Indhold. Forord. 11 Forfattere og reviewere Kemi Proteiner Kulhydrater Cellen. 39. Cytoplasma Resume...

Transkript

1 Oversigt Forord. Forfattere og reviewere. 3 Kemi. 5 Cellen Proteiner Kulhydrater. 6 5 Lipider Membranstruktur og membrantransport Osmose og væskeelektrolytbalancen. 07 Enzymer. 9 Fordøjelse og absorption af føde Vitaminer. 5 Stofskiftet I: Generelt. 65 Stofskiftet II: Forskellige tilstande. 7 3 Leveren æmostase DNA og gener. Appendiks. 37 Stikordsregister. 40

2

3 Indhold Forord. Forfattere og reviewere. 3 Kemi. 5 Atomet Kemiske bindinger Kovalente bindinger Ionbindinger Polære og upolære molekyler.... Nonkovalente bindinger Funktionelle grupper i molekyler.. 6 Brug af det periodiske system Masse og mol Molekylvægt Mol og molvægt Koncentration og molær koncentration Syrer, baser, p og buffere Syrer Baser p Buffere Resume Cellen. 39 Cellens opbygning Cellemembranen Cytoplasma Resume Proteiner. 47 Proteiner er opbygget af aminosyrer. 47 Aminosyrernes struktur Proteiners struktur Peptider og proteiner vert protein har en bestemt struktur Foldning af proteiner Proteiners funktion Binding af regulatoriske molekyler kan ændre et proteins struktur Denaturering kan ændre et proteins struktur Ændringer af aminosyrer efter proteinets dannelse Proteiner i kosten Essentielle aminosyrer Resume Kulhydrater. 6 Kulhydrater er opbygget af monosakkarider Monosakkarider Monosakkaridernes struktur

4 Eksempler på vigtige monosakkarider Glukose Galaktose Fruktose Disakkarider Sukrose Laktose Maltose Polysakkarider Stivelse og glykogen er oplagringsformer for glukose Cellulose Resume Lipider. 75 Fedtsyrer Essentielle fedtsyrer Triglycerid (triacylglycerol) Fosfolipider Steroider Kolesterol Steroidhormoner Galdesyrer Transport af lipider i blodet med lipoproteinpartikler... 5 Resume Membranstruktur og membrantransport. 93 Membranstruktur Lipider i membraner Proteiner i membraner Kulhydratkæder på oversiden af cellemembranen Membrantransport Typer af transport Passiv transport Aktiv transport Endocytose og eksocytose Endocytose Eksocytose Resume Osmose og væskeelektrolytbalancen. 07 Fordeling af vand og ioner i kroppen Osmose Osmotisk tryk ypotone, isotone og hypertone væsker samt cellernes respons derpå Kroppens væskebalance Væskeindgift Væsketab Kroppens elektrolytbalance (ionbalance) Elektrolytubalance Resume Enzymer. Enzymernes virkemåde Enzymernes opbygning Reaktionshastighed og regulering af enzymaktivitet Substratmængde Enzymmængde Temperatur pværdi Enzymhæmmere (inhibitorer). 9 Andre metoder til regulering af enzymaktivitet Resume Fordøjelse og absorption af føde. 35 Oversigt over fødens vej gennem mavetarmkanalen

5 Mundhule og svælg (cavitas oris og pharynx) Mavesækken (ventriklen) Tolvfingertarmen (duodenum). 3 Øvre og nedre tyndtarm (jejunum og ileum) Tyktarmen (colon) Fordøjelse og absorption af fødens makromolekyler Fordøjelse og absorption af kulhydrater Fordøjelse og absorption af fedt. 44 Fordøjelse og absorption af protein Fra tarmcellerne til blodet Resume Vitaminer. 5 Fedtopløselige og vandopløselige vitaminer Fedtopløselige vitaminer Vandopløselige vitaminer Vitaminer i kosten Personer i risikogruppen for vitaminmangel Fokus på særlige vitaminer Dvitamin Kvitamin Thiamin/B vitamin Folsyre/folat Cobalamin/B vitamin Resume Stofskiftet I: Generelt. 65 Basalstofskiftet og arbejdsstofskiftet Basalstofskiftet Arbejdsstofskiftet Energiudbytte fra energimolekylerne Nedbrydning af næringsstoffer til energi de kemiske processer overordnet set ATP er cellens penge Fra energimolekyle til ATP Omsætning af kroppens energimolekyler Energidannelse i fravær af ilt.. 75 Resume Stofskiftet II: Forskellige tilstande. 7 Tilstanden efter et måltid postprandialt Tilstanden ved kortvarig faste postabsorptivt Stofskiftet ved langvarig faste (over tre dage) Stofskiftet ved sygdom (stressmetabolismen) Resume Leveren. 90 Leverens rolle i stofskiftet Efter et måltid Mellem måltider Leverens rolle i nedbrydning og afgiftning Afgiftningsreaktionerne Forskelle i afgiftningsenzymernes aktivitet Afgiftningsreaktionerne kan give molekyler nye funktioner.. 95 Omsætning af ethanol (alkohol).95 Nedbrydning af hæmoglobin Leverens rolle i syntesereaktioner. 99 Plasmaproteiner Resume

6 4 æmostase. 06 Sammentrækning af blodkar Dannelse af en prop af blodplader primær hæmostase Koagulation sekundær hæmostase Koagulationsfaktorer Aktivering af koagulation..... Dannelse af fibrinnetværket... 3 Inhibering af koagulation Fibrinolyse Forstyrrelser i hæmostasen Øget blødningstendens Trombedannelse (trombose)... 5 Kliniske målinger af koagulationsevnen INR (International Normalised Ratio) APTT (aktiveret partiel tromboplastintid) Resume DNA og gener. DNA DNAmolekylets struktur..... Baseparringen er komplementær Kromosomer Gener Proteinsyntese Genetiske sygdomme Mutationer Celledeling Replikation Deling af celler Resume Appendiks. 37 Stikordsregister. 40

7 Forord Basal biokemi med klinisk perspektiv er en grundbog i biokemi. Bogen har fokus på dagligdagen i klinikken, både med hensyn til beskrivelsen af emnerne og brug af sproget. Det er intentionen, at bogen vil gøre biokemien relevant, interessant, håndgribelig og nærværende for læseren. Bogens emner og opbygning Bogen er opbygget, så læseren først får gennemgået de grundlæggende kemiske og biokemiske processer: lidt om kemi og cellens opbygning. Derefter, hvordan kroppens tre store molekylgrupper, protein, kulhydrat og fedt, er opbygget, og hvad deres vigtigste roller i kroppen er. Denne gennemgang danner fundamentet for forståelsen af kroppens mere komplicerede processer: fordøjelsen, metabolismen og leverens funktion. erudover gennemgås kliniske relevante og mere tunge emner som væske og elektrolytbalancen, vitaminernes rolle i kroppen og hæmostasen. Fokus er igennem hele bogen det kliniske perspektiv sundhed og sygdom. Derfor vil der i bogen være: Beskrivelser af den biokemiske baggrund for en række analyser, der udføres i dagligdagen i klinikken. erunder beskrivelse af blodprøvesvar og grundlaget for ernæringsscreeninger og væsketerapi. Beskrivelser af den biokemiske baggrund for en række sygdomsbilleder og sygdomme, der ofte mødes i dagligdagen i klinikken. eriblandt diabetes mellitus (sukkersyge), aterosklerose (åreforkalkning) og cancer (kræft). Inddragelse af relevante forebyggende tiltag, herunder de officielle kostråd og behandling med vitamintilskud. Gennemgang af forskellige behandlingsmetoder, medicintyper og anden relevant farmakologi. På denne måde gøres biokemien håndgribelig, samtidig med at kliniske emner gennemgås grundigt og pædagogisk. Bogen er opbygget med en grundtekst, der systematisk gennemgår den biokemiske baggrund for kroppens funktioner. ertil kommer en række bokse. Der er kliniske bokse ( Klinik ), hvor relevante sygdomme, symptombilleder og behand forord

8 linger beskrives i lyset af den biokemiske grundviden. De mange kliniske eksempler er med til at gøre biokemien klinisk relevant og vil samtidig introducere andre fag som sygdomslære og farmakologi ud fra et biokemisk synspunkt. erudover findes uddybende bokse ( Fordybelse ) med supplerende viden for den særligt interesserede. Ved at holde sig til grundteksten får man et overblik over det ønskede emne, mens boksene kan betragtes som ekstramateriale, der giver mulighed for fordybelse i enkelte emner. Bogen kan derfor bruges af fagpersoner med forskellig interesse og forskellige faglige niveauer. Sprogbrug Bogens kliniske perspektiv afspejles i sprogbrugen. Derfor vil der være en blanding af latinske og danske udtryk for bl.a. organer og sygdomme, alt efter hvilke termer der dominerer i den kliniske jargon. Målgruppe Bogen er især målrettet biokemiundervisningen ved sygeplejeuddannelsen i Danmark. Teksten er blevet reviewet af undervisere på Metropol i København og grundigt gennemlæst af en række sygeplejersker på Aarhus Universitetshospital og på Sygehus ThyMors. Derudover er Basal biokemi med sit kliniske fokus og mange kliniske bokse relevant for de sundhedsprofessionelle, der er i berøring med medicinsk behandling. Først og fremmest sygeplejersker, ergoterapeuter og fysioterapeuter, både under uddannelse og i livet på klinikken derefter. Desuden kan bogen med fordel benyttes af jordemødre og medicinstuderende. Tak Vi skylder en stor tak til de mange, der har hjulpet til undervejs i bogens tilblivelse. Ikke mindst vores familier, men også de mange reviewere, der har deltaget med stor entusiasme i projektet og været medvirkende til at give bogen sin endelige form. En særlig tak til Line Becher Johannesen, Gitte Ravn Billeschou, Lisa Visbye Bendtsen, Karina Jakobsen og Bendt Gufler for deres kliniske og pædagogiske bidrag til bogens udformning. November 0 Vibeke Diness Borup og Jakob Dal Basal biokemi

9 Forfattere og reviewere Forfatterne Fra Metropol, København Vibeke Diness Borup Født 975. Molekylærbiolog, ph.d. fra Aarhus Universitet. Forfatter til lærebogen Biokemi for medicinstuderende (FADL s Forlag, 00). Undervisningserfaring: Molekylærbiologi på molekylærbiologistudiet samt cellebiologi og medicinsk biokemi på medicinstudiet, Aarhus Universitet. Lene erly Lektor, cand.scient. Gudrun Spure ansen Lektor, cand.scient. i humanbiologi. Suzanne Flemingübertz Underviser, cand.scient. Jakob Dal Født 90. Reservelæge på Medicinsk Endokrinologisk Afdeling MEA, Nørrebrogade, Aarhus Universitetshospital. Undervisningserfaring: Medicinsk biokemi på medicinstudiet ved Aarhus Universitet og Medicinsk biokemi og endokrinologi på Sygeplejerskeuddannelsen i Thisted, VIA University College. Sygeplejersker Fra Medicinsk Endokrinologisk afdeling MEA, Nørrebrogade, Aarhus Universitetshospital Line Becher Johannesen Specialeansvarlig. Reviewerne Undervisere Bendt Gufler Tidligere ekstern underviser ved sygeplejeuddannelsen i Næstved og Ringsted. Gitte Ravn Billeschou Klinisk vejleder. Lisa Visbye Bendtsen Klinisk vejleder. forfattere og reviewere 3

10 Fra Sygehus ThyMors, Thisted Karina Jakobsen Sygeplejerske. enrik olm Thomsen. reservelæge. Medicinsk Endokrinologisk Afdeling MEA, Nørrebrogade, Aarhus Universitetshospital. Forsker Maciej Bogdan Maniecki Msc, ph.d. Klinisk Biokemisk Afdeling. Aarhus Universitetshospital. Læger Lisbet Ambrosius Christensen Overlæge, klinisk lektor, dr.med. Medicinsk epatogastroenterologisk Afdeling V. Aarhus Universitetshospital. Christian Lodberg vas. reservelæge, ph.d. Medicinsk epatogastroenterologisk Afdeling V. Aarhus Universitetshospital. Niels Møller Professor, dr.med. Medicinsk Endokrinologisk Afdeling MEA, Nørrebrogade, Aarhus Universitetshospital. Gerda Elisabeth Villadsen Overlæge, klinisk lektor, ph.d. Medicinsk epatogastroenterologisk Afdeling V. Aar hus Universitetshospital. Søren Kragh Moestrup Professor, dr.med. Institut for Biomedicin Medicinsk Biokemi. Aarhus universitet. 4 Basal biokemi

11 Kemi Kemien beskriver, hvordan stoffer er opbygget, og hvordan de virker på hinanden. Kemi er det fundament, som hele livet bygger på. Alle kroppens processer foregår ved hjælp af kemi. Det er kemi, der får hjertet til at slå, og det er kemi, der får hjernen til at tænke tanker. De kemiske processer påvirker alle typer stoffer i kroppen atomer, ioner, salte og molekyler og for at forstå alle disse processer er det nødvendigt at kende en række kemiske grundbegreber. Atomet Alt omkring os er opbygget af atomer, både alt dødt som jord, luft, ild og vand og alt levende, dvs. planter og dyr. For at forstå, hvordan atomerne påvirker hinanden og samarbejder i kroppen, er det vigtigt at vide lidt om atomets opbygning. Alle atomer består af: Positivt ladede protoner Neutralt ladede neutroner Negativt ladede elektroner Atomets kerne består af protoner og neutroner (figur.). Indholdet af protoner giver kernen en positiv ladning. De neutralt ladede (dvs. ikkeladede) neutroner sørger for at skabe afstand mellem de positivt ladede protoner, så den elektriske frastødning mellem dem mindskes. Ellers ville kernen ikke kunne holdes sammen som en enhed. Protoner og neutroner er omtrent lige store, og det er disse partikler, der udgør størstedelen af atomets vægt, for elektronerne er meget mindre (.000 gange mindre) end disse. Når man beregner atomets vægt, hvilket også kaldes atomets masse, kan man derfor se bort fra elektronerne og kun tælle protoner og neutroner i kernen. Elektronerne bevæger sig med stor fart omkring kernen. Elektronerne bevæger sig i særlige baner, der også kaldes elektronskaller (figur.). I den inderste elektronskal, dvs. den skal, der er nærmest kernen, er der maksimalt plads til to elektroner. vis der var flere elektroner i den inderste elektronskal, ville frastødningen mellem de negativt ladede elektroner blive for stor. I de andre skaller, der ligger længere væk fra kernen, og som derfor er stør kemi 5

12 re, er der plads til flere elektroner. De negativt ladede elektroner holdes fast i deres baner omkring kernen, fordi de tiltrækkes af den positivt ladede kerne. Det er antallet af protoner i kernen, der definerer et atom. De atomer, der har samme antal protoner i kernen, har samme kemiske egenskaber og kaldes samlet for et grundstof. vert grundstof har et kemisk navn, et bogstavsymbol og et atomnummer. Atomnummeret angiver, hvor mange protoner der er i kernen. Eksempelvis har brint det kemiske navn hydrogen, atomtegnet og atomnummer, fordi det er det mindste atom med kun én proton i kernen (figur.a). elium har atomtegnet e og atomnummer, fordi der er to protoner i kernen. Kulstof har det kemiske navn carbon, atomtegnet C og atomnummer 6, fordi det har seks protoner i kernen, osv. Grundstofferne opstilles efter deres atomnummer og kemiske egenskaber i det, man kalder det periodiske system (figur.7 og side 7). Et atom indeholder lige så mange elektroner som protoner og er derfor totalt set uladet. F.eks. vil kulstofatomet indeholde seks elektroner og seks protoner (figur.b). Inden for det samme grundstof kan atomerne have et forskelligt antal neutroner i kernen. Normalt svarer antallet af neutroner i kernen til antallet af protoner, men nogle gange kan der være flere eller færre neutroner end protoner. Atomer med samme antal protoner i kernen, men med forskellige antal neutroner, kaldes isotoper af et grundstof. Isotoper vil have samme atom nummer, dvs. de tilhører samme grund stof, men vil have forskellig vægt (forskel lig atommasse). Nogle isotoper er ustabile og vil med tiden henfalde til mere stabile former. F.eks. kan en overskydende neutron blive nedbrudt. I henfaldsprocessen udskilles radioaktiv stråling, der kan måles. Disse ustabile isotoper kal des radioaktive isotoper og bruges i kli nikken til bl.a. at bestemme mængden af et bestemt stof i kroppen eller til at under søge, hvordan et stof bevæger sig rundt i kropa) b) + Brintatomet Kulstofatomet elektron elektronskal proton neutron Figur.. Atomers opbygning a) Brintatomet (hydrogenatomet) er det mindste atom. Kernen består af én proton. Omkring kernen bevæger sig én elektron. b) Kulstofatomet (carbonatomet) er et større atom. Kernen består af seks positivt ladede protoner og seks neutralt ladede neutroner. Seks elektroner bevæger sig omkring kernen. Elektronernes bane er her tegnet i ét plan. I virkeligheden vil elektronerne bevæge sig rundt om kernen på en tredimensionel måde. 6 Basal biokemi

13 pen. Radioaktive partikler benyttes også i kræftbehandlingen til bekæmpelse af kræftceller. Et atom kan afgive eller optage elektroner fra omgivelserne. erved dannes en ion. En ion vil have en ubalance mellem antallet af negativt ladede elektroner og positivt ladede protoner og vil derfor totalt set være ladet. vis ionen mangler en eller flere elektroner, vil det have en overskydende positiv ladning, fordi der nu er flere protoner end elektroner. En positiv ladet ion kaldes en kation, fordi den vil vandre mod en negativt ladet pol, der kaldes katoden, når den anbringes i et elektrisk felt. Eksempler på kationer er Na +, der har afgivet én elektron og Ca +, der har afgivet to elektroner. vis ionen har en eller flere elektroner, end der er protoner i kernen, vil den have en negativ ladning. En negativt ladet ion kaldes en anion, fordi den i et elektrisk felt vil vandre mod en positivt ladet pol, der kaldes anoden. Et eksempel på en anion er Cl, der har optaget én elektron. I klinikken betegnes ioner ofte som elektrolytter, se kapitel 7. Kemiske bindinger Atomernes elektroner er kemisk vigtige, fordi det er dem, der gør det muligt for atomer at danne bindinger med hinanden. Vigtigst er elektronerne i atomets yderste elektronskal. Et atom er mest stabilt, når det har den yderste elektronskal fyldt op med elektroner. De små atomer hydrogen og helium er således mest stabile, når de har to elektroner i deres eneste og derfor yderste skal. Andre og større atomer med flere elektronskaller er mest stabile med otte elektroner i deres yderste skal. Atomer vil derfor stræbe efter at få deres yderste skal fyldt op med elektroner. Denne stræben efter at få to eller otte elektroner i den yderste elektronskal kaldes oktetreglen (octo = otte). Atomerne kan få deres yderste elektronskal fyldt op ved at gå sammen med andre atomer enten så atomerne deles om elektroner, eller ved at det ene atom afgiver en eller flere elektroner til et andet atom, så der dannes to ioner. erved kan der dannes to typer bindinger, der kaldes henholdsvis kovalente bindinger og ionbindinger. Kovalente bindinger En kovalent binding dannes, hvor to atomer hver bidrager med en elektron til et fællesskab. Dvs. to atomer deles om et elektronpar (figur.a). Kovalente bindinger kaldes derfor også for elektronparbindinger. De to elektroner, som deles af de to atomer i bindingen, kaldes for bindingselektroner. Begge atomer i den kovalente binding kan tælle de to fælles elektroner som deres egne. Begge atomer i bindingen vil herved have en mere stabil struktur, end hvis atomerne var hver for sig. Kovalente bindinger er de stærkeste af alle bindinger. Det er de kovalente bindinger, der binder atomer sammen til molekyler. Molekyler kan bestå af to til flere tusinde atomer, der alle er bundet sammen med kovalente bindinger. Når man tegner et molekyle, vil man angive de kovalente bindinger med solide streger mellem atomerne (figur.). Enkeltbindinger, dvs. en kovalent binding, hvor der deles om ét kemi 7

14 a) Et molekyle Deles om elektroner Kovalent binding b) C C C C 4 Methan c) O C O O C O O C O CO Kuldioxid d) O O O O O O O Iltmolekylet e) O O O O Vand f) N N N N N N N Nitrogengas Basal biokemi elin@gigraf.dk tlf Illustration fig. Bognavn Biokemi i sygeplejen

15 Figur.. Kovalente bindinger og molekyler a) En kovalent binding dannes mellem to atomer, der deles om et elektronpar. bf) Eksempler på molekyler, der dannes ved sammenbinding af atomer med kovalente bindinger. vert atom i den kovalente binding leverer en elektron til den kovalente binding. Elektronerne fra de forskellige atomer er angivet med lyseblå og mørkeblå farve (molekylformlerne til venstre og i midten til venstre). I enkeltbindinger deles to atomer om et elektronpar. Enkeltbindinger vises med enkeltstreger (stregformlerne i midten til højre). I dobbeltbindinger deles om to elektronpar, hvilket vises med dobbeltstreger. I tripelbindinger deles om tre elektronpar, hvilket vises med tripelstreger. elektronpar, angives med en enkelt streg (figur.b og e). Dobbelte kovalente bindinger, der kaldes dobbeltbindinger, dannes, når to atomer deles om fire elektroner, dvs. om to elektronpar. Dobbeltbindinger angives med to streger mellem atomerne (figur.c og d). vis de to atomer deles om tre elektronpar, kaldes det en tripelbinding. Tripelbindinger angives med tre streger mellem atomerne (figur.f). Antallet af kovalente bindinger, som et atom kan danne, afhænger af antallet af elektroner i atomets yderste elektronskal. Dette antal kan ses i det periodiske system (figur.7). Eksempelvis har brintatomet (hydrogen, ) én elektron i sin yderste (og eneste) skal og vil gerne have en elektron mere for at få skallen fyldt op. Brintatomet kan derfor få parret sin enlige elektron ved at danne én kovalent binding (figur.b og e). Kulstofatomet (carbon, C) har fire elektroner i sin yderste skal og vil gerne have fire mere for at opnå otte elektroner i sin yderste skal. Kulstofatomet kan derfor få parret sine fire enlige elektroner ved at indgå i fire kovalente bindinger (figur.b og c). Kvælstofatomet (nitrogen, N) har fem elektroner i sin yderste elektronskal og ønsker tre mere. Kvælstofatomet kan derfor danne tre kovalente bindinger (figur.f). Iltatomet (oxygen, O) har seks elektroner i sin yderste skal og vil gerne have to mere. Iltatomet kan derfor danne to kovalente bindinger (figur.c, d og e). Kulstofatomet benyttes som byggesten i mange molekyler, fordi det kan danne fire mulige kovalente bindinger (se Fordybelse.). Eksempelvis kan kulstofatomet vælge at placere sig helt tæt op ad fire brintatomer (), der hver har én elektron at tilbyde fællesskabet. erved dannes methanmolekylet, C 4, der indeholder fire kovalente bindinger (figur.b). Kulstofatomet kan også lægge sig tæt op ad to iltatomer (O), så der dannes kuldioxid, CO, der indeholder to dobbelte kovalente bindinger (figur.c). I figur. vises også opbygningen af iltmolekylet (O ), vandmolekylet ( O) og nitrogenmolekylet (N ), der indeholder en tripelbinding. Kovalente bindinger dannes mellem atomer, der ikke er metaller (se figur.7, Det periodiske system). Kroppens molekyler vil primært være opbygget af grundstofferne kulstof (C), brint (), ilt (O), kvæl stof (N), fosfor (P), og svovl (S). Se også Fordybelse.. kemi 9

16 Fordybelse.: Organiske molekyler Kulstofatomet kan danne hele fire kovalente bindinger med andre atomer. Dette gør det muligt at opbygge store og komplicerede molekyler med en kerne af kulstofatomer, hvorpå der sidder mange forskellige sidegrupper. F.eks. består sukkermolekylet glukose af seks kulstofatomer med sidegrupper (figur 4.). Ligeledes består aminosyrer og lipider (fedtstoffer) af en kulstofkerne med sidegrupper (figur 3., 5., 5.4 og 5.6). Alle molekyler (undtagen CO ), der indeholder kulstofatomet, kaldes for organiske molekyler. Tidligere mente man, at så komplicerede molekyler kun kunne dannes i levende organismer, heraf navnet organisk. Ionbindinger En Ionbinding dannes mellem to ioner. Ioner dannes ved, at et atom overfører en eller flere elektroner til et andet atom. Der dannes herved to ioner, en positivt ladet kation og en negativt ladet anion (figur.3a). De to ioner kan holdes sammen i en ionbinding, fordi deres to modsatrettede ladninger (plus og minus) tiltrækker hinanden. Alle salte består af ioner, der holdes sammen med ionbindinger. Et klassisk eksempel på en ionbinding er sammenbinding af natriumionen (Na + ) og klorionen (Cl ) til saltet natriumklorid (NaCl), der er almindeligt køkkensalt. De to ioner dannes, fordi der sker en elektronoverførsel (figur.3b). Natrium har én elektron i sin yderste elektronskal og otte elektroner i sin næstyderste skal. Natrium vil derfor gerne af med den ene elektron i sin yderste skal, så den opnår otte elektroner yderst. Modsat har klor syv elektroner i sin yderste skal og vil gerne have en mere for at fylde skallen op. Natrium kan derfor med fordel overføre en elektron til klor, hvorved der dannes Na + og Cl. Disse to ioner kan herefter interagere elektrisk (ved plusminustiltrækning) med en ionbinding, hvorved der dannes NaCl. Andre salte dannes på lignende vis. Et salt er derfor ikke et molekyle, men en generel betegnelse for en ionforbindelse mellem en positivt ladet ion, typisk en metalion, og en negativt ladet ikkemetalion (om metaller og ikkemetaller, se figur.7, Det periodiske system). F.eks. kan der dannes salte mellem metalionerne Na +, Ca +, K + og Mg + og ikkemetalionerne Cl 3, PO 4 (fosfat) og CO 3 (carbonat). Ikkemetalionerne er typisk syrerester, hvilket er den negative ion, der er tilbage, når en syre har afgivet sin + (se side 3 og figur.). En klump salt vil indeholde mange ionforbindelser. F.eks. består en klump bordsalt af mange NaClionforbindelser. Antallet af positive og negative ladninger i ionbindingen skal være ens, dvs. der skal være lige så mange positive ladninger som negative ladninger. Eksempelvis vil Na + og Cl danne NaCl (natriumklorid), mens Ca + må finde to negative ladninger at binde med, f.eks. CO 3, så der dannes CaCO 3 (calciumcarbonat, almindeligt kalk), eller Cl, så der dannes CaCl (calciumklorid). I molekyler, dvs. atomer bundet sammen med kovalente bindinger, kan nogle af atomerne i molekylet også afgive eller optage elektroner og blive til ioner. En molekylgruppe, som er en ion, kaldes en ioni 0 Basal biokemi

17 Figur.3. Ionbinding og ioner a) Ioner dannes ved overførsel af en elektron fra et atom til et andet. erved dannes en positivt ladet ion og en negativt ladet ion. Ioner med modsat ladning tiltrækkes og kan fastholdes ved elektrostatiske kræfter i en ionbinding. b) Natriumatomet kan overføre en elektron til kloratomet, hvorved der dannes en natriumion (Na + ) og en klorion (Cl ). De to ioner kan fastholdes i en ionbinding og danne saltet NaCl. seret gruppe, og en sådan gruppe vil have en negativ eller en positiv ladning. Eksempler på molekylgrupper, der ofte er ioniserede i kroppen, er aminogrupper (N ), der er positivt ladede i kroppen (N 3+ ), og carboxylgrupper (COO) og fosforsyregrupper ( PO 4 ), der er negativt ladede (COO og PO 4 ). Disse ladede grupper kan danne ionbindinger med hinanden, + f.eks. kan N 3 danne en ionbinding med COO. Ioner og ioniserede grupper er nemme at genkende på illustrationer, fordi ladningen altid angives med et + eller på atomet eller molekylet. Polære og upolære molekyler Atomerne i et molekyle holdes sammen af kovalente bindinger. I en kovalent binding vil de to atomer deles om to elektroner. kemi

18 Men de to atomer, som deler elektroner, kan være uens eller ens i styrke, mht. hvor meget de trækker bindingselektronerne til sig. erved kan der dannes polære og upolære molekyler. Polære molekyler dannes, hvis de indeholder en kovalent binding, hvor de to atomer i bindingen har forskellig evne til at trække de negativt ladede elektroner til sig. er bliver bindingselektronerne ulige fordelt mellem de to atomer. Omkring det atom, der suger elektronerne til sig, vil der blive en smule negativt ladet. Modsat vil der omkring det andet atom i bindingen blive en smule positivt ladet, fordi elektronerne er suget væk. Der vil således blive dannet et molekyle, hvor der inden for molekylet optræder områder med svage negative og svage positive ladninger. Der bliver ikke dannet en decideret ion, for elektronerne er ikke helt afgivet eller optaget. Elektronerne er stadig i den kovalente binding, de er bare forskudt mod det ene atom i bindingen. Et sådant molekyle kaldes et polært molekyle, fordi det har svagt ladede ender, dvs. svagt ladede poler. Vandmolekylet er et sådan polært molekyle, se Fordybelse. og figur.4. Molekylgrupperne O, =O, CO eller S er polære, og molekyler med disse grupper vil være polære molekyler (tabel. og kapitel 3). Upolære molekyler dannes, når molekylet udelukkende indeholder kovalente bindinger, hvor de to atomer i bindingen har samme evne til at trække elektroner til sig. er vil bindingselektronerne være ligeligt fordelt mellem de to atomer i bindingen. Der vil derfor ikke dannes små ladningsforskydninger i molekylet, og molekylet vil ikke have nogen ladning udadtil. Et sådan neutralt ladet molekyle siges at være upolært. Alle CC og Cbindinger er upolære. Lipider (fedtstoffer) består fortrinsvis af disse typer bindinger, og alle lipider er upolære molekyler (kapitel 5). Om et molekyle er polært eller upolært, spiller en stor rolle for dets mulighed for at interagere med andre molekyler i omgivelserne, heriblandt om det er opløseligt i vand eller ej. Alle interaktioner mellem molekyler foregår ved nonkovalente bindinger, der beskrives i næste afsnit. Fordybelse.: Vandmolekylet er et polært molekyle Vandmolekylet består af et iltatom (O) og to brintatomer (). Iltatomet danner en kovalent binding med hvert brintatom (figur.4). Ilt er bedre til at trække elektroner til sig end brint. Evnen til at trække elektroner til sig kaldes elektronegativitet. Et meget elektronegativt atom har en høj evne til at trække elektroner til sig. Dvs. ilt er mere elektronegativt end brint. Derfor vil der opstå en svag negativ ladning omkring iltatomet og en svag positiv ladning omkring hvert brintatom i vandmolekylet (figur.4). Da vandmolekylet er lidt asymmetrisk opbygget med brintatomerne siddende sammen lidt mod den ene side, er resultatet, at vandmolekylet har to poler: en negativ pol, hvor iltatomet sidder, og en positiv pol, hvor brintatomerne sidder. Vandmolekylet er derfor generelt et polært molekyle og mere specifikt en dipol (di = to) (figur.4). Basal biokemi