Kjemi, biokjemi og cellebiologi utdrag by Fagbokforlaget

Kjemi, biokjemi og cellebiologi inngår i Fagbokforlagets «kortlest»-serie i naturvitenskapelige emner for sykepleiestudenter.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Brynjar Foss er utdannet biolog med doktorgrad innen human fysiologi ved Universitetet i Bergen. Han ble professor ved Universitetet i Stavanger (UiS) i 2014 der han underviste i de naturvitenskapelige fagene for sykepleiestudenter i bachelorutdanningen. Frem til 2015 medvirket Foss i utviklingen av en rekke digitale læremidler ved UiS, inkludert e-kompendium, spill, MOOC og ulike typer videoforelesninger. Siden 2016 har han jobbet med digitale læremidler og kursutvikling i det private næringslivet.

Brynjar Foss

Kjemi, biokjemi og cellebiologi er en innføringsbok for de naturvitenskapelige fagene i bachelorutdanningen i sykepleie. Grunnleggende kunnskap om kjemi er viktig for bedre forståelse av fag som fysiologi, biokjemi, sykdomslære og farmakologi. Teksten er kort og konsis med gode illustrasjoner. Studenten vil ha utbytte av boken gjennom hele studiet, og den vil også hjelpe leseren til å bestå den nasjonale deleksamen i anatomi, fysiologi og biokjemi.

Brynjar Foss

KJEMI, BIOKJEMI OG CELLEBIOLOGI En innføring

ISBN 978-82-450-1954-4

,!7II2E5-abjfee!

KJEMI, BIOKJEMI OG CELLEBIOLOGI

Brynjar Foss

KJEMI, BIOKJEMI OG CELLEBIOLOGI En innføring

Copyright © 2017 by Vigmostad & Bjørke AS All Rights Reserved ISBN: 978-82-450-1954-4 Grafisk produksjon: John Grieg, Bergen Omslagsdesign ved forlaget Omslagsfoto: © Shutterstock/Wire_man De øvrige illustrasjoner av Hanna Wąż Illustrasjoner på side 101, 106 og 107 av Jeanette Engqvist – illumedic Andre bøker i serien: Hjertet og sirkulasjonssystemet

Spørsmål om denne boken kan rettes til: Fagbokforlaget Kanalveien 51 5068 Bergen Tlf.: 55 38 88 00 Faks: 55 38 88 01 e-post: fagbokforlaget@fagbokforlaget.no www.fagbokforlaget.no

Materialet er vernet etter åndsverkloven. Uten uttrykkelig samtykke er eksemplarfremstilling bare tillatt når det er hjemlet i lov eller avtale med Kopinor.

Innholdsfortegnelse Innledning ...............................................................................7 Grunnleggende kjemi ...........................................................11 Grunnstoffene og periodesystemet ....................................................................... 12 Atommodellen .............................................................................................................. 14 Kjemiske bindinger ..................................................................................................... 28 Molekyler ........................................................................................................................ 44 Kjemiske reaksjoner ................................................................................................... 46 Syrer, baser og pH ........................................................................................................ 51 Stoffmengde (mol) ...................................................................................................... 56

Biokjemi .................................................................................61 Karbohydrater .............................................................................................................. 62 Proteiner......................................................................................................................... 70 Lipider ............................................................................................................................. 81 Nukleinsyrene ............................................................................................................... 88 Adenosintrifosfat (ATP) ............................................................................................ 95

Cellebiologi ...........................................................................99 Introduksjon til cellen..............................................................................................100 Cellemembranen .......................................................................................................103 Cytoplasma og organeller .......................................................................................111 Cellekjernen (nukleus).............................................................................................113 Proteinsyntesen .........................................................................................................116 Celledelinger ...............................................................................................................123 Energiomsetningen iÂ cellene â&#x20AC;&#x201C; en oversikt .......................................................132

Innholdsfortegnelse

Sentrale oppgaver ...............................................................137 Kapittel 1 ......................................................................................................................137 Kapittel 2 ......................................................................................................................138 Kapittel 3 ......................................................................................................................139

Stikkordregister ..................................................................141

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Innledning Denne boken er en introduksjonsbok for de naturvitenskapelige fagene tilhørende sykepleieutdanningen og andre helsefaglige utdanninger. Erfaring viser at mange studenter i disse utdanningene ikke har lest kjemi i videregående skole. Utgangspunktet for boken er å dekke det faglige behovet innen kjemi for å lese biologiske fag som fysiologi, sykdomslære og farmakologi. Boken dekker derfor bare den mest relevante kjemiske tematikken for å lese disse fagene, og kan på ingen måte erstatte kjemifaget i videregående skole. Temaene som dekkes i boken, er likevel tilstrekkelige og dekker det faglige gapet hos mange studenter før de begynner på helsefaglige utdanninger ved høyskole og universitet. Boken inneholder også en lettfattelig introduksjon til fagene biokjemi og cellebiologi, og vil for mange helsefaglige utdanninger være dekkende for det man skal kunne ved endt utdanning. I så måte vil den, i tillegg til å fungere som en introduksjonsbok, også dekke deler av aktuelt pensum. En av hovedtankene med denne utgivelsen er å begrense mengden ord og i større grad beskrive de ulike emnene illustrativt. Boken har derfor en rekke illustrasjoner som skal hjelpe leseren å forstå og huske.

Innledning

Tannkremen din inneholder etter all sannsynlighet fluor.

Såpene det reklameres for på TV, har en eller annen pH-verdi, til beste for deg.

Glasset i kjøkkenskapet ditt inneholder silisiumdioksid. Luften rundt deg er en blanding av flere gasser, bl.a. oksygengass og nitrogengass, og papiret i denne boken består av cellulose, som er bygd opp av det samme sukkeret som sjokoladen i butikken.

Dette er kjemi!

Kapittel 1

Grunnleggende kjemi Kjemi er læren om oppbygning og funksjon til naturens byggesteiner – grunnstoffene.

Utdanningen du nå har startet på eller skal i gang med, handler nok i liten grad om kjemi. Men utdanningen din vil inneholde noen biologiske fag som kroppens normale funksjon, fysiologi, og kanskje sykdomslære, farmakologi og gjerne klinikk i tillegg. I disse fagene er det avgjørende at du som student og fremtidig fagperson kjenner til en del kjemisk terminologi og prinsipper. Du må vite hva natriumklorid er, og du må kunne skille natrium fra kalium. Du bør har god kjennskap til hvilken rolle natrium, kalium og kalsium har for hjertets og nervesystemet funksjon. Innom tematikken ernæring vil du komme inn på matvarenes elementer, som karbohydrater, fett og proteiner, men også grunnstoffene jern og magnesium. Innen temaet respirasjon – altså det å puste – kommer du åpenbart inn på tekster om oksygengass og karbondioksidgass, og skal du jobbe som sykepleier, må du kunne noe om kroppens syre- og baseforhold, altså pH, og dens regulering. Alt dette tar utgangspunkt i grunnleggende kjemi. Selv om du i dine studier ikke nødvendigvis trenger inngående kunnskap om alle slike detaljer, er det likevel en stor fordel å ha en grunnleggende forståelse av de mest elementære temaene i kjemien. Det vil gjøre studiene i fysiologi, sykdomslære og farmakologi enklere

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

og mer logisk, og vil bedre din faglige forståelse av disse emnene. I avsnittet over ble natrium, kalium, kalsium og oksygen nevnt. Alle disse er grunnstoffer; de er en del av naturens byggesteiner.

Grunnstoffene og periodesystemet Naturen – slik vi kjenner den – består av 92 ulike grunnstoffer. Det vil si 92 ulike byggesteiner. Dette innebærer at alt vi ser rundt oss, inkludert oss selv, er en blanding av noen av disse 92 grunnstoffene. Det meste består av mye færre grunnstoffer enn 92. Mange av de 92 grunnstoffene forekommer i svært små mengder i en del biologisk materiale, som oss selv, eller ikke i hele tatt. Alle grunnstoffene systematiseres i det vi kaller for periodesystemet eller periodesystemet (se tabell 1). Periodesystemet kan ved første øyekast virke rotete og ulogisk. Her gis en kort introduksjon som vil vise at systemets oppbygning har noen logiske momenter som vil hjelpe oss å forstå hvordan en del grunnstoffer oppfører seg. En liten digresjon: Ideen om naturens byggesteiner eller elementer kjenner vi helt tilbake til de første naturfilosofene, fra ca. 600 år f.Kr. Det var i midlertid i siste halvdel av 1800-tallet at periodesystemet begynte å ta form, da kjemikeren Mendelejev lagde den første kjente skissen. Han blir av denne grunn regnet som opphavsmannen til periodesystemet.

Alle grunnstoff er gitt et symbol og et nummer i periodesystemet (se tabell 1): •

•

Symbolet er én, to eller tre bokstaver som viser til navnet på det aktuelle grunnstoffet. For eksempel har grunnstoffet hydrogen fått symbolet H, og grunnstoffet oksygen har fått symbolet O. Nummeret de ulike grunnstoffene er tildelt, kaller vi

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

atomnummer. For eksempel har hydrogen (H) fått tildelt atomnummer 1, oksygen (O) atomnummer 8 og nitrogen (N) atomnummer 7. Når vi studerer periodesystemet, finner vi hydrogen (H) med atomnummer 1 oppe til venstre i tabellen, øverst i første kolonne, det vi kaller gruppe I. Grunnstoffet helium (He), som er gassen som brukes for eksempel i heliumballonger, har atomnummer 2 og er plassert øverst til høyre i periodesystemet. He tilhører gruppe VIII. Både hydrogen og helium ligger i samme horisontale rekke, det vi kaller periode 1. Grupper I

VIII 1

Li Be

119

120

Na Mg Perioder

III

IV 5

Al Si

K Ca Sc Ti

N P

VI VII 7

F Ne

Cl Ar

V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 23

104

105

106

107

108

109

110

111

112

113

114

115

116

117

118

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te

Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og Uue Ubn

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 58

100

101

102

103

Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Tabell 1

Periodesystemet. Kjente grunnstoff og deres symbol og atomnummer

Tabellen gir en oversikt over de ulike grunnstoffene. Grunnstoffene er systematisert i perioder (vannrette rekker) og grupper (kolonner). Plasseringen til de ulike grunnstoffene er bestemt av atomnummeret, hvor mange skall de har til elektronene, og hvor mange elektroner de har i det ytterste skallet. Atomnummeret er bestem av det antall protoner grunnstoffet har i kjernen. Grunnstoffene i periode 2 har to elektronskall med elektroner, og grunnstoff i samme gruppe har like mange elektroner i sitt ytterste skall.

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

Grunnstoffet karbon (C) har atomnummer 6 og er plassert i gruppe IV. Nitrogen (N) med atomnummer 7 ligger i gruppe V. Oksygen (O) med atomnummer 8 finner vi gruppe VI. Grunnstoffet fluor (F) har atomnummer 9 og ligger i gruppe VII. Det karbon, oksygen, nitrogen og fluor har til felles, er at de alle ligger i periode 2 i periodesystemet. Grunnstoff som tilhører samme gruppe, har noe til felles, og de som tilhører samme periode, har også noe til felles. Men for at dette skal bli enkelt å forstå, må vi kjenne grunnstoffenes oppbygning, den såkalte atommodellen. Først da blir periodesystemet mer logisk.

Atommodellen En gullring inneholder ikke bare grunnstoffet gull (Au). Rent gull, altså kun grunnstoffet gull, er så mykt at det ikke ville egnet seg til en ring. Derfor har man tilsatt andre grunnstoffer til gullet for å gjøre det hardere, slik som kobber (Cu) og jern (Fe). Cu og Fe er eksempler på grunnstoffer som også er metaller. Blanding av ulike metaller kaller vi en legering. En gullring er en legering. Men dersom man tenker seg en ren gullklump, består denne gullklumpen kun av gullatomer. Ethvert rent grunnstoff består av identiske atomer av dette grunnstoffet.

Rent gull består altså utelukkende av gullatomer. Rent aluminium består kun av aluminiumatomer, og rent karbon, som i diamant, består kun av karbonatomer. Det er de ulike grunnstoffenes atomoppbygning som avgjør grunnstoffenes plassering i periodesystemet. Men enda viktigere: Det er atomoppbygningen som bestemmer egenskapene til et hvert grunnstoff. Med egenskaper

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

mener vi for eksempel med hvilke andre atomer et gitt atom kan binde seg. Det er altså vesentlig å kjenne til hvordan atomene er bygd opp, for å se logikken i periodesystemet og for å forstå hvorfor ulike atomer binder andre atomer. Dette er fundamentet for å lage kjemiske stoffer som fett, proteiner, plast og alt annet rundt oss. Før vi beskriver atomers oppbygning og noen tilhørende egenskaper, er det viktig å presisere at atommodellene som presenteres her, ikke er annet enn modeller. Det er en forenkling for å forstå virkeligheten. Det eksisterer flere ulike modeller av atomers oppbygning. Her beskrives den enkleste modellen som forklarer de mest grunnleggende egenskapene ved grunnstoffer og atomer. En liten digresjon: Tenkningen om atomers eksistens ble slik vi kjenner historien, første gang lansert bl.a. av naturfilosofen Demokrit (f. ca. 460 år f.Kr). Demokrit innførte begrepet «atomos», som betyr udelelig. I dag vet vi at atomer kan deles opp i flere mindre partikler. Men Demokrit var unektelig inne på noe!

Ethvert atom (se figur 1.1) består av: • •

En kjerne som inneholder det vi kaller protoner og nøytroner (med symbolene p+ og n0) Elektroner (med symbolet e–) som kretser rundt kjernen i ett eller flere elektronskall

Protonene i kjernen er positivt ladd (derfor p+). Elektronene er negativt ladd (derfor e–). Protonene vil derfor – elektrisk – trekke på elektronene som kretser rundt kjernen, og slik holde elektronene på plass. Samtlige grunnstoffer har atomer med et unikt antall protoner i kjernen. Det er antall protoner i kjernen som gir et

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

gitt grunnstoff sitt atomnummer. Av dette forstår vi at grunnstoffet hydrogen med atomnummer 1 består av atomer med bare ett proton i sin kjerne. Grunnstoffet oksygen med atomnummer 8 består av atomer med åtte protoner i sin kjerne. Når det gjelder nøytroner, er antallet ofte det samme som antall protoner, men det kan variere. I denne sammenhengen har det liten eller ingen betydning, så nøytronene omtales ikke nærmere. For et gitt grunnstoff har vi like mange elektroner som det er protoner i kjernen til det aktuelle atomet. elektroner (e–) nøytroner (n0) protoner (p+)

kjerne elektronskall

Figur 1.1

Atommodellen

Figuren illustrerer hvordan vi kan se for oss grunnstoffenes oppbygning. De har en kjerne som inneholder protoner og nøytroner, og de har ett eller flere elektronskall med elektroner. Disse elektronene beveger seg rundt kjernen i sine gitte skall.

Oppsummert: Atomene i grunnstoffet hydrogen har ett proton i kjernen, og samtidig ett elektron kretsende rundt denne kjernen

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

(se figur 1.2). På samme måte har atomene i grunnstoffet nitrogen, med atomnummer 7, syv protoner i kjernen og syv elektroner kretsende rundt kjernen (se figur 1.3). Nå kan man gjerne undres hvorfor atomnummeret til et gitt grunnstoff gjenspeiler kun antall protoner, og ikke antall elektroner. Som vi skal komme tilbake til etter hvert, vil en god del grunnstoffer i naturen ikke «ønske» å ha sitt opprinnelige antall elektroner. De vil gi fra seg eller ta elektroner fra andre atomer. Dermed er det kun antall protoner som er konstant, og er derfor utgangspunktet for atomnummeret. proton (p+) elektron (e–)

Figur 1.2

Grunnstoffet hydrogen (H)

Atomet til grunnstoffet hydrogen (H) har ett proton (p+) i kjernen og ett elektron (e–) kretsende rundt kjernen. Når det gjelder antall nøytroner (n0), kan antallet variere, og de er ikke med på figuren.

Hos grunnstoffer med mer enn to elektroner vil elektronene som kretser rundt atomkjernen, fordele seg i ulike elektronskall (se figur 1.4). Årsaken er at de ulike elektronskallene har plass til bare et gitt antall elektroner. I det innerste skallet – altså den banen elektroner beveger seg i nærmest kjernen – er det bare

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

plass til to elektroner. Dette innerste elektronskallet kaller vi K-skallet. I skallet utenfor – L-skallet – er det plass til åtte elektroner. I det tredje skallet – M-skallet – er det også plass til åtte elektroner. Utenfor M-skallet finner vi N-skallet, deretter O-skallet og P-skallet (se figur 1.4). Elektronene i de innerste skallene ligger mye nærmere kjernen enn elektronene som ligger i elektronskall lenger ut. Derfor vil et atom med høyt atomnummer og mange elektronskall ha relativt «vanskeligere» for å holde på sine elektroner enn de mindre atomene med ett eller få elektronskall.

elektroner (e–)

nøytroner (n0) protoner (p+)

Figur 1.3

Grunnstoffet nitrogen (N)

Atomet til grunnstoffet nitrogen har syv protoner (p+) og nøytroner (n0) i kjernen og syv elektroner (e–) kretsende rundt kjernen.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

K L M N O P

Figur 1.4

Elektronskall

Hos grunnstoffer med mer enn to elektroner vil elektronene som kretser rundt atomkjernen, befinne seg iÂ ulike elektronskall. Det innerste skallet kalles K-skallet. Her er det plass til to elektroner. Skallet utenfor kalles L-skallet, og her er det plass til ĂĽtte elektroner. Utenfor L-skallet har vi M-skallet og sĂĽ N-skallet.

KapittelÂ 1: Grunnleggende kjemi

Atomers oppbygning Hydrogen Hydrogen (H) har atomnummer 1 (se figur 1.5). Dette viser til at atomet til hydrogen har ett proton i kjernen, men også ett elektron rundt. Dette elektronet vi ligge i K-skallet. Men merk, K-skallet har plass til ett elektron til. Det er altså ikke fullt. Grunnen til at hydrogen er plassert i gruppe I i periodesystemet (se tabell 1), er at det har ett elektron i sitt ytterste skall. Grunnen til at hydrogen er plassert i øverste rekke – periode 1 – er at hydrogen har elektroner kun i det første skallet, K-skallet. K-skallet proton (p+) elektron (e–)

Figur 1.5

Hydrogenatomet (H)

Hydrogenatomet har ett proton i kjernen og ett elektron kretsende rundt kjernen i K-skallet.

Helium Helium (He) har atomnummer 2 fordi det har to protoner i kjernen (se figur 1.6). Helium ligger i periode 1 fordi det har

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

elektroner kun i det første skallet (K-skallet). Men helium er plassert i gruppe VIII. Grunnen til det er at helium, i likhet med alle andre grunnstoffer som er oppført i gruppe VIII, har fylt opp sitt ytterste elektronskall. Altså, alle grunnstoffer som er plassert i gruppe VIII, har det til felles at de har fylt opp sitt ytterste elektronskall.

K-skallet protoner (p+)

elektroner (e–)

nøytroner (n0)

Figur 1.6

Heliumatomet (He)

Heliumatomet har to protoner og to nøytroner i kjernen og to elektroner kretsende rundt kjernen i K-skallet.

Karbon Karbon har atomnummer 6, det har seks protoner i kjernen. Karbon har videre seks elektroner som er fordelt på to elektronskall, K-skallet og L-skallet (se figur 1.7). K-skallet er fylt opp med to elektroner, og de fire siste er dermed plassert

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

i L-skallet. Karbon er plassert i periode 2 i periodesystemet fordi karbon har elektroner fordelt på to skall. Videre ligger karbon i gruppe IV fordi karbon har fire elektroner i sitt ytterste skall. elektroner (e–) nøytroner (n0) protoner (p+)

L-skallet K-skallet

Figur 1.7

Karbonatomet (C)

Karbonatomet har seks protoner og seks nøytroner i kjernen og seks elektroner kretsende rundt kjernen. To av disse elektronene ligger i K-skallet, og fire ligger i skallet utenfor, i L-skallet.

Oksygen Oksygen har atomnummer 8 fordi oksygenatomene har åtte protoner i sin kjerne (se figur 1.8). Tilsvarende vet vi da at oksygen har åtte elektroner som er fordelt på to skall, det innerste (K-skallet) og det nest innerste (L-skallet). Oksygenatomene har to elektroner i K-skallet, og de siste seks elektronene i L-skallet.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Vi forstår da at oksygen er plassert i gruppe VI fordi det har seks elektroner i sitt ytterste skall. Ettersom elektronene er fordelt på de to innerste skallene, forstår vi også at oksygen ligger i periode 2 i periodesystemet. Merk! Som en konsekvens av at oksygen har seks elektroner i sitt ytterste skall, altså L-skallet som har plass til åtte elektroner, har ikke oksygen fått fylt opp sitt ytterste elektronskall. nøytroner (n0) protoner (p+)

elektroner (e–)

L-skallet K-skallet

Figur 1.8

Oksygenatomet (O)

Oksygenatomet har åtte protoner og åtte nøytroner i kjernen og åtte elektroner kretsende rundt kjernen. To av disse elektronene ligger i K-skallet, og seks ligger i skallet utenfor, i L-skallet.

Neon og de andre edelgassene Neon har atomnummer 10 (se figur 1.9) – ti protoner i kjernen, og dermed også ti elektroner totalt. De ti elektronene er fordelt på K-skallet og L-skallet. K-skallet er fylt opp med to elektroner, og de åtte siste er plassert i L-skallet. Derfor ligger

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

dette grunnstoffet plassert i periode 2 i periodesystemet (elektroner i to skall) og i gruppe VIII (åtte elektroner i sitt ytterste skall). Merk! Grunnstoffer med åtte elektroner i sitt ytterste skall er svært stabile. Det betyr at de normalt ikke reagerer med andre stoffer. De binder seg ikke til andre atomer. Dette kommer vi tilbake til. Det samme gjelder for helium. Helium har vel og merke ikke åtte elektroner i sitt ytterste skall, men helium har fylt opp sitt ytterste skall, akkurat som neon og de andre grunnstoffene i gruppe VIII, inkludert argon (Ar), krypton (Kr) og xenon (Xe). Disse gassene i kolonne VIII kalles edelgasser (se tabell 1).

nøytroner (n0) protoner (p+)

elektroner (e–)

L-skallet K-skallet

Figur 1.9

Neonatomet (Ne)

Atomet til neon har ti protoner og ti nøytroner i kjernen og ti elektroner kretsende rundt kjernen. To av disse elektronene ligger i K-skallet, og de åtte siste ligger i skallet utenfor, i L-skallet. Merk at her er både K- og L-skallet fylt opp. Det er ikke plass til flere elektroner i disse skallene. Grunnstoffer som har flere enn ti elektroner, må derfor plassere ett eller flere av disse elektronene i neste skall.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Natrium, kalium og kalsium Natrium (Na) har atomnummer 11 og er plassert i gruppe I i tredje periode i periodesystemet. Av det leser vi at natrium har de elleve elektronene sine fordelt på tre elektronskall, M-skallet i tillegg til K- og L-skallet, men at det bare har ett elektron i det ytterste skallet (M-skallet) (se figur 1.10). Kalium (K) som har atomnummer 19, har svært mange likhetstrekk med natrium, men med det unntak at kalium har sine elektroner fordelt på fire elektronskall, hvorav ett i det ytterste skallet, som er N-skallet (se figur 1.11). Kalsium (Ca), med atomnummer 20, har også sine elektroner fordelt på fire skall, men har to elektroner i det ytterste skallet og er derfor plassert i gruppe II (se figur 1.12). K-skallet elektroner (e–)

L-skallet M-skallet

nøytroner (n0) protoner (p+)

Figur 1.10 Natriumatomet (Na) Atomet til natrium har elleve protoner og elleve nøytroner i kjernen. Kretsende rundt kjernen finner vi elleve elektroner. To av elektronene ligger i K-skallet, åtte elektroner ligger i L-skallet, og ett elektron ligger i det ytterste skallet, som her er M-skallet.

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

elektroner (e–)

K-skallet L-skallet M-skallet N-skallet

nøytroner (n0) protoner (p+)

Figur 1.11

Kaliumatomet (K)

Atomet til grunnstoffet kalium har 19 protoner og 19 nøytroner i kjernen. Kretsende rundt kjernen har kalium 19 elektroner. To av elektronene ligger i K-skallet, åtte ligger i L-skallet, åtte ligger i M-skallet, og ett elektron ligger i det ytterste skallet, som her er N-skallet.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

elektroner (e–)

K-skallet L-skallet M-skallet N-skallet

nøytroner (n0) protoner (p+)

Figur 1.12 Kalsiumatomet (Ca) Atomet til grunnstoffet kalsium har 20 protoner og 20 nøytroner i kjernen, og rundt kjernen kretser 20 elektroner. To av elektronene ligger i K-skallet, åtte ligger i L-skallet, åtte ligger i M-skallet, og to elektroner ligger i N-skallet. Kalsiumatomene har altså to elektroner i sitt ytterste skall, det vi kaller valenselektroner.

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

Oktettregelen (åtteregelen) Det er elektronene i det ytterste skallet – det vi kaller valenselektroner – til de ulike grunnstoffene som er avgjørende for grunnstoffets kjemiske egenskaper. Videre er det slik at ethvert atom «søker» å bli stabilt. Det vil i praksis si at de «søker» å få fylt opp sitt ytterste elektronskall med elektroner, slik edelgassene har. Vi sier gjerne at atomer søker å oppnå edelgasstruktur. Det oppnår de når de får åtte elektroner i sitt ytterste skall. Hvis de lykkes med det, blir de stabile som edelgasser. Oktettregelen (oktett = åtte) – at alle atomer søker å få åtte elektroner i sitt ytterste skall.

Det å oppnå edelgasstruktur kan gjøres på to måter. Enten vil et atom forsøke å gi fra seg valenselektroner slik at det står igjen med det ytterste elektronskallet fylt, eller det forsøker å ta elektroner fra andre atomer og slik fylle opp sitt eksisterende ytterste elektronskall, og derigjennom oppnå edelgasstruktur. Dette er fundamentet for at ulike grunnstoffer eller atomer tiltrekker og binder hverandre. Det å oppnå edelgasstruktur eller oppfylle oktettregelen er altså utgangspunktet for kjemiske bindinger.

Kjemiske bindinger Med kjemiske bindinger mener vi ulike former for tiltrekninger mellom like eller ulike atomer som medfører at disse atomene holder på og ikke slipper «taket» i hverandre. Utgangspunktet for dette er alltid å oppfylle oktettregelen, altså å få det ytterste elektronskallet fylt opp med åtte elektroner. De kjemiske bindingene er dermed utgangspunktet for dannelse av molekyler. Molekyler er en ansamling av to eller flere (svært mange) atomer, der atomene binder hverandre.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

M-skallet

Figur 1.13 Natriumatomets elektronfordeling Atomet til natrium har elleve protoner og elleve nøytroner i kjernen. Rundt kjernen finner vi elleve elektroner. To av elektronene ligger i K-skallet, åtte i L-skallet, og ett elektron ligger i det ytterste skallet, som her er M-skallet. Natriumatomet har ett valenselektron som ligger i M-skallet.

Ionebindinger Ionebindinger dannes i all hovedsak gjennom at grunnstoffer i gruppe I og II binder seg til grunnstoffer i gruppe VII (se tabell 1). Det er flere grunner til at det skjer. Under følger en enkel beskrivelse for å forstå hva ionebindinger er. Som grunnstoff har natrium i alt elleve elektroner. To av disse ligger i K-skallet, de neste åtte elektronene ligger i L-skallet, og det siste elektronet ligger i M-skallet, det tredje og ytterste skallet til natrium (se figur 1.13). Kjernen til natrium består av elleve protoner. Disse protonene, selv om de er mange, har begrenset tiltrekningskraft for å holde på det ene elektronet i de tredje skallet – valenselektronet. Avstanden ut er relativ stor. Dermed står natrium fysisk sett overfor to utfordringer. Vil natrium fange

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

opp syv elektroner for å fylle opp sitt ytterste skall, eller vil det bare avgi det ene elektronet det har i dette skallet, for å oppnå edelgasstruktur med fullt L-skall ytterst? Uten å gå inn på de fysiske detaljene her, vil det være mest energibesparende for natrium å avgi ett elektron for å få oppfylt oktettregelen. Dette forutsetter vel å merke at natrium har noen å gi dette ene elektronet til. I naturen har det det. Dermed vil natrium med atomnummer 11 så fort det er mulig, avgi ett elektron til hvem som helst som kan ta det. Konsekvensen av dette er at natrium ikke lenger har elleve elektroner, men ti (se figur 1.14). Altså får natrium ett proton mer enn det har elektroner. Følgelig blir dette ene natriumatomet nå positivt ladd, med en pluss mer enn minus. Vi skriver: Na → Na+ + e–

Na+

Figur 1.14 Dannelsen av et natriumion Et natriumatom vil lett avgi sitt ytterste elektron, sitt valenselektron, til hvem som helst som kan ta imot det. Når det skjer, har natrium kun ti elektroner igjen, men fortsatt elleve protoner. Natriumionet har én plussladning mer enn minusladninger, og blir derfor et positivt ladd atom, et natriumion. Vi skriver Na+.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Et ladd atom kaller vi et ion.

Na+ er med andre ord et natriumion. På ioneform har natrium alltid én plussladning i overskudd. Vi skriver derfor alltid Na+. M-skallet

ledig plass

Figur 1.15 Kloratomet (Cl) Atomet til klor har 17 protoner og 17 nøytroner i kjernen. Rundt kjernen finner vi 17 elektroner. To av elektronene ligger i K-skallet, åtte i L-skallet, og syv elektroner ligger i det ytterste skallet, som her er M-skallet. Kloratomene har dermed syv valenselektroner, som ligger i M-skallet.

Klor (Cl) har atomnummer 17 og har følgelig 17 protoner i kjernen og 17 elektroner fordelt i sine elektronskall på følgende vis: To elektroner befinner seg i K-skallet, åtte i L-skallet, og de siste syv i M-skallet (se figur 1.15). Med andre ord har klor syv elektroner i sitt ytterste skall og mangler derfor bare ett elektron for å oppnå oktettregelen. Merk følgende detalj: I likhet med natrium har klor alle sine elektroner fordelt på de tre innerste skallene, men kjernen til klor med sine 17 protoner er betydelig større enn natrium sin kjerne med 11 protoner. Dette medfører at klor har større evne til å trekke eller holde på sine valenselektroner enn

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

natrium har på sitt ene opprinnelige valenselektron. Derfor, i valget mellom å gi fra seg syv elektroner eller å søke å «fange» eller «stjele» ett elektron fra andre, vil klor velge det siste. Når et kloratom gjør det, får det ett elektron mer enn det har protoner, og blir følgelig negativt ladd, et klorion (se figur 1.16). Vi skriver: Cl + e– → Cl–

Cl-

Figur 1.16 Dannelsen av et klorion Et kloratom har syv elektroner i det ytterste skallet og trenger bare ett ekstra for å oppfylle oktettregelen. I stedet for å avgi disse syv «søker» kloratomet å fange opp ett elektron fra den som kan avgi. Når det skjer, har kloratomet 18 elektroner, men fortsatt 17 protoner. Kloratomet har da én minusladning mer enn plussladninger, og blir et negativt ladd atom, et klorion. Vi skriver Cl–.

Klor på ioneform har altså alltid en minusladning i overskudd (aldri flere!), og vi vil alltid skrive Cl–. Man kan på generelt grunnlag si at grunnstoffer i gruppe VII i periodesystemet alltid vil ta elektroner fra andre og slik oppnå oktettregelen, mens grunnstoffer i gruppe I og II alltid vil avgi henholdsvis ett eller to elektroner for å oppnå oktettregelen.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Følgelig vil grunnstoffene i gruppe VII på ioneform – som de stort sett er i naturen – alltid bli negativ ladd med ett elektron i overskudd (Cl–, F–, Br– og I–), mens grunnstoffene i gruppe I i periodesystemet i ioneform alltid blir positivt ladd med én pluss i overskudd (H+, Li+, Na+, K+). Grunnstoffene i gruppe II blir på ioneform alltid positivt ladd med to plusser i overskudd (Be2+, Mg2+, Ca2+). Når natrium avgir ett elektron til klor, oppfyller begge oktettregelen ( får edelgasstruktur) og blir svært stabile (se figur 1.17). Det betyr at det ikke er mulig å verken tilføre eller frata noen av dem elektroner. Både natrium og klor blir stabile på ioneform – natrium positivt ladd og klor negativt ladd. Fra før av vet vi at ulike ladninger tiltrekker hverandre, og det er nettopp det som er selve ionebindingen, at positivt ladde ioner tiltrekkes av negativt ladde ioner. Vi skriver: Na+ + Cl– → NaCl

+ Na

Na+

Cl–

Figur 1.17 Dannelsen av natriumklorid (NaCl) Natriumatomer avgir lett ett elektron for å oppfylle oktettregelen, og kloratomer tar imot ett elektron for å oppfylle oktettregelen. Havner disse grunnstoffene på samme sted, vil natriumatomer avlevere ett elektron til kloratomer – natriumatomene blir da natriumioner, og kloratomer blir klorioner. Natriumioner er positivt ladd, og klorioner er negativt ladd, og følgelig tiltrekker de seg hverandre. Denne tiltrekningen, og dermed bindingen mellom slike ioner, kalles ionebindinger.

På generelt grunnlag er det slik at der det foreligger ionebindinger

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

og dette «stoffet» ikke er løst i vann, så kalles det salter, og ikke molekyler. NaCl er slik sett et salt i kjemisk forstand. For øvrig kalles NaCl (natriumklorid) også for salt i dagligtale, med betydningen bordsalt. NaCl er nettopp det folk flest har hjemme, og som benyttes i maten. Det kan også nevnes at når pasienter får tilført væske i blodbanen, er også det ofte saltvann, det vi kaller fysiologisk saltvann, som er NaCl med en konsentrasjon på 0,9 % (9 mg natriumklorid per milliliter vann). Merk altså at det er som tørrstoff vi kaller disse stoffene som binder hverandre med ionebindinger, for salter. Noen salter lar seg løse enkelt i vann. Da dras de positivt og de negative ladde ionene fra hverandre, og de foreligger kun som ioner, Na+ og Cl–. Ettersom menneskekroppen består av store mengder vann, er det akkurat i denne formen – altså på ioneform og ikke som salt – vi finner natrium og klor i kroppen. Som ioner i kroppsvæskene. Alltid som ioner!

Kovalente bindinger For en god del grunnstoffer, de som hovedsakelig er lokalisert i gruppe III til og med VI i periodesystemet (se tabell 1), er det ikke aktuelt å kvitte seg med elektroner eller å ta elektroner fra et annet grunnstoff. Disse grunnstoffene har en relativt stor kjerne i forhold til antall elektronskall. Det medfører at de holder godt på elektronene sine, men samtidig uten kraft nok til å stjele elektroner fra andre atomer. Det disse atomene gjør for å oppfylle oktettregelen, er å dele elektroner med hverandre. Det medfører at begge aktuelle atomer oppfyller sin oktettregel med «lånte» elektroner. Bindinger som oppstår ved at to atomer deler på elektroner for å oppfylle oktettregelen, kalles kovalente bindinger. Hydrogengass (H2) Hydrogengass blir dannet ved at to og to hydrogenatomer binder hverandre. Dette skjer med en kovalent binding. Når to hydrogenatomer binder og danner et molekyl, skriver vi H2. 34

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Forklaringen på dannelsen av en kovalent binding er som følger: Et hydrogenatom har ett elektron i sitt ytterste skall. For å oppfylle oktettregelen, det vil si, for å oppnå samme fordeling av elektroner som helium med oppfylt K-skall, trenger hydrogenatomet ett ekstra elektron. Alle hydrogenatomer trenger det. Når hydrogenatomene går sammen to og to, og låner sitt ene elektron til «naboen», vil begge oppfylle oktettregelen ved å ha fylt opp K-skallet (se figur 1.18). Det er de to elektronene som deles mellom de to atomene, som gjør at de to atomene holder på hverandre. De utgjør selve den kjemiske bindingen. elektron (e–) proton (p+)

K-skallet

Figur 1.18 Hydrogengass Hydrogenatomer har kun ett elektron i sitt ytterste (og eneste) skall. For å fylle opp dette ene skallet og oppfylle oktettregelen trenger de bare tilgang til ett ekstra elektron. To hydrogenatomer kan således gå sammen og dele sine elektroner med hverandre. De verken tar eller gir fra seg elektroner, de deler, og det er slik deling som medfører at disse atomene binder hverandre, og vi har en kjemisk binding, en kovalent binding. Når vi har en kovalent binding, har vi fått et molekyl. Merk altså at for grunnstoffet hydrogen tilsvarer et fylt ytterste skall kun to elektroner, da K-skallet ikke har plass til flere. Oktettregelen kan således virke misvisende fordi oktett betyr åtte, men det avgjørende i oktettregelen er altså å få fylt opp det ytterste skallet.

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

Når ett par elektroner utgjør en slik kjemisk binding, kaller vi den en enkeltbinding. Merk at det er kun for hydrogen, helium, litium (Li, atomnummer 3) og beryllium (Be, atomnummer 4) at oktettregelen gjelder for å få oppfylt K-skallet med to elektroner. For alle andre grunnstoffer gjelder det å fylle opp ytterste elektronskall med åtte elektroner.

Vann (H2O) Vannmolekylet er sammensatt av ett oksygenatom og to hydrogenatomer, vi skriver H2O. Forklaringen på at dette blir et stabilt molekyl er som følger: Oksygenatomet har totalt åtte elektroner, men bare seks av disse i sitt ytterste skall, altså L-skallet. Det betyr at her er det plass til to elektroner til, eller vi kan si at oksygenatomet trenger to elektroner for å oppfylle oktettregelen. Samtidig vet vi at et hydrogenatom trenger kun ett elektron for å fylle opp sitt ytterste og eneste elektronskall. Dermed vil oksygenatomet låne et elektron fra hver av to hydrogenatomer, og disse hydrogenatomene vil på samme måte låne ett elektron hver av oksygenatomet og slik oppfyller samtlige tre atomer oktettregelen (se figur 1.19). De to kjemiske bindingene mellom oksygenatomet og de to hydrogenatomene består altså av delte elektronpar, såkalte enkeltbindinger. En liten digresjon: Visste du at du kan bøye en tynn vannstråle med en elektrisk gjenstand? Vann er med andre ord elektrisk. Forklaring kommer under.

Merk her følgende: Slik elektronene er plassert i L-skallet, og dette gjelder for alle atomer og ikke bare for oksygen, orienterer de seg to og to sammen. Det kan virke paradoksalt ettersom alle elektroner er negativt ladde og derfor frastøter hverandre.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Figur 1.19 Vannmolekylet (H2O) Oksygenatomene har seks elektroner i sitt ytterste skall og mangler derfor to elektroner for å oppfylle oktettregelen. Dette kan ordnes ved at et oksygenatom deler elektroner med to hydrogenatomer. Slik får alle de tre atomene i dette vannmolekylet fylt opp sitt ytterste skall. Det blir altså to kovalente bindinger i et vannmolekyl, mellom oksygenatomet og hvert av de to hydrogenatomene.

Forklaringen på dette er mer fysisk enn kjemisk, og det skal ikke dveles ved her. Men følgende må man kjenne til: • • •

I L-skallet og skallene utenfor er det plass til åtte elektroner. Elektroner frastøter hverandre. Når det er flere enn fire elektroner i disse elektronskallene, vil to og to elektroner orientere seg sammen og danne elektronpar som ligger tett inntil hverandre (slik som skissert i figur 1.19). Disse elektronparene frastøter andre elektronpar og enkle elektroner i samme skall (men ikke hverandre).

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

frie elektronpar

(‒)

H (+)

Figur 1.20 Vannmolekylet er en dipol To og to elektroner i L-skallet danner elektronpar. Slike elektronpar, til tross for at begge er negativt ladd, ligger tett inntil hverandre og frastøter alle andre elektronpar og enkle elektroner. Derfor spres disse elektronparene seg så mye som mulig, de ligger lengst mulig fra hverandre. Likevel er det slik at de frie elektronparene, de som ikke er en del av en binding, ligger nærmere oksygenets kjerne enn de som utgjør bindingen med hydrogenatomene. Det er fordi hydrogenatomene også trekker på de elektronene som er en del av bindingene. Dermed frastøter de frie elektronparene hverandre og bindingene mer enn ellers. Konsekvensen av det blir at vannmolekylet bøyes. Vi ser av figuren at dette medfører at kjernene til hydrogenatomene blir liggende på den ene siden av molekylet – disse kjernene er positivt ladd, og at de frie elektronparene til oksygen blir liggende på den andre siden av molekylet –disse er negativt ladd. Slik får vannmolekylene én pluss- og én minusside. Vannmolekylene har to poler, de er dipoler.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Konsekvensen av dette er at de ledige plassene i oksygenatomets L-skall, før det binder hydrogenatomer, vil ligge relativt tett inntil hverandre. Dette fordi de to elektronparene vil frastøte hverandre og de enkle elektronene som ikke har dannet par. Av dette forstår vi at de to hydrogenatomene som deler elektroner med oksygenatomet, dermed vil ligge relativt tett inntil hverandre, slik figur 1.20 illustrerer. Videre er det slik at den store kjernen i oksygenatomet trekker mer på de delte elektronene enn det hydrogenkjernene klarer. Derfor ligger de delte elektronparene nærmere oksygenatomet enn hydrogenatomene. Dette har viktige konsekvenser for vannmolekylets egenskaper. For det vi nå ser, er at vannmolekylet i den ene enden domineres av de to frie elektronparene som er negative, mens vi på motsatt side av molekylet finner kjernene til de to hydrogenatomene. Det betyr at vannmolekylet får en svak negativ side og en svak positiv side (se figur 1.20). Vannmolekylet har altså både en pluss- og en minusside, en plusspol og en minuspol. Vannmolekylet er en dipol. Vannmolekylene vil derfor tiltrekke andre vannmolekyler, der et vannmolekyls positive side tiltrekker andre vannmolekylers negative side (se figur 1.21). Bindingene mellom vannmolekyler kalles hydrogenbindinger (se side 43). I denne dipol-egenskapen til vannmolekylene ligger også forklaringen på at NaCl, når det blir løst i vann, ikke lenger vil foreligge som krystaller i fast form, men vil løse seg opp i vannet. Det skyldes at vannmolekyler i store mengder vil trekke de positive Na+-ionene (med vannmolekylers negative side) og de negative Cl–-ionene (med vannmolekylers positive side) fra hverandre (se figur 1.22).

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

H H

hydrogenbindinger

Figur 1.21 Vannmolekyler binder hverandre med hydrogenbindinger Vannmolekylene er dipoler, de har én pluss- og én minusladning. Følgelig vil nabomolekyler tiltrekke og frastøte hverandre. Den tiltrekningen som skjer mellom et vannmolekyls plussladning og et annet vannmolekyls minusladning, kalles en hydrogenbinding. For å bryte denne bindingen, slik at vannmolekylene slipper taket i hverandre, kreves det en oppvarming til ca. 100 °C. Da ryker disse tiltrekningene, og vannmolekylene fordamper effektivt fra hverandre. En slik brytning av bindingene begynner før vannet når 100 °C, slik du ser når det damper av vannet før det koker, men mest effektivt er det ved 100 °C.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Na+

Cl–

Na+

Cl–

Na+

Cl–

Na+

Cl–

Na+

Cl–

Na+

Cl–

Na+

Cl–

Na+

Cl–

Na+

Cl–

Figur 1.22 Når NaCl løses i vann Når man blander ut vanlig bordsalt (natriumklorid, NaCl) i vann (H2O), løser saltet seg opp. Grunnen til det er at vannmolekyler river Na+ og Cl– fra hverandre. Det skyldes at vann er en dipol, der plussidene til en mengde vannmolekyler river i, og pakker inn, Cl–. Tilsvarende vil minussidene til en mengde vannmolekyler rive i, og pakke inn, Na+.

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

En liten digresjon: Du har sannsynligvis lagt merke til at fett eller oljer ikke løser seg i vann. Årsaken er at mens vann er en dipol og løser andre ladde molekyler, er fett og oljer ikke ladde og kan derfor ikke løses i annet en uladde stoffer. Huskeregelen er: «Likt løser likt»; altså: Ladde stoffer lar seg løse i ladde væsker (som vann), mens uladde stoffer lar seg løse i uladde væsker (som oljer). Mer om dette i kapittel 2, «Biokjemi».

Oksygengass (O2) Oksygengass består av molekyler der to og to oksygenatomer har bundet hverandre. I prinsippet er dette likt som allerede beskrevet for hydrogengassmolekylene, men en liten forskjell er det. Hvert oksygenatom har seks elektroner i sitt ytterste skall, i L-skallet. Fire av disse elektronene danner to elektronpar, og de to siste foreligger som enkle elektroner som er klar til å danne par med et annet elektron. Det er altså plass til to elektroner til. Dette vil naturligvis gjelde alle oksygenatomer. Når to slike atomer møtes vil de begge kunne oppfylle oktettregelen ved å dele elektronpar/binding

elektronpar/binding

Figur 1.23 Oksygengass (O2) har en dobbeltbinding Atomene til oksygen har seks elektroner i ytterste skall og trenger to elektroner for å oppfylle oktettregelen. Her oppstår den en interessant mulighet for to oksygenatomer. De kan, og vil, dele to elektronpar med hverandre. Dermed låner to oksygenatomer to elektroner av hverandre, slik figuren illustrerer. Konsekvensen blir at det mellom disse to oksygenatomene blir to bindinger. Vi kaller det en dobbeltbinding.

to elektroner med hverandre, der hver av dem låner bort to og får følgelig da selv låne to av den andre (se figur 1.23). Det som altså skjer i denne situasjonen, er at de to oksygenatomene deler 4 elektroner med hverandre. Hvert delte elektronpar utgjør en kjemisk binding mellom de to aktuelle atomene, og innad i ett enkelt oksygengass-molekyl finner vi altså to slike kjemiske bindinger, det vi kaller en dobbeltbinding.

Hydrogenbindinger Tidligere i dette kapitlet ble det beskrevet at den kjemiske tiltrekningen mellom vannmolekyler kalles hydrogenbindinger. Hydrogenbindinger er mer generelt bindinger mellom molekyler. Det er en spesiell binding fordi den oppstår mellom hydrogenatomer i ett molekyl og nitrogen (N) eller oksygen (O) eller fluor (F) i ett nabomolekyl (se figur 1.24). Vel og merke er det et krav H N

N NH

N N

H Figur 1.24 Hydrogenbindinger

hydrogenbinding Hydrogenbindinger er bindinger mellom molekyler, nærmere bestemt mellom hydrogenatomer (H) i ett molekyl og oksygen (O) eller nitrogen (N) eller fluor (F) i et nabomolekyl, slik vi ser av tegningen her og av figur 1.21. En forutsetning for denne bindingen er at hydrogenatomene som inngår i bindingene, selv er bundet til oksygen (O) eller nitrogen (N) eller fluor (F) med kovalente bindinger.

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

at dette hydrogenatomet som inngår i en slik hydrogenbidning selv må være bundet til nitrogen (N) eller oksygen (O) eller fluor (F) i sitt molekyl. Hydrogenbindinger regnes for å være relativt svake bindinger. Bare det faktum at vann fordamper selv i romtemperatur, forteller at tiltrekningskreftene mellom vannmolekyler ikke er sterke.

Molekyler Molekyler er to eller flere atomer som er bundet til hverandre med kovalente bindinger. Ioner bundet med ionebindinger regnes ikke som molekyler, men de foreligger som salter i tørrstoff. Idet de løses i vann, blir de værende på ioneform og er derfor heller ikke da for molekyler å regne. Molekyler kan angis på flere ulike måter. De har ofte egne navn, de har kjemiske navn, de kan vises med symboler og de kan tegnes i pinne- eller strekform. Et eksempel: Eddik som vi kjøper i butikken, inneholder eddiksyre. Det kjemiske navnet til eddiksyre er etansyre med formelen CH3COOH. Strek- eller pinnemodellen vises i figur 1.25.

H Figur 1.25 Eddiksyre (etansyre, CH3COOH) Figuren viser molekylet eddiksyre med en pinnemodell. Hver pinne (strek) angir en enkeltbinding. Legg merke til at det alltid er fire streker ut ifra C (karbon). Det er fordi C har fire valenselektroner og mangler derfor fire elektroner for å oppfylle oktettregelen. De fire får karbonet tak i ved å danne fire bindinger med andre atomer. Oksygenatomene har alltid to bindinger (streker) til seg da de mangler to elektroner for å oppfylle oktettregelen. Hydrogenatomene har alltid kun én strek eller binding til seg da de mangler kun ett elektron for å oppfylle oktettregelen.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Merk at med pinne- eller strekmodellen knyttes atomene som binder hverandre med kovalente bindinger, sammen med streker. Hver strek korresponderer derfor med ett elektronpar. Merk da at karbon (C) alltid vil ha fire slike streker knyttet til seg, som i alt gir åtte elektroner og utgjør fire elektronpar. Oksygen vil alltid ha to slike streker, som viser oksygenatomers to mulige bindinger for å oppnå oktettregelen. Hydrogen vil alltid kun ha én slik strek tilknyttet seg, som da representerer det ene elektronparet og den ene bindingen et hydrogenatom kan ha. Figur 1.26 viser pinnemodellen til sukkeret glukose, C6H12O6. Igjen ser vi at karbon alltid har fire bindinger, oksygen har to og hydrogen har én kjemisk binding tilknyttet hvert atom. Alle disse forklares med oktettregelen. Figur 1.27 viser en pinnemodell av aminosyren glutamat. I tillegg til karbon, oksygen og hydrogen finner vi her også et nitrogenatom. Nitrogenatomet har atomnummer 7 og har derfor syv elektroner totalt, men bare fem i sitt ytterste skall (se tabell 1). Det betyr at for å oppfylle oktettregelen trenger nitrogenatomet tre elektroner til, og nitrogen vil derfor være i stand til å danne tre kovalente bindinger med andre atomer, f.eks. tre hydrogenatomer (se figur 1.27). CH2OH H C HO

H OH

H C OH

Figur 1.26 Glukose (C6H12O6) Figuren viser molekylet glukose. Glukose er et sukkermolekyl, blant annet det sukkeret som finnes i potet, og det som lagres i leveren vår og sirkulerer i blodet under betegnelsen blodsukker. Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

O C

CH2 CH2

O C –

H N+

H H

Figur 1.27 Glutamat Glutamat er en aminosyre som er med på å bygge proteiner i cellene våre. Ettersom vi vet at H alltid har én binding, og C alltid har fire bindinger, bryr man seg gjerne ikke med å vise dette i alle tegninger. Derfor skrives det av og til som i denne figuren, slik som –CH2–. Dette betyr at på dette C-atomer er det bundet to H-atomer.

Kjemiske reaksjoner Kjemiske reaksjoner skjer når kjemiske bindinger i ett eller flere molekyler brytes. Atomene i molekylene kan dermed danne nye kjemiske bindinger. La oss tenke oss at vi har én beholder med ren oksygengass (O2) og én med ren hydrogengass (H2), og så lar vi disse gassene få blande seg. Når det settes fyr på denne blandingen, får vi en kraftig reaksjon ledsaget av et smell, en eksplosjon, og dannelse av vanndamp. Det som skjer, er at de to gassene reagerer med hverandre og danner vann (H2O). Den kjemiske reaksjonen kan skrives slik: O2 + H2 → H2O I denne kjemiske reaksjonen brytes dobbeltbindingen i oksygenmolekylet og enkeltbindingen i hydrogenmolekylet opp, det danner seg to nye kovalente bindinger mellom hydrogen og oksygen, og det nye molekylet er H2O. 46

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

I innledningen til denne reaksjonen over står det at «det settes fyr på denne blandingen». Dette med å «sette fyr på» er en «teknikk» naturfaglærere ofte bruker. Man varmer opp eller setter fyr på stoffene i eksperimentet for å få den kjemiske reaksjonen til å skje. Grunnen til dette er at de fleste kjemiske reaksjoner ikke skjer spontant av seg selv, i alle fall ikke i romtemperatur. Det skyldes at de ulike molekylene som er med i reaksjonen, i stor grad har oppfylt oktettregelen og er derfor relativt stabile i romtemperatur. Når de får tilført energi i form av varme, vil molekylene bevege seg eller vibrere mer. Dermed øker sjansen for at noen av de kovalente bindingene løsner, og med det økes muligheten for at det dannes nye bindinger som ikke eksisterte rett før. Nye molekyler blir til. Det samme skjer i kroppen vår. Inne i alle cellene våre foregår det til enhver tid hundrevis eller tusenvis av kjemiske reaksjoner, men de fleste av dem vil ikke settes spontant i gang. I kroppen har vi spesielle molekyler, enzymer, som hjelper til med å få disse kjemiske reaksjonene til å skje. Mer om det på side 77. For at en kjemisk reaksjon skal skje, kreves mer enn at det bare er nok energi eller temperatur til stede. Det kreves også at de molekylene som inngår i den kjemiske reaksjonen, kolliderer på en hensiktsmessig måte i forhold til den reaksjonen som skal skje. Dette forklares med kollisjonsteorien.

Kollisjonsteorien Det foreligger noen «krav» for at en kjemisk reaksjon skal skje i det hele tatt eller med en hensiktsmessig fart: 1. Molekylene må være i bevegelse. Det er de alltid. Så lenge tem-

peraturen er over det absolutte nullpunkt (som er –273 ºC), er molekyler i bevegelse. Jo høyere temperatur, desto mer vil molekylene vibrere og bevege seg. Det gjelder spesielt gasser og stoffer løst i væske. Stoffer i fast form vil stort sett vibrere, men ikke flytte nevneverdig på seg.

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

2. De aktuelle molekylene må kollidere på en hensiktsmessig

måte. Det vil si at de må kollidere slik at kjemiske bindinger kan bli brutt, samtidig som nye kan oppstå. I kroppens celler vil enzymer hjelpe til med å få molekyler som skal reagere med hverandre, til å møtes på denne hensiktsmessige måten. Se mer om enzymer på side 77. Det er denne «kollisjonen på en hensiktsmessig måte» kollisjonsteorien handler om. Molekylers vibrasjoner og bevegelser er tilfeldige, det vil si at det ikke er noen forutsigbarhet eller bestemmelse over deres bevegelser. Man kan derfor tenke seg at det må mange kollisjoner til for at en reaksjon skal komme i gang. Det er derfor naturfaglærerne bruker varme for å demonstrere en kjemisk reaksjon. Varmen gir molekylene mer fart og bevegelse, dermed dannes det flere nye bindinger. Denne formen for tilfeldige bevegelser og kollisjonsteoritenkning vil gjelde for alle molekyler i kroppen. Når et hormon virker på en celle, er det også den tilfeldige bevegelsen av hormonet som ligger til grunn for at hormonet endelig treffer rett celle. Tilsvarende skjer når en pasient inntar et legemiddel. Vi kan tenke oss en person som tar en tablett med virkestoffet ibuprofen fordi hun har lett feber. Ibuprofen vil, med tilfeldige bevegelser, forflytte seg ut av blodbanen og over til celler der dette virkestoffet, ved hjelp av kollisjonsteoritenkningen, til slutt vil treffe enzymene med navnene COX-1 og COX-2, og hemme disse. Effekten blir at disse cellene ikke klarer å lage prostaglandiner, som er viktige stoffer for at kroppstemperaturen skal kunne stige.

Kjemisk likevekt og Le Châteliers prinsipp Dersom molekyl A reagerer med molekyl B, kan dette for eksempel gi to nye molekyler, C og D, etter følgende kjemiske reaksjon: A+B→C+D

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

For å få dannet C og D må A og B ha kollidert med hverandre på en hensiktsmessig måte slik at det dannes nye kjemiske bindinger. Men kan det da tenkes at C og D også kan kollidere med hverandre og slik danne A og B? Svaret på dette er ja, i svært mange situasjoner er det tilfellet. Det som skjer, kan beskrives på følgende måte: 1. Før reaksjonen er kommet i gang, har vi mye av A og B og

ingenting av C og D. 2. Etter at reaksjonen har startet, ved at A og B kolliderer med

hverandre, vil det litt etter litt bli dannet C og D. 3. Etter at reaksjonen er kommet noe i gang, vil vi fortsatt ha

relativt mye av A og B, men i synkende mengder, mens mengden av C og D øker. 4. Etter hvert som C og D dannes, vil også de begynne å kollidere med hverandre, og slik danne A og B. Men merk! Ettersom det er såpass lite av C og D i begynnelsen, går det en viss tid før de klarer å kollidere med hverandre – de må «finne» hverandre først. Derfor går reaksjonen mellom C og D saktere enn reaksjonen mellom A og B. 5. Etter en tid vil mengden av A og B synke, samtidig som mengden av C og D øker. Dermed reduseres hastigheten på reaksjonen mellom A og B, mens den øker mellom C og D. Reaksjonene går altså nå begge veier med en viss hastighet. 6. Som beskrevet i punkt 5 over vil denne prosessen foregå helt til hastigheten i begge retninger er like stor. Da har vi fått det vi kaller kjemisk likevekt. Det er altså ikke slik at de kjemiske reaksjonene stopper opp ved kjemisk likevekt. Ved kjemisk likevekt går reaksjonen begge veier like fort. Mengden av A og B på den ene siden og av C og D på den andre siden trenger likevel ikke være identisk (av grunner vi ikke trenger komme inn på her).

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

Når vi har en slik likevektreaksjon skriver vi: A+B↔C+D Dette tegnet – ↔ – viser at den kjemiske reaksjonen går i begge retninger. Dersom stoffene (A, B, C og D) i likevekten beskrevet over er gasser i en lukket beholder (slik at ingen av gassene kan forsvinne), og det foreligger likevekt, slik at alle fire molekyler finnes i beholderen samtidig, hva skjer da dersom man nå tilsetter litt mer A? Da økes sannsynligheten for at A og B kolliderer med hverandre. Konsekvensen blir at det nå dannes enda mer C og D, fordi det blir flere kollisjoner mellom A og B etter at vi tilsatte mer av A. Følgelig får vi litt mer C og D helt til det oppnås ny likevekt. Dersom vi så fjerner litt av molekylet D, vil likevekten nok en gang endres. For nå vil ikke C ha så mye D å kollidere med. Dermed vil det bli færre kollisjoner mellom C og D. Det betyr hyppigere kollisjonen mellom A og B, og det dannes mer C og D. Med andre ord, mengde A og B avtar noe. Det som er beskrevet over, kan oppsummeres på følgende måte: Dersom et system i likevekt påvirkes av en ytre faktor, vil likevekten forskyves slik at effekten av den ytre faktoren motvirkes.

Dette er Le Châteliers prinsipp (oppkalt etter den franske kjemikeren Henry Louis Le Châtelier). Det betyr at dersom man øker mengden A i systemet eller beholderen beskrevet over, vil prinsippet for likevekt sørge for at mengde A reduseres igjen. Vi sier at reaksjonen går mot høyre. Fjerner man D fra likevektsreaksjonen, vil likevekten endre seg slik at D igjen øker. Reaksjonen går mot høyre. Tilsetter man C til likevektreaksjonen, vil C reduseres noe – reaksjonen går mot venstre. Å kjenne til dette med likevekt og endringer av den vil gjøre det enklere å forstå cellebiologiske og fysiologiske prinsipper. 50

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Vi ser på et relevant eksempel: Når vi løper, produserer muskelcellene karbondioksid (CO2). Denne gassen løser seg i blodet og reagerer med vannet der etter følgende kjemiske reaksjon: CO2 + H2O ↔ H+ + HCO3– Jo mer CO2 cellene produserer, desto mer CO2 løses i blodet. Jo mer CO2 som løses i blodet, jo mer CO2 vil kollidere og reagere med vann, og jo flere hydrogenioner (H+) dannes slik som beskrevet i likningen over, i tråd med Le Châteliers prinsipp. Vi ser at reaksjonen går mot høyre. Det interessante er det som skjer når dette blodet kommer til lungene og til de minste blodårene der, som vi kaller kapillærer. Fra kapillærene diffunderer CO2 ut av blodet og over i lungeblærene (alveolene), slik at det kan pustes ut. Når CO2 diffunderer ut av blodet, vil likningen over gå mot venstre. Fordi CO2 forsvinner, vil H+ og HCO3– i større grad kollidere med hverandre enn CO2 og vann. Med andre ord: Når CO2 diffunderer ut av blodet, forbrukes H+ til å lage vann og nytt CO2, og slik fjernes derfor H+ fra blodet. Dette er viktig fordi det ikke skal være for mye H+ i blodet. Syre er et stoff som avgir H+, og mengden syre må reguleres nøye; det må verken være for mye eller for lite av den. Pusten (respirasjonen) er altså med på å regulere hvor mye syre som finnes i blodet til enhver tid. Vi ser litt nærmere på syrer.

Syrer, baser og pH Surheten, eller pH, i kroppen må kontrolleres svært nøye. Dersom surheten (pH-verdien) går utover visse grenser (øker eller reduseres), kan det blant annet medføre at enzymer i kroppens celler (se side 77) mister sine egenskaper, noe som i ytterste konsekvens kan være livstruende. Det er derfor viktig å kjenne til fundamentet for syrer, baser og pH.

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

Syrer og baser Karakteristisk for syrer er at det er stoffer som er sure. De smaker surt dersom vi kan smake på dem. Kjemisk sett er definisjonen på syre et stoff som kan avgi ett eller flere H+-ioner.

La oss se på noen eksempler: Hydrogenklorid, også kjent som saltsyre, er den syren vi har i magesekken. Et molekyl hydrogenklorid kan avgi ett H+-ion når det løses i vann, etter følgende likning: HCl → H+ + Cl– Ettersom vann må være til stede for at denne reaksjonen skal gå, og at H+ ikke kan eksistere alene, men fanges opp av et vannmolekyl, er den kjemisk korrekte reaksjonen slik: HCl + H2O → H3O+ + Cl– For enkelhets skyld skriver man likevel ofte slike reaksjoner slik det ble presentert først, da det er en forutsetning at vann er til stede. Merk ellers her at denne reaksjonen ikke er en likevektreaksjon. Her vil alle HCl avgi H+ til vann, slik at det ikke finnes HCl-molekyler i væsken. Derfor er pilen av type →. Ettersom alle H+ og Cl– løsner fra hverandre, blir det mye H+-ioner i løsningen, og HCl kalles derfor for en sterk syre. Etansyre, bedre kjent som eddiksyre (se figur 1.24), kan også avgi ett H+-ion til vann, etter følgende likning: CH3COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3COO–

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Vi skriver for enkelhets skyld gjerne: CH3COOH ↔ H+ + CH3COO– Merk at vi her har med en likevektreaksjon å gjøre, som vises med pilen ↔. Det betyr at ikke alle CH3COOH-molekyler går i oppløsning, og etansyre regnes derfor for en svak syre. Det blir relativt få H+-ioner i løsningen. Karbondioksid regnes også for å være en syre. Den kan i seg selv ikke gi fra seg et H+, da CO2 ikke inneholder hydrogenatom. Men i reaksjonen med vann dannes karbonsyre (H2CO3) først i et mellomtrinn, som så kan avgi H+. Det som skjer er følgende: CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO3– Merk altså at karbonsyre (H2CO3) er et mellomtrinn, og at vi ofte utelater å skrive dette, slik vi gjorde over på side 51. Det første som skjer, er altså en binding mellom CO2 og H2O som danner karbonsyre, H2CO3. Karbonsyre går så i oppløsning og gir H+ + HCO3–. Som beskrevet med pilene i reaksjonen, kan denne reaksjonen gå begge veier. Det vanlige vil være å skive denne kjemiske reaksjonen slik: CO2 + H2O ↔ H+ + HCO3– En base er et stoff som binder og fjerner H+.

La oss se på noen eksempler på baser. Natriumhydroksid regnes for en sterk base. Reaksjonen i vann går som følger: NaOH → Na+ + OH–

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

Her er det OH– som er nøkkelen. For OH– vil lett reagere med H+ og danne vann: OH– + H+ → H2O Merk altså at mange baser er baser i kraft av å produsere OH–, som så reagerer med H+ som beskrevet over. NaOH regnes for en sterk base fordi alle NaOH-molekyler dissosierer, altså løser seg helt opp til Na+ + OH–. Ammoniakk, NH3, er også en base og reagerer med vann på følgende vis: NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH– Som vi ser av pilen ↔, er dette en reaksjon som går begge veier. Av det forstår vi at NH4+ er en syre som kan avgi ett H+ til OH– og danne ammoniakk og vann igjen. OH– ser vi da er en base. Merk også at når ammoniakk tar H+ fra vann, opptrer vann som en syre. Vann kan opptre både som syre og base. Vi kaller den en amfolytt. Oppsummert: Det karakteristiske er at når en base reagerer med vann, får vi OH– (hydroksidion), og når syrer reagerer med vann får vi H+ som resultat.

pH En væske som har overskudd av H+, sier vi er sur. En væske som har overskudd av OH–, er basisk. Jo mer H+, desto surere væske; jo mer OH–, desto mer basisk er væsken. Har vi like mye H+ og OH–, sier vi at væsken er nøytral, rett og slett fordi verken H+ eller OH– er til stede, da disse reagerer med hverandre slik: H+ + OH– → H2O 54

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Nok en gang fokuserer vi på følgende likning: CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO3– Av likningen, og i lys av Le Châteliers prinsipp, ser vi at når kroppens celler produserer CO2, dannes det H+. Jo mer CO2 som dannes i kroppen, desto mer H+ dannes det. Konsekvensen blir at væsken dette skjer i, for eksempel blodet, blir surere. Jo mer H+ som finnes i en væske, desto høyere blir konsentrasjonen av H+, noe som medfører at pH synker. pH er med andre ord et uttrykk for surhet, der pH-verdien varierer mellom 0 og 14 slik vi ser av pH-skalaen (se figur 1.28). Når pH-verdien er lavere enn 7,0, er løsningen sur. Når pH-verdien er høyere enn 7,0, er løsningen basisk. Når pH er 7,0, er løsning nøytral. Alt i alt betyr dette at med en pH-verdi mellom 0 og 7 betyr overskudd av H+, og en pH-verdi mellom 7 og 14 betyr overskudd av OH–. Det som er verd å merke seg, er at pH er en logaritmisk størrelse. Det betyr for eksempel at en væske med pH 4 er ti ganger surere (har ti ganger så høy H+-konsentrasjon) enn en væske med pH 5, som igjen er ti ganger surere enn en med pH 6. Det betyr at innholdet i magesekken, der det finnes saltsyre (HCl) med en pH-verdi rundt 1,5–3,0, er opp mot 100 000 ganger surere enn blodet, som har en pH-verdi på 7,35–7,45. Dette innebærer at kroppen må ha gode «systemer» for å hindre at væsken i magesekken møter blodet. Tilbake til likningen over. Ved å puste ut ekstra mye karbondioksid (CO2), slik man gjør ved hyperventilering, vil H+-mengden i blodet reduseres. En pasient som har nedsatt evne til å puste normalt, for eksempel på grunn av kronisk obstruktiv lungesykdom (kols), vil ha nedsatt evne til å kvitte seg med tilstrekkelig CO2, med den konsekvens at H+-konsentrasjonen kan bli økende

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

og pH synkende. Dette er utgangspunktet for potensielt alvorlige tilstander for pasienten. 14 13 12

Lut Klor

11 10

Såpe

9 Blod Vann Melk

8 7

NØYTRAL

6 5 4 3

Saltsyre

2 1

Figur 1.28 pH-skalaen pH-skalaen angir hvor sur eller basisk en løsning er. Merk at surheten endres med 10 ganger for hver enhet. Det vil si at pH 6 er ti ganger surere enn pH 7, og pH 4 er hundre ganger surere enn pH 6.

Stoffmengde (mol) Mol er en kjemisk benevning på det vi kaller stoffmengde. Dette begrepet benyttes ikke ofte i helsefaglig teori, men de studentene som skal beherske legemiddelregning, må kjenne til denne

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

benevningen. Følgelig vil man også møte dette begrepet i klinisk praksis. Vi ser nok en gang på følgende kjemiske likning: CO2 + H2O ↔ H+ + HCO3– Merk at i en kjemisk reaksjon kan ikke atomer eller grunnstoffer oppstå eller forsvinne. Det må derfor være en balanse i de ulike grunnstoffene på hver side av pilen. Dersom vi summerer de ulike grunnstoffene på hver side av pilen, ser vi at på venstre side har vi 1 C, 3 O og 2 H. Det samme har vi på høyre side. Vi har balanse. La oss se på et annet eksempel. Når oksygengass reagerer med hydrogengass, dannes det vann. Likningen er slik: O2 + H2 → H2O Når vi summerer grunnstoffene på hver side, finner vi at vi har 2 O og 2 H på venstre side, men 1 O og 2 H på høyre side. Det er ikke balanse i grunnstoffene, så dette er en umulighet. Den balanserte likningen ser slik ut: O2 + 2H2 → 2H2O Nå har vi balanse, med 2 O og 4 H på hver side. Dette forteller oss at for å få denne reaksjonen til å gå, trenger vi ett O2-molekyl og to H2-molekyler, som gir to vannmolekyler. Eventuelt, ett dusin O2-molekyler og to dusin H2-molekyler, som gir to dusin vannmolekyler. Eller 1000 O2-molekyl og 2000 H2-molekyler, som gir 2000 vannmolekyler, osv. Nå er det sjelden eller aldri at vi har så få molekyler som ett dusin. Til og med tusen er et lite tall her. La oss utdype dette. I 18 ml vann er det: 602 300 000 000 000 000 000 000 H2O-molekyler. Det vil si

Kapittel 1: Grunnleggende kjemi

6,023 x 1023 molekyler, et tall vi kaller Avogadros tall. Dette tallet angir antall molekyler som fins i ett mol av et stoff. I kjemien har vi ofte med så store tall å gjøre at de blir meningsløse å jobbe med. Derfor er mol-benevnelsen innført. Mol viser således til et gitt antall molekyler eller atomer, på samme måte som dusin alltid viser til tallet 12. Av denne likningen leser vi altså: O2 + 2H2 → 2H2O Ett mol O2 reagerer med 2 mol H2 og gir 2 mol H2O. Med mindre du studerer kjemi, vil du sjelden støte på begrepet mol i din utdanning, men enkelte væsker, for eksempel kaliumklorid (KCl) og magnesiumløsninger, oppgis gjerne i mmol/l (millimol per liter). Din fremtidige pasient skal kanskje få tilført dette stoffet, og du må da kunne regne ut mengden eller hastigheten pasienten skal ha av dette medikamentet. Følgelig må du kjenne til dette begrepet.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Kjemi, biokjemi og cellebiologi inngår i Fagbokforlagets «kortlest»-serie i naturvitenskapelige emner for sykepleiestudenter.

Kjemi, biokjemi og cellebiologi

Brynjar Foss

KJEMI, BIOKJEMI OG CELLEBIOLOGI En innføring

ISBN 978-82-450-1954-4

,!7II2E5-abjfee!