusammen mit ihren charakteristischen funktionellen Gruppen in Tab. 1.5 zusammengestellt.

Wichtige Begriffe der Stereochemie

Verbindungen mit gleicher Summenformel, aber unterschiedlichem räumlichem Bau heißen Isomere.
  • Sind dabei die Atome auf unterschiedliche Weise miteinander verknüpft, spricht man von Konstitutionsisomeren.

  • Unterscheiden sich die Verbindungen nur in der räumlichen Anordnung der Atome bzw. Atomgruppen, spricht man von Stereoisomeren.

Viele Biomoleküle weisen eine besondere Form von Stereoisomerie auf, sie sind chiral. Die häufigste Ursache von Chiralität sind Kohlenstoffatome, die mit vier unterschiedlichen Substituenten verknüpft sind – sie stellen ein sog. Chiralitätszentrum dar.
  • Chirale Moleküle kommen in zwei spiegelbildlichen Formen vor, die nicht zur Deckung gebracht werden können und als Enantiomere bezeichnet werden.

Die Konfiguration ( dreidimensionale Anordnung) an einem Chiralitätszentrum lässt sich durch die Anwendung von Sequenzregeln (nach Cahn, Ingold, Prelog) beschreiben; sie führen zur Klassifizierung des Zentrums als R- (rectus) oder S- konfiguriert (sinister).
  • Stereoisomere, die sich nicht wie Bild und Spiegelbild verhalten, werden als Diastereomere bezeichnet (Abb. 1.11).

Zwei zueinander enantiomere Verbindungen drehen die Schwingungsebene von linear polarisiertem Licht um den gleichen Betrag, aber in entgegengesetzte Richtung. Gemische aus gleichen Teilen der rechts- und linksdrehenden Form einer optisch aktiven Verbindung werden als Racemate bezeichnet. Racemate unterscheiden sich in den physikalischen Eigenschaften (z.B. Schmelzpunkt, Löslichkeit) von den reinen R- und S-Enantiomeren.
Für Biomoleküle (insbesondere Zucker und Aminosäuren) findet die alte, von E. Fischer um 1900 herum eingeführte D/L-Nomenklatur noch verbreitet Anwendung (Abb. 1.11, Kap. 5.1). Man bezieht sich hierbei bei mehreren Chiralitätszentren auf dasjenige, das am weitesten vom höchstoxidierten C-Atom entfernt ist, im Fall des gezeigten Zuckers Threose also auf C3. Für komplizierter gebaute Biomoleküle ist die D/L-Nomenklatur für eine eindeutige Konfigurationsbeschreibung jedoch nicht ausreichend.

MERKE

Am Aufbau lebender Organismen sind ca. 30 Elemente beteiligt. Den Hauptanteil in allen Biomolekülen stellen die Elemente C, H, O und N, die zahlreiche funktionelle Gruppen ausbilden, welche wiederum das Reaktionsverhalten bestimmen. Es existieren oft mehrere Verbindungen mit gleicher Summenformel, aber unterschiedlicher Verknüpfung (Konstitutionsisomere) oder räumlicher Anordnung der Atome (Stereoisomere). Chirale Moleküle, die sich wie Bild und Spiegelbild verhalten, heißen Enantiomere, nicht zueinander spiegelbildliche werden als Diastereomere bezeichnet.

Klinik

Chirale Medikamente: Die beiden Enantiomere eines Moleküls bilden unterschiedliche räumliche Beziehungen mit asymmetrischen Partnern wie Enzymen oder Rezeptoren. So wie ein linker Fuß nur in einen linken Schuh passt, kann i.d.R. nur ein Enantiomer einer chiralen Substanz mit einem Enzym oder Rezeptor interagieren. Während der Organismus i.d.R. nur das passende Enantiomer als Ligand oder Substrat eines Rezeptors bzw. Enzyms synthetisiert, werden bei der chemischen Synthese eines Moleküls häufig beide Enantiomere hergestellt. Racemate entstehen also oft bei chemischen Reaktionen, deren stereochemischer Verlauf nicht eindeutig bestimmt ist.

Medizinisch bedeutsam ist dies für Medikamente. Mehr als 50% der gebräuchlichen Medikamente sind chiral, und nahezu 90% von ihnen sind Racemate von Stereoisomeren. Häufig unterscheiden sich die Enantiomere zumindest quantitativ in ihrer pharmakologischen Aktivität oder Verstoffwechslung. So gibt es viele Beispiele von Medikamenten, bei denen effizientere Nachfolgepräparate eines erfolgreichen Medikaments lediglich das wirksame Enantiomer eines zuvor eingesetzten Racemats sind. Enantiomere können sich aber auch durch zusätzliche Aktivitäten unterscheiden. Das berühmteste Beispiel hierfür ist Thalidomid. Dieses Medikament wurde in den frühen 60er Jahren des vorigen Jahrhunderts als Schlafmittel und zur Behandlung der Schwangerschaftsübelkeit eingesetzt. Als dramatische Nebenwirkung entwickelten sich embryonale Fehlbildungen von Extremitäten und inneren Organen, weswegen das Medikament vom Markt genommen wurde. Die teratogenen Effekte von Thalidomid werden auf dessen S(–)-Enantiomer zurückgeführt. Da dieses nicht nur bei der pharmazeutischen Produktion entsteht, sondern auch in vivo aus dem R(+)-Enantiomer gebildet wird, war es bis heute nicht möglich, Thalidomid als stereospezifisches Medikament weiterzuentwickeln. Dies wird versucht, weil Thalidomid seit einigen Jahren wieder für die Behandlung von Autoimmun- und Tumorerkrankungen eingesetzt wird, v.a. bei Patienten mit Plasmozytom, einer bösartigen Erkrankung der Lymphozyten.

Ein weiteres interessantes Beispiel für optische Isomere, die unterschiedliche pharmakologische Wirkung haben und sich bezüglich ihrer physiologischen Aktivität, ihrem Wirkungsmechanismus, ihrer Toxizität und Nebenwirkung unterscheiden, ist der zur Vorbeugung von Herzrhythmusstörungen eingesetzte -Blocker Propranolol: (S)-Propranolol ist blutdrucksenkend, (R)-Propranolol wirkt als Kontrazeptivum. Es gibt aber auch Medikamentenbeispiele, bei denen beide Enantiomere mehr oder weniger gleichwertig sind und sehr ähnliche Wirkungen wie Nebenwirkungen entfalten. Prominentes Beispiel hierfür sind die Narkotika Isofluran und Enfluran (beide Summenformel C3H2ClF5O)

Auch die Riechrezeptoren können chirale Verbindungen auseinanderhalten. So duftet beispielsweise (S)-Limonen nach Terpentin, während (R)-Limonen den angenehmen Duft von frischen Orangen verströmt.

Grundlegende Reaktionsmuster

Es gibt eine Vielzahl möglicher Reaktionen zwischen den funktionellen Gruppen von organischen Verbindungen und Biomolekülen. Jedoch kann hier nicht auf alle wichtigen Reaktionen der oben gezeigten funktionellen Gruppen eingegangen werden; einige stets wiederkehrende Reaktionstypen sind im Folgenden kurz zusammengefasst.
Redoxreaktionen
Eine zentrale Rolle in der Biochemie nehmen Oxidationen und Reduktionen ein. Bei der Oxidation eines Stoffs (Erhöhung der Oxidationszahl) werden Elektronen abgegeben, die von einer anderen Verbindung aufgenommen werden müssen (Reduktion; Erniedrigung der Oxidationszahl). Eine Oxidation ist also immer an eine Reduktion gekoppelt; man spricht daher von einer Redoxreaktion. Stoffe, die Elektronen aufnehmen, also die Oxidation eines anderen Stoffs ermöglichen, indem sie selbst reduziert werden, werden als Oxidationsmittel bezeichnet. Analog spricht man von Reduktionsmitteln.
Im Stoffwechsel laufen zahlreiche Oxidationsreaktionen ab, die letztlich dem Ziel der Energiegewinnung dienen. Ein solcher über viele Stufen verlaufender Prozess ist z.B. die Oxidation von Glucose zu Kohlendioxid (CO2) mithilfe des Oxidationsmittels Sauerstoff, der dabei zu Wasser reduziert wird. Dabei ändern sich die Oxidationsstufen (rote Zahlen über den Formeln) des Kohlenstoffs und des Sauerstoffs. Wir können die Gesamtreaktion aus den beiden Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion formulieren:
Diese summarisch wiedergegebene Reaktion verläuft in Wirklichkeit über viele Einzelschritte, von denen einige Redoxreaktionen sind. Hierbei sind im Allgemeinen Coenzyme wie NAD+ beteiligt, die im Zuge einzelner Oxidationsschritte Elektronen aufnehmen und dabei in ihre reduzierte Form übergehen. Im anabolen Stoffwechsel gibt es umgekehrt auch viele reduktive Biosynthesen, bei denen Coenzyme in ihrer reduzierten Form als Elektronenlieferanten dienen, z.B. NADPH + H+ in der Fettsäurebiosynthese.
Hydrierung/Dehydrierung
Bei einer Hydrierung wird ein Molekül Wasserstoff an eine Mehrfachbindung angelagert. Die beiden an der Doppelbindung beteiligten Atome werden dadurch reduziert, d.h., es handelt sich um eine Redoxreaktion, z.B.:
(Reaktionstyp 1a: Hydrierung.)
Umgekehrt werden bei einer Dehydrierung formal aus dem Molekül zwei Elektronen und zwei Protonen (d.h. ein Molekül H2) von benachbarten Atomen entfernt, sodass sich zwischen diesen eine Mehrfachbindung ausbildet:
(Reaktionstyp 1b: Dehydrierung.)
Sollen Dehydrierungen unter physiologischen Bedingungen ablaufen, müssen sie durch Enzyme (Dehydrogenasen) katalysiert werden. Dabei wird das eliminierte H2-Molekül in Form eines Hydridanions (H) und eines Protons (H+) auf ein Coenzym (z.B. NAD+) übertragen. Dieses Coenzym stellt demnach das Oxidationsmittel dar und wird im Reaktionsablauf reduziert (hydriert):
X meist: O oder NH/NR
(Reaktionstyp 1c: Dehydrierung unter Beteiligung eines Coenzyms [NAD+] als Oxidationsmittel.)
Eine Dehydrierung, also die Abspaltung von H2 wie in obiger Oxidationsteilgleichung, kann nur dann ablaufen, wenn am C-Atom der funktionellen Gruppe noch mindestens ein H-Atom gebunden ist.
Ein typisches Beispiel für eine enzymkatalysierte Dehydrierung findet sich im Zuge der -Oxidation von Fettsäuren (Kap. 7.2). Hier wird unter Beteiligung des Coenzyms Flavinadenindinucleotid (FAD) durch enzymkatalysierte Abspaltung von zwei Wasserstoffatomen an C2 und C3 der Fettsäure eine Doppelbindung eingeführt:
Elektrophil und Nucleophil
Die meisten Biomoleküle enthalten (zahlreiche) polare Bindungen, d.h., es existieren Bereiche mit hoher und solche mit geringer Elektronendichte innerhalb des Moleküls.
Nach dem Begründer dieser Theorie, G. N. Lewis, definiert man als sog. Lewis-Base eine Spezies mit einem freien Elektronenpaar, das für die Ausbildung einer neuen Bindung zur Verfügung gestellt werden kann.
  • Lewis-Säuren sind entsprechend elektronenarme Spezies, die auf der Suche nach einem Elektronenpaardonor sind; man bezeichnet sie deshalb als Elektrophile.

  • Lewis-Basen hingegen werden als Nucleophile bezeichnet, weil sie auf der Suche nach elektronenarmen Teilchen mit einem freien Orbital sind, dem sie ihr Elektronenpaar für eine Bindung zur Verfügung stellen können.

Diese Klassifizierung ist deshalb von so großer Bedeutung, weil der Großteil aller Reaktionen in der organischen Chemie und der Biochemie letztlich auf der Wechselwirkung eines Elektrophils mit einem Nucleophil beruht. Genauso, wie sich in der Elektrostatik gleichnamige Ladungen abstoßen und ungleichnamige anziehen, wird man auch nie einen Angriff eines Nucleophils auf ein anderes Nucleophil, sondern immer nur auf ein Elektrophil beobachten.
Ausnahmen von dieser allgemeinen Regel bilden Reaktionen, an denen keine polaren Bindungen beteiligt sind, wie die katalytische Hydrierung von CC-Mehrfachbindungen (eine technisch bedeutsame Reaktion an der Katalysatoroberfläche, z.B. bei der industriellen Härtung von Fetten, die aber innerhalb der Biochemie keine Rolle spielt) oder radikalische Reaktionen, an denen Spezies mit ungepaarten Elektronen beteiligt sind.
Es ist gebräuchlich, bei Reaktionen zwischen einem Nucleophil und einem Elektrophil die Bewegung des Elektronenpaars durch einen gekrümmten Elektronenpfeil zu verdeutlichen. Konventionsgemäß deutet dieser immer vom freien Elektronenpaar am Nucleophil (rot) weg und zum angegriffenen Elektrophil (blau) hin.
Diese Reaktionen lassen sich sinnvollerweise weiter unterteilen in solche, die
  • unter Substitution (Ersatz) eines Atoms bzw. einer Atomgruppe verlaufen

  • unter Addition eines Moleküls an eine CC- oder CX-Mehrfachbindung (X Heteroatom; meist O oder N) verlaufen

  • unter Eliminierung (Abspaltung) eines Moleküls und Bildung einer CC- oder CX-Mehrfachbindung verlaufen.

Substitutionsreaktionen am gesättigten C-Atom
Bei diesem Reaktionstyp greift ein elektronenreiches (nucleophiles) Molekül oder Ion mit seinem freien Elektronenpaar an einem elektronenarmen gesättigten (d.h. vier Einfachbindungen ausbildenden) C-Atom an. Dieser Angriff erfolgt umso leichter, je stärker positiviert und je leichter zugänglich das C-Atom ist. Damit eine neue Bindung zum angreifenden Nucleophil gebildet werden kann, muss gleichzeitig (oder vorher) einer der Substituenten am C-Atom mit seinem bindenden Elektronenpaar austreten. Dieser Austritt der Abgangsgruppe (Nucleofug) erfolgt umso leichter, je stabiler das austretende Teilchen und je niedriger die Bindungsenergie für die CNucleofug-Bindung sind (z.B. CI < CCl < CF). Im Allgemeinen tritt ein neutrales Molekül leichter aus als ein Anion.
003 Chem. Grundlagen
(Reaktionstyp 2a: bimolekulare nucleophile Substitution am gesättigten C-Atom [SN2]. Simultaner Bruch der CBr-Bindung und Knüpfung der OC-Bindung. Im Übergangszustand besteht eine Spannung, das Molekül klappt wie ein Regenschirm im Sturm von der einen Seite auf die andere über.)
Diese Reaktion ist typisch für nucleophile Gruppen wie Hydroxy-, Amino- und Mercaptogruppen. Ein Beispiel ist der letzte Schritt der Biosynthese von Adrenalin aus Noradrenalin (Kap. 24), bei der die Aminogruppe von Noradrenalin in einer SN2-Reaktion mit der CH3-Gruppe des Methyldonors S-Adenosylmethionin reagiert. Die Abgangsgruppe (Nucleofug) ist S-Adenosylhomocystein:
In einigen Fällen kann der Austritt des Nucleofugs durch Säurekatalyse erleichtert werden, z.B. im Fall der Substitution von Hydroxygruppen, die durch Protonierung in die bessere Abgangsgruppe H2O überführt werden. Allerdings hilft dies nur, wenn das angreifende Nucleophil kaum basische Eigenschaften zeigt und nicht seinerseits durch Protonierung sein freies Elektronenpaar verliert:
(Reaktionstyp 2b: monomolekulare nucleophile Substitution am gesättigten C-Atom [SN1]: Die Abgangsgruppe H2O hat das Molekül schon verlassen, bevor die neue Bindung entsteht. Die Reaktion verläuft demnach in zwei Schritten über ein detektierbares Zwischenprodukt, in dem der Kohlenstoff dreibindig ist und folglich nur ein Elektronensextett aufweist [ Carbeniumion].)
Ein biochemisches Beispiel für eine Substitution, die über eine Abspaltung von Wasser im ersten Schritt unter Bildung eines (mesomeriestabilisierten) Carbeniumions (ein Oxocarbeniumion) verläuft, ist die von Glykosidasen katalysierte Hydrolyse einer glykosidischen Bindung. Dabei ist eine Carbonsäureseitengruppe des Enzyms am Reaktionsmechanismus beteiligt:
Elektrophile Addition an CC-Mehrfachbindungen
Diese Reaktionen können unter Reduktion (z.B. Addition von Wasserstoff [H2] an CC-Mehrfachbindungen) oder Oxidation (z.B. Addition von Halogenen) verlaufen. Häufig treten in der Biochemie elektrophile Additionen auf, wobei eines der beiden beteiligten C-Atome reduziert, das andere oxidiert wird. Zu dieser Gruppe von Reaktionen gehören Additionen von Molekülen von Typ HX (X Heteroatom/-atomgruppe), wie z.B. HBr oder – in der Biochemie besonders wichtig – H2O.
Da Wasser aber ein Nucleophil ist, kann eine Addition an eine elektronenreiche CC-Mehrfachbindung nur erfolgen, wenn in einem ersten Reaktionsschritt ein elektrophiles Proton addiert und dadurch ein elektrophiles Zentrum (nämlich ein positiv geladenes Carbeniumion) erzeugt wird. Unter Laborbedingungen verläuft eine Addition von Wasser an eine CC-Doppelbindung (Hydratisierung) in den folgenden Schritten:
(Reaktionstyp 3: elektrophile Addition an CC-Mehrfachbindungen.)
Derartige elektrophile Additionsreaktionen findet man in der Pflanzenbiochemie bei Synthesewegen, die zu Steroiden und anderen Terpenoiden führen, wie die folgende Bildung von -Terpineol zeigt:
Nucleophile konjugierte 1,4-Addition
Häufiger noch läuft im Stoffwechsel die Addition von Wasser nach dem folgenden Mechanismus ab. Sie findet z.B. bei ,-ungesättigten Carbonylverbindungen statt. Sie führt insgesamt zu einem ähnlichen Ergebnis wie die im letzten Abschnitt vorgestellte elektrophile Addition, verläuft aber nach einem anderen Mechanismus. Die ,-ungesättigten Carbonylverbindungen können mit Nucleophilen (z.B. H2O) reagieren, weil das elektronegative Sauerstoffatom der ,-ungesättigten Carbonylverbindung Elektronen vom -Atom abzieht, wodurch dieses elektronenärmer und damit elektrophiler wird als eine gewöhnliche CC-Doppelbindung in einem einfachen Alken:
(Reaktionstyp 4: nucleophile Addition an CC-Mehrfachbindungen in ,-ungesättigten Carbonylverbindungen. Nu Nucleophil.)
Eines von zahlreichen Beispielen für eine konjugierte Addition ist die Hydratisierung von Fumarat zu Malat, einer Reaktion im Citratzyklus (Kap. 5.2.5). Die Base B erleichtert den nucleophilen Angriff des Wassers durch Abstraktion eines Protons. Intermediär entsteht ein mesomeriestabilisiertes Carbanion (ein Enolation), das sich durch Aufnahme eines H+-Ions von einer beliebigen schwachen Säure H–A (z.B. einer sauren Aminosäure des Enzyms) stabilisiert:
Eliminierungen
Die eben betrachteten Additionen sind prinzipiell reversibel. Bei der Umkehrung dieser Reaktionen werden zwei Atome bzw. Atomgruppen von benachbarten (-)-C-Atomen abgespalten; man spricht dann von einer -Eliminierung.
Eine Eliminierung von HX unter Bildung eines Alkens ist im Ergebnis die Umkehrung einer elektrophilen Addition von HX. Eine wichtige derartige Reaktion ist die -Eliminierung von Wasser, die auch als Dehydratisierung bezeichnet wird. In der Realität sind Eliminierungen jedoch komplexer als Additionen und können nach drei verschiedenen Mechanismen ablaufen (E1, E2, E1cB), die sich dadurch unterscheiden, zu welchem Zeitpunkt sich die Spaltung der C–H- und der C–X-Bindung vollzieht.
  • Bei der E1-Reaktion wird im ersten Schritt die Abgangsgruppe X unter Bildung eines Carbeniumions abgespalten, bevor im zweiten Schritt H+ unter Mithilfe einer Base B (z.B. basischer Aminosäurerest) abstrahiert wird:

  • (Reaktionstyp 5a: Eliminierung [E1] über ein intermediäres Carbeniumion.) Für X OH, d.h. für eine Dehydratisierung, muss die schlechte Abgangsgruppe –OH durch Säurekatalyse in die bessere Abgangsgruppe Wasser überführt werden. Diese Reaktion ist die exakte Umkehrung der säurekatalysierten Addition von Wasser an eine Doppelbindung (Reaktionstyp 3).

  • Dagegen erfolgt bei einer E2-Reaktion die baseninduzierte Abspaltung des H+-Ions simultan mit dem Bruch der C–X-Bindung und der Ausbildung der Doppelbindung zum Alken:

  • (Reaktionstyp 5b: Eliminierung [E2] in einem Schritt ohne detektierbares Zwischenprodukt.)

  • Bei der E1cB-Reaktion, die in der Biochemie besonders häufig auftritt, wird im ersten Schritt ein Proton durch eine Base B abgespalten (unter Bildung der korrespondierenden Säure B–H), bevor im zweiten Schritt die Abgangsgruppe X das Molekül unter Bildung des Alkens verlässt:

(Reaktionstyp 5c: Eliminierung [E1cB] in zwei Schritten über ein intermediäres Carbanion.)
Ein typisches Beispiel aus dem Stoffwechsel ist die Dehydratisierung eines -Hydroxythioesters zum entsprechenden ungesättigten Thioester von Coenzym A (HSCoA) – eine Reaktion, die bei der Biosynthese von Fettsäuren (Kap. 7.2) von Bedeutung ist:

MERKE

Die meisten Reaktionen sind polarer Natur, d.h., es kommt zur Wechselwirkung zwischen elektrophilen und nucleophilen Gruppen. Grundlegende Reaktionstypen zwischen Biomolekülen im Stoffwechsel umfassen Additionen an Mehrfachbindungen, Eliminierungen, und Substitutionsreaktionen. Additionen an CC-Doppelbindungen verlaufen meist in zwei Schritten, wobei im ersten entweder durch Addition eines Elektrophils (oft: H+) ein Carbeniumion oder durch Addition eines Nucleophils ein Carbanion entsteht.

Bei einer Eliminierung kommt es zur Abspaltung zweier Atomgruppen von benachbarten C-Atomen unter Ausbildung einer CC-Doppelbindung.

Substitutionsreaktionen führen zum Austausch einer funktionellen Gruppe durch eine andere; sie können in einem Schritt (SN2) oder in zwei Schritten über ein intermediäres Carbeniumion (SN1) verlaufen.

Nucleophile Additionsreaktionen an Carbonylgruppen und potenzielle Folgereaktionen
Die Carbonylgruppe >CO ist Bestandteil mehrerer funktioneller Gruppen in folgenden Substanzklassen:
  • Aldehyde, Ketone

  • Carbonsäuren und Carbonsäurederivate

  • Kohlensäure und Kohlensäurederivate.

Im Gegensatz zu CC-Doppelbindungen ist die CO-Doppelbindung stark polar; das positivierte C-Atom (Elektrophil) wird demnach leicht durch Nucleophile angegriffen. Umgekehrt wird das Carbonyl-O-Atom, das eine negative Partialladung trägt, relativ leicht protoniert, wobei ein mesomeriestabilisiertes Oxocarbeniumion entsteht. Diese Aktivierung der Carbonylgruppe durch Säurekatalyse spielt bei vielen Carbonylreaktionen mit schwachen, neutralen Nucleophilen wie H2O oder Alkoholen eine wichtige Rolle. Bei allen basischen Nucleophilen wie z.B. Aminen oder OH-Ionen ist Säurekatalyse dagegen fehl am Platz, weil dadurch das Nucleophil unter Verlust des freien Elektronenpaars protoniert würde.
Im ersten Schritt erfolgt die Addition eines Nucleophils Nu–H an das elektrophile Carbonyl-C-Atom. Nach Wanderung eines Protons vom Nucleophil zum negativ geladenen Sauerstoffatom liegt das ungeladene tetraedrische Zwischenprodukt vor: aus dem sp2-Kohlenstoff der Carbonylgruppe wurde durch die Addition ein sp3-hybridisiertes C-Atom:
(Reaktionstyp 6: nucleophile Addition an die Carbonylgruppe: Es können verschiedene Folgereaktionen eintreten: 6a6c.)
Das Schicksal des Additionsprodukts ist von verschiedenen Faktoren abhängig, nämlich
  • der Art des nucleophilen Reagenzes, das sich an die Carbonylgruppe addiert hat

  • der Art der funktionellen Gruppe, von der die Carbonylgruppe ein Teil ist.

Daraus ergeben sich im Wesentlichen drei verschiedene Szenarien, wobei sich Carbonsäurederivate prinzipiell unterschiedlich zu Aldehyden, Ketonen und deren Derivaten verhalten.
Der Grund liegt in der Abgangsgruppe –X (X Hal, OH, OR, OCOR, SR, NH2, NHR, NR2, OPO32–), die mehr oder weniger leicht aus dem tetraedrischen Zwischenprodukt austreten kann. Eine solche ist in Aldehyden und Ketonen nicht vorhanden (an das Carbonyl-C-Atom gebundene H-Atome bzw. aliphatische oder aromatische Reste R sind keine Abgangsgruppen!), sodass das tetraedrische Zwischenprodukt entweder stabil ist oder einer -Eliminierungsreaktion unterliegt:
(Reaktionstyp 6a: Das tetraedrische Zwischenprodukt [Mitte] stabilisiert sich durch -Eliminierung von H2O unter Ausbildung einer CX-Doppelbindung [X O, N].)
Dies ist die typische Reaktionsfolge bei der Addition primärer Amine an Aldehyde bzw. Ketone zu Iminen (Schiff'sche Basen). Die Reaktion ist vollständig reversibel, d.h., das tetraedrische Zwischenprodukt kann auch wieder in die Carbonylverbindung und das Amin zerfallen. Diese Reaktionsfolge ist von großer Bedeutung bei der Transaminierung im Stoffwechsel der Aminosäuren (Kap. 9):
(Reaktionstyp 6b: Das tetraedrische Zwischenprodukt stabilisiert sich durch -Eliminierung unter Ausbildung einer CC-Doppelbindung.)
Wird ein sekundäres Amin addiert, so steht am Stickstoff kein H-Atom mehr zur Abspaltung zur Verfügung. Eine Eliminierung ist aber trotzdem möglich, falls am zur Carbonylgruppe benachbarten C-Atom (dem sog. -C-Atom) ein H-Atom zur Verfügung steht. Statt eines Imins entsteht dann ein Enamin:
(Reaktionstyp 6c: Das tetraedrische Zwischenprodukt besitzt eine Abgangsgruppe X und spaltet HX ab; es entsteht ein neues Carbonsäurederivat.)
Diese Reaktionsfolge, die auch als Additions-Eliminierungsmechanismus (AEN) bezeichnet wird, findet man bei allen Carbonsäurederivaten, die sich auf diese Weise ineinander umwandeln lassen. Zahlreiche biochemische Reaktionen folgen diesem Mechanismus, z.B. die folgende Hydrolyse eines Esters, die als Produkte die Carbonsäure und einen Alkohol liefert:
Auch die Knüpfung und Spaltung von Peptidbindungen folgen diesem Mechanismus. Ein typisches Beispiel ist die Peptidhydrolyse durch Serinproteasen wie Chymotrypsin (Kap. 3). Nach der Substratbindung an Chymotrypsin greift die OH-Gruppe des Serins im aktiven Zentrum die Carbonylgruppe der zu spaltenden Peptidbindung nucleophil an; es entsteht das tetraedrische Zwischenprodukt, das durch die Struktur des aktiven Zentrums der Serinprotease stabilisiert wird und anschließend unter Abspaltung der Abgangsgruppe (Reaktionstyp 6c) zum Acyl-Enzym-Intermediat reagiert.
Ist –X eine Atomgruppe, die leicht aus dem tetraedrischen Intermediat abgespalten wird, spricht man von einer guten Abgangsgruppe. Hierzu gehören X SR (Carbonsäurethioester, z.B. Acyl-SCoA) und X OPO32– bzw. Adenosylmonophosphat (gemischtes Carbonsäure-Phosphorsäure-Anhydrid). Man spricht auch von reaktiven Carbonsäurederivaten (z.B. einem Acyladenylat), die extrem wichtige Intermediate darstellen.

MERKE

Nucleophile Additionen an Carbonylgruppen sind im Allgemeinen leicht reversibel und führen zur Bildung eines tetraedrischen Zwischenprodukts. Enthält die ursprüngliche Carbonylverbindung eine Abgangsgruppe X, wie im Fall der Carbonsäurederivate, so wird diese aus dem Zwischenprodukt abgespalten (Additions-Eliminierungsreaktion; AEN). Ist dies, wie bei Aldehyden und Ketonen, nicht der Fall, kann sich das Additionsprodukt entweder unter Abspaltung von Wasser stabilisieren, oder es ist selbst stabil.

Kondensationsreaktionen an der Carbonylgruppe
Die beiden folgenden verwandten Reaktionen sind von großer biochemischer Bedeutung in vielen Biosynthesewegen und bilden die wichtigste Methode zur Knüpfung von C–C-Bindungen und damit zum Aufbau größerer (Bio-)Moleküle. Dieser Reaktionstyp ist möglich, da das -Wasserstoffatom von Carbonylverbindungen schwach sauer ist und daher durch eine starke Base unter Bildung eines nucleophilen Enolatanions abgespalten werden kann. Die (reversible) Reaktion zweier Aldehyde oder Ketone nach folgendem Schema zu einer -Hydroxycarbonyl-Verbindung wird als Aldolkondensation bezeichnet; das Produkt spaltet in einer Folgereaktion leicht Wasser ab unter Bildung einer ,-ungesättigten Carbonylverbindung:
(Reaktionstyp 7a: basenkatalysierte Aldolkondensation. Im ersten Schritt entsteht aus der Carbonylverbindung ein Enolatanion, im zweiten Schritt reagiert dieses mit einem weiteren Molekül der Carbonylverbindung.)
Eine derartige Aldolkondensation bildet einen Schlüsselschritt innerhalb der Gluconeogenese (Kap. 5.2.4): die Verknüpfung von Glycerinaldehyd-3-phosphat mit Dihydroxyacetonphosphat zu Fructose-1,6-bisphosphat:
Ähnlich verläuft die Kondensation zweier Ester- oder Thioestermoleküle, die als Claisen-Kondensation bezeichnet wird. Wieder entsteht zunächst durch Einwirkung einer starken Base ein Enolation, das in einer nucleophilen Addition an ein zweites Estermolekül addiert. Da dieses eine Abgangsgruppe (–OR bzw. –SR) aufweist, bildet sich die CO-Doppelbindung zurück (Reaktionstyp 6c), und es resultiert als Produkt ein -Ketoester. Ebenso wie die Aldolkondensation ist auch diese Reaktion umkehrbar:
(Reaktionstyp 7b: basenkatalysierte Esterkondensation [Claisen-Kondensation].)
Ein typisches Beispiel ist die Kondensation zweier Moleküle Acetyl-CoA zu Acetoacetyl-CoA, mit der die Biosynthese von Steroiden beginnt (Kap. 8.3):

MERKE

Reaktionen unter Knüpfung von C–C-Bindungen sind unverzichtbar zum Aufbau von Biomolekülen. Häufig beteiligt ist hierbei der nucleophile Angriff eines Enolations auf eine Carbonylverbindung. Typische Beispiele sind die Aldol- und die Esterkondensation, die beide reversibel sind, d.h. auch zur Spaltung von C–C-Bindungen führen können.

Vom Monomer zum Biopolymer

Die meisten in einer Zelle enthaltenen monomeren Biomoleküle sind organische Verbindungen mit einer molaren Masse von weniger als 500 g/mol; sie lassen sich in vier Gruppen einordnen: Aminosäuren, Kohlenhydrate, Nucleotide und Lipide. Diese werden in den folgenden Kapiteln im Einzelnen diskutiert, sodass hier nur ein kurzer Ausblick auf die wichtigsten Vertreter erfolgt.
Aminosäuren
Bei Aminosäuren handelt es sich um recht einfach gebaute Verbindungen, die alle mindestens eine Carboxyl- und eine Aminogruppe enthalten. Entsprechend den pKS-Werten dieser beiden funktionellen Gruppen sind unter physiologischen pH-Bedingungen die Carboxylgruppe deprotoniert (–COO) und die Aminogruppe protoniert (–NH3+). Bei den meisten physiologisch relevanten Aminosäuren sind beide funktionelle Gruppen am -C-Atom lokalisiert. Diese Aminosäuren unterscheiden sich in dem ebenfalls an das -C-Atom gebundenen Rest; je nach dessen chemischen Eigenschaften unterscheidet man unpolare (hydrophobe), polare (hydrophile) als auch geladene Aminosäuren. Bis auf Glycin (Rest R H) sind alle Aminosäuren chiral, d.h., sie kommen in zwei enantiomeren Formen vor (Kap. 1.4.3), wobei Proteine praktisch ausschließlich aus L-Aminosäuren aufgebaut sind. Drei typische Vertreter sind im Folgenden dargestellt:
Kohlenhydrate
Bei Kohlenhydraten handelt es sich um Polyhydroxyaldehyde oder -ketone. Die einfachsten von ihnen (Monosaccharide) haben i.d.R. die allgemeine Summenformel (CH2O)n und weisen drei bis sieben C-Atome auf. Ihr häufigster und bekanntester Vertreter ist die Glucose (Traubenzucker, C6H12O6):
Kohlenhydrate besitzen meist mehrere Chiralitätszentren. Aufgrund einer intramolekularen Addition einer der Hydroxygruppen an die Carbonylgruppe liegen sie meist als ringförmige Moleküle vor. Monosaccharide sind die Bausteine für Di-, Oligo- und Polysaccharide.
Nucleotide
Nucleotide stellen eine wichtige Klasse von Monomerbausteinen dar. Durch N-glykosidische Bindung heterozyklischer stickstoffhaltiger Basen an 2-Desoxyribose bzw. Ribose erhält man die sog. Nucleoside, die je nach der vertretenen Pentose als Desoxyribonucleoside oder Ribonucleoside bezeichnet werden. Ist die primäre OH-Gruppe der jeweiligen Pentose in einem Nucleosid noch mit einem Molekül Phosphorsäure verestert, so liegt ein Nucleotid vor. Um in der Nomenklatur die Atome von Zucker und heterozyklischer Base voneinander unterscheiden zu können, erhalten die C-Atome des Zuckers eine Strichkennzeichnung von 1' bis 5'. Als Beispiel sind die vom Adenosin abgeleiteten Nucleotide gezeigt, die uns bereits bei der Diskussion von Verbindungen mit hohem Phosphorylgruppenübertragungspotenzial (Kap. 1.3.1) begegnet sind. Analoge Nucleotide werden von den anderen Nucleosiden gebildet:
Lipide
Die Bezeichnung Lipide stellt einen Sammelbegriff für eine große Gruppe von lipophilen (hydrophoben), also weitgehend unpolaren Verbindungen dar, die sehr unterschiedliche Strukturen aufweisen können. Sie sind typischerweise nur gering wasserlöslich und bilden im Gegensatz zu den drei o.g. Gruppen keine Polymere, wenngleich viele von ihnen in Wasser aufgrund hydrophober Wechselwirkungen (Kap. 1.2.3) zur Aggregation neigen. Typische Vertreter sind z.B. langkettige Carbonsäuren (Fettsäuren), wie die Palmitinsäure (gezeigt in der bei physiologischem pH-Wert vorliegenden anionischen Form) oder das Cholesterin:
Makromoleküle
Neben kleineren Molekülen wie den oben gezeigten enthält jede Zelle Makromoleküle – Moleküle, die aus vielen Tausenden Atomen bestehen. Sie entstehen durch zahlreiche Kondensationsreaktionen unter Abspaltung von Wasser aus Monomerbausteinen. Aminosäuren, Monosaccharide und Nucleotide bilden derartige Polykondensationsprodukte (oft als Biopolymere bezeichnet), die als Proteine, Polysaccharide bzw. Nucleinsäuren bekannt sind. Die Makromoleküle unterscheiden sich in ihren Eigenschaften erheblich von den zugrunde liegenden Monomeren; während z.B. Glucose gut wasserlöslich ist, ist das Polymer Cellulose praktisch unlöslich. Manche Makromoleküle (wie viele Polysaccharide, z.B. Stärke oder Cellulose) bestehen nur aus einer einzigen Art von Monomermolekülen, andere (wie Proteine) wiederum aus einer Vielzahl verschiedener Bausteine (20 proteinogene Aminosäuren).
Nucleinsäuren sind im Allgemeinen für die Speicherung (DNA) und Expression (RNA) der genetischen Information zuständig (Kap. 11). Proteine können höchst unterschiedliche räumliche Strukturen aufweisen, die durch die Sequenz der einzelnen Aminosäuren (die sog. Primärstruktur) in der Polypeptidkette bestimmt werden. Entsprechend vielfältig sind ihre biologischen Funktionen. Einige Proteine, wie z.B. das Kollagen des Bindegewebes, sind strukturgebend, andere fungieren als Transportmolekül, wie das Hämoglobin (O2-Transport im Blut). Wieder andere sind an der Übermittlung von Information beteiligt (Proteinhormone, Rezeptoren) oder helfen bei der Bekämpfung von Infektionen (Antikörper). Die meisten Proteine schließlich sind Enzyme (Kap. 3) und katalysieren zusammen Tausende unterschiedlicher Reaktionen in jeder lebenden Zelle.

MERKE

Durch Verknüpfung von Monomerbausteinen wie Aminosäuren, Monosacchariden oder Nucleotiden in einer Kondensationsreaktion entstehen Biopolymere wie Proteine, Polysaccharide und Nucleinsäuren.

ZUSAMMENFASSUNG

Die Zelle ist die zentrale Struktur- und Funktionseinheit des Lebens. Prokaryonten besitzen keine membranumhüllten Organellen. Im Gegensatz dazu weisen die größeren eukaryontischen Zellen in ihrem Inneren ein komplexes Membransystem auf. Ihr genetisches Material ist in Chromosomen organisiert und befindet sich im membranumhüllten Zellkern. Darüber hinaus existieren weitere membranumhüllte Organellen.

Entscheidend für die dreidimensionale Struktur und Funktion von Biomolekülen ist das Zusammenwirken einer Vielzahl sog. schwacher Wechselwirkungen, zu denen Ion-Ion-, Ion-Dipol-, Dipol-Dipol- und Van-der-Waals-Wechselwirkungen sowie Wasserstoffbrückenbindungen zu zählen sind.

Wasser ist die in lebenden Organismen in größter Stoffmenge vorhandene Verbindung. Der polare Charakter des Wassers sowie seine ausgeprägte Fähigkeit zur Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen verleihen ihm einzigartige Eigenschaften, wie seinen hohen Siedepunkt und die ausgeprägte Fähigkeit zur Lösung polarer Verbindungen und Salze. Hydrophobe Verbindungen meiden dagegen den Kontakt mit Wasser und neigen zur Aggregation, ein entropischer Effekt, der als hydrophobe Wechselwirkung bezeichnet wird. Amphipathische Moleküle bilden in wässriger Lösung charakteristische Aggregatstrukturen wie Mizellen und Lipiddoppelschichten.

Wasser ist jedoch nicht nur Lösungsmittel, sondern auch Reaktionspartner. Als Nucleophil greift es elektronenarme Molekülregionen an und kann so z.B. die Hydrolyse von Ester- und Amidbindungen bewirken. In sehr geringem Maße kann Wasser in H+- und OH-Ionen dissoziieren, wobei das Produkt aus H+- und OH-Konzentration 10–14 mol2/L2 (bei 25 C) beträgt. Die Wasserstoffionenkonzentration wird im Allgemeinen durch den pH-Wert ausgedrückt, der definiert ist als pH – lg [H+]. Säuren sind Protonendonoren und erniedrigen in Wasser den pH-Wert; Basen sind entsprechend Protonenakzeptoren. Die Stärke einer Säure wird durch ihre Dissoziationskonstante KS definiert. Ein konjugiertes Säure-Base-Paar kann als Puffer wirken und pH-Änderungen bei Zugabe von H+- oder OH-Ionen minimieren. Biochemisch wichtige Puffersysteme sind H2CO3/HCO3 und H2PO4/HPO42–; ihre Wirkung ist bei einem pH-Wert nahe dem pKS-Wert der jeweiligen Säure am besten.

Die thermodynamische Größe, die über den freiwilligen Ablauf einer Reaktion entscheidet, ist die freie Enthalpie G. Eine freiwillig verlaufende Reaktion heißt exergon; für sie gilt G < 0. Die freie Enthalpie ist abhängig von der Temperatur und den Konzentrationen der beteiligten Reaktionspartner. Für eine Reaktion im Gleichgewicht ist G 0; die Gleichgewichtskonstante kann aus der freien Enthalpie unter Standardbedingungen (G0) berechnet werden. Endergone (nicht freiwillig verlaufende) Reaktionen werden häufig mit einer exergonen Reaktion gekoppelt, sodass daraus ein spontan ablaufender Gesamtprozess resultiert. Eine wichtige Rolle spielen hierbei Verbindungen mit einem hohen Phosphorylgruppenübertragungspotenzial, wie ATP.

Die thermodynamische Triebkraft einer Reaktion erlaubt keine Aussage über ihre Geschwindigkeit; diese hängt u.a. von der Höhe der Aktivierungsbarriere ab, die zwischen Edukten und Produkten überwunden werden muss. Katalysatoren sind in der Lage, eine Reaktion zu beschleunigen, indem sie die Aktivierungsbarriere verringern.

Für den Organismus sind etwa 30 Elemente von Bedeutung. Den überwiegenden Anteil stellen die Elemente H, O, C und N, gefolgt von P und S. Diese bilden eine große Vielzahl organischer Moleküle, die sich durch charakteristische funktionelle Gruppen mit typischem Reaktionsverhalten auszeichnen.

Reaktionen, die zu einer Änderung des Oxidationszustands der Reaktionspartner führen (Redoxreaktionen), finden sich in praktisch allen anabolen und katabolen Stoffwechselwegen. Typische Beispiele, die im Allgemeinen die Anwesenheit entsprechender Coenzyme (z.B. NAD+) erfordern, sind Hydrierungen und Dehydrierungen sowie Oxidationen unter Bildung von Hydroxygruppen (–OH).

Bei Reaktionen, die ohne Oxidation oder Reduktion verlaufen, beobachtet man im Allgemeinen die Reaktion eines Nucleophils mit einem Elektrophil. Grundlegende Reaktionstypen sind die nucleophile Substitution am gesättigten C-Atom, die Addition von Molekülen an C–C-Mehrfachbindungen sowie die Eliminierung von Gruppen unter Ausbildung von CC-Doppelbindungen. Eine herausragende Rolle für das Reaktionsverhalten vieler Biomoleküle spielt die Carbonylgruppe. Charakteristisch ist die Addition von Nucleophilen an das Carbonyl-

C-Atom unter Ausbildung eines tetraedrischen Zwischenprodukts, das in Abhängigkeit von den beteiligten Reaktionspartnern typische Folgereaktionen eingehen kann. So lassen sich verschiedene Derivate von Carbonsäuren (z.B. Ester, Amide) mit Nucleophilen nach einem Additions-Eliminierungsmechanismus ineinander überführen, wie es fortwährend bei der Biosynthese und beim hydrolytischen Abbau von Peptiden und Proteinen geschieht. Reaktionen, die eine Knüpfung von C–C-Bindungen erlauben, sind essenziell für den Aufbau größerer Biomoleküle aus kleineren Vorstufen. Typische Beispiele sind Aldol- und Esterkondensationen, wie sie in der Gluconeogenese oder in der Lipidbiosynthese auftreten.

Die beschriebenen Reaktionen führen auch zur Bildung von Makromolekülen aus monomeren Biomolekülen wie Aminosäuren, Monosacchariden und Nucleotiden.

Fragen

  • 1.

    Im dritten Schritt der Glykolyse erfolgt die Phosphorylierung der primären Hydroxygruppe der Fructose zu Fructose-6-phosphat, eine endergone Reaktion (G0' +16,3 kJ/mol):

  • Fructose-6-P+ Pi Fructose-1,6-bisphosphat + H2O

    • a.

      Angenommen, die Konzentrationen an Fructose-6-P und an Pi in einer Muskelzelle bei T 37 C betragen 1 bzw. 5 mmol/L. Ermitteln Sie die Gleichgewichtskonzentration von Fructose-1,6-bisphosphat für diese Bedingungen.

    • b.

      Die resultierende Gleichgewichtskonstante für das Produkt wäre zu niedrig für einen effizienten Ablauf der Glykolyse. Als Phosphorylgruppendonor fungiert daher ATP. Formulieren Sie die resultierende Gesamtgleichung und berechnen Sie G0' für die Gesamtreaktion.

    • c.

      Typische zelluläre Konzentrationen für ATP bzw. ADP sind 3 bzw. 1 mmol/L. Welche Gleichgewichtskonzentration ergäbe sich daraus für Fructose-1,6-bisphosphat? Warum wird eine derart hohe Konzentration in der Realität bei weitem nicht erreicht?

  • 2.

    Glucose-1-P und Glucose-6-P sind zwei Konstitutionsisomere, die leicht ineinander umgewandelt werden können. Ihr Phosphatgruppenübertragungspotenzial (Tab. 1.3) unterscheidet sich; so beträgt G0' (Hydrolyse) für Glucose-1-P –21 kJ/mol, für Glucose-6-P dagegen –14 kJ/mol.

    • a.

      Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante für die Isomerisierung von Glucose-1-P zu Glucose-6-P bei 25 C.

    • b.

      Es wird eine Mischung aus beiden Isomeren hergestellt, deren Massenkonzentration an Glucose-1-P 0,1 g/L und die an Glucose-6-P 20 g/L beträgt. In welche Richtung läuft die Gleichgewichtsreaktion ab?

  • 3.

    Gegeben sind die folgenden Systeme: Fluormethan, Butanon, Ethanol, Fluorwasserstoff, Schwefelwasserstoff und Ammoniak, gelöst in Butanon. Entscheiden Sie, für welche dieser Systeme Wasserstoffbrückenbindungen eine wichtige Rolle spielen, skizzieren Sie für diese die entsprechenden Strukturformeln, und kennzeichnen Sie die Wasserstoffbrücken.

    • 4.

      a. Warum mischen sich Haushaltsessig und Olivenöl kaum miteinander?

    • b.

      Wenn man etwas Eigelb zugibt (enthält das Phospholipid Phosphatidylcholin Lecithin, ein typischer Baustein in Biomembranen), so lässt sich eine stabile Emulsion erzeugen (Mayonnaise). Begründen Sie dies.

  • 5.

    Warum lösen sich viele Salze bereitwillig in Wasser, obwohl zur Zerstörung des Kristallgitters viel Energie (die Gitterenthalpie HGitter) aufgebracht werden muss?

  • 6.

    Von einer schwachen Säure HA mit der molaren Masse M 60 g/mol werden 1,2 g in 100 mL Wasser gelöst. Welchen pKS-Wert besitzt die Säure, wenn sie in dieser Lösung zu 2% dissoziiert vorliegt? Welcher pH-Wert stellt sich ein?

  • 7.

    Die Aminosäure Glycin liegt bei physiologischen pH-Werten in der zwitterionischen Form vor; bei höheren pH-Werten geht sie gemäß folgendem Gleichgewicht in die anionische Form über:

    Für ein biochemisches Experiment werden 200 mL eines Glycinpuffers der Konzentration 0,15 mol/L mit pH 9,0 benötigt. Zur Herstellung stehen kristallines Glycin (M 75,1 g/mol) sowie eine NaOH-Lösung der Konzentration c 1,0 mol/L zur Verfügung.

    Beschreiben Sie die Herstellung des gewünschten Puffers.

  • 8.

    Es liegt 1 L eines Kohlensäure/Hydrogencarbonat-Puffers [c(HCO3) 0,1 mol/L] mit einem pH-Wert von 7,8 vor. Wie hoch ist die Konzentration an Kohlensäure in diesem Puffer, und wie viel Gramm CO2 müssen eingeleitet werden, wenn der Puffer auf einen physiologischen pH-Wert (pH 7,4) gebracht werden soll?

    pKS (H2CO3) 6,4

  • 9.

    Es liegt ein äquimolarer Puffer aus Essigsäure (pKS 4,75) und Natriumacetat vor; die Konzentration beider Komponenten beträgt 10–2 mol/L. Welchen pH-Wert erwarten Sie für diesen Puffer? Ändert sich der pH-Wert des Puffers, wenn Sie ihn um den Faktor 104 verdünnen?

  • 10.

    Gezeigt sind im Folgenden zwei typische Antibiotika. Carindacillin gehört zu den sog. Breitspektrumpenicillinen, die gegenüber den Penicillinen der ersten Generation ein erweitertes Wirkungsspektrum, insbesondere auf gramnegative Stäbchenbakterien, aufweisen. Das Ofloxacin ist ein Vertreter der Fluorchinolone. Hauptangriffspunkt der Chinolone ist die bakterielle DNA-Gyrase; man spricht daher von Gyrasehemmern.

    Rekapitulieren Sie die typischen funktionellen Gruppen organischer Moleküle, und identifizieren Sie alle funktionellen Gruppen in den beiden gezeigten Antibiotika.

  • 11.

    Ein typisches Beispiel für das Reaktionsmuster Nucleophil + Elektrophil ist die Biosynthese von Melatonin aus Serotonin (5-Hydroxytryptamin), die in zwei Stufen erfolgt. Im ersten Schritt reagiert die nucleophile Aminogruppe mit dem Thioester Acetyl-CoA unter Acetylierung des Amins. Im letzten Schritt wird die OH-Gruppe durch ein geeignetes Methylierungsmittel (das S-Adenosylmethionin, vereinfacht abgekürzt als CH3–X) methyliert. Formulieren Sie die beiden Schritte und zeigen Sie jeweils den Angriff des Nucleophils am Elektrophil mit einem Elektronenpfeil.

  • 12.

    Die Aminosäure DOPA (3,4-Dihydroxyphenylalanin) wird im Organismus in einer dreistufigen Reaktionsfolge in den Neurotransmitter Adrenalin überführt:

    Nennen Sie den Reaktionstyp für die jeweilige Umwandlung.

  • 13.

    Das vom Vitamin B6 abgeleitete Coenzym Pyridoxalphosphat ist u.a. essenziell für den Stoffwechsel der Aminosäuren. Es enthält eine Aldehydgruppe, die mit der primären Aminogruppe von Aminosäuren reagiert. Um welchen Reaktionstyp handelt es sich, und welche funktionelle Gruppe wird dabei gebildet?

  • 14.

    Die biologische Wirksamkeit von Peptiden ist nicht nur von der Aminosäurezusammensetzung, sondern auch von der richtigen Sequenz der Aminosäuren abhängig. Es stehen drei unterschiedliche Aminosäuren zur Bildung eines Tripeptids zur Verfügung; nur ein einziges Tripeptid aus den gegebenen Aminosäuren ist wirksam.

    • a.

      Wie groß ist bei einer zufälligen Verknüpfung die Chance, das aktive Peptid zu erhalten?

    • b.

      Die Carboxylgruppe einer Aminosäure ist sehr wenig reaktiv gegenüber einem nucleophilen Angriff einer Aminogruppe einer zweiten Aminosäure. In vivo wird die Aminosäure daher durch Reaktion mit ATP aktiviert:

    Welche neue funktionelle Gruppe entsteht dadurch? Formulieren Sie die Reaktion der aktivierten Aminosäure mit einer beliebigen zweiten Aminosäure zum Dipeptid.

  • 15.

    Was versteht man unter Konstitutionsisomeren, was unter Enantiomeren? Geben Sie je ein typisches Beispiel.

  • 16.

    Im Zuge des Fremdstoffmetabolismus spielt die Kopplung vieler Verbindungen an D-Glucuronsäure eine wichtige Rolle, insbesondere in der Leber. D-Glucuronsäure ist ein Oxidationsprodukt der D-Glucose; sie kann mit Alkoholen eine -O-glykosidische, mit Aminen eine -N-glykosidische Bindung ausbilden. Exemplarisch ist nachstehend das Glucuronsäurekonjugat von 2-Naphthol gezeigt. Worin könnte der biochemische Sinn dieser Kopplungsreaktion bestehen?

004 IMPP-Fragen

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