06.04.2017 + 13.04.2017

Biochemie I
für Studierende in den Bachelorstudiengängen
Biologie und Molekulare Biotechnologie
“Anything found to be true of E. coli must also be true of elephants”
(Jaques Monod)
1
Themen Biochemie I (SoSe 2017)
Themen
Datum
Lehrbuch Seiten
6.4*/13.4.
1-69
13.4./20.4./27.4.
75-89/96-102
4.5./11.5.
115-151
18.5./1.6./15.6.
189-205/214-223/226-232
5. Kohlenhydrate
22.6./29.6.
243-268
6. Lipide und Biomembranen
6.7./13.7*.
357-377, 385-399
13.7.*
281-290, 297-306
1. Biologische, chemische und physikalische
Grundlagen der Biochemie
2. Aminosäuren und Proteine
3. Strukturen und Faltung von Proteinen
4. Enzyme
7. Nukleinsäuren
* Ersatztermin wird noch bekannt gegeben
 Strukturen und Eigenschaften biologischer
Makromoleküle und Membranen
 Proteine (Struktur, Faltung, Katalyse)
2
Themen Biochemie II (WiSe 2016/17)
 Prinzipien des Stoffwechsels (Metabolismus)
 Stoffwechselwege der Kohlenhydrate, Fette,
Aminosäuren und Nukleinsäuren
3
Lehrbuch
Lehninger - Principles of Biochemistry
Nelson & Cox, 6th edition, Freeman, 2013
ISBN-13: 978-1-4641-0962-1
4
Was müssen Sie tun?
 Regelmäßige, aktive Teilnahme an der Vorlesung
- Stellen und Beantworten von Verständnisfragen
 Regelmäßiges aktives Lesen des Lehrbuchs
- Abgleich mit den Volesungsunterlagen
- kritisches Hinterfragen des eigenen Verständnisses
 Regelmäßige aktive Teilnahme am wöchentlichen
Tutorium: Ulrike Vogel und Lukas Strobel
5
Wie unterstütze ich Sie?
 Alle Folien und Vorlesungsunterlagen zeitnah im Netz
http://www.bcube-dresden.de/research-groups/kroeger/teaching/
 Gesprächszeiten direkt nach der VL oder nach Vereinbarung
Kontakt: [email protected]
 Fragestunde in Plenum 1-2 Wochen vor Klausur
6
1.
Biologische, chemische und physikalische
Grundlagen der Biochemie
7
1.1. Biologische Grundlagen
 Es gibt nur 2 strukturelle Typen biologischer Zellen
prokaryontisch
eukaryontisch
1 Genom (zyklisch)
1 Genom (linear)
+1-2 Genome (zyklisch)
keine Organellen
Organellen
obligate Einzeller
Einzeller (Protisten)
+ Vielzeller
 Es gibt 3 evolutionäre Typen von Organismen:
Bakterien, Archeen
und
Eukaryonten
 Endiosymbiontentheorie (ET): erklärt Entstehung von Mitochondrien und Plastiden
Befunde, welche die ET stützen: Mitochondrien und Plastide haben bakterielle
- Genome (zyklisch)
- Membranben (Cardiolipin)
- Ribosomen (70S)
Noch unklar: wie ist der erste Organelll-freie Ur-Eukaryont entstanden
8
Die Struktur prokaryontischer Zellen
9
Die Struktur eukaryontischer Zellen
10
Funktionen zellulärer Kompartimente
 Zellkern
DNA Synthese und Speicherung; RNA Synthese; Synthese der ribosomalen Untereinheiten
 Mitochondrium
Synthese von ATP; Citrat-Zyklus, β-Oxidation der Fettsäuren; Synthese von Fe-S Enzymen
 Endoplasmatisches Retikulum
Synthese von Transmembranproteinen und sekretorischen Proteinen; Lipidsynthese
 Golgi Apparat
Bildung sekreorischer Vesikel; Glykosylierung von Proteinen
 Lysosom (nur bei Tieren)
Hydrolyse von Proteinen, Nukleinsauren, Polysacchariden, und Lipiden
 Vakuole (nur bei Pflanzen)
Speicher für Proteine, organische und anorganische Ionen, Pigmente;
Abbau von Biomakromolekülen (vgl. Lysosom)
 Peroxisom
Oxidativer Abbau von langkettigen und verzweigten Lipiden, und anderen kleinen
organischen Molekülen
Chloroplast/Plastid (nur bei Pflanzen)
Synthese von Monosacchariden aus CO2 und H2O durch Photosynthese
11
Der Stammbaum des Lebens
Alle existierenden and ausgestorbenen Organisms gehören
zu einer der 3 Domänen des Lebens:
Bacteria, Archea, Eukarya
common ancestor of
all extant organisms
common ancestor of
Archea and Eukarya
12
Die Endosymbionten Theorie
13
1.2.
Chemische Grundlagen
14
1.2. Chemische Grundlagen
 Die Hauptgruppen von Biomolekülen und Herkunft ihrer atomaren Bestandteile:
SO4
Aminosäuren
(C, H, O, N, S)
2-
CO2 N2 O2 H2O
aromatische Basen
(C, H, O, N)
Monosaccharide
(C, H, O)
Fettsäuren und Glycerin
(C, H, O)
PO43-
Nukleotide
Proteine
Nukleinsäuren
Polysaccharide
Phospholipide
Triacylglyceride
Lipide
15
Funktionelle Gruppen von Biomolekülen (I)
(amino group)
(ammonium group)
16
Funktionelle Gruppen von Biomolekülen (II)
17
1.2.1. Wichtigste Typen Chemischer Reaktionen von Biomolekülen
 Säure-Base Reaktionen:
B
A
Base
konjugierte
Base
_
I
_
I
Säure
_
I
H-A
+
H B
+
konjugierte
Säure
Beispiele:
 Reduktions-Oxidationsreaktionen (Redox):
Reduktionsmittel
B
A
Oxidationsmittel
Oxidationsmittel
+
H B
_
I
+
_
I
H A
_
Reduktionsmittel
Beispiel:
18
 Eliminierungs-Additionsreaktionen:
I
I
+
A B
I
X Y
II
I
X Y
A B
Beispiele:
 Substitutionsreaktionen:
A Y
+
H X
I
H Y
I
+
I
I
A X
Beispiel:
19
1.2.2. Säure-Base Gleichgewicht und pH-Wert
 Definition: pH = - lg[H3O+]
- In reinem H2O ist [H+] = [OH-] = 10-7 M (M = mol/l = moll-1)
- Säuren erhöhen [H3O+] → pH Wert der Lösung < 7
- Basen erniedrigen [H3O+] → pH Wert der Lösung > 7
verkürzte Schreibweise:
X
X
HA
_
+ H3O
_
_
_
(z.B. HCl, HNO3):
H-X + H2O
_
_
I
 Definition: starke Säuren dissoziieren vollständig in wäßriger Lösung
+ H
→ pH = -lg[HX]
 Definition: schwache Säuren dissoziieren unvollständig in wäßriger Lösung
A
_
_
_
H-A + H2O
_
+ H3O
_
_
I
(z.B. Essigsäure, H2PO4-, NH4+):
A
HA
+ H
Die schwache Säure ist umso starker je höher das Ausmaß ihrer Dissoziation
_
_
im Gleichgewicht ist, da dann mehr H
vorhanden ist
20
Wie kann man die Stärken von schwachen Säuren quantitativ miteinander
vergleichen?
 Definition: Dissoziationskonstante schwacher Säuren
[H+][A-]
Ks =
[X] : Konzentration der Substanz X
im Gleichgewicht (in M)
[HA]
Nach mathematische Umformung (mit Definition: –lgKs = pKs) folgt:
-lg[H+]
= pH = pKs + lg
[A-]
[HA]
Henderson-Hasselbalch Gleichung
(“Puffergleichung”)
 Lösungen schwacher Säuren (und schwacher Basen) wirken als pH Puffer, d.h.
die Zugabe einer starken Säure oder Base führt nur zur geringen Änderung des
pH Wertes der Lösung.
Grund: Der pH Puffer wandelt die zugegebene starke Säure/Base in eine
schwache Säure/Base um.
21
_
H
+ A
_
I
H-A
_
I
Wie funktionieren pH Puffer?
+B
+ H-X
H-B
+ A
_
dissoziiert nicht, da starke Base;
Verbrauch von HA zur Neutralisation der starken
Base (Störung des HA  H++A- Gleichgewichts)
führt zu verstärkter Reaktion H++A- → HA, aber
neu gebildetes HA dissoziiert wieder teilweise
→ nur geringfügige Verringerung
der H+ Konzentration
I
_
_
Zugabe starker Säure
I
Zugabe starker Base
H-A + X
_
dissoziiert nicht vollständig,
da schwache Säure
→ nur geringfügige Erhöhung
der H+ Konzentration
22
Beispiele:
(a) Änderung des pH Werts von reinem H2O (pH7), nach der Zugabe von 10 mM
HCl (Endkonzentration; Volumenänderung ist vernachlässigbar):
pH = -lg[HCl] = -lg(10-3) = -(-3) = 3
→ der pH Wert verringert sich um 4 Einheiten (104 = 10 000-fach saurer!)
(b) Änderung des pH Werts einer Lösung mit 100 mM Phosphatpuffer pH 7 (60 mM
Na2HPO4 + 40 mM NaH2PO4) nach Zugabe von 10 mM HCl (Endkonzentrationen ;
Volumenänderung ist vernachlässigbar):
- pH Wert des Phosphatpuffers: pH = pKs+ lg
[HPO42-]
[H2PO4-]
= 6,82 + lg
[0,06]
[0,04]
= 6,996 = 7
- nach Zugabe der HCl fällt [HPO42-] auf 50 mM und [H2PO4-] steigt auf 50 mM an
der neue pH Wert beträgt somit pH = 6,82 + lg
[0,05]
[0,05]
= 6,82
→ der pH Wert verringert sich um 0,18 Einheiten (nur 101,8 = 1,5-fach saurer!)
23
Säure-Base Gleichgewichte (I)
24
Säure-Base Gleichgewichte (II)
25
Säure-Base Gleichgewichte (III)
+
26
1.3.
Physikalische Grundlagen
27
1.3.1. Thermodynamik
 Lehre vom Energieumsatz bei Prozessen
 Es können nur solche Prozesse freiwillig ablaufen, bei denen die freie Enthalpe G
(engl. Gibbs free energy) abnimmt:
GEnde – GAnfang = DG < 0
 Für Prozessen, die bei konstantem Druck und konstanter Temperatur stattfinden
(z. B. chemische Reaktionen) gilt: DG = DH - TDS
DH: Änderung der Enthalpie
= Wärmeaustausch zwischen Reaktionsansatz und Umgebung
DH < 0, wenn Reaktionsansatz Wärme an die Umgebung abgibt
DS: Änderung der Entropie
= Änderung des Ordnungsgrades im Reaktionsansatz
DS > 0, wenn Ordnungsgradim Reaktionssansatz abnimmt
T: absolute Temperatur in Kelvin (absoluter Nullpunkt: 0 K = -273,15 °C)
 Prozesse mit DG = 0 sind im thermodynamischen Gleichgewicht, d.h. es existiert
keine thermodynamische Triebkraft für den Ablauf des Prozesses
28
Thermodynamik
29
1.3.1. Thermodynamik
 Bei chemischen Reaktionen gibt die Gleichgewichtskostante K an in welchem
Verhältnis Edukte und Produkte vorliegen nachdem die Reaktion zum Stillstand
gekommen ist (d.h. nachdem thermodynamisches Gleichgewicht erreicht wurde)
aA + bB
[A]a  [B]b
K=
[Y]y  [Z]z
yY + zZ
[A] : Konzentration der Substanz A (in M)
im Gleichgewicht
a, b, y, z: stöchiometrische Koeffizienten
 Die Gleichgewichtskostante einer chemischen Reaktion ist umso größer, je größer
die thermodynamische Triebkraft für die Reaktion ist. Es gilt:
DG = DG°’ + RTlnK
DG°’: freie Enthalpie der Reaktion unter Standardbedingungen, d.h. alle
Reaktanden liegen am Beginn der Reaktion in einer Konzentration for 1 M vor
(Ausnahme: [H+] = 10-7 M) und die Reraktion finndet bei 298,15 K und 1 bar statt;
R: Gaskonstante 8,314 JK-1mol-1
30
 Im Gleichgewicht gilt: DG = 0 = DG°’ + RTlnK → DG°’ = - RTlnK
-DG°’
→
K = e RT
Der methematische Zusammenghang zwischen DG°’ und K ermöglicht
quantitative Vorhersagen über die Ausbeuten chemischer Reaktionen:
A
B
bei 310,15 K (37 oC)
DGo‘ (kJ/mol)
Verhältnis [B] : [A]
-30
113 202
-20
2 340
-10
48
-5
7
0
1
+5
0,14
+10
0,02
+20
0,0004
+30
0,000009
31
1.3.2. Nicht-kovalente Bindungen
sind 5-100-fach schwächer als kovalente Bindungen:
32
 Molekulare Dipole (Partialladungen) entstehen durch Ungleichverteilung der
Bindungselektronen innerhalb der Moleküls aufgrund unterschiedlicher
Elektronegativitäten der an der Bindung beteiligten Atome
H<P<C<S<N<O
Elektronegativität des Atoms
 Typische molekulare Dipole in Biomolekülen:
-O-H
C-O-
C=O
N-H
C-N
C=N-
-S-H
C-S-
C=S
_
d_ d_
_
d_ d_
_
d_ d_
33
Wechselwirkung von
permanentem Dipol
mit
permanentem Dipol
permantetem Dipol
mit
induziertem Dipol
induziertem Dipol
mit
induziertem Dipol
(London Dispersionswechselwirkungen)
34
 Wasserstoffbrückenbindung: besonders starke Dipol-Dipol Wechselwirkung
zwischen funktionellen Gruppen, die H-Atome enthalten
1,20 Å
1,52 Å
H
1,77 Å
O
2,72 Å
0,96 Å
Van-der-Waals Radius:
Abstand gemessen vom Zentrum eines Atoms,
bis zu dem sich dieses Atom einem anderen
Atom nähern kann, ohne dass sich die
Elektronenorbitale durchdringen
→ Wasserstoffbrückenbindung sind partiell kovalent, da sich die Elektronenorbitale
von H und O (bzw. N oder S) teilweise durchdringen
35
Wassersoffbrückenbindung (I)
Eiswasser
flüssiges Wasser
36
Wassersoffbrückenbindung (II)
zwischen Wasser und anderen Molekülen
alkoholische
OH Gruppen
Aldehyde/Ketone
AmmoniumGruppen
Carboxylate
37
Hydrophobe Interaktion/
Hydrophober Effekt
Die Wasserstruktur an der
Oberfläche des Öltropfen
ist geordnet
Durch die Aggregation der Öltropfchen wird
Gesamtzahl der Wassermoleküle an der
Öltropfenoberflache reduziert
Zunahme der Entropie (DS > 0)
38
2. Aminosäuren und Proteine
39
2.1. Strukturen und Eigenschaften der Aminosäuren
 a-Aminocarbonsäuren = Grundbausteine (Monomere) der Proteine (Polymere)
zwitterionische
“Kopfgruppe”
Seitenkette
Nicht existente
Protonierungsform unter
Protonierungsform
physiologischen pH-Bedingungen
 In allen proteinogenen Aminosäuren ist (AA) außer Glycin ist das a-C Atom
chiral (4 verschiedene Substituenten) und liegt in der L-Form vor
40
Chiralität
 Die Spiegelbilder von Molekülen mit einem asymmetrischen (chiralen) Zentrum
sind nicht deckungsgleich → Stereoisomere
 Stereoisomere mit entgegengesetzter Chiralität an allen asymmetischen Zentren
heißen Enantiomere.
Tetraederstruktur
Projektion auf
“Kettenstruktur”
41
Optische Aktivität
Enantiomere haben identische physikalische und chemische Eigenschaften
Ausnahme : Interaktion mit polarisiertem Licht
→ Die beiden Enantiomere eines Moleküls lenken die Ebene des polarisierten
Lichts um den gleichen Betrag ab, aber in entgegengesetzte Richtungen
42
Proteinogene Aminosäuren (I)
unpolare Seitenketten
43
Proteinogene Aminosäuren (II)
unpolare Seitenketten
44
Proteinogene Aminosäuren (III)
polare, ungeladene Seitenketten
45
Proteinogene Aminosäuren (IV)
polare, geladene Seitenketten
46
 Spezielle Eigenschaften von Prolin:
- Seitenkette R ist mit a-Aminogruppe kovalent verbunden
→ Rotationsbewegung der Seitenkette is stark eingeschränkt
→ a-Aminogruppe ist sekundäres Amin
_
_
H2
R
 Spezielle Eigenschaft von Cystein:
- reversible Redoxreaktionen unter physiologischen Bedingungen
0.5 O2
R-S••H H••S-R
H2O
R-S••S-R
X2
2 X••H
47
 Spezielle Eigenschaft von Tryptophan, Tyrosin und Phenylalanin:
- aromatische Ringsysteme absorbieren Licht im langwelligen UV-Bereich
(UV: l = 10-380 nm, Sichtbarer Bereich: l = 380-780 nm)
Wavelength l (nm)
48
 Prinzip von Lichtabsorptionsmessungen:
d
Io(l)
I(l)
S (e)
monochromatisches
Lösung der licht-
Licht mit Intensität Io
absorbierenden Substanz S
Intensität I des
durchgelassenen Lichts
bei der Wellenläge l
bei der Wellenläge l mit Extinktionskoeffizient e
bei der Wellenläge l
in einer Küvette der Dicke d
- Definition der Lichtabsorption A eines Stoffes bei der Wellenlänge l:
A (l)= lg
Io(l)
I(l)
49
- Lambert-Beer Gesetz: beschreibt den Zusammenhang der Absorption von
monochromatischem Licht durch die Lösung der Substanz S.
A (l) = es(l)  cs d
Extinktionskoeffizient
Konzentration der
der Substanz S
Substanz S
bei der Wellenläge l
In der Lösung
- Absorption ist additiv: für eine Lösung, die verschiedene absorbierende
Moleküle (A, B, C) enthält oder für ein Molekül, das verschiedene absorbierende
Gruppen (A, B, C) enthält, gilt
A = (eA  cA + eA  cA + eA  cA)  d
50