ZCD Anatomi og Fysiologi

Modul 1 Indtroduktion til anatomi, fysiologi og sundhedsvidenskab

Lektion 2 – Sundhedsvidenskab for anatomi og fysiologi studerende

1.0 Tekniske måleenheder:

I fysiologi anvendes der også en del forskellige fagudtryk, som ofte er beskrivelse af fysiologiske principper eller særlige måleenheder, og hvor der ikke findes almindelige danske erstatningsord. Men der anvendes også en del udtryk, som er velkendt af ikke-faguddannede mennesker, f.eks.: meter (m), gram (g) og liter (L).

Længde – meter: m

Vægt – gram: g

Rumfang (volumen) – liter: L

Tryk – millimeter af kviksølv: mmHg

Elektrisk spænding – Volt: V

Mekanisk kraft – Newton: N

Kemisk koncentration – Molær enhed: mol

Surhedsgrad – brint ion koncentration: pH

Nogle af ovenstående begreber forklares nedenfor

1.1 Angivelse af måleenheder

Det sker ofte, at en måleenhed har en størrelse, som gør det upraktisk at angive målet; f.eks 0,002m skrives sjældent, når der skal angives en længde, det skrives oftest som 2mm. Her anvendes et præfiks m (milli-) til at angive enhedens størrelse. Milli- betyder 1/1000 del (tusindedel) af en enhed, og derfor svarer 0,002m til 2/1000 dele af en meter, altså 2mm. Præfikset milli- er velkendt og bruges dagligt i beskrivelsen af forskellige måleenheder (millimeter, milliliter, milligram m.fl.). Der anvendes også andre præfikser, når der er tale om at beskrive dele af en enhed: deci-, centi-, micro-, nano-. I den modsatte retning (større værdier) , anvendes der også præfikser: deka-, hekto-, kilo-, mega-, giga-. Der er flere præfikser for mindre såvel som større angivelser, men indenfor fysiologi anvendes der oftest følgende (se tabel 1):

Tabel. 1 Præfikser for måleenhedsangivelse

1.2 Tryk – millimeter kviksølv: mmHg

Når et cykel- eller bildæk skal pumpes op, taler vi om dæktrykket. Det tryk der er tale om, er beskrivelsen af den kraft, der virker på dækkets indre overflade, eller den kraft med hvilken luften i dækket presser sig udad. Tryk kan måles i mange forskellige enheder, bl.a. pascal (Pa), bar (b) og Newtons per kvadrat meter (N/m2). Disse forskelle i trykmålingsenheder svarer til forskellen mellem længdemåleenhederne centimeter og tommer - begge enheder beskriver længde, men har udgangspunkt i forskellige standarder. Indenfor fysiologi, måles tryk i millimeter kviksølv og forkortes mmHg, hvor Hg er det kemiske symbol for kviksølv. Kviksølv er et flydende metal, som har en høj massefylde, med andre ord det er et meget tungt metal. Faktisk er kviksølv tungere en bly, og bly kan derfor flyde på kviksølvs overflade.

Måleenheden mmHg defineres som det tryk der presser en kviksølvssøjle i et rør x antal mm op mod tyngdekraften. Figur 1 viser et u-rør fyldt med kviksølv. Når begge sider af u-røret er åben, er de udsat for samme trykpåvirkning fra omgivelserne og kviksølv niveauet er lige på begge sidder (a). Når den en side af u-røret bliver udsat for en større trykpåvirkning end den modsatte side (b) bliver kviksølvet presset op i den side hvor trykpåvirkning er lavest. Det tryk, der skal bruges for at løfte kviksølvssøjlen 30mm, er defineret som 30mmHg.

Fig. 1 U-tube til måling af tryk

Måleenheden mmHg anvendes, fordi kviksølv oprindeligt blev anvendt i måleapparaterne, og fordi kviksølv er et tungt metal, kunne apparaterne have en størrelse der var realistisk at have stående på et skrivebord. Sphygmomanometer, som oprindeligt var kviksølvapparater, anvendes til blodtryksmåling. I dag anvendes der oftest aneroide apparater, som ikke indeholder kviksølv, eller automatiske elektroniske apparater (se figur 2).

Fig. 2 Forskellige sphymomanometer: (fra venstre) kviksølv apparat, anaroide aparat og en elektronisk apparat

1.3 Elektrisk spænding – Volt: V

Volt er målet for elektrisk spænding og er opkaldt efter den Italiansk fysiker Antonio Anastasio Volta (1745 – 1827), som udviklede det først batteri. Enheden volt kendes fra bl.a. batterier, hvor der findes en plus (+) og en minus (-) terminal. Hvis der måles med et voltmeter fra den ene batteriterminal til den anden, vil voltmeteret vise værdien på batteriets elektriske spænding. Det er vigtig at forstå, at der er tale om en spænding mellem to punkter, dvs. at man måler et forhold. Det er afgørende hvilket referencepunkt, man vælger at måle fra for at kunne beskrive spændingsforholdet. F.eks hvis man vælger minus (-) terminal på et 1,5V batteri som referencepunkt er det sandt at sige at plus terminalen er på +1,5V. Men vælger man plus (+) terminalen som referencepunkt, er det såvel sandt at sige, at minus terminalen er på -1,5V; det er et spørgsmål om forholdet mellem to punkter.

Et eksempel på dette fænomen vises i figur 3. Figuren viser to 1,5V batterier forbundet således at minus terminalen af et af batterierne er forbundet til plus terminalen af det andet (den slags forbindelse hedder en seriel forbindelse). Der er tre terminaler: A, B og C. Hvis man vælger terminal A som referencepunkt er det sandt at sige at der er en spænding på +1,5V ved terminal B og en spænding på +3,0V (2 x 1,5V) ved terminal C. Vælger man terminal B som reference, begynder det at være interessent, fordi målingerne beskriver spænding som et forhold. I dette tilfælde, hvor B er brugt som reference, er spændingen på terminal A -1,5V og spændingen på terminal C +1,5V. Den sidste mulighed, med punkt C som referencepunkt, er spændingen på terminal A -3,0V og spændingen på terminal B -1,5V.

Fig. 3 Batterikonfiguration til forskellig reference måling af volt

Måleenheden volt anvendes i fysiologi i beskrivelsen af nervecellernes og muskelcellernes funktion.

1.4 Mekanisk kraft – Newton. N

Måleenheden newton er opkaldt efter Sir Isaac Newton (1643 – 1727), som bl.a. formulerede love om tyngdekraften. Måleenheden beskriver mekanisk kraft og bruges indenfor anatomi og fysiologi til at beskrive belastningskræfter i knogler og led. Den egentlige definition for 1 newton er meget kompleks, men det svarer til tyngdekraftens påvirkning på en masse, som vejer 102 gram. Men, for at gøre matematikken nem, omdefineres det som 100g. Derfor for at løfte en vægt på 1kg mod tyngdekraften med en konstant hastighed, kræves der en mekanisk kraft svarende til 10N (se figur 4)).

Fig. 4 Vægt og mekanisk kraft

Måleenheden newton kan anvendes på en anden måde, når der er tale om drejningskraft eller drejningsmoment. Her er der tale om newtonmeters (N·m). 1N·m svarer til den drejningskraft en 100g vægt vil have på en arm 1m fra dens rotationspunkt (se figur 5).

Fig. 5. Drejningskraft 1

Beregning af drejningsmoment er kraft i newton gange armlængden i meter se figur 6. Tyngdekraftens virkning på en vægt på 10Kg er 100N (10000g/100g). Arm længden er 70cm (eller 0,7m). Drejningsmoment er derfor 100 x 0,7 = 70N·m

Fig. 6 Drejningskraft 2

Drejningskraft bruges også til at beskrive belastninger i et led. F.eks, figur 7 Viser en mand der laver et lateralt løft. Ved at kende vægten og afstanden fra skulderled til vægten kan der beregnes drejningsmoment i skulderleddet:

Længde A = 65cm

Vægten 5kg = 5000g

tyngdekraft påvirkning på vægten:

5000g/100g = 50N

Drejningsmoment: = 50N x 0,65m = 32,5N·m

Fig. 7. Drejningskraft i skuldret med et lateralt løft

1.4 Kemisk koncentration – Molær enhed: mol

Måleenheden for kemisk koncentration er mol. Det fortæller om mængden af et bestemt stof i en opløsning. Tallet er ofte angivet som mol per liter – angivet mol/L. I sundhedsvidenskab anvendes mol til at beskrive f.eks. koncentration af et bestemt stof i blodet. Ved en blodprøve kan det konstateres, om stoffet ligger indenfor standardværdien. F.eks. mennesker, som lider af sukkersyge (diabetes mellitus), måler deres blodsukker regelmæssigt, for at kontrollere, at blodsukkerkoncentration ligger indenfor standardværdierne. Normal ligger fastende blodsukkerværdi på mellem 4-6mmol/L (milimol per liter) og kan nå op til 8mmol/L efter et måltid.

Definition for en mol er lidt kompliceret og kræver lidt kemi. Men kort sagt er 1 mol Det antal af elementære enheder (atomer, molekyler eller ioner) der svarer til antallet af elementære enheder i 12g af ren kulstof (også kald Avogadro’s tal efter den italienske fysiker Amedeo Carlo Avogadro 1776 - 1856). Antallet er et meget højt tal: 6,0221415 x 1023. Fra eksampelet med fastende blodsukker er tallet 4-6mmol/L, det svarer til 3,4382066 x 1015 til 5,1573099 X 1015 molekyler molekyler af glukose per liter blod (eller 34.3820.6600.000.000,00 til 51.5730.9900.000.000,00 molekyler).

1.5 Surhedsgrad – brint-ion koncentration: pH

Surhedsgrad er en anden kemisk enhed, der anvendes inden for fysiologi. Måleenheden for surhed er pH og angiver antallet af brint-ioner i opløsning, hvor p står for power og H for hydrogen (brint). Konceptet pH bliver først introduceret af den danske kemiker Søren Peder Lauritz Sørensen (1868 – 1939), som var chef på Carlsberg-laboratoriet (figur 8)

Fig. 8. Søren Peder Lauritz Sørensen (1868 – 1939)

Den egentlige definitionen på måleenheden pH er meget indviklet, men det er et tal mellem 1 og 14, hvor pH 7,0 betragtes som neutral og svarer til antallet af brint-ioner i rent vand og hvor alt over syv er basisk og alt under syv er surt. På den mest basiske del af skalaen kan der nævnes f.eks. klor med en pH på ca. 13,0, og i den anden ende af skalaen mavesaft med en pH på mellem 1,0 – 3,0 (se figurer 9).

Fig. 9 pH-skalaen

Den mere indviklede forklaring af skalaen er, at pH-værdien angiver den negative logaritme til koncentrationen af brint-ioner i en opløsning – målt i mol/L (se figur 10). En brint-ion er et hydrogen-atom med en positiv ladning (H+). Vand med pH på 7,0 har derfor en koncentration af brint-ioner på 10-7 mol/L, eller 0,0000001 mol/L. Klor, med en pH på 13,0, har en koncentration af brint-ioner på 10-13 mol/L (0,0000000000001 mol/L), og mavesaft, der kan have en pH på ned til 1,0, har en koncentration af brint-ioner på 10-1 mol/L (0,1 mol/L).

Fig. 10. pH skalaen som et logaritmisk funktion

Det er vigtigt at forstå, at måleenheden er angivet logaritmisk, hvilket betyder, at en opløsning med en pH på 4,0 indeholder ti gang flere brint-ioner end en opløsning med en pH på 5,0. Ligeledes har en opløsning med en pH på3,0 ti gang flere brint-ioner end en opløsning med en pH på 4,0.

Måling af pH kan foretages med et elektronisk pH-måleinstrument, men der kan også anvendes UI (Universal Indikator) papir, som skifter farve efter pH-værdien (se figur 11)

Fig. 11. Universalindikatorpapir

pH-måling på Urin anvendes ofte inden for komplementærbehandling til f.eks. at måle resultaterne af kostændringer.

2.0 Særlige begreber inden for fysiologi

Et andet aspekt af fagsproget er anvendelse af udtryk til at beskrive særlige fysiologiske principper. Det er vigtig at have en vis forstand på, hvad disse udtryk betyder, for at kunne forstå nogle af de grundlæggende aspekter inden for fysiologien.

2.1 Energi

Ordet energi er almindelig anvendt i dagligdagen til at beskrive personlige karakteristikker: ’jeg har masse af energi’, ’det kræver alt for megen energi’ osv. Men inden for fysik og fysiologi har ordet energi en meget bestemt betydning, om end lidt abstrakt. Den berømte fysiker Richard Feynman (1918 – 1988) udtryk det således: ”Det er vigtig at forstå, at i dag inden for fysikken har vi ingen viden om, hvad energi er. Vi har intet billede, der viser, at energi kommer i klatter med en bestemt størrelse”. Men det sagt, kan energi tilskrives evnen til at udføre et stykke arbejde, eller at forårsage forandringer.

Energi kommer i forskellige former, f.eks.: varme-, elektrisk-, mekanisk- (som kaldes kinetisk) og kemisk energi. Det er således, at energi kan omdannes fra en form til en anden. Tag for eksampel et almindeligt batteri. Batteriet består af en beholder med to terminaler og indeholder forskellige kemiske stoffer som reagerer med hinanden og er dermed i stand til at producere elektrisk energi. Her er der tale om en omdannelse af kemisk energi til elektrisk energi. Faktisk er det en regel inden for fysikken, at energi kan omdannes men aldrig tilintetgøres eller skabes. Denne regel kaldes princippet om energiens konstans eller termodynamikkens 1. lov. Princippet er vanskelligt at forstå, fordi det ofte opleves at energi bruges til at udføre et stykke arbejde, efter hvilket drivkraftenergien synes at være væk. Vi ser igen på eksemplet med batteriet – hvis batteriet anvendes i en lygte vil energien fra de kemiske stoffer i batteriet blive omdannet til elektrisk energi og derefter til lys- og varmenergi fra lygtens pære. Lys-energien spredes, i form af en lysestråle, ud i mørket og fortyndes derved og bliver mindre koncentreret. Ligeså med varmen fra pæren i lygten, den spredes også og bliver mindre koncentreret. Men hverken lyset eller varmen forsvinder, de bliver bare mindre registrerbare i uendeligt mindre og mindre koncentrationsmængder. Når der derfor siges at en proces bruger energi, vil det være mere korrekt at forklare det ved at sige, at processen omsætter energien.

Dette princip er vigtigt at acceptere inden for fysiologi, fordi den energi, som er drivkraft for livet, kommer fra omsætning af madens kemiske stoffer; kulhydrater, fedtstoffer og proteiner.

Inden for fysiologi, måles energi i Kalorier (cal) eller Joule (J), som er to forskellige målesystemer. Energimængden i 1 kalorie svarer til den mængde varmenergi, der skal bruges for at opvarme 1,0 g vand fra 14,5 °C til 15,5 °C. En Joule svarer til ca. 4,19 cal.

For alle, der har forsøgt at tabe et par kilo, er det måske nemmere at acceptere princippet om energiens konstans. Fordi energi ikke kan tilintetgøres, skal den mængde energi, som opbevares i fedtceller, motioneres væk. Med andre ord skal den kemiske energi i fedtstofferne omsættes af kroppen til kinetisk energi – og det siges at der bliver brændt nogle kalorier.

Ved at reflektere over ovenstående forståelse af energi, kan der opstå spørgsmålet om, om jorden derfor har en begrænset energimængde? Det har den ikke, da jorden modtager varme- og lys-energi fra solen. Lys-energien omsættes til kemisk energi hos alger og planter, som ligger i bunden af madkæden. Men inden for fysik på den store skala, siges det, at universets energimængde har en begrænset størrelse, og da energi aldrig kan tilintetgøres eller skabes, derfor også har en konstant størrelse. Dette er en meget abstrakt videnskabelig betragtning af energi, men mange kendte fysikere, som har arbejdet med emnet, drager tit paralleller til en mere åndelig forståelse – Universet, og derved tilstedeværelsen af alt, begyndte og vil ende med det samme energiniveau. Energiens konstant søger mod en mere jævn udynamisk fordeling og livet og det skabte er energiens dynamiske samspil, som bevæger sig i retningen mod det udynamisk.

2.2 Diffusion

Diffusion er et meget almindelig anvendt princip inden for fysiologi. Ordet beskriver bevægelsen af et stof fra et område af høj koncentration til et område af lav koncentration. Et eksempel er, hvordan duften af parfume kan sprede sig igennem et lokale. Det begynder i et koncentreret område, men med tiden bevæger duften sig gennem hele lokalet.

Diffusion opstår pga. tilfældige kinetiske bevægelser af stoffets elementære enheder (molekyler eller ioner), som kolliderer med hinanden og med det, der begrænser deres bevægelse (f.eks. det beholder der befinder sig i). Med tiden vil de utallige kollisioner ’skubbe’ de elementære enheder fra hinanden, og de spredes således. Energien, der igangsætter den kinetiske bevægelse er varmeenergi fra omgivelserne – derfor sker diffusion hurtigere ved højere temperaturer. Diffusion inden for fysiologi beskrives som passiv transport, fordi et stof kan transporteres fra et område til et andet via diffusion, uden at der tilføjes ekstra energi. Det er på denne måde, at bl.a. ilt og kuldioxid bevæger sig ind og ud af cellerne.

Figur 12 Viser princippet bag diffusion. En dråbe stof er dryppet i en beholder, som indeholder vand. Lige efter, at dråben er kommet ind i vandet, er der en høj koncentration af stoffet i et begrænset område (a i figur 12), men med tiden vil bevægelse af stoffets elementære enheder resultere i, at der opstår en lige fordeling af stoffet i vandet (b i figur 12)

Fig. 12. Diffusion

2.3 Osmose og semipermeabel (halvgennemtrængelig) membran

Disse to udtryk er præsenteret sammen, da osmose kræver tilstedeværelsen af en semipermeabel eller halvgennemtrængelig membran. En semipermeabel membran kan forstås som en slags ’sigte’ for små partikler, de elementære enheder – molekyler og ioner. En semipermeabel membran, ligesom navnet antyder, er gennemtrængelig for nogle små partikler, men ikke for store partikler. I fysiologien er cellemembranens semipermeable egenskab meget vigtig for cellefunktionen, hvor cellemembranens halvgennemtrængelighed sikrer bl.a. at små molekyler, såsom ilt og kuldioxid kan frit passerer igennem membranen, imens de store proteinmolekyler, som er vigtige for cellefunktionen, bliver inde i cellen.

Osmose har en sammenhæng med diffusion og beskriver, hvordan der sker en diffusion af et solvent (et opløsningsmiddel), der indeholder et opløst stof, over en semipermeabel membran fra et område af lav koncentration til et område af høj koncentration, når det opløste stofs molekyler er for store til at passerer igennem den semipermeable membran.

Figur ?? Viser princippet bag osmose. Figuren viser en u-tube, hvor der er anbragt en semipermeabel membran, som adskiller den højre fra den venstre del af tuben. Processen begynder, når u-tuben, på begge sider, bliver tilført en solvent indeholdende et opløst stof, hvor koncentrationen på den en side af membranen er højere end på den anden (a i figur 13) – I tegningen er koncentration højere på den højre side af u-tuben. Med tiden vil solventen, som består af små elementære partikler, der kan passere over membranen, bevæge sig fra den venstre til den højre side af u-tuben i et forsøg på at skabe lige koncentration på begge sider af membranen (b i figur 13).

Fig. 13. Osmose

2.4 Osmotisk tryk

Osmotisk tryk beskriver kraften fra en osmotisk proces, og er proportional med koncentrationsforskellen over den semipermeable membran. Inden for fysiologi, måles osmotisk tryk i mmHg og kan beskrives som det tryk, der skal til for at forhindre osmose. Figur ?? viser u-tube b fra figure ??, hvor der er nu blevet tilføjet et låg og en åbning på den højre side af u-tuben, hvor væsken kan udsættes for tryk. Når trykket er kraftig nok til at modstå osmosen, og solventen er blevet trykket tilbage, således at mængden i højre og venstre side er som ved begyndelsen af processen (a i figur 14) kan trykket x måles (c i figur 14). Dette angiver det osmotiske tryk i systemet.

Fig. 14. Osmotisk tryk

I fysiologien anvendes udtrykket kolloidt osmotisk tryk. Kolloiderne er først og fremmest de store plasmaproteinmolekyler, som er elementære enheder, der ikke kan passerer over de membraner, der findes på kroppens cellulære niveau.

2.5 Forkortelse anvendt i fysiologisk forklaringer

I fysiologien skal der ofte skriftligt beskrives forhold mellem forskellige stoffer, mål eller angivelser. For at gøre forklaringer overskuelige, anvendes der et par tegn som en form for forkortelse. F.eks. hvis der skal henvises til koncentrationen af et stof, angives stoffet ved sit kemiske symbol eller sin kemiske formel, som derefter sættes i firkantede parenteser for at vise, at der tale om koncentrationen:

[NaCl]

NaCl, eller Natriumklorid, er den kemisk formel for almindelig bordsalt. Ovenstående betyder derfor bordsalt koncentration

Hvis der skal vises en proces, hvor der sker en stigning eller et fald i en værdi eller et mål anvendes der pile: ↑ betyder stigning og ↓ betyder fald.

↑ BT

BT er en forkortelse af blodtryk. Ovenstående betyder derfor stigning eller eleveret blodtryk

↓ [NaCl]

Dette betyder fald eller lav koncentration af Natriumklorid

3.0 Kemi – at betragte naturen igennem videnskab

At kunne forklare hvad livet er, eller beskrive hvad adskiller den levende organisme fra en død organisme har været emner, der har beskæftiget videnskabsfolk, såvel som teologer og filosoffer i århundreder. I 1907 publicerede en Amerikansk læge ved navn Duncan MacDougle (1866 – 1920) en artikel, der konkluderede, at en menneskesjæl havde en vægt på 21 g. MacDougle havde i flere år vejet mennesker og dyr ved dødsøjeblikket for at kunne bestemme sjælens vægt. Desværre er MacDougle’s forskning aldrig blevet fulgt op på, men det er sikkert det længste sundhedsvidenskaben er kommet i en åndelig betragtning af liv. I det mere konservative videnskabelige domæne, er det nok kemien, der er kommet længst i beskrivelsen af de mere håndterbare aspekter af livsprocesserne. Selv om kemien ikke inkluderer en beskrivelse af sjælen, er det gennem en viden om kemiens grundliggende principper, at det kan forstås bl.a. hvordan energi opretholder liv, hvordan kroppens celler, væv og organer dannes og hvordan de fungerer, samt hvordan menneskets sind og krop agerer sammen for at understøtte liv.

Det aspekt af kemi, der beskæftiger sig med de stoffer og interaktioner mellem stofferne, som findes i naturen hedder organisk kemi. Ordet organisk beskriver i den sammenhæng de stoffer, der består hovedsageligt af brint og ilt atomer. Mere specifikt, den form for organisk kemi der beskæftiger sig med levende organismers kemi hedder biokemi.

Kemien, ligesom anatomi og fysiologi, betragtes ofte som værende utilgængelig. Sproget og symbolerne synes at skjule hemmeligheder, som kun de indviede kan fortolke og forstå. Selv om det er sandt, at kemien anvender symboler og benytter sig af udtryk, som ikke er så almindelig i dagligdagen, skal det understreges at kemiens grundviden ikke er forbeholdt de indviede videnskabsmænd. Det er en kendsgerning, at relativt komplicerede kemisk koncepter har infiltreret vores dagligdag. Reklame- og sundhedsbranchen myldrer med fagudtryk som: omega-6 fedtsyrer, transfedtsyrer, flerumættede fedtsyrer, parabener, kulhydrater, glykæmisk indeks m.fl. Ved at have en basisviden inden for kemi, er det muligt ikke blot at forstå fysiologiens grundprincipper, men også at forstå forskellen mellem vejledende og misvisende information fra bl.a. fødevare- og kosmetikindustrien.

3.1 Kemiens byggesten - atomet

Alt i universet er opbygget af elementære grundpartikler. Kemien er læren om, hvordan disse byggesten interagerer, hvordan de omsætter energi ved dannelse af strukturer, og hvordan vekselvirkningerne mellem forskellige stoffer skaber et dynamisk energisamspil, som er grundlaget for liv. Kroppens form og funktion, dens væv og organer, samt alle dens livsytringer kan beskrives ved brug af kemiens sprog. En forståelse af de elementære

byggestens fremfærd og de regler, der danner rammen om deres interaktioner er udgangspunktet i forståelsen af fysiologien.

Fig. 15. Et atom med en kugleformet sky

Atomet bestå af meget små partikler; protoner, neutroner og elektroner og kan afbildes som værende en op til flere kugleformede skyer omkring en central kerne (se figur 15). Atomets kerne indeholder en eller flere protoner og neutroner, og skyen dannes af en eller flere elektroner. Disse små partikler, protoner, neutroner og elektroner kaldes subatomare partikler fordi de er mindre end atomet.

Antallet af subatomare partikler afgør atomernes egenskaber, og dikterer hvordan atomet, som byggesten, indgår i forbindelser med andre atomer i opbygningen af molekyler, som er en sammensætning af to eller flere atomer.

Protoner og elektroner har en elektrisk ladning; protonerne er positive ladet og elektronerne er negative ladet. Neutroner, ligesom deres navn antyder, er neutral (se tabel 2).

Tabel 2. Tabel over subatomare partikler Obs! Ladningen forkortes ofte således: negativ (–ve), positiv (+ve)

Denne model af atomet med en kerne og elektronskyer er bl.a. udviklet af den danske fysiker Niels Bohr (1885 – 1962). Han sammenlignede modellen med solsystemet, hvor elektronerne, ligesom planeterne, befinder sig rundt om kernen der står i midten ligesom solen. Bohr’s model beskriver, hvordan elektronerne eksisterer i forskellige skylag eller skaller, samt angiver det maksimale antal elektroner, der kan eksisterer i hver elektronskal (se figur 15).

Fig. 15. Et atom med en kerne og to elektronskaller

I fysiologien er det de først tre elektronskaller, der er meste interessante, fordi de atomer som biokemi beskæftiger sig med, kun har elektroner i disse elektronskaller. Ifølge Bohr’s teori, kan den første elektronskal (tættest på kernen) have et maksimalt antal af 2 elektroner. I den anden elektronskal kan der være 8 elektroner, og i den tredje kan antallet af elektroner være 18. Elektronerne holdes omkring kernen på grund af den elektromagnetiske kraft. De –ve ladede elektroner er tiltrukket af kernens +ve protoner, ligesom planeterne er tiltrukket af solens tyngdekraft, ved anvendelse af Bohr’s sammenligning mellem atomet og solsystemet. Hvis et atom har 6 +ve ladet protoner, vil den også have 6 -ve ladet elektroner. Antallet af protoner er forskellige fra stof til stof, og antallet af protoner kaldes stoffets atomnummer.

Kulstof, som også kaldes karbon, har atomnummeret 6. Det vil sige at den har 6 protoner i dens kerne og har også derfor 6 elektroner. Ifølge Niels Bohr’s model vil de elektroner sidde i to elektronskaller. Den først elektronskal, tættest på kernen vil have to elektroner og de resterende 4 vil være i den anden elektronskal (se figur 16).

Fig. 16. Kulstofatomet

Brint, som også kaldes hydrogen, har atomnummeret 1. det vil sige at den har 1 proton i dens kerne og har derfor 1 elektron, som sidder i den første elektronskal (se figur 17).

Fig. 17 Brintatomet

Ilt, som også kaldes oxygen, har atomnummeret 8. det vil sige at den har 8 protoner i dens kerne og har derfor 8 elektroner. Den først elektronskal vil have 2 elektroner og de resterende 6 elektroner vil være i den anden elektronskal (se figur 18).

Fig. 18 Iltatomet

Antallet af neutroner i en atomkerne er ofte det samme som antallet af protoner. Når antallet er forskelligt er der tale om en isotop af stoffet. Isotoper er udenfor rammerne for denne tekst, dog kan det nævnes at nogle isotoper er radioaktive og er brugt i særlige undersøgelser og diagnostiske procedurer, samt til behandling af bl.a. kraftsygdomme.

3.2 Grundstofferne og Det Periodiske System

Begrebet grundstoffer anvendes ofte i kemi, og princippet af hvad begrebet omfatter, kan være svært at forstå, når der er tale om forholdet mellem atomer og grundstoffer. Grundstoffer omfatter en beskrivelse af stoffernes kemiske karakteristikker – antallet af protoner og elektroner m.m. Grundstofferne kan forstås som værende den mest forenklede form af et stof idet, at de ikke kemisk kan nedbrydes til mindre enheder. Det er vigtigt at bemærke, at der her er tale om en kemisk nedbrydnings proces, fordi subatomare partikler kan nemlig undersøges ved at nedbryde grundstofferne til deres komponentenheder ved brugen af stærke elektromagnetiske energipåvirkninger. I forhold til grundstofferne, skal atomet forstås som værende den mindste stofenhed, der har grundstoffets særlig kemiske karakteristikker. An analogi af dette forhold kunne siges at være en is butik, hvor der sælges mange forskellige typer is, de er grundstofferne. Butikken sælger is kun i kugleenheder, som er atomerne.

Længe før Neils Bohr præsenterede verden for sin model af atomet, udarbejdede den russiske kemiker Demitri Mendelejev (1834 – 1907) en tabel, hvor alle grundstofferne var klassificeret og placeret efter deres kemiske karakteristikker. Tabellen er kendt som Det Periodiske System og hænger i de fleste kemilokaler på skoler, universiteter og i laboratorier (se figur 19).

Fig. 19. Det Periodiske System Filen kan downloades og findes i filemappen for modulet

Med udgangspunkt i grundstoffernes kemiske karakteristikker havde Mendelejev uden at vide det, opstillet grundstofferne efter grundstofatomernes struktur. Han kunne også se at der var et mønster i tabellen, og han var derfor i stand til at se, at der manglede nogle grundstoffer, der dengang ikke var opdaget. I de fleste periodiske systemer er de forskellige grundstoffer angivet med deres kemiske forkortelse og atomnummeret.

I det periodiske system tabel ovenfor (figur 19) Er de grundstoffer, som biokemien beskæftiger sig med mest, farvet med de farver, som ofte er brugt til at repræsenterer de bestemte grundstoffer i biokemiske tegninger og modeller.

Tabel 3. Almindelige grundstoffer i biokemi

I det periodiske system er der otte kolonner, som kaldes grupper, der er nummereret med romertal. Tallet svarer til antallet af elektroner i grundstofatomets yderste elektronskal, som har en sammenhæng med grundstoffets atomnummer. Som tidligere skrevet, har antallet af de subatomare partikler afgørende betydning for, hvordan grundstofatomet indgår som byggesten i forbindelse med andre atomer i opbygningen af molekyler. Mendalejev’s periodiske system med angivelse af atomnummeret kan derfor anvendes i forståelsen af, hvordan atomer

samles og danner molekyler, fordi antallet af elektroner i et atoms ydre skal dikterer dens forbindelsesmuligheder.

3.3 Atomforbindelser - molekyler

Et molekyle er en sammensætning af to eller flere atomer, som er forbundet ved at grundstofatomerne deler elektroner med hinanden, denne type forbindelser hedder kovalent forbindelser. Ordet kovalent er et sammensat ord – ko som betyder sammen (ligesom i ordet kooperativ, der betyder samarbejdende) og valent som betyder evnen til at interagere. Det kræver energi, for at atomer kan danne kovalente forbindelser, og i de fleste tilfælde kommer energien i form af varme fra omgivelserne. Men lys er også en energiform, og det er den form for energi, som grønalger og planter benytter sig af til at danne kulhydrater fra kuldioxid og vand og dermed danne grundlaget for fødekæden. Lys-energien omdannes i dette tilfælde til bindingsenergi i atomet.

Forbindelserne mellem atomerne følger bestemte regler, og antallet af elektroner i et atom er afgørende for, hvordan det kan forbindes til andre atomer. Reglen er ukompliceret og tager udgangspunkt i Mendalejev’s periodiske system. Alle grundstofatomer i tabellens kolonne, eller gruppe, VIII kaldes de ædle gasser, fordi de er meget stabile gasser, og det blev bemærket at disse grundstofatomer sjældent reagerer med andre grundstoffer. Denne ædle egenskab skyldes grundstofatomernes elektronkonfiguration. Med undtagelse af helium (He), har disse grundstoffer 8 elektroner i deres yderste elektronskal. Helium (He), der står øverste i gruppen, har kun 2 elektroner. For at ethvert grundstofatom kan indgår i en stabil molekylær struktur, skal det også have en ædel struktur. Brint- (hydrogen) atomet, som har 1 elektron i dens yderste skal, opnår den ædle tilstand ved at dele 1 elektron med et andet atom og dermed få 2 elektroner i dens yderste elektronskal – den samme elektronkonfiguration som helium (He). Alle de andre grundstofatomer opnår en ædel tilstand med 8 elektroner i deres yderste elektronskal. Uden den ædle elektronkonfiguration er grundstofatomet ustabilt og det vil reagerer med andre grundstofatomer for at opnå en ædel tilstand. Med andre ord, stabiliteten kommer ved at grundstofatomer indgår i forbindelse med hinanden for at opnå en ædel tilstand ved at dele elektroner og dermed danne stabile molekyler. Det antal elektroner, som mangler i et grundstofatoms ydre skal, for at det kan opnå en ædel tilstand, kaldes for atomets valens. Fra eksemplerne i figur 16, 17 og 18 kan det ses, at kulstof (karbon) har en valens på 4, der beregnes som følgende: 8 elektroner, som er den ædle tilstand minus de fire elektroner kulstoffet allerede har. Brint (hydrogen) har en valens på 1 (2-1) og ilt (oxygen) har en valens på 2 (8-6).

Vand, som har den kemisk formel H2O, består af 2 brint (hydrogen) atomer og 1 ilt (oxygen) atom. Fra det periodiske system kan der konstateres at brint (hydrogen) har atomnummer 1 og at ilt (oxygen) har atomnummer 8. Brint (hydrogen) har derfor 1 elektron i dens ydre skal og en valens på 1, og ilt (oxygen) har 6 elektroner i dens ydre skal og har en valens på 2. Figur 20. viser hvordan de enkelte atomer opnår an ædel tilstand ved at dele elektroner og danne et vandmolekyle.

Fig. 20 Vand - grundstofatomforbindelse 1

Det er meget upraktisk at anvende tegninger som den ovenfor når der skal afbilledes atomforbindelser. Der er flere andre metoder, som er nemmere at forstå og hurtigere at tegne, hvor atomerne er angivet med et bestemt antal forbindelsesled, eller arme, der svarer til atomets valens, og hvor atomerne tegnes som farvede kugler. Figur 21. Viser vandmolekylet tegnet på denne mode. Den type tegning er faktisk et billede, som stammer fra molekylebyggesæt modeller, som giver mulighed for at eksperimentere med molekylernes tredimensionelle form.

Fig. 21. Vand - grundstofatomforbindelse 2

Billedet af vandmolekylet viser molekylets aktuelle tredimensionelle struktur, hvor brint (hydrogen) atomernes forbindelser bøjes i molekylets struktur. Det skyldes små ladningskræfter i molekylets elektronsky, der skubber hydrogen atomerne i denne stilling.

Tegninger af molekyler kan yderligere simplificeres ved at erstatte grundstofatomernes farve med deres kemiske symbol og forbindelserne med simple streger i en såkaldt stregformel. Figur 22. viser vandmolekylet tegnet på den måde.

Fig. 22. Vand - grundstofatomforbindelse 3

Den følgende stregformel (figur 23.) er et andet eksempel med anvendelsen af symboler og streger. Stregformelen viser kuldioxid, som har den kemisk formel CO2 og består derfor af 1 kulstof (karbon) atom og 2 ilt (oxygen) atomer.

Fig. 23 Kuldioxid - grundstofatomforbindelse

Som der kan ses er i figur 23., er der tale om to dobbelte forbindelser i CO2 molekylet der forbinder ilt (oxygen) atomerne til kulstof (karbon) atomet. Kulstof (karbon) har en valens på 4 og ilt har en valens på 2 (se figur 24.).

Fig. 24. Kulstof- og ilt-atomer med angivelser af protoner og elektroner

Ved at dele 2 elektroner mellem hver kulstof (karbon) og ilt (oxygen) i en dobbeltforbindelse, kan atomerne indgå i en forbindelse og alle tre grundstofatomer i molekylet opnå en ædel tilstand se figur 25.

Fig. 25 Kuldioxid-atom

Dobbelte kovalente forbindelser er almindelige inden for biokemi, og der findes også tredobbelte forbindelser, hvor der bliver delt tre elektroner mellem grundstofatomerne. Det kræver selvfølgelig, at grundstofatomet har en valens på tre og det har grundstofferne i gruppe V, fordi de har 5 elektroner i deres yderste skal og har derfor valens: 8-5=3. Ved at se på det periodiske system (figur 19) er både kvælstof (nitrogen) og fosfor stoffer i gruppe V, som har relevans inden for biokemi. Tredobbelte forbindelser er meget stærke forbindelser

med en høj bindingsenergi. Den benyttes karakteristisk af levende organismer, hvor fosfor tredobbelte forbindelser opbygges i cellerne, som en energiinvestering. Opbygningen sker ved at omsætte den energi, cellen modtager igennem næringsstofferne, til at danne molekylet adenosintrifosfat (eller ATP), som indeholder en tredobbelt fosforforbindelse. Energien i den tredobbelte forbindelse kan senere bruges af cellen til at udføre en biokemisk funktion, f.eks. muskelcelle kontraktion, eller dannelse af et signal i en nervecelle.

3.4 Kemiske formler og energi

Det er ualmindeligt at tegne simple molekyler som vand (H2O) og kuldioxid (CO2), de angives som her med bogstaver og tal, hvor antallet af grundstofatomer i molekylet over 1 angives ved et sænket nummer efter atomets kemiske symbol. Denne type angivelse af et molekyle hedder en bruttoformel og er brugt oftest, når der er tale om et simpelt molekyle, eller hvor molekylet indgår i en reaktionsformel, hvor det er vigtig at have kendskab til antallet af atomer i reaktionen.

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O + Energi

Glucose + Ilt → Kuldioxid + Vand + Energi

Ovenfor stående kemisk formel er hvad de fleste frygter med kemi – tal og tegn. Formelen viser på atomart niveau, hvordan glukose forbrændes for at frigive energi. Pilen i formlen viser at i den kemiske reaktion, bliver de stoffer, der står ved pilens hale, til de stoffer, der står ved pilens spids. Reaktionspilen kan også vende i begge retninger, i hvilket tilfælde, der er tale om en reaktion, der kan gå begge veje (se figur 26). I formlen ovenfor står glukose angivet som en bruttoformel: C6H12O6 og derefter står +6O2, som betyder at der skal tilføjes 6 iltmolekyler til glukosen. På den anden side af reaktionspilen står 6CO2+6H2O, som betyder 6 molekyler af både kuldioxid og vand. Disse multiplikationsnumre foran de enkelte molekyle bruttoformler for ilt, kuldioxid og vandmolekylerne, er der for at få hele formelen til at balancere – at der er det samme antal af de forskellige grundstofatomer på begge sider af reaktionspilen. På den måde angiver formlen præcis hvor mange molekyler af hvert stof, der indgår i reaktionen. Ud fra en balanceret formel, kan det beregnes hvor meget glukose og ilt der skal til for at producere en bestemt mængde kuldioxid og vand.

Ved at se på antallet af grundstofatomerne på den venstre side af pilen er der:

C: Kulstofatomer (Karbon) 6 atomer i glukosemolekylet H: Brint (Hydrogen) 12 atomer i glukosemolekylet O: Ilt (Oxygen) 6 i glukosemolekylet + (6 x 2) i iltmolekylet = i alt 18 atomer

Ved at se på antallet af grundstofatomer på den højre side af pilen er der:

C: Kulstofatomer (Karbon) 6 atomer i kuldioxidmolekylet H: Brint (Hydrogen) 6 x 2 atomer i vandmolekylet = i alt 12 atomer O: Ilt (Oxygen) 6 x 2 i kuldioxidmolekylet + 6 atomer i vandmolekylet = i alt 18

Antallet af de forskellige grundstofatomer på begge sider af reaktionspilen er det samme. Der står også energi på den højre side af reaktionspilen, som indikerer at reaktionen frigiver energi. Det er derfor det hedder en forbrænding af glukose i almindelig tale. Selv om forbrændingen ikke involverer flammer, er der stadig tale om en frigivelse af energi. Denne reaktion er meget vigtig for kroppens nerveceller, der kun kan udnytte energien fra glukose molekyler. Energien findes i forbindelserne mellem grundstofatomerne i molekylet. At danne molekyler - det at forbinde grundstofatomerne kræver energi, og i reaktioner hvor et molekyle bliver nedbrudt, frigøres den energi investeret i forbindelserne. De energikalorier, vi indtager med vores kost, er til at finde i de molekyler, som maden bestå af. Ved at forbrænde disse kalorier får kroppen den energi den skal bruge til de livsnødvendige processer.

Fig. 26 tovejsreaktionspile

Glukose forbrændingsreaktionen er faktisk en tovejsreaktion. Glukose, som grønalger og planter danner igennem fotosyntesen, er det modsatte af glukoseforbrænding. Energien skal dog tilføjes når reaktionen danner glukosemolekyler, og den kommer fra sollys.

Lysenergi + 6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2

3.5 Tegning af store biokemiske molekyler

Mange molekyler omtalt i fysiologien kan være meget store og indeholde mange forbindelser, og i organiske molekyler forekommer grundstofatomet kulstof (karbon) meget hyppigt. Når organiske molekyler tegnes, undlades det derfor ofte at skrive bogstavet C for kulstof (karbon). I stedet antydes grundstofatomets tilstedeværelse i strukturen ved at lave vinkler i forbindelsesleddene. Ligesom det undlades at skrive bogstavet C for kulstof (karbon), undlades det også at skrive bogstavet H for brint (hydrogen), når der er tale om et brint (hydrogen) grundstofatom, der er i forbindelse med et kulstof (karbon) atom. Følgende tegning af fedtsyren oliesyre, som er hovedsubstansen i olivenolie, viser denne teknik (figur 27.).

Figur 27. oliesyre molekyltegning

Kulstofferne angives ved vinkler i forbindelsesleddene. I figur 27. er antallet af kulstofatomerne 18, der er 17 led plus en åben ende (længst mod højre), som er også er et kulstofatom. Antallet af brint (hydrogen) forbindelser med hvert kulstofatom i strukturen kan beregnes ud fra antallet af allerede tegnede forbindelse til de enkelte kulstofatomer. Da kulstof (karbon) har en valens på 4, skal der altid være 4 forbindelser. Hvis der derfor kun vises to forbindelsesled må der være 2 brintatomer, der er forbundet til kulstofatomet (figur 27. a). I kæden ovenfor, hvor der vises en dobbeltforbindelse mellem 2 af kulstofatomerne, vil der være kun 1 brint (hydrogen) atom forbundet til kulstofatomet i forbindelsesledet (figur 27. b). Dermed opnår begge omtalte kulstofatomer i alt 4 forbindelser, som svarer til deling af 4 elektroner.

Her er en samling af et par forskellige molekyler der viser nogle særlige aspekter af kovalente molekylære forbindelser.

Fig. 28 Glukose (kædeform)

Glukosemolekylet er angivet her i et kædeformet molekyle. Kædeformede molekyle forbindelser, ligesom glukose molekylet i figur 28. hedder alifatiske forbindelser.

Glukose kan også opstå i en ringform, som er vist i figur 29. Denne tegningsform er en slags stiktegning, hvor der vises lidt af strukturens tredimensionelle struktur ved at perspektivere nogle af forbindelsesleddene.

Fig. 29. Glukose (ringform)

Der findes mange ringformede grundstofatomforbindelser i biokemi. Når ringen består af 6 kulstofatomer, hvor hvert atom har en dobbeltforbindelse, er der tale om en aromatisk forbindelse, eller aromatisk ring (se figur 30) – en aromatiske ring kan også kaldes en benzenringe (obs! glukose er ikke en aromatisk forbindelse fordi der indgår et ilt (oxygen) molekyle i ringen). I biokemi findes der også ringe med 5 kulstofforbindelser, som hedder cyclopentan forbindelser (fra ordene cycle – rund og penta – fem).

Fig. 30.Aromatisk ringforbindelse (benzen)

Fig. 31. Asparin

Asparin molekylet i figur 31. indeholder en aromatisk ring, hvor der er 6 kulstofatomer forbundet sammen i en lukket ring, hvor alle kulstofatomerne har en dobbeltforbindelse. I figur 32. vises der molekylstrukturen for vitamin A. Vitamin A har også en ringformation, men ringen er ikke lukket, da kun 2 kulstofatomer har en dobbeltforbindelse, og kaldes derfor ikke for en aromatisk ring.

Fig. 23. Vitamin A

Fig. 33. Østrodiol

Figur 33. viser østrodiol molekylet, også kaldet østrogen. Molekylet indeholder en aromatisk ring såvel som 2 ikke aromatisk ringe, samt en cyclopentan ring med 5 kulstofatomer.

3.6 Funktionelle grupper

I flere af molekylerne tegnet ovenfor, er der OH forbindelser, hvor ilt (oxygen) molekylet er forbundet til et kulstofatom. OH forbindelsen hedder en hydroxyl-gruppe (OH), og molekyler, der indeholder en hydroxyl-gruppe (OH) er kemisk set alkoholer. I biokemi er hydroxyl-gruppen (OH) meget vigtig, fordi de giver molekylet mulighed for at danne yderligere molekylære forbindelser, og har bl.a. betydning for molekylets opløsningsevne. Der findes også andre korte atomforbindelser, som indgår i større biokemiske forbindelser og tilføjer molekylet bestemte egenskaber - disse grupper hedder funktionelle grupper. Tabel 4. viser nogle af de funktionelle grupper, som omtales inden for fysiologi - symbolerne R og R1 i stregformlerne refererer til den resterende del af molekylet, som kan være mange forskellige slags organiske forbindelser.

Tabel 4. Almindelige organisk forbindelsesgrupper

3.6.1 Karboxyl-gruppen

Karboxyl-gruppen (COOH) findes i organiske syremolekyler. I afsnittet om surhedsgrad beskrives det, hvordan surhed defineres som antallet af brint (hydrogen) ioner i en opløsning. Karboxyl-gruppen (COOH) kan afgive sit brint (hydrogen) atom som en såkaldt ion, og i en vandig opløsning dannes der derfor en syre.

R-COOH → R-COO- + H+

Formlen ovenfor viser hvordan karboxyl-gruppen (COOH) afgiver et brint (hydrogen) atom, som en ladet ion, og dermed danner 2 modsat ladede ioner. Ioner er diskuteret i et følgende afsnit.

Figur 34 viser fedtsyren oliesyre, som indeholder en karboxyl-gruppe (COOH) (på figurens venstre side). Det er karboxyl-gruppen (COOH), der giver fedtsyren dets syreegenskaber. Fedtsyrere indgår i alle fedtstoffer og er forbundet til det øvrige fedtmolekyle via en forbindelse mellem karboxyl-gruppen (COOH) på fedtsyrerne og en hydroxyl-gruppe (OH) på et stof, der hedder glycerol (også almindelig kendt som glycerin). Denne type forbindelse hedder en ester (estre i flertal) (se også afsnittet om glycerider).

Fig. 34 Oliesyre

Eksempler på andre organiske syrer omtalt i fysiologi:

Mælkesyre: C3H6O3 Eddikesyre: CH3COOH

Fig.35 Eksempler på organiske syrer

3.6.2. Esterforbindelsen

Esterforbindelser er meget almindelige i biokemi og dannes når 2 hydroxyl-grupper (OH), eller en hydroxyl- (OH) og en karboxyl-gruppe (COOH) forbindes under fraspaltning af et vandmolekyle – reaktionen kaldes en kondensationsreaktion. Fedsyrer, som omtalt ovenfor, bliver forbundet i dannelsen af fedtstoffer ved den type forbindelse.

R-COOH + R1-OH Y RCOOR1 + H2O

3.6.3. Keton-gruppen

Keton-gruppen kan beskrives som et kulstofforbindelsesled, hvor der er et dobbeltforbundet iltatom bundet til det bindende kulstofatom. Ketoner dannes f.eks. ved leverens nedbrydning af fedtstoffer. Ved faste nedbrydes fedtstoffer til ketonstoffer, som kan anvendes af kroppens celler som energikilde, herunder nerve- og hjertemuskelceller. Disse ketonstoffer dannes af leveren og ved nedbrydning af fedtstoffer dannes tre typer af ketonstoffer; acetoacetat, 3-hydroxybutyrat og acetone. Acetone, i modsætning til de andre to ketonstoffer, kan ikke anvendes som energikilde og er desværre et giftstof for kroppen. Derfor, bliver acetone udskilt fra kroppen via urinen, samt igennem luftvejen. Hos menneske med sukkersyge kan fedtmetabolismen være meget høj pga. manglende glukoseoptagelse af cellerne. Denne tilstand kan udvikle sig til ketoacidose, en livstruende tilstand, hvor der er en meget høj koncentration af ketonstoffer i blodet. Karakteristisk ved den tilstand er acetonen, en bitter mandelagtig lugt i udåndingsluften pga. udskillelse af store mængde acetone.

Monosakkarider, som er de mest simple former for sukker, er enkelt ikke sammenkædede sukkermolekyler. Nogle monosakkarider indeholder ketonforbindelser i deres kædeform strukturer. Disse keton-grupper indeholdende sukkerstoffer kaldes ketoser. Figur 36. viser fruktose, som er en ketose – keton-gruppen kan ses hvor der er 1 kulstofatom med en dobbeltforbindelse til et iltatom, samt til 2 andre kulstofatomer.

Fig. 36. Fruktose – en ketose

3.6.4 Amin gruppen

Amin-gruppen findes hovedsageligt som en del af aminosyremolekyler, hvor der også indgår en karboxyl-gruppe (COOH). Aminosyrer danner forbindelse med hinanden, og danner dermed større molekyler: peptider, polypeptider og protienstoffer. Peptider indeholder op til ca. 50 sammenkædede aminosyrer og polypeptider mellem 50 til 200. Proteiner består typisk af 200-300 aminosyrer. Forbindelserne mellem aminosyremolekylerne sker ved en reaktion mellem amin-gruppen og karboxyl-gruppen (COOH). Reaktionen ligner den, omtalt under ester ovenfor, hvor forbindelsen sker under fraspaltning af et vandmolekyle (se figur 37.).

Fig. 37. Aminosyremolekyleforbindelser

3.6.5. Aldehyd gruppen

Aldehyd-gruppen har, ligesom keton-gruppen, en kulstof- iltatom dobbeltforbindelse. Molekyler med en aldehyd-gruppe kaldes aldehyder, og de er meget reaktive og indgår nemt i andre forbindelser. Nogle kædeformede monosakkarider indeholder en aldehyd-gruppe og kaldes aldoser. Glukose er en aldose, fig. 38. Viser et glukose kædestruktur molekyle, hvor aldehyd-gruppen kan ses, hvor der er 1 kulstofatom med en dobbeltforbindelse til et iltatom, samt til et brintatom.

Fig. 38 Glukose – en aldose

Det er aldehydernes reaktivitet, der er grunden til at glukose findes oftest i sin ringform, som har en mere stabil struktur (se figur 39.).

Fig. 39 Glukose – ringformen

3.7 Ion forbindelser

Ioner er atomer eller molekyler, som har enten optaget eller afgivet en eller flere elektroner. Dette vil selvfølgelig have en betydning for atomets eller molekylets ladning. At afgive en elektron vil medfør en +ve ladning, fordi der vil være flere +ve ladet protoner end elektroner i strukturen. At optage en elektron vil medføre en -ve ladning, fordi der vil være flere -ve ladede elektroner end protoner. Med andre ord, er en ion et atom eller molekyle hvor antallet af elektroner og protoner er forskellige. Når der er tale om en –ve ladet ion kaldes ionen for en anion, og når der er tale om en +ve ladet ion er der tale om en kation.

Anioner og kationer kan forbindes i en såkaldt ion- eller elektrovalent forbindelse pga. deres modsatte ladning, som for dem til at tiltrække hinanden, ligesom de forskellige poler på en magnet virker tiltrækkende på hinanden. I biokemi er salte de meste omtalt ionforbindelser, som er bindinger mellem et metal og et ikke-metal. De vigtige mineraler, som levende organismer har brug for indtages som mineralsalte, det meste kendt er bordsalt, som består af natrium (Na) og klor (Cl) (se det periodiske system figur ??). Andre livsvigtige mineraler inkluderer kalium (K), kalcium (Ca) og alle spormineralerne, som også optages som ionforbindelser i form af salte.

Natriumklorid er det kemiske navn for bordsalt, og det består af en ionforbindelse mellem 1 natrium grundstofatom og 1 klor grundstofatom. Elektronkonfigurationen af natrium og klor kan beregnes ude fra det periodiske system. Natrium (Na) har atomnummer 11 og står i gruppe I i det periodiske system. Klor (Cl) har atomnummer 17 og står i gruppe VII i det periodiske system. Det kan derfor konstateres at natrium har 1 elektron i dens ydre elektronskal, og klor (Cl) har 7 elektroner i dens ydre elektronskal.

Ligesom med kovalente forbindelser er grundstofatomforbindelser kun stabil, når de har ædle atom strukturer, som betyder at der skal være 8 elektroner i den ydre skal, med undtagelse af brint (hydrogen), som opnår en ædel tilstand med 2, eller når der er tale om ioner 0 elektroner i den ydre skal. Natrium (Na) har 1 elektron i den ydre skal, og det er kemisk set lettere at afgive den ene elektron end at få 7 elektroner. Når der er tale om klor (Cl), gælder det modsatte – det er lettere at få en elektron end at afgive 7. Derfor, når de to stoffer indgår i en ionforbindelse sker det ved at natrium (Na) afgiver den ene elektron, som klor (Cl) tager imod. Resultatet er at natrium (Na) dermed få en +ve ladning (fordi antallet af protoner er nu højere en antallet af elektroner), og klor (Cl), ved at modtag en –ve ladet elektron, får en -ve ladning. De to ladet grundstofatomer skrives: Na+ og Cl-. Disse modsat ladede stoffer tiltrækker hinanden og associerer i en ionforbindelse og danner dermed natriumklorid - NaCl.

I en vandopløsning dissocierer ionforbindelser som natriumklorid og eksisterer i opløsningen i deres ionform.

NaCl Na+ + Cl-

Formlen viser, hvad der sker, når bordsalt tilsættes kogende vand og opløses, samt ved at afkoge alt vand, hvorved saltkrystallerne gendannes. I kemisk sprog er forklaringen at natriumklorid (NaCl) dissocieres til Na+ og Cl- ioner i opløsning (ved at læse formelen fra venstre mod højre), og at Na+ og Cl- ioner associerer til NaCl, når de ikke længere befinder sig i opløsning (ved at læse formlen fra højre mod venstre).

Kalium (K) danner, ligesom natrium (Na), ioner med en ladning på +1, idet de begge står i det periodiske systems gruppe I og derved har 1 elektron i deres ydre skal, som de afgiver og dermed får flere protoner end elektroner. Hydrogen er også i gruppe I, og hydrogen ioner har også en ladning på +1. Kalcium, der står i gruppe II afgiver 2 elektroner i dens ion form og dermed får en ladning på +2, som skrives Ca2+.

Når brint (hydrogen) optager sin ionform, afgiver den sin elektron og opstår som H+. Surhedsgrad måles i antal af H+ ioner i opløsning, og pH skalen angiver antallet af H+ ioner i opløsningen i form af en negativ logaritme til brint-ioner i opløsning målt i mmol/L (se tidligere tekst om surhedsgrad).

Det er ikke kun grundstofatomer, der findes som ioner, for at et stof kan være opløseligt i vand, skal det kunne optage en ionform, og givet, at levende organismer består af vand i relativt store mængder, er der mange stoffer, som findes i ion formen. Når der er tale om et grundstofatom ion er der tale om en monoatomisk ion, og når der er tale om et molekyle ion er der tale om en polyionisk ion. To polyioniske ioner, som ofte er omtalt i fysiologi er fosfat-ionen (PO4

3-) og bikarbonat-ionen (HCO3-). Fosfat-ionen indgår i tand- og knoglestrukturen

hvor den forbindes til kalcium ioner (Ca2+) og danner kalciumfosfat. Der findes forskellige former for kalciumfosfat, som har forskellige komplekse krystalstrukturer for at opnå elektronneutralitet i strukturen. Tænderne og knoglerne består hovedsagelig af en form calciumfosfat der hedder hydroxyapetit.

Bikarbonat anionen (HCO3-) er meget vigtigt for blodets transport af CO2, samt regulering af

blodets surhedsgrad, hvor den fungerer som en buffer og kan tage imod H+ kationer og dermed danne kulsyre (H2CO3), som anvendes i udskillelse af H+ ioner.

HCO3- + H+ H2CO3

3.8 Kulhydrater

Kulhydrater kan opdeles i simple og komplekse kulhydrater. Simple kulhydrater inkluderer monosakkariderne, disakkariderne og andre korte sammenkædede enkelte sukkerenheder – enkelte sukkerenheder, der indgår sammen i en større forbindelse kaldes monomerer i kemi. Med kæder over 5 monomerer er der tale om oligosakkarider. Polysakkariderne består af 10 eller flere monomerer. Komplekse kulhydrater er de meget store polysakkarider, der indeholder 20 og op til flere tusinde monomerer.

Fruktose og glukose er to meget almindelig monosakkarider. Disse to sukkermolekyler kan indgå i en kemisk forbindelse og derved danne disakkariden sukrose, som er almindelig hvidt sukker. Forbindelsen dannes af et iltatom og hedder en O-glykosid forbindelse (O fra oxygen (kemisk navn for ilt).

Fruktose Glukose

Sukrose

Figur 40. Fruktose, glukose og sukrose (fra øverste venstre)

Der findes andre typer af glykoside forbindelser, hvor det bindende atom kan være kvælstof (Nitrogen), kulstof (karbon) eller svovl (sulphur). De hedder henholdsvis N-, C-, og S-glykosider. Glykosider, hvor der indgår en glukose monomer, kaldes ofte for glukosider, ligeledes hvis monomeren er fruktose, kan den også kaldes en fruktosid.

Dannelse af glykoside forbindelser kan ske på to måder, som hedder alfa– (α) og beta– (β) glykosider. Forskellen mellem de to forbindelsesmåder handler om det tredimensionelle, eller rumlige aspekt af molekylforbindelsen.

I α-glykosider forbindes begge monomerer på den samme tredimensionelle plan og det bindende atom ligger under dette plan. I β-forbindelse er de to monomere på forskellige plan og det bindende atom ligger mellem disse planer. Figur 41. viser laktose, som er en disakkarid dannet med en β-O-glykosid forbindelse mellem galaktose og glukose. Ved at sammenligne laktosemolekylet med sukrosemolekylet i figur 40, som er en α O-glykosid, kan forskellen mellem laktose- og glukosemolekylet ses. I laktosemolekylet, er de to monomerer (galaktose og glukose) skubbet på forskellige plan pga. O-glykosiden tredimensionelle struktur, og i glukosemolekylet er de to monomerer (fruktose og glukose) på samme plan. Den forbindelsesforskel har en stor betydning for hvordan dyr udnytter kulhydrater som energikilde.

Galaktose Glukose

Laktose

Figur 41. Galaktose, glukose og lactose (fra øverste venstre)

3.8.1 Polysakkarider

Polysakkarider er opbygget af mange sammenkædet monomere, der kan være i lineære (lange lige kæder) eller forgrenede kæder. Polysakkariderne er uopløselige i vand og i levende organismer fungerer de ofte som oplagringsnæring, som f.eks. stivelse og glykogen. Stivelse benyttes f.eks. af planter, der overvintrer. Igennem sommermåneder danner planterne kulhydrater, der oplagres i rødderne eller andre underjordiske planteorganer, via fotosyntesen, – kartofler er et eksempel af en stivelsesoplagring. Glykogen dannes i lever og skeletmuskler fra glukose, og er en af kroppens energidepoter. En anden meget vigtig polysakkerid er cellulose. Cellulose strukturen ligner stivelse, idet det bestå af lineære sammenkædede glukose-monomerer. Stivelsen består af α-O-glykosid forbundne glukosemonomerer, imens cellulose består af β-O-glykosid forbundne glukosemonomerer (se figur 42.). Mennesker kan benytte stivelse som næringsstof, fordi vores fordøjelsessystem producerer enzymet amylase, som kan nedbryde stivelsens α-O-glykosid forbindelser og dermed frigøre glukosemolekylerne. Men mennesker mangler et enzym, der kan nedbryde cellulosens β-O-glykosid forbindelser, og cellulose kan derfor ikke anvendes som energikilde. Men cellulose er det, der udgør kostfiberen, og understøtter fordøjelsessystemets mekaniske funktion samt giver en velfungerende tarm. Græsædende dyr har et særligt udviklet fordøjelsessystem, der udnytter en bakteriel gæringsproces for at nedbryde celluloseforbindelserne, så det kan benyttes som energikilde.

Figur 42. Stivelse (øverste) og cellulose

3.9 Fedtstoffer og fedtsyrer

Fedstoffer, som også hedder lipider i biokemi, indeholder i almindelighed kulstof (karbon), brint (hydrogen) og ilt (oxygen). Fedtstoffer er meget energirige, ikke vandopløselige stoffer, som bl.a. bruges som oplagringsnæring hos levende organismer og som fysiologiske regulerende stoffer. Fedtstoffer spiller også en væsentlig rolle i opbygningen af levende organismers cellemembraner, hvor membranens struktur og dens semipermeable egenskaber skyldes særlige fedtstoffer. I cellemembranen indeholder lipid-molekylerne fosfor- eller kvælstof (nitrogen) atomer, som bidrager til membranens egenskaber. De fleste fedtstoffer består af fedtsyrer i forskellige forbindelser.

3.9.1 Fedtsyrer

En fedtsyre består af en kulstofkæde, som har en afsluttende karboxyl-gruppe (COOH) (se figur 43.). Fedsyrer omtales ifølge deres kulstofkædelængde:

Kortkædede fedtsyrer < 6 kulstofatomer

Mellemkædede fedtsyrer 6-12 kulstofatomer

Langkædede fedsyrer 13-21 kulstofatomer

Meget langkædede >21 kulstofatomer

De fleste fedtsyrer, der findes i naturen, indeholder et lige antal af kulstofatomer.

Fig. 43 Oliesyre

3.9.2. Glycerider

Den største gruppe fedtstoffer er glyceriderne, som består af glycerol i esterforbindelse med en og op til tre fedtsyrer. For at beskrive antallet af fedtsyrer i en glycerid anvendes følgende beskrivelserne:

Monoglycerid – en fedtsyre forbundet til glycerol

Diglycerid – to fedtsyrer forbundet til glycerol

Triglycerid – tre fedtsyrer forbundet til glycerol (se figur 46.)

3.9.3. Glycerol

Glycerol (også kendt som glycerin) er ikke et fedtstof, men indgår i forbindelse med fedtsyrer og danner fedtstoffer. Det er en sød tyktflydende farveløs væske, og er kemisk set en alkohol med tre hydroxyl-grupper (OH). Molekylet danner ryggen af glycerider og fosfolipider, hvor fedtsyrernes karboxyl-grupper (COOH) indgår i en esterforbindelse med glycerols hydroxyl-grupper (OH), og der frigøres vand i reaktionen (se figur 44. og 45.)

Fig. 44. Glycerol

Fig. 45. Hydroxyl- og karboxyl-gruppe indgår i en esterforbindelse

Fig. 46. en triglycerid

3.9.4. Mættede og umættede fedtsyrer

Når et kulstof har alle sine valente forbindelser forbundet i enkelte forbindelser med andre atomer, er der tale om, at kulstofatomet er mættet. Når en eller flere valente forbindelser indgå i en dobbeltforbindelse, er der tale om, at kulstofatomet er umættet (på engelsk hedder det forholdsvis saturated and unsaturated).

I biokemi anvendes udtrykkene mættede og umættede til at omtale fedtsyrer. Kulstofkæden i fedtsyrer kan indeholde op til flere dobbelte kulstofforbindelser. Når der ér en dobbeltforbindelse i kulstofkæden, er der tale om en mono-umættede fedtsyre. Når der er flere end én dobbeltforbindelse, er der tale om en flere-umættede fedtsyre (på engelsk hedder det poly-unsaturated).

Fedtstoffer kan være på fast eller flydende form ved stuetemperatur, er det flydende, omtales fedtstoffet som en olie. Smeltepunktet for et fedtstof afgøres af forholdet mellem mættede og umættede kulstofforbindelse i fedtsyrekæderne, samt længden af fedtsyrekæderne.

3.9.5. Fosfolipider

Fosfolipider er diglyceridmolekyler, hvor der findes en esterforbundet fosfat-gruppe ved glycerolens sidste kulstofatom, samt et andet simpelt organisk molekyle forbundet til fosfat-gruppen. Fosfolipider indgår i cellemembraner og har meget særlige egenskaber i kraft af deres indehold af fedtsyrer og fosfat. Fedtsyrerne er ikke opløselige i vand og er derfor hydrofobe, som betyder vandskyende (det kan også kaldes lipofilt, som betyder fedtelskende). Fosfat-gruppen er hydrofil, som betyder at de er vandelskende – samtidige kan de selvfølgelig også beskrives som lipofobe. Denne karakteristik udnyttes i dannelse af cellemembraner i organismernes vandige miljø, hvor der opbygges en membran bestående af to lag af fosfolipider. De hydrofobe fedtsyrer samler sig sammen væk fra vandet og fosfat-grupperne kommer til at danne en hydrofil indre og ydre membran-overflade. Se figur 47.

Fig. 47. Fosfolipid og fosfolipid-membran

3.9.6. Steroider

Steroider er særlige typer af fedtstoffer, som alle sammen er baseret på et kulstofmolekyleskelet, som hedder et steroidskelet (se figur 48.). Steroidskeletstrukturen er meget udbredt i naturen og findes hos dyr såvel som i planter og svampe. Der er mange forskellige typer af steroider, og deres kemisk karakteristikker er afhængige af de funktionelle grupper, som er forbundet til skeletstrukturen.

Steroider kan opdeles i flere undergrupper:

Kolesterol (se fig. 49.) – dannes i alle celler og er indbygget i cellemembranstrukturer hos dyr og sikrer membranens permeabilitet over for visse stoffer.

Steroide hormoner – f.eks. kortisol og sexhormonerne østrodiol og testosteron, som er dannet ud fra kolesterol i kirtelceller hos dyr.

Galdesyrer – dannes i leverceller og findes i galde. Galdesyre har betydning for lipidfordøjelsen og -optagelsen fra fordøjelsessystemet hos dyr.

Svampe- og Plantesteroider – steroidskeletbaserede stoffer spiller forskellige roller hos planter og svampe, f.eks. vækstregulering, celledannelse, beskyttelse mod insekter og kulde. En del medicinske præparater er udvundet fra plantesteroider, f.eks. digoxin (en hjertemedicin) og diosgenin, som anvendes i produktionen af bl.a. kortisonpræparater.

Fig. 48. Steroidskelettet

Fig. 49. Kolesterol

3.10 Stereokemi og nummerering af store molekyler i biokemi

Stereokemi handler om molekylernes tredimensionelle form og struktur. I biokemi har molekylets rumlige struktur stor betydning, fordi det kan være en afgørende faktor i forhold til hvordan molekylet interagerer med andre kemisk strukturer. F.eks. er de forskellige enzymer, der nedbryder polysakkariderne, tilpasset polysakkariddernes tredimensionelle form. Ligeledes skal neurotransmitterstoffer og hormoner, der fysisk skal binde sig til receptormolekyler, passe rent mekanisk til receptorstrukturen, ligesom en nøgle i en lås.

Alpha og beta glykosider - Når to molekyler har den samme bruttoformel, men forskellige tredimensionelle strukturer, er der tale om to forskellige isomerer af molekylet. Isomerer stammer fra de to græske ord iso, som betyder samme, og meros, som betyder dele. Alpha og beta glykoside forbindelser er eksampler på, hvordan forbindelser mellem atomerne i et molekyle kan ændre molekylets tredimensionelle struktur, selv om at antallet og typen af atomer i de to forskellige isomerer er ens – samme bruttoformel, men forskellige tredimensionelle strukturer.

Cis og trans kulstof (karbon) dobbeltforbindelser – Kulstof (karbon) dobbeltforbindelser er en anden type almindelig atomforbindelse, som kan have stor betydning for et molekyles tredimensionelle struktur. Disse dobbelte forbindelser er strukturelt set meget rigide, og til forskel fra enkeltbindinger tillader de ikke, at kulstofatomerne roterer i forhold til hinanden. Figur 50. viser hvordan to forskellige strukturelle konfigurationer af en kulstof (karbon) dobbeltforbindelse kan opstå pga. den rigide dobbelte kulstofatomforbindelse.

Fig. 50 Cis og trans forbindelser

I den først stregformel (til venstre) i figur 50 er begge R-grupper på samme plan under kulstoffernes dobbeltforbindelse. Denne slags forbindelse hedder en cis forbindelse – cis betyder på den samme side og referer til, hvordan forbindelsen holder R-grupperne på samme side af de to forbundne kulstofatomer, fordi kulstoffernes dobbeltforbindelse ikke kan rotere. I modsætning viser stregformelen på højre side af fig 50., hvordan kulstoffernes forbindelser opstår således at R-grupperne kommer til at være på to plan forbundet til hinanden tværs over kulstofforbindelsen. Denne slags forbindelse hedder en trans forbindelse. Trans betyder modsæt eller over.

Følgende figurer viser trans og sis isomerer af oliesyre og demonstrerer, hvordan forbindelsen ændrer fedtsyrernes tredimensionelle struktur.

Fig. 51. Oliesyre cis (øverste) og trans form

Spejlbilledeisomeri – Der findes også en anden tredimensionel molekylær karakteristik inden for biokemi, hvor to molekyler med den samme bruttoformel findes som spejlvendte isomerer. For at forstå princippet af denne slags isomeri, kan hænderne bruges som et eksempel. Begge hænder har samme antal fingre med de samme led, der forbinder dem til resten af hånden med en håndflade og håndryg – de har sådan set den samme bruttoformel. Men hænderne opstår i to forskellige spejlvendte tredimensionelle forme, og viser derfor spejlbilledeisomeri.

Glukosemolekylet er et eksempel på et organisk molekyle, som kan opstå i to forskellige spejlvendt forme (se figur 52.).

Fig. 52. Glukose i sin D og L forme

Desværre bruger kemikere flere metoder til at angive forskellige spejlbilledeisomerer. Den mest almindelige angivelse er, at angive molekylet enten som D eller L, men plus (+) og minus (-) er også brugt, især i ældre tekster. Forklaringen, af hvad (+) og hvad (-) er, har udgangspunkt i hvordan stoffet roterer polariseret lys (bogstaverne d og l bliver også anvendt for at beskrive henholdsvist (+) og (-) isomerer). Anvendelsen af store bogstaver, D og L, til at beskrive isomeri på, relaterer det omtalt molekyle til strukturen af et glycraldehyd molekyle. Det er vigtigt at de store bogstaver D og L ikke forveksles med de små bogstaver d og l, når der er tale om isomerer, da de ikke har samme betydning.

Stregformeltegninger kan delvist vise den tredimensionelle struktur ved anvendelse af streger med perspektiv, samt ved at angive forbindelser, der ligger bag papirets plan med stiplede streger. Figur 53. viser en molekylestruktur hvor C og R1 er på samme plan som papiret, R4 er tegnet bag papirets plan og både R2 og R3 er tegnet foran papirets plan. De ringformede molekyletegninger i figurer 40. til 42. anvender denne teknik for at vise molekylets tredimensionelle struktur.

Figur 53. Stregformel med perspektivstreger til at vise molekylets tredimensionelle struktur

Kulstofnummerering og omega fedtsyrer – For at standardisere hvordan komplekse kemiske molekyler er navngivet, anvendes der et standardformat udviklet af organisationen IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry). Med det format er kulstofatomer i kulstofatomkæder nummereret efter nogle bestemte regler. Nummerering af kulstofatomer giver mulighed for at navngivningen kan relaterer forbindelser eller forbindelsestyper til bestemte kulstofatomer i molekylet. Figur 54. viser tryptamin, som er et stof, der findes i nogle plante- og svamparter, sammen med 5-Hydroxytryptamin, som er bl.a. en neurotransmitter der findes hos pattedyr – stoffet hedder også serotonin. Navnet 5-hydroxytryptamin angiver at hydroxyl-gruppen (OH) er forbundet til kulstof nummer 5 på tryptamin-molekylet.

Fig. 54. Tryptamin og 5-hydoxytryptamin

Endnu en metode, som kan anvendes i biokemi for at angive placering af dobbelte forbindelser i fedtsyre kulstofkæder, er ved at beskrive, hvor forbindelsen er med hensyn til placering af carboxyl-gruppen (COOH). Kulstofatomet, som er forbundet til carboxyl-gruppen, angives som

alpha (α), den næste kulstofatom i kæden som beta (β) osv. Det allersidste kulstofatom i kæden er altid omega (ω) kulstofatomet.

Når en fedtsyre navngivet, kan disse angivelser bruges sammen med et tal for at identificere hvilken forbindelse, der er den første dobbeltforbindelse i kulstofkæden. F.eks. i en omega-3 (kan også skrives ω-3) fedtsyre, begynder den først dobbelt forbindelse fra det tredje kulstofatom – talt fra omega (ω) atomet (den sidste atom i kæden). Figur 55. viser en ω-3, en ω-3 og en ω-9 fedtsyre.

Alfalinolensyre – omega-3 fetdtsyre

Arakidonsyre – omega-6 fedtsyre

Oliesyre – omega-9 fetdtsyre

Fig. 55. eksempler på omega-3, -6 og -9 fedtsyrer