Transcript Biochemie - Antiinfectives Intelligence

Moleküle,
chemische Verbindungen
(Teil 2)
M. Kresken
1
Stoffmenge
• Die Stoffmenge n (mol) lässt sich analog auf Salze und
Ionen anwenden.
• Man geht von der Salzformel aus und errechnet die molare
Formelmasse.
• 1 mol NaCl entspricht der Summe der relativen
Atommassen in Gramm entsprechend der Salzformel:
Na (23 g) + Cl (35,5 g) = 58,5 g
• Für 1 mol MgCl2 errechnen sich entsprechend:
Mg (24,3 g) + 2 • Cl (2 • 35,5 g) = 95,3 g
• Umgekehrt lassen sich aus 95,3 g MgCl2 1 mol (24,3 g)
2 +
Mg -Ionen und 2 mol (2 • 35,5 g = 71 g) Cl -Ionen
freisetzen.
• 1 mol MgCl2 liefert insgesamt 3 • NA Ionen
(Avogadro-Konstante)
M. Kresken
2
Stoffmenge
• Nimmt man 12,000 g des Kohlenstoffisotops 126C und
dividiert durch die absolute Masse eines C-Atoms
(12 • 1,66 • 10-24 g), so erhält man die Anzahl der C-Atome
in der vorgegebenen Menge des Kohlenstoffisotops.
• Das Ergebnis lautet 6,02 • 1023.
• Die Zahl ist ein Naturkonstante und heißt AvogadroKonstante NA.
• Von ihr ausgehend wird die Stoffmenge n mit der
Bezeichnung Mol (Einheitszeichen mol) definiert.
• Ein Mol eines Elementes enthält 6,02 • 1023 Atome.
• Ein Mol einer chemischen Verbindung enthält 6,02 • 1023
Moleküle.
M. Kresken
3
Atombindung
• Bei Nichtmetallen – mit Ausnahme der Edelgase –
zeigen die Atome eine starke Tendenz sich so
zusammenzulagern, dass jedes Atom ein einzelnes
(= ungepaartes) Elektron zu einem gemeinsamen
(= bindenden) Elektronenpaar beisteuert.
• Es entsteht eine Atombindung (andere
Bezeichnungen: kovalente Bindung, homöopolare
Bindung, Elektronenpaarbindung)
• Die an einer Atombindung beteiligten Atome können
gleich oder verschieden sein.
• Ein Atom kann mit seinen Valenzelektronen auch zur
Bildung mehrerer Einfachbindungen beitragen.
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Bindigkeit
• Die Bindigkeit (Valenzzahl) eines Atoms richtet sich nach
der Zahl der Elektronen, die durch die Bindungsbildung zu
den vorhandenen Valenzelektronen hinzukommen.
• Unter Einbeziehung der gemeinsamen Elektronenpaare
dürfen sich am Ende nicht mehr als 8 (beim
Wasserstoffatom 2) Elektronen auf der äußeren Schale
eines Atoms befinden (Oktettregel).
• So können von einem Atom nur maximal vier
Einfachbindungen ausgehen:
• Einbindig: H, F, Cl
• Zweibindig: O
• Dreibindig: N
• Vierbindig: C
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Bildung einfacher Moleküle aus den Atomen
Atome
F:
:F:F:
Cl :
H : Cl :
O
N
:
  
H
H
H
H
H
:
C
:
H


H
H–H
H:H
  
H

H

:F
H
H
– –
lF–FI
– –
–
H – Cl I
–
O
H
H
H: N:H
:
H
H
H : C : H
H
Summenformel
(Namen)
Relative
Molekülmassen
H2
2
F2
38
HCl
(Chlorwasserstoff)
36,5
H2O
(Wasser)
18
–
H–N–H
I
H
NH3
(Ammoniak)
17
H
I
H–C–H
I
H
CH4
(Methan)
16
O



H
Moleküle (Strukturformel)
H
H
Moleküle
• Aus Atomen entstehen durch Atombindung Moleküle.
• Wasserstoff und die Halogene liegen nicht wie die
Edelgase atomar, sondern molekular vor; H2, F2 ...
M. Kresken
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Darstellung von Molekülen
Harnstoff
O
H
C
O
H
N
N
H
H
Strukturformel
C
H2N
NH2
Abgekürzte Schreibweise
(Mischung aus Summen- &
Strukturformel)
CH4N2O
Summenformel
M. Kresken
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Molekülmasse
• Die Molekülmasse ergibt sich auch hier aus der Addition
der Atommassen.
• Die Zahlenwerte sind als Verhältniszahlen dimensionslos
(relative Molekülmasse Mr, oft fälschlicherweise als
„Molekulargewicht“ bezeichnet)
• In der Biochemie findet man für die Molekülmasse die
Einheit Dalton (Da): 1 Da = 1 u = 1,66 · 10-27 kg
• Das H2-Molekül ist das leichteste Molekül.
• Moleküle mit Massen bis 2.000 bezeichnet man als
niedermolekular, solche ab 5.000 als hochmolekular.
• Hochmolekulare Biomoleküle sind z.B. Enzyme und
Nucleinsäuren.
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Molekülmasse
• Die molare Masse (Mm) gibt die Masse pro Mol an
(Einheit g/mol)
• Sie wird auch als Molekülmasse oder Molmasse
bezeichnet.
M. Kresken
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Bindungslänge & Bindungsenergie
• Durch die Atombindung werden zwei Atome in einem
bestimmten Abstand zueinander gehalten.
• Die Werte liegen zwischen 0,07 und 0,3 nm.
• Die Bindungsenergie (Bindungsenthalpie) lässt sich für
jede einzelne Bindung in einem Molekül angeben.
• Die Bindungsenergie ist der Wert, der aufgebracht werden
muss, um ein Molekül durch Spaltung der Atombindungen
in die Atome zu zerlegen.
• Die Bindungsenergie ist damit genau der Betrag, der bei
der Bildung des Moleküls aus den Atomen frei wird.
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Bindungslängen & Bindungsenergien
Molekül
Bindungslänge
Bindungsenergie
H2 (Wasserstoff) H – H
0,074 nm
436 KJ/mol
H2O (Wasser) O – H
0,096 nm
463 KJ/mol
NH3 (Ammoniak) N – H
0,100 nm
391 KJ/mol
CH4 (Methan) C – H
0,107 nm
413 KJ/mol
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Molekülorbitale
• Die Atome binden sich über Elektronen, die ihnen
gemeinsam gehören, aneinander.
• Die Molekülorbitale entstehen durch Überlappen bei der
Bildung eines Moleküls.
• Man spricht von einem -Molekülorbital und bezeichnet
die Atombindung als -Bindung.
• Aus zwei Atomorbitalen entstehen zwei Molekülorbitale.
• Die beiden einzelnen Elektronen der 1s-Atomorbitale
besetzen gemeinsam das energieärmere -Molekülorbital,
während das energiereichere *-Molekülorbital frei bleibt.
• Damit wird deutlich, dass beim Entstehen von
Atombindungen Energie frei wird.
M. Kresken
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Energiediagramm für die Bildung einer Atombindung
Energie
*
1s
1s

Atomorbital
M. Kresken
Atomorbital
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C-C-Einfachbindungen
• Der Kohlenstoff ist das Basiselement für das Leben auf
der Erde.
• Die Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffatoms
ist 1s2 2s2 2p2 und Kohlenstoff ist daher vierbindig.
• Wie kann es zu vier gleichwertigen Atombindungen
kommen?
M. Kresken
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Orbitalschema des C-Atoms
vor und nach sp3-Hybridisierung
Energie
2
p
2
p
2
2 s
2 s
1 s
1 s
Grundzustand
M. Kresken
angeregter Zustand
sp3
1 s
nach sp3-Hybridisierung
16
Methan-Molekül
• Überlappt jedes der einfach besetzten sp3-Hybridorbitale
des C-Atoms mit je einem einfach besetzten 1sAtomorbital eines H-Atoms, erhält man vier doppelt
besetzte bindende Molekülorbitale.
• Im Methan (CH4) liegen vier gleichwertige -Bindungen
vor.
H
H
C
H
H
M. Kresken
17
C-C-Einfachbindungen
• Die Überlappung zwei einfach besetzter sp3-Orbitale ist
die C-C-Einfachbindung.
• Sind die anderen Bindungen, die von den verknüpften
C-Atomen ausgehen, mit Wasserstoff besetzt, heißt die
entstandene Bindung Ethan.
H
H
H
C
C
H
H
H
Ethan
Propan, Butan, Pentan, Hexan, Heptan, Oktan, Nonan, Dekan
M. Kresken
18
Orbitalschema des C-Atoms
vor und nach sp2-Hybridisierung
Energie
2
p
2
2
2 s
2 s
1 s
1 s
Grundzustand
M. Kresken
pz
p
angeregter Zustand
sp2
1 s
nach sp2-Hybridisierung
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Bindungsdaten für die C-CEinfach- und Doppelbindung
Hybridisierung
der C-Atome
C-C-Bindungsenergie
(kJ/mol)
C-C-Bindungsabstand
Ethan
sp3
369
0,154 nm
Ethen
sp2
683
0,133 nm
Atome
H H
I
I
H–C–C–H
I
I
H H
H
H
C=C
H–C
H
C–H
Ethin

H
C-C Mehrfachbindungen / -Bindung
• Ethen
- Es entsteht zwischen den beiden C-Atomen eine
-Bindung.
- Vier weitere Bindungen richten sich auf die H-Atome.
- Die beiden p-Orbitale überlappen miteinander und
bilden ein doppelt besetztes, bindendes
-Molekülorbital aus.
• Ethin
- Die beteiligten C-Atome sind sp-hybridisiert.
- Es bilde sich eine -Bindung und zwei -Bindungen
aus.
M. Kresken
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Stickstoff und Sauerstoff
• Stickstoff (N2) und Sauerstoff (O2) liegen bei
Raumtemperatur molekular vor.
• Stickstoff hat fünf Valenzelektronen. Durch die Ausbildung
von drei Atombindungen wird die Oktett-Struktur erreicht.
• Für das Molekül N2 führt dies zur Ausbildung einer
Dreifachbindung zwischen den N-Atomen.

N

N
M. Kresken
+
N
N
22
Stickstoff und Sauerstoff
• Beim Sauerstoff würde man eine Doppelbindung erwarten.
• Sauerstoff liegt auch in dieser Form vor (SingulettSauersoff), ist jedoch deutlich energiereicher als in einer
Form mit einer Einfachbindung und zwei ungepaarten
Elektronen (Triplett-Sauersoff),
O
Singulett-Sauerstoff
O
O
Triplett-Sauerstoff
O

+
O
O

• Moleküle mit ungepaarten Elektronen werden als Radikale
bezeichnet.
• Luftsauerstoff ist als Di-Radikal sehr reaktionsfähig im
Vergleich zu Stickstoff, der sehr reaktionsträge ist.
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23
Ozon
• Sauerstoff kann durch elektrische Ladungen oder
Bestrahlungen mit UV-Licht in Ozon umgewandet werden.
-
3O2
2O3
O
+
O
Ozon
M. Kresken
O
-
O
+
O
O
Zwischen den beiden Ozonformen
besteht Mesomerie (es gibt mehr als
eine Strukturformel)
24
Polarisierte Atombindung
• Solange sich Atome gleicher Art an einer Atombindung
beteiligen (z.B. H2, Cl2, N2) sind die Bindungselektronen
symmetrisch im Raum zwischen und um die Atome verteilt.
• Dies gilt auch, wenn sich Atome verschiedener Elemente
verbinden, sofern sich die beiden Elemente in ihrer
Elektronegativität nur wenig voneinander unterscheiden:
z. B. Kohlenstoff (EN 2,5) und Wasserstoff (EN 2,1).
• Dem gegenüber zeigt sich z. B. bei den
Halogenwasserstoffen, dass die Halogenatome das bindende
Elektronenpaar deutlich zu sich herüberziehen; die
Atombindung ist polarisiert.
• Die Richtung der Polarisierung lässt sich durch die Angabe
von Partialladungen (+, -) an den jeweiligen Atomen
verdeutlichen.
M. Kresken
25
Polarisierte Atombindung
+
+
-
H
F
H
+
-
Cl
H
-
Br
+
H
-
l
• Die Elektronegativität wird bei Elementen, die Atombindungen
eingehen, zu einem Maß, wie weit ein Atom gegenüber einem
anderen die Bindungselektronen zu sich herüberzieht.
• Die polarisierte Atombindung stellt somit einen Übergang
zwischen einer reinen Ionenbindung und einer reinen
Atombindung dar.
Na
+
Cl
-
Ionenbindung
M. Kresken
+
H
-
Cl
polarisierte
Atombindung
Cl
Cl
Atombindung
26
Polarisierte Atombindungen
-
+
O
+
C
H
-
O
-
+
N
+
C
H
+
C
-
N
-
Cl
• Die Richtung der Polarisierung ergibt sich aus der
Elektronegativität.
• Die Polarisierung der N – H oder N – C Bindung ist
schwächer als die der O – H oder C – O Bindung.
M. Kresken
27
Dipolmoleküle
• Ein Körper, bei dem die Schwerpunkte der negativen und
positiven Ladung nicht zusammenfallen, wir als Dipol
bezeichnet.
• Typische Dipolmoleküle sind die Halogenwasserstoffe.
• Wasser (H2O)
H
 = 105°
+
H
( O
H
H2O
Wasser
M. Kresken
-
R
O
R
R – OH
Alkohol
O
R
R–O–R
Ether
28
Wasser
• Zwischen den Molekülen wirken elektrostatische
Anziehungskräfte (Dipol-Dipol-Wechselwirkungen):
- Ein positiv polarisiertes H-Atom des einen Moleküls
(Donator) nähert sich einem freien Elektronenpaar des
negativ polarisierten O-Atoms (Akzeptor) eines
Nachbarmoleküls.
- Ein H-Atom überbrückt damit zwei O-Atome.
- Man spricht von einer Wasserstoffbrückenbindung, die
nur etwa 5-10% der Stärke einer kovalenten Bindung hat.
M. Kresken
29
Strukturen des Wassermoleküls
Kugel-Stab-Modell
Kalottenmodell
M. Kresken
30
Wasser & Methan
M. Kresken
31
Clusterbildung von Wassermolekülen
H
O
H
H
O
H
Ständige Fluktuation der H-Brücken
M. Kresken
32
Wasserstoffbrücken
M. Kresken
33
Struktur von Wasser & Eis
M. Kresken
34
Hydratation
Polare Lösungsmittel (Dipole) lösen Ionen und polare Stoffe.
Gleiches löst sich in Gleichem.
M. Kresken
35
Eigenschaften von Wasser
• Hohe Polarität
• Bildung von Wasserstoffbrücken
• „Wasser ist nicht nur das Medium, in dem sich
die ersten Zellen gebildet haben, sondern auch
Lösungsmittel, in dem die meisten
biochemischen Prozesse stattfinden.“
Lehninger
M. Kresken
36
Isomerie
M. Kresken
37
Definition
• Isomere sind Moleküle mit der selben Summenformel, aber
unterschiedlicher Struktur
• Ist die Verknüpfung der Atome im Molekül verschieden,
handelt es sich um Konstitutionsisomere.
- Leucin, Isoleucin
- Citrat, Isocitrat
M. Kresken
38
Konstitutionsisomere
Leucin
Isoleucin
*chirales Zentrum
M. Kresken
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Definition
• Isomere sind Moleküle mit der selben Summenformel, aber
unterschiedlicher Struktur
• Ist die Verknüpfung der Atome im Molekül verschieden,
handelt es sich um Konstitutionsisomere.
- Leucin, Isoleucin
- Citrat, Isocitrat
• In Stereoisomeren ist die räumliche Anordnung von
Substituenten in Bezug auf eine Bindung verschieden
- Enantiomere (verhalten sich wie Bild und Spiegelbild
aufgrund eines chiralen Zentrums im Molekül)
M. Kresken
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Enantiomere
M. Kresken
41
Definition
• Isomere sind Moleküle mit der selben Summenformel, aber
unterschiedlicher Struktur
• Ist die Verknüpfung der Atome im Molekül verschieden,
handelt es sich um Konstitutionsisomere.
- Leucin, Isoleucin
- Citrat, Isocitrat
• In Stereoisomeren ist die räumliche Anordnung von
Substituenten in Bezug auf eine Bindung verschieden
- Enantiomere (verhalten sich wie Bild und Spiegelbild
aufgrund eines chiralen Zentrums im Molekül)
- Diastereoisomere (verhalten sich nicht wie Bild und
Spiegelbild)
 E/Z-Isomere (geometrische Isomere)
 Konformere
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E/Z-Isomere
„E“, entgegen
„Z“, zusammen
M. Kresken
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Konformere
Liegen meist nur in einer definierten (nativen) Konformation vor.
M. Kresken
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Isomerie
Isomere
Summenformel
gleich, Verknüpfung der Atome
verschieden
verhalten sich wie
Bild und Spiegelbild
M. Kresken
Kostitutionsisomere
Stereoisomere
Summenformel
und Verknüpfung
der Atome gleich,
räumliche Anordnung verschieden
Enantiomere
Diasstereoisomere
verhalten sich
nicht wie Bild und
Spiegelbild
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